Texto de Apoio Q12

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Escola Secundária Cristo Rei – Gorongosa 
Texto de apoio – Química 12
a
 Classe 
 
1 
Compilado por Hermes Augusto Chaúque 
Cinética Química é o ramo da química que estuda a velocidade das reacções químicas e os 
factores que influenciam esta velocidade. 
Observação: o conhecimento e o estudo da velocidade das reacções, além de ser muito 
importante em termos industriais, também está relacionado ao nosso dia-a-dia. Por exemplo, 
quando guardamos alimentos na geleira para retardar sua decomposição ou quando usamos 
panela de pressão para aumentar a velocidade de cozimento dos alimentos, estamos interferindo 
na velocidade das reacções. 
 
Classificação das reacções químicas quanto a velocidade 
1. Reacções lentas são reacções que ocorrem a uma velocidade muito baixa. 
Exemplos: Combustão da vela, oxidação dos metais, entre outros. 
2. Reacções rápidas são reacções que ocorrem a uma velocidade muito elevada, 
dificultando a sua determinação. 
Exemplos: Reacções explosivas, reacção de precipitação, reacção de neutralização ácido-
base, entre outras. 
3. Reacções moderadas são aquelas reacções que ocorrem a uma velocidade intermediária 
(não muito rápida e nem muito lenta). A cinética química, interessa-se principalmente por 
este tipo de reacção, pois a sua velocidade pode ser medida com exatidão. 
Exemplo: Reacções de metais, não muito reactivos, com ácidos. 
Mg + 2HCl → MgCl2 + H2 
 
Exercício 
1. Qual é a finalidade do estudo da cinética química? 
 
Condições para que ocorra uma reacção química 
 Natureza dos reagentes: quando uma reacção ocorre é porque há afinidade entre os 
reagentes; 
 Contacto entre reagentes: esta é uma condição fundamental para que possa haver 
reacção; e 
 Choques ou colisões: os choques eficientes entre os reagentes levam a quebra de 
ligações ocasionando a reacção. 
 
Teorias das colisões 
Pela teoria das colisões, para haver uma reacção química, é necessário: 
 Que as moléculas dos reagentes colidam entre si; 
 Que a colisão ocorra com geometria favorável a quebra das ligações; e 
 Que a energia cinética das moléculas que colidem entre si seja suficiente para quebrar as 
ligações. 
 
Colisão efectiva 
É aquela que resulta em reacção química. O número de colisões efectivas é muito pequeno 
quando comparado ao número total de colisões que ocorrem entre as moléculas reagentes. 
 
 
 + + 
 Colisão não efectiva 
I I 
H H 
I I 
H H I I 
H H 
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+ 
 + 
 Colisão efectiva 
 
Exercícios 
1. O que entende por colisão não efectiva? 
2. Qual é a relação entre a energia cinética e colisão efectiva 
 
Complexo activado é uma estrutura intermediária de grande energia entre os reagentes e os 
produtos, como resultado da colisão, com ligações intermediárias entre as dos reagentes e as dos 
produtos. 
 
 
 + 
 + 
 
 
 Reagentes Complexo activado Produtos 
 
Energia de activação é a energia mínima necessária para que se inicie uma dada reacção 
química. 
NB: quanto menor for a energia de activação de uma reacção química, maior será sua velocidade 
e vice-versa. 
 
Exercício 
1. O que entende por catálise? 
 
Catálise 
Toda reacção em que participa um catalisador chama-se catálise. 
Um catalisador é uma substância que aumenta a velocidade de uma reacção química sem, no 
entanto, ser consumido durante a reacção. 
 
Tipos de catálise 
1. Catálise homogénea 
Na catálise homogénea os reagentes e o catalisador estão dispersos numa única fase, geralmente 
líquida. A catálise ácida e a catálise básica constituem os mais importantes tipos de catálise 
homogénea em solução líquida. 
Exemplo: 2SO2(g) + O2(g) NO(g) 2SO3(g) 
2. Catálise heterogénea 
Na catálise heterogénea, os reagentes e o catalisador se encontram em fases diferentes. 
Usualmente, o catalisador é um sólido e os reagentes são gases ou líquidos. 
Na catálise heterogénea, o centro activo da reacção se localiza, em geral, na superfície do 
catalisador sólido. 
Exemplo: 2H2(g) + O2(g) Pt(s) 2H2O(l) 
H 
H 
H 
H 
H H 
I 
I 
I 
I 
I I 
Cl 
Cl 
H 
H 
Cl 
Cl 
H 
H 
Cl Cl 
H H 
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Inibidores ou venenos 
São substâncias que retardam ou diminuem a velocidade de uma reação química. 
Exemplo: Conservantes, etc. 
 
Exercícios 
1. Do ponto de vista industrial. Qual é a catálise mais importante? 
2. Qual é a importância, industrial ou doméstica, dos inibidores ou venenos? 
 
Factores que afectam a velocidade da reacção 
1. Superfície de contacto/estado de divisão das partículas 
As partículas pequenas tem maior superfície de contacto do que as partículas grandes. Portanto, 
quanto menor é o tamanho das partículas que reagem, maior é a superfície de contacto exposta a 
reacção e consequentemente maior é a velocidade da reacção química. 
2. Concentração 
Em geral, um aumento da concentração dos reagentes, isto é, número de molécula, aumenta-se a 
frequência de choques entre moléculas e consequentemente aumenta a velocidade da reacção. 
3. Temperatura 
Uma elevação da temperatura aumenta a velocidade de uma reacção porque aumenta o número 
de moléculas dos reagentes com energia superior à de activação. 
Regra de Van’t Hoff: uma elevação de 10º C, duplica a velocidade de uam reacção. 
 
 
ν = coeficiente térmico da velocidade da reacção 
4. Catalisador 
A acção do catalisador é abaixar a energia de activação possibilitando um novo caminho para a 
reacção. O abaixamento de energia de activação é que determina o aumento da velocidade da 
reacção. 
 
 Energia Ca1 
 
 
 Ca2 
 
 P Ea2 Ea1 2HI(g) 
 
 ∆H˃0 
 
 
 R H2(g) + I2(g) 
 
 Tempo 
Ca1 = complexo activado sem catalisador 
Ca2 = complexo activado com catalisador 
Ea1 = energia de activação sem catalisador 
Ea2 = energia de activação com catalisador 
 
Vt+∆t/Vt = ν
∆t/10
 
 
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Exercícios 
1. Como é que a pressão tem influenciado a velocidade de reacção? 
2. O valor da entalpia da reacção é ou não alterado com a utilização de um catalisador? 
Justifique. 
3. Quais são as condições para tornar as reacções químicas mais lentas? 
 
Velocidade média de uma reacção química 
É o quociente da variação da molaridade de um dos reagentes (ou produtos) da reacção pelo 
intervalo de tempo em que essa variação ocorre. 
Contudo, a velocidade de uma reacção química diminui a medida que a quantidade de reagentes 
vai diminuindo. 
A velocidade média da reacção é dada pela expressão: 
 onde: 
 
n = coeficiente esquiométrico 
∆t = variação do tempo 
∆[ . ] = variação da concentração 
(+) = formação do produto 
(-) = consumo dos reagentes 
 
Observação: a velocidade média de cada substância na equação química é dada por 
 . 
 
Exemplo: considere a reacção N2(g) + 3H2(g) →2NH3(g), nos fornece os seguintes resultados, sob 
determinadas condições experimentais. 
Tempo de reacção (min) 0 5 10 15 20 
Variação da molaridade de NH3 (mol/l) 0,0 20,0 32,5 40,0 43,5 
 
Utilizando os dados dessa tabela obtemos, de acordo com a definição, as seguintes velocidade 
média de amoníaco: 
V(0-5) = (20,0 – 0)/(5 – 0) =˃ 4,0mol/l.min 
V(5-10) = (32,5 – 20,0)/(10 – 5) =˃ 2,5mol/l.min 
observação: analisando os primeiros 5 min, concluímos que a reacção produziu 20 mol/l, 
correspondendo a velocidade média de 4,0mol/l.min de NH3. Acontece que o NH3 é produzido a 
partir de N2 e de H2. Desse modo, de acordo com a estequiometria da equação, temos: 
 N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) 
10mol/l 30mol/l 20mol/l 
Assim sendo, nos primeiros 5 min da reacção, teríamos as seguintes velocidades médias: 
Em relação ao N2: V(0-5) = 10,0/5 =˃ 2,0mol/l.min 
Em relação ao H2: V(0-5) = 30,0/5 =˃ 6,0mol/l.min 
Em relação ao NH3: V(0-5) = 20,0/5 =˃ 4,0mol/l.min 
Portanto, para obtermos um resultado único que expresse a velocidade média da reacção, 
teremos: 
Em relação ao N2: V(0-5) = (1/1).(10,0/5) =˃ 2,0mol/l.min 
Em relação ao H2: V(0-5) = (1/3).(30,0/5) =˃ 2,0mol/l.min 
Em relação ao NH3: V(0-5) = (1/2).(20,0/5) =˃ 2,0mol/l.min 
Vm = ± (1/n).∆[ . ]/∆t 
Vm = ± ∆[ . ]/∆t 
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Exercício 
1. Considere a reacção: 4NH3(g) + 5O2(g) → 4NO(g) + 6H2O(g), suponha que num dado 
intervalo de tempo a velocidade da reacção do amoníaco é de 0,36 mol/l.s. 
a) Qual é a velocidade da reacção de O2? 
b) Qual é a velocidade de formação da H2O? 
2. O que é que estuda a Cinética Química? 
3. Defina velocidade de uma reacção química. Quais são as unidades usadas? 
4. Faça distinção entre velocidade média e velocidade instantânea de uma reacção. 
5. Indique as vantagens de se medir a velocidade inicial de uma reacção? 
6. Quais são os factores que afectam a velocidade de uma reacção química? 
7. Qual é a diferença entre catálise homogénea e catálise heterogénea? 
8. De que maneira a teoria de colisões moleculares justifica a dependência da velocidade 
com a concentração molar dos reagentes? 
9. O que é uma colisão efectiva? Mencione dois factores que influem numa colisão efectiva. 
10. O que é energia de activação? 
11. Qual é a relação entre a energia de activação e a velocidade de uma reacção? 
12. Qual é a relação entre a energia cinética e a colisão efectiva? 
13. Como se classificam as reacções quanto a velocidade? 
14. Na reacção: 2H2O2(aq) → 2H2O(l) + O2(g), a velocidade média dessa reacção num certo 
intervalo de tempo é de 8mol/s em relação a água oxigenada. Qual é a velocidade em 
mol/s de formação do oxigénio no mesmo intervalo de tempo? 
15. Durante a reacção: 2X(g) → Y(g), a concentração da substância X diminui durante o 
intervalo de tempo de 8,40 minutos, desde 0,200M até 0,166M. Qual é a velocidade 
média da reacção durante o referido intervalo de tempo em mol/l.s? 
16. Considere a reacção: 2NO(g) + O2(g) →2NO2(g), suponha que num dado instante durante a 
reacção, o monóxido de nitrogénio reage a uma velocidade de 0,066M/s. A que 
velocidade se forma o NO2 e a que velocidade reage o oxigénio molecular? 
17. Considere a reacção: N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g), suponha que num determinado instante 
durante a reacção, o hidrogénio molecular reage a uma velocidade de 0,074M/s. A que 
velocidade se forma o amoníaco e a que velocidade reage o nitrogénio molecular? 
18. Dada a reacção traduzida pela equação: X2(aq) + 3Y2(g) → 2XY3(g), as concentrações de X2, 
Y2 e XY3 são 0,8; 1,5 e 0,1M respectivamente. Quais são as concentrações de Y2 e XY3 se 
a concentração de X2 baixar para 0,5M. 
19. A reacção 2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g) foi realizada ao longo de tempo, medindo-se a massa 
do trióxido de enxofre formado na reacção. 
a) Calcule a velocidade nos intervalos (10-20), 
(20-30), (30-40) e (10-30) 
b) Represente graficamente a variação do SO3 
com o tempo. 
 
 
20. Porque a energia de activação da reacção da formação da água a partir dos iões H+ e OH- 
é muito menor do que a da formação da água a partir de H2 e O2? 
21. A reacção 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g), decorre com libertação de calor. No entanto para que 
a reacção se inicie é necessário aquecer a mistura de gases. Como explica-lo? 
 
Tempo (min) SO3 (g) 
 10 30 
20 45 
30 50 
40 52 
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Exercícios 
1. Considere a seguinte reacção: NO2(g) + CO(g) → NO(g) + CO2(g), o resultado está na tabela 
Tempo (s) [NO2] [CO] [NO] [CO2] 
0 0,8 1,0 
2 0,5 
4 0,3 
6 0,2 
a) Qual é a concentração do NO e CO2 no início da reacção? 
b) Calcule a velocidade de reacção nos intervalos (0-2s), (2-4s) e (4-6s). 
c) Preencha os valores que faltam na tabela. 
d) Construa, no mesmo eixo, o gráfico da variação da concentração de NO2, CO, NO e CO2. 
2. Considere a reacção: N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g), suponha que num dado intervalo de tempo 
a velocidade da reacção do nitrogénio é de 0,16 mol/l.s. 
a) Qual é a velocidade da reacção de H2? 
b) Qual é a velocidade de formação da NH3? 
 
Velocidade instantânea 
Velocidade instantânea é igual ao declive ou inclinação da recta tangente (coeficiente angular) 
ao gráfico da concentração em função do tempo. 
Para determinar a velocidade da reacção num determinado instante, traça-se uma recta tangente 
ao gráfico no instante dado e calcula-se o declive da recta através dos valores de dois pontos 
quaisquer da recta. Assim, a velocidade da reacção no instante desejado pode ser determinado 
pela expressão: Vi = ([ . ]2 – [ . ]1)/(t2 – t1) 
 
Lei de velocidade 
A lei de velociade ou lei de acção das massas ou ainda lei de Guldberg-Waage em honra aos 
cientistas noruegueses Cato Maximilian Guldberg (1836-1902) e Peter Waage (1833-1900) pode 
ser expressa da seguinte maneira: “a uma determinada temperatura, a velocidade de uma reacção 
química é directamente proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes 
estando cada concentração elevada a um expoente igual ao coeficiente da substância na 
equação”. Exemplo: aA + bB → cC + dD; 
A expressão da lei de velocidade: V = k.[A]
a
.[B]
b
 
Ordem da reacção é soma de dos valores dos exoentes que, as concentrações reagentes, se 
encontram elevadas na equação de velocidade. Portanto, os expoentes a e b, na expressão da lei 
da velocidade outrora representada, refere a ordem da reacção em relação aos reagentes A e B 
respectivamente, o somatório desses expoente é igual a ordem total da reacção. 
observação: Na expressão que traduz a lei de acção das massas só participam as substâncias 
nos estados gasosos e aquoso, pois as suas concentrações variam. As substâncias nos estados 
líquidos e sólido tem uma concentração constante, que não influenciam a velocidade, por isso, 
não participam na referida expressão. 
 
Exercícios 
1. Considere a reacção: 2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g). escreva a expressão da lei de velocidade 
e a ordem da reacção. 
2. O valor da entalpia da reacção é ou não alterado com a utilização de um catalisador? 
Justifique. 
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3. Enuncie a lei da velocidade de uma reacção? Que factores afectam o valor da constante 
de velocidade de uma determinada reacção? 
4. O que significa ordem de uma reacção? 
5. Escreve a expressão da lei de velocidade para as reacções abaixo e indique a ordem da 
reacção: 
a. SO2(g) + O2(g) → SO3(g) 
b. Na(s) + H2O(l) → NaOH(aq) + H2(g) 
c. H2(g) + I2(g) → HI(g) 
d. K(s) + O2(g) → K2O(s) 
e. CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) 
f. CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) 
g. SO2(g) + H2O(g) → H2SO3(aq) 
h. MgCl2(aq) + Na2SO4(aq) → MgSO4 (aq) + 2NaCl(aq) 
i. 2H2O2(aq) → 2H2O(l) + O2(g) 
6. Em quantas vezesé que se altera a velocidade da reacção: 2A + B → A2B, se 
aumentarmos a concentração da substância A em duas vezes e a concentração da 
substância B também em dobro? 
7. Algum tempo depois de início da reacção: 3A + B → 2C, as concentrações das 
substâncias eram: [A] = 0,03mol/l; [B] = 0,01mol/l e [C] = 0,008mol/l. Quais eram as 
concentrações iniciais das substâncias A e B? 
8. Como é que se altera a velocidade da reacção: 2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g) 
a. se aumentar a pressão no sistema para o triplo; 
b. Diminuir a pressão do sistema em três vezes; 
c. Aumentar a concentração de NO para o triplo; 
9. No sistema: CO(g) + Cl2(g) → COCl2(g), a concentração de CO foi aumentada de 0,03 até 
0,12mol/l; e a concentração do Cl2 de 0,02mol/l até 0,06mol/l. Em quantas vezes cresce a 
velocidade da reacção? 
10. A reacção entre as substâncias A e B expressa-se através da equação: A(g) + 2B(g) → C(g). 
as concentrações iniciais de A e B são 0,03 e 0,05mol/l respectivamente. A constante da 
velocidade é igual a 0,4s
-1
 calcule: 
a. A velocidade da reacção no início. 
b. A velocidade da reacção quando a concentração da substância A já foi reduzida 
em 0,01mol/l 
 
Determinação da Lei de velocidade 
As leis de velocidade das reacções químicas são sempre determinadas experimentalmente. 
Portanto, a partir das concentrações dos reagentes e das velocidades iniciais da reacção podemos 
determinar a ordem da reacção e contudo, a constante de velocidade da reacção. 
Observação: A ordem em relação a um reagente, não está relacionado com o coeficiente 
estequiométrico de reagente na equação global acertada. 
Exemplo: a reacção de óxido nitroso com o hidrogénio a 1280º C, dá-se de acordo com a 
equação: 2NO(g) + 2H2(g) → N2(g) + 2H2O(g) 
Experiência [NO] M [H2] M Velocidade (M/s) 
I 5,0.10
-3
 2,0.10
-3
 1,25.10
-5
 
II 1,0.10
-2
 2,0.10
-3
 5,0.10
-5
 
III 1,0.10
-2
 4,0.10
-3
 1,0.10
-4
 
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a) Determine a lei de velocidade; 
b) Determine a constante de velocidade; e 
c) Determine a ordem da reacção. 
 
Resolução 
a) V = k.[NO]x. [H2]
y
 
(5,0.10
-3
/1,0.10
-2
)
x
 = 1,25.10
-5
/5,0.10
-5
 
0,5
x
 = 0,25 
X =2 
(2,0.10
-3
/4,0.10
-3
)
y
 = 5,0.10
-5
/1,0.10
-4
 
0,5
y
 = 0,5 
y =1 
V = k.[NO]
2
. [H2] 
b) V = k.[NO]2. [H2] 
k = V/([NO]
2
. [H2]) 
k = 1,25.10
-5
/((5,0.10
-3
)
2
. (2,0.10
-3
)) 
k = 250 M
-2
.s
-
 
c) A reacção é da 3ª ordem: x + y = 3 
 
Exercícios 
1. Considere a reacção: A + B → C 
Determine a ordem da reacção e calcule a constante da velocidade a partir dos seguintes 
dados experimentais obtidos a uma dada temperatura 
Experiência [A] (M) [B] (M) Velocidade (M/s) 
I 1,50 1,50 3,20.10
-1 
II 1,50 2,50 3,20.10
-1
 
III 3,00 1,50 6,40.10
-1
 
 
 
2. Considere a reacção: X + Y → Z. obtiveram-se os seguintes resultados a 360K 
a) Determine a ordem da 
reacção. 
b) Calcule a constante da 
velocidade. 
c) Escreva a expressão da 
lei de velocidade. 
 
 
 
Mecanismo de uma reacção química 
Mecanismo de uma reacção química é a sequência de etapas elementares que conduz a 
formação de produtos. 
Exemplo: Etapa I: 2NO(g) → N2O2(g) (lenta) 
 Etapa II: N2O2(g) + O2(g) → 2NO2(g) (rápida) 
 Equação global: 2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g) 
 
Experiênci
a 
[X] 
(M) 
[Y] 
(M) 
Velocidade 
(M/s) 
I 0,10 0,50 0,053 
II 0,20 0,30 0,127 
III 0,40 0,60 1,02 
IV 0,20 0,60 0,254 
V 0,40 0,30 0,509 
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Lei de velocidade de etapas elementares 
Para uma reacção que tem mais do que uma etapa elementar, a lei de velocidade para o processo 
global é determinada pela etapa lenta da reacção. Entretanto, a expressão da lei de velocidade do 
mecanismo acima representado é V = k.[NO]
2
. 
 
Exercícios 
1. Considere o mecanismo seguinte: 
 Etapa I: N2O(g) → N2(g) + O(g) (lenta) 
 Etapa II: N2O(g) + O(g) → N2 + O2(g) (rápida) 
 Equação global: 2N2O(g) → N2(g) + O2(g) 
a) Escreva a equação global da reacção. 
b) Determine a expressão da lei de velocidade. 
c) O que entende por espécies intermediárias de um mecanismo? 
d) Indique as espécies intermediárias? 
2. Considere a reacção: 4HBr(g) + O2(g) → 2H2O(g) + 2Br2(g). que se processa de acordo com 
os seguintes mecanismos: 
HBr(g) + O2 (g) → HBrO2(g) (etapa lenta) 
HBrO2(g) + HBr(g) → 2HBrO(g) (etapa rápida) 
HBrO(g) + HBr(g) → H2O(g) + Br2(g) (etapa rápida) 
a) Escreva a expressão da lei da velocidade. 
b) Qual é a ordem da reacção? 
3. A reacção entre as substâncias A e B expressa-se através da equação: A(g) + 2B(g) → C(g). 
as concentrações iniciais de A e B são 0,03 e 0,05mol/l respectivamente. A constante da 
velocidade é igual a 0,4s
-1
 calcule: 
a. A velocidade da reacção no início. 
b. A velocidade da reacção quando a concentração da substância A já foi reduzida 
em 0,01mol/l 
4. A lei de velocidade para a reacção: 2NO(g) + Cl2(g) → 2NOCl(g), é dada por V = 
K[NO][Cl2] 
a. Qual é a ordem da reacção? 
b. Foi proposto um mecanismo para esta reacção que envolve as seguintes etapas: 
NO(g) + Cl2(g) → NOCl2(g) 
NOCl2(g) + NO(g) → 2NOCl(g) 
Se admitirmos que o mecanismo proposto está correcto, que conclusões podemos tirar em 
relação as velocidades relativas das duas etapas elementares? 
 
Reacções irreversíveis são reacções que ocorrem num único sentido até ao fim, isto é, até ao 
esgotamento completo de um dos reagentes. 
Exemplo: Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(s) + H2(g) 
Reacções reversíveis são reacções nas quais os reagentes se transformam em produtos, e estes, a 
medida que se formam, regeneram os reagentes iniciais. 
Exemplo: CO(g) + NO2(g) ↔ CO2(g) + NO(g) 
 
Equilíbrio químico 
O equilíbrio é um estado em que não existe alterações observáveis ao longo de tempo. 
 
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Características de um sistema em equilíbrio 
O equilíbrio químico é um processo dinâmico, isto é, as reacções directa e inversa não param. 
contudo, a velocidade da reacção directa é igual a velocidade da reacção inversa. 
Entretanto, quando uma determinada reacção química atinge o estado de equilíbrio, as 
concentrações dos reagentes e dos produtos permanecem constantes ao longo do tempo e não se 
observação variações visíveis num sistema fechado e mantido a temperatura constante. 
 
Lei de equilíbrio 
A lei de equilíbrio estabelece que: “A constante de equilíbrio, para reacções reversíveis em 
equilíbrio a temperatura constante, é directamente proporcional ao produto das concentrações 
dos produtos e inversamente proporcional ao produto das concentrações dos reagentes, estando 
cada concentração elevada a um expoente igual ao coeficiente estequiométrico da substância na 
equação química acertada”. 
Exemplo: aA(g) + bB(g) ↔ cC(g) + dD(g) 
Expressão Matemática: Keq = [C]
c
.[D]
d
/[A]
a
.[B]
b
 ou Keq = Kd/Ki 
 
Exercícios 
1. Qual é a importância e o significado do valor da constante de equilíbrio? 
2. O que é equilíbrio químico? 
3. Quando é que um sistema químico atinge o estado de equilíbrio? 
4. Porque é que se diz que o equilíbrio químico é dinâmico? 
5. Demonstre graficamente o estado de equilíbrio quando: KC>1; KC =1 e KC <1. 
6. Caracterize macroscopicamente e microscopicamente um estado de equilíbrio? 
7. O que é constante de equilíbrio KC? 
8. De que depende a constante de equilíbrio? 
 
Equilíbrio heterogéneo, os reagentes e os produtos se encontram em fases diferentes. 
Exemplo: Na2CO3(s) ↔ Na2O(s) + CO2(g) Kc = [CO2] 
Equilíbrio homogéneo, os reagentes e os produtos se encontram na mesma fase. 
Exemplo: 2SO2(g) + O2(g) ↔ 2SO3(g) Kc = [SO3]
2
/[SO2]
2
.[O2] 
 
Nas reacções em fasegasosa, as concentrações dos reagentes e dos produtos também podem ser 
expressas em função das suas pressões parciais. 
A temperatura constante a pressão de um gás está relacionada directamente com a concentração 
desse gás em mol/l, isto é, P = n.R.T/V, assim para o sistema acima em equilíbrio. 
Kp = PSO3
2
/PSO2
2
.PO2 
Onde PSO3
2
, PSO2
2
 e PO2 são pressões parciais (em atm) de SO3, SO2 e O2 no equilíbrio 
respectivamente. O índice Kp significa que concentrações de equilíbrio estão expressas em 
termos da pressão. 
Relação entre Kp e Kc 
É importante considerar que Kc não igual a Kp, uma vez que as pressões parciais dos reagentes e 
dos produtos não são iguais as concentrações em mole por litro. 
Kp = Kc.(R.T)
∆n
 
Observação: No equilíbrio heterogéneo, Δn deve ser calculado levando-se em conta apenas os 
gases presentes no equilíbrio. 
 
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Exercícios 
1. A constante de equilíbrio da reacção: N2O4(g) ↔ 2NO2(g), Kc =4,63.10
-3
 a 25º C. qual é o 
valor de Kp a esta temperatura? 
2. Qual é a diferença entre equilíbrios homogéneo e heterogéneo? 
3. Qual é a diferença entre KC e KP? 
4. A constante de equilíbrio da reacção H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) é 54,3 a 430º C. 
Se as concentrações iniciais de H2, I2 e HI são 0,00623M; 0,00414 e 0,0224M, 
respectivamente. Calcule as concentrações no equilíbrio. 
5. Considere o seguinte sistema em equilíbrio a 700º C, H2(g) + S(g) ↔ H2S(g). 
A análise da mistura de equilíbrio mostra que num recipiente de 12,0l de capacidade há 
2,50 moles de H2; 1,35.10
-5
 moles de S e 8,70 moles de H2S. Calcule a constante de 
equilíbrio KC para a reacção. 
6. Considere a seguinte reacção: N2(g) + O2(g) ↔ 2NO(g). 
Se as pressões parciais de N2, O2 e NO em equilíbrio forem 0,15 atm; 0,33 atm e 0,050 
atm, respectivamente, a 2200º C, qual é o valor de KP? 
7. A constante de equilíbrio KP da reacção N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) é igual 4,31.10
-5
 a 200º 
C. 
8. Numa certa experiência, um estudante começa com 0,862 atm de N2 e 0,373 atm de H2 
num recipiente a volume constante. Calcule as pressões parciais de todas as espécies 
quando se atingir o equilíbrio. 
9. A constante de equilíbrio para a reacção: CO(g) + Cl2(g) ↔ COCl2(g) é igual a 39,4. 
Calcule a concentração inicial de Cl2, sabendo que no estado de equilíbrio [CO] = 0,2M e 
[COCl2] = 0,8M. 
10. Considere o equilíbrio: A(g) ↔ B(g). A certa temperatura o valor de KC é 0,5. 
Introduz-se num recipiente de 2 litros de 6 moles de A e 6 moles de B. 
a) No estado de equilíbrio qual das substâncias terá maior concentração? 
b) Calcule as concentrações do equilíbrio. 
11. No sistema: FeO(s) + CO(g) ↔ Fe(s) + CO2(g). 
A constante de equilíbrio da reacção a uma dada temperatura é igual a 0,5. Determinar as 
concentrações de equilíbrio de CO e de CO2, sabendo que as concentrações iniciais destas 
substâncias são [CO] = 0,05M e [CO2] = 0,01M. 
12. Considere o sistema: H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g). 
As concentrações de equilíbrio são: [H2] = 0,023M; [I2] = 0,005M e [HI] = 0,09M. 
Determinar a constante de equilíbrio e as concentrações iniciais do iodo e do hidrogénio. 
13. O sistema: 2N2(g) + O2(g) ↔ 2N2O(g), apresenta as seguintes concentrações no equilíbrio: 
[N2] = 0,72M; [O2] = 1,12M e [N2O] = 0,84M. Calcule a constante de equilíbrio. 
14. Considere o sistema: 2NO2(g) ↔ 2NO(g) + O2(g). 
As concentrações de equilíbrio do sistema a uma determinada temperatura são: [NO2] = 
0,006M e [NO] = 0,024M. Encontrar a constante de equilíbrio da reacção e a 
concentração inicial de NO2. 
15. Num recipiente fechado faz-se decorrer a reacção: AB(g) ↔ A(g) + B(g). 
A constante de equilíbrio da reacção é igual a 0,04M; a concentração de equilíbrio da 
substância B é 0,02M. Determinar a concentração inicial da substância AB. Que 
percentagem da substância AB foi consumida. 
16. Determinar a constante de equilíbrio da reacção: N2O4(g) ↔ 2NO2(g). 
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Sabendo que a concentração inicial de N2O4 era 0,08M, e quando se estabeleceu o 
equilíbrio tinha sido consumido 50% de N2O4. 
17. Para a reacção: N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g). KP é 4,3.10
-4
 a 375K. Calcule KC para esta 
reacção. 
18. Considere o seguinte equilíbrio: NH4HS(s) ↔ NH3(g) + H2S(g). 
A pressão parcial para cada gás é 0,265atm. Calcule KP e KC para a reacção. 
19. Qual é o valor de KP para a seguinte reacção a 1273º C, 2CO(g) + O2(g) ↔ 2CO2(g). 
Se KC for 2,24.10
22
 a mesma temperatura? 
20. Considere a reacção 2SO3(g) ↔ 2SO2(g) + O2(g). 
A constante de equilíbrio KP é 1,8.10
-5
 a 350º C. Qual é o valor de KC para esta reacção? 
21. Para a reacção CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g) a pressão de CO2 é 0,105atm a 350º C. 
Calcule as constantes de equilíbrio KP e KC da reacção 
 
Princípio de Le Chatelier 
O Princípio de Le Chatelier diz que: se um sistema em equilíbrio for perturbado externamente, 
o sistema ajusta-se de forma a minimizar a acção desta perturbação. 
A palavra perturbação significa uma variação na concentração, pressão, volume ou temperatura 
que afaste o sistema do seu estado de equilíbrio. 
1. Concentração 
O aumento da concentração de qualquer das substâncias que participam no equilíbrio, o 
equilíbrio deslocar-se-á no sentido de consumo desta substância. A diminuição da concentração 
de qualquer das substâncias, o equilíbrio deslocar-se-á no sentido da formação desta substância. 
Observação: No equilíbrio heterogéneo, a adição ou retirada de substâncias no estado sólido ou 
líquido, não desloca o equilíbrio. 
2. Temperatura 
O aumento da temperatura o equilíbrio desloca-se no sentido da reacção endotérmica. A 
diminuição da temperatura, o equilíbrio desloca-se no sentido da reacção exotérmica. 
3. Pressão total 
Quando a pressão de um sistema gasoso aumenta (diminuição do volume) o equilíbrio se desloca 
favorecendo a reacção em que há uma diminuição do número total de moles dos gases. A 
diminuição de pressão (aumento do volume) o equilíbrio se desloca no sentido do aumento do 
número de moles dos gases. 
Observação: A pressão total, no sistema heterogéneo, deve-se considerar apenas a presença das 
substâncias gasosas 
Observação 2: para reacções em que não há variação do número de moles de gases, a variação 
da pressão (ou de volume) não tem efeito na posição de equilíbrio. 
 
Exercícios 
1. Quais são os factores que afectam o sistema em equilíbrio? 
2. Enuncie o princípio de Le Chatelier. 
3. Como é que um catalisador afecta as condições de equilíbrio de um sistema químico? 
4. O metanol prepara-se de acordo com a seguinte equação: CO(g) + 2H2(g) ↔ CH3OH(g) + 
Q. 
Preveja a posição de equilíbrio: 
a) Se aumentar a temperatura; 
b) Se aumentar a pressão; 
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5. Considere o seguinte sistema: SO2(g) + Cl2(g) ↔ SO2Cl2(g). 
Preveja como é que a posição de equilíbrio variaria: 
a) Se adicionasse no sistema Cl2, no estado gasoso; 
b) Se removesse SO2Cl2 (dicloreto sulfurilo) do sistema; 
c) Se removesse SO2 do sistema; 
6. Considere o seguinte sistema em equilíbrio: PCl5(g) ↔ PCl3(g) + Cl2(g) ∆H
o 
= 
92,5kj/mol 
Preveja em que sentido desloca o equilíbrio quando: 
a) Se aumenta a temperatura; 
b) Se adicionar mais cloro gasoso à mistura reaccional; 
c) Se remover algum PCl3 da mistura; 
d) Se aumentar a pressão dos gases; 
e) Se adicionar um catalisador à mistura reaccional; 
7. Considere a reacção: 2SO2(g) + O2(g) ↔ 2SO3(g) ∆H
o 
= - 198,2kj/mol 
Para que sentido se deslocará o equilíbrio: 
a) Se diminuir a temperatura; 
b) Se aumentar a pressão no sistema; 
c) Se diminuir a pressão no sistema; 
d) Se adicionar a quantidade de oxigénio; 
8. Considere a reacção: H2(g) + CO2(g) + Q ↔ CO(g) + H2O(g).a) O que fazer em relação a temperatura, para que o equilíbrio se desloque a direita? 
b) Em que sentido se desloca o equilíbrio quando aumentar a pressão do sistema? 
9. No estado de equilíbrio do sistema: N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) ∆H
o
 = -92,4kj/mol. 
As concentrações das substâncias que nele intervêm são: [N2] = 3,0M; [H2] = 9,0M e 
[NH3] = 4,0M. Determina: 
a) As concentrações iniciais de N2 e H2; 
b) De acordo com o valor de KC em sentido se encontra o equilíbrio? 
c) Em que sentido se desloca o equilíbrio com o aumento da temperatura? 
d) Em que sentido se desloca o equilíbrio se reduzir o volume do recipiente onde ocorre 
a reacção? 
10. Considere o seguinte sistema em equilíbrio, a 686º C: CO2(g) + H2(g) ↔ CO(g) + H2O(g). 
As concentrações das espécies reaccionais em equilíbrio são: [CO] = 0,050M; [H2] = 
0,045M; [CO2] = 0,086M e [H2O] = 0.040M. 
a) Calcule KC da reacção. 
b) Se aumentar a concentração de CO2 para 0,50M por adição de CO2. Quais seriam as 
concentrações de todos os gases quando se restabelecesse o equilíbrio? 
11. Num recipiente de 10,0 dm3 põe-se 0,50 moles N2O4. O equilíbrio que se estabelece é: 
N2O4(g) ↔ 2NO2(g). No equilíbrio restam ainda 0,10 moles de N2O4. 
a) Calcule a constante de equilíbrio. 
b) O que acontece ao equilíbrio se aumentar o volume do recipiente? Justifique. 
c) A concentração de NO2 aumenta ao baixar a temperatura (mantendo constante o 
volume) diga se a reacção de formação de NO2 é exotérmica ou endotérmica? 
Justifique. 
12. Dado o equilíbrio: 2SO2(g) + O2(g) ↔ 2SO3(g) + Q, para onde se deslocará o equilíbrio: 
a) Se diminuir a concentração de O2; 
b) Se aumentar a temperatura; 
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c) Se diminuir o volume de recipiente; 
d) Se diminuir a concentração de SO3; 
13. Considere o seguinte sistema em equilíbrio: N2F4(g) ↔ 2NF2(g) ∆H
o
 = 38,5kj 
Preveja a posição de equilíbrio. 
a) Se a mistura reaccional for aquecida a volume constante; 
b) Se o gás NF2 for removido da mistura reaccional a temperatura e volume constantes; 
c) Se a pressão da mistura reaccional diminuir a temperatura constante; 
14. Considere a reacção: 2NOCl(g) ↔ 2NO(g) + Cl2(g). 
Preveja o sentido da reacção resultante de uma diminuição de pressão no sistema a 
temperatura constante. 
15. Considere a reacção: 4HCl(g) + O2(g) ↔ 2H2O(g) + 2Cl2(g) + 27Kcal. 
Que efeitos terão, nas concentrações de equilíbrio de Cl2, as seguintes variações? 
Justifique. 
a) O aumento da temperatura no sistema reaccional; 
b) A diminuição da pressão total do sistema; 
c) O aumento da concentração de O2; 
16. O dióxido de nitrogénio decompõe-se, a uma dada temperatura, em monóxido de 
nitrogénio e oxigénio. Se as concentrações em equilíbrio de NO2 e NO for 0,006M e 
0,024M respectivamente. Determine a constante de equilíbrio e a concentração inicial de 
NO2. 
 
Conceito histórico ácido-base 
1. Teoria de Arrhenius 
Em 1887, o químico Svant A. Arrhenius, nos seus trabalhos independentes sobre condutibilidade 
eléctrica de soluções (teoria de dissociação electrolítica), classificou como ácido, qualquer 
substância hidrogenada que em solução aquosa ioniza-se damdo iões de hidrogénio (H
+
). 
Exemplo: HCl H2O H
+
(aq) + Cl
-
(aq) 
E como base, substância que em solução aquosa, originam iões hidroxilos (OH
-
). 
Exemplo: NaOH H2O Na
+
(aq) + OH
-
(aq) 
Existem substâncias capazes de funcionarem tanto como ácidos assim como bases, essas 
substâncias denominam-se anfóteras. 
Exemplo: Zn(OH)2(aq) ↔ ZnO
2-
(aq) + 2H
+
(aq) (ácido) 
 Zn(OH)2(aq) ↔ Zn
2+
(aq) + 2OH
-
(aq) (base) 
 
2. Teoria de Bronsted-Lowry 
Em 1923, Johannes Nicolaus Bronsted e Thomas Martin Lowry nos seus trabalhos 
independentes propuseram a teoria protónica. De acordo com esta teoria ácido é toda espécie 
química, molecular ou iónica, capaz de ceder protões (H
+
) a uma base. E base é toda espécie 
química capaz de captar ou fixar protões. 
Exemplo: NH3(aq) + HCl(aq) ↔ NH4
+
(aq) + Cl
-
(aq) 
 (base) (ácido) (ácido conjugado) (base conjugada) 
 
3. Lewis 
Em 1932, Gilbert Newton Lewis propós base como qualquer espécie química que na ligação com 
outra cede par de electrões e de ácido como espécie química que aceita par de electrões. 
Exemplo: []BF3 + ǀNH3 → F3BNH3 
 (ácido) (base) (aducto) 
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Exercícios 
1. Quais são as limitações da teoria de Arrhenius? 
2. Diga as vantagens da teoria de Bronsted-Lowry. 
3. Complete as equações químicas seguintes: 
a) HClO4 H2O 
b) HNO3 H2O 
c) Mg(OH)2 H2O 
d) KOH H2O 
e) CN-(aq) + H2O(l) ↔ 
f) HSO4
-
(aq) + H2O(l) ↔ 
g) NH3(aq) + H2O(l) ↔ 
h) HF(aq) + H2O(l) ↔ 
 
Reacções Protolíticas 
As reacções que se processam com transferência de protões de uma espécie química para outra 
são denominadas Protólise ou reacções Protolíticas. E as moléculas ou iões que cedem ou 
aceitam protões denominam-se protólitos. 
Exemplo de reacções protolíticas: HBr(aq) + H2O(l) ↔ Br
-
(aq) + H3O
+
(aq) 
 (ácido) (base) (base conjugado) (ácido conjugada) 
 
Pares conjugados 
Numa reacção, o ácido e a base que diferem entre si somente por um protão são chamados Pares 
conjugados. Por exemplo, tomando a equação acima representada temos: HBr/Br
-
//H2O/H3O
+
. 
 
Ácidos polipróticos 
Os ácidos polipróticos podem ceder mais do que um protão. Estes ácidos ionizam-se por etapas, 
isto é, perdem um protão de cada vez, resultando este processo cada vez mais difícil. 
Exemplos de ácidos polipróticos: H2SO4, H3PO4, H3PO3,H3BO3, etc. 
1ª Etapa: H2SO4(aq) + H2O(l) ↔ HSO4
-
(aq) + H3O
+
(aq) 
2ª Etapa: HSO4
-
(aq) + H2O(l) ↔ SO4
2-
(aq) + H3O
+
(aq) 
Total: H2SO4(aq) + 2H2O(l) ↔ SO4
2-
(aq) + 2H3O
+
(aq) 
 
Substâncias anfipróticas 
A ionização por etapa de ácido polipróticos mostra que os iões intermédios da ionização, 
comportam-se como ácido e como base, por isso designam-se por Substâncias anfipróticas. 
Segundo a teoria de Arrhenius este comportamento duplo denomina-se por anfotérica. 
 
Exercícios 
1. Escreva as fórmulas das bases conjugadas dos ácidos seguintes: HNO2, H2S, HCN e 
HCOOH e os ácidos conjugados das bases seguintes: CO3
2-
 e HPO4
2-
. 
2. Dê conceitos de ácidos e bases de Bronsted-Lowry. 
3. Quais as diferenças entre as definições de Bronsted-Lowry e de Arrhenius para ácidos e 
bases? 
4. Para cada uma das substâncias que se seguem, indica se ela é um ácido, uma base ou uma 
substância anfotérica. 
a) H2O b) H3O
+
 c) NH3 d) NH4
+
 e) NH2
-
 f) NO3
-
 
g) N2H4 h) CO3
2- 
 i) HCN j) HSO3
-
 
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5. Indique, entre os compostos e iões seguintes: KOH, HClO4, NH3, NH4
+
, HBr, NH2
-
, OH
-
, 
LiOH, PO4
3-
, I
-
, H2O, Ba(OH)2, HNO2, HBrO, H3O
+
, N2H4, CH3COO
-
 e HBO3
2-
. 
a) Ácidos e bases de Bronsted-Lowry 
b) Ácidos e bases de Arrhenius 
6. Em cada uma das reacções seguintes, identifique os pares ácido-base conjugados. 
a) HF(aq) + NH3(aq) ↔ NH4
+
(aq) + F
-
(aq) 
b) N2H4(aq) + H2O(l) ↔ N2H5
+
(aq) + OH
-
(aq) 
c) HClO4(aq) + H2PO3
-
(aq) ↔ ClO4
-
(aq) + H3PO4(aq) 
d) HSO3
-
(aq) + H3PO3(aq) ↔ H2SO3(aq) +H2PO3
-
(aq) 
e) H2SO4(aq) + HClO4(aq) ↔ ClO4
-
(aq) + H3SO4
+
(aq) 
7. A partir das espécies químicas seguintes: NH3, H2O, OH
-
, H3O
+
, HCl, Cl
-
, NH4
+
, N2H5
+
, 
H
-
, PO4
3-
. Escreva possíveis equações de reacção ácido-base, e indique os respectivos 
pares conjugados. 
8. O sal NaHCO3 ao dissolver-se em água, liberta os iões Na
+ 
e HCO3
-
. O ião HCO3
-
 éanfiprótico. Mostre isso, escrevendo a equação entre este ião e H3O
+
 e entre este ião e 
OH
-
. 
9. Escreva a equação de ionização total do H3PO4 por etapas e indique também as partículas 
anfólicas. 
 
Forças de ácidos e de bases 
Segundo a teoria de Brosnted-Lowry, a força de um ácido ou de uma base mede-se pela sua 
tendência de ceder ou fixar protões. Se um ácido tem maior tendência em ceder protões (ácido 
forte), a sua base conjugada mostrará pouca tendência em aceita-los (base fraca) e se uma base 
apresenta maior tendência em fixar protões (base forte), o seu ácido conjugado mostrará pouca 
tendência em cede-los (ácido fraco). 
Exemplo: : HBr(aq) + NH3(aq) ↔ Br
-
(aq) + NH4
+
(aq) 
 (ácido forte) (base fraca) (base conjugado fraca) (ácido conjugada forte) 
Observação: a dissociação ou ionização de ácidos e de bases fortes é quase completa em 
solução aquosa. 
 
Constante de ácidos (Ka) 
Considere a ionização de um ácido fraco em meio aquoso: 
CH3COOH(aq) + H2O(l) ↔ CH3COO
-
(aq) + H3O
+
(aq) ou simplesmente: 
CH3COOH(aq) ↔ CH3COO
-
(aq) + H
+
(aq); 
A constante de ionização é dada por Ka = [CH3COO
-
].[H3O
+
]/[CH3COOH] ou 
Ka = [CH3COO
-
].[H
+
]/[CH3COOH] 
Onde: Ka, constante de ionização ácida, é a constante de equilíbrio para a ionização de um ácido. 
 
Constante de bases (Kb) 
A ionização de bases fracas é tratada da mesma maneira que a ionização de ácidos fracos. 
Quando se dissolve o amoníaco em água, vai ocorrer a reacção: 
NH3(aq) + H2O(l) ↔ NH4
+
(aq) + OH
-
(aq) 
A constante de ionização é dada por Kb = [NH4
+
].[OH
-
]/[NH3] 
Onde: Kb,a constante de ionização básica, é a constante de equilíbrio para a ionização de uma 
base. 
 
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Tabela de constante de ionização de alguns ácidos e bases a 25º C 
Ácido Constante de ácido 
(Ka) 
pKa Base Constante de 
base (Kb) 
pKb 
HClO4 >1 <0 ClO4
- 
<10
-14 
>14 
HI >1 <0 I
- 
<10
-14 
>14 
HBr >1 <0 Br
- 
<10
-14 
>14 
HCl >1 <0 Cl
- 
<10
-14 
>14 
H2SO4 >1 <0 HSO4
- 
<10
-14 
>14 
HNO3 >1 <0 NO3
- 
<10
-14 
>14 
HClO3 >1 <0 ClO3
- 
 <10
-14 
>14 
H3O
+ 
 H2O 
H2C2O4 6,5.10
-2 
1,19 HC2O4
- 
1,6.10
-14 
12,81 
H2SO3 1,7.10
-2 
1,77 HSO3
- 
5,9.10
-13 
12,23 
H3PO3 1,6.10
-2 
1,80 H2PO3
- 
6,3.10
-13 
12,20 
HSO4
- 
1,2.10
-2 
1,92 SO4
2- 
8,3.10
-13 
12,08 
HClO2 1,1.10
-2 
1,96 ClO2
- 
9,1.10
-13 
12,04 
H3PO4 7,4.10
-3 
2,13 H2PO3
- 
1,4.10
-12 
11,87 
HF 7,1.10
-4 
3,14 F
- 
1,4.10
-11 
10,86 
HNO2 4,7.10
-4 
3,33 NO2
- 
2,1.10
-11 
10,67 
HCOOH 1,6.10
-4 
3,80 HCOO
- 
6,3.10
-11 
10,20 
C6H5-COOH 6,3.10
-5 
4,20 C6H5-COO
- 
1,6.10
-10 
9,80 
HC2O4
- 
 6,2.10
-5 
4,21 C2O4
2- 
1,6.10
-10 
9,79 
C6H5-NH3
+ 
2,0.10
-5 
4,70 C6H5-NH2 5,0.10
-10 
9,30 
CH3-COOH 1,8.10
-5 
4,75 CH3-COO
- 
5,6.10
-10 
9,25 
CH3CH2COOH 1,3.10
-5
 4,89 CH3CH2COO
- 
7,8.10
-10 
9,11 
H2CO3 4,4.10
-7 
6,36 HCO3
- 
2,3.10
-8 
7,64 
H2S 3,0.10
-7 
6,52 HS
- 
3,3.10
-8 
7,48 
H2PO4
- 
6,2.10
-8 
7,21 HPO4
2- 
1,6.10
-7 
6,79 
HSO3
- 
6,2.10
-8 
7,21 SO3
2- 
1,6.10
-7 
6,79 
HClO 3,2.10
-8 
7,49 ClO
- 
3,1.10
-7 
6,51 
HBrO 2,1.10
-9 
8,68 BrO
- 
4,8.10
-6 
5,32 
NH4
+ 
5,6.10
-10 
9,24 NH3 1,8.10
-5 
4,76 
HCN 4,9.10
-10 
9,31 CN
- 
2,0.10
-5 
4,69 
C6H5-OH 1,3.10
-10 
9,89 C6H5-O
- 
7,8.10
-5 
4,11 
HCO3
- 
5,6.10
-11 
10,25 CO3
2- 
1,8.10
-4 
3,75 
CH3-NH3
+ 
2,3.10
-11 
10,64 CH3-NH2 4,4.10
-4 
3,36 
HIO 1,8.10
-11 
10,74 IO
- 
5,5.10
-4 
3,26 
HPO4
2- 
4,8.10
-13 
12,32 PO4
3- 
2,1.10
-2 
1,68 
HS
- 
1,2.10
-13 
12,92 S
2- 
8,3.10
-2 
1,08 
H2O OH
- 
 
CH3CH2-OH <10
-14 
>14 CH3CH2-O
- 
>1 <0 
NH3 <10
-14 
>14 NH2
- 
>1 <0 
OH
- 
<10
-14 
>14 O
2- 
>1 <0 
H2 <10
-14 
>14 H
- 
>1 <0 
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Texto de apoio – Química 12
a
 Classe 
 
18 
Compilado por Hermes Augusto Chaúque 
Observação: quanto maior for o valor de Ka mais forte é o ácido, ou seja, maior é a 
concentração dos iões H
+
 no equilíbrio, devido a sua ionização e quanto maior for o valor de 
Kb mais forte é a base, ou seja, maior é a concentração dos iões OH
-
 no equilíbrio. 
 
Exercícios 
1. Qual é o ácido mais forte, H2S (Ka = 3.10
-7
) ou HCN (Ka = 4,9.10
-10
)? 
2. Calcule as concentrações H+ e F- de uma solução do ácido fluorídrico a 0,050M cujo Ka 
= 7,1.10
-4
. 
3. Qual é a concentração de OH- de uma solução de amónia a 0,40M e a Kb = 1,8.10-5. 
 
Equilíbrio iónica da água 
Alguns solventes podem sofrer a auto ionização. A água pura, por exemplo, sofre a auto-
ionização segundo a equação: H2O(l) + H2O(l) ↔ H3O
+
(aq) + OH
-
(aq). 
A constante de equilíbrio é dado por: Kw = [H3O
+
].[ OH
-
] 
A equação é muitas vezes simplicada da seguinte maneira: 
H2O(l) ↔ H
+
(aq) + OH
-
(aq) e Kw = [H
+
].[ OH
-
] 
Onde: Kw é a constante de equilíbrio para ionização da água pura. 
Em água pura a 25º C, as [H
+
] = [OH
-
] = 1,0.10
-7
M, e o produto iónica da água, Kw = 1,0.10
-
14
M
2
. O valor de Kw aumenta com o aumento da temperatura. 
 
Tabela 1: variação do produto iónico da água a várias temperaturas 
Temperatura Kw 
0
o
 C 0,11.10
-14
M
2
 
25º C 1,0.10
-14
M
2
 
50º C 5,5.10
-14
M
2
 
75º C 19.10
-14
M
2
 
100º C 48.10
-14
M
2
 
 
A dissociação da água em equilíbrio está presente em qualquer outro equilíbrio em solução 
aquosa. Dependendo da substância que se dissolve na água, poderá ocorrer ou não alteração nas 
[H
+
] e [ OH
-
]. Deste modo: 
 Solução neutra: [H+] = [OH-] 
 Solução ácida: [H+] > [OH-] 
 Solução básica: [H+] < [OH-] 
 
Relação entre as constantes de ionização Ka, Kb e Kw 
Consideremos a ionização do ácido cianídrico: 
HCN(aq) ↔ H
+
(aq) + CN
-
(aq) Ka = [H
+
].[CN
-
]/[HCN] 
CN
-
(aq) + H2O(aq) ↔ HCN(aq) + OH
-
(aq) Kb = [HCN].[OH
-
]/[CN
-
] 
Ka.Kb = [H
+
].[CN
-
]/[HCN].[HCN].[OH
-
]/[CN
-
] 
Ka.Kb = [H
+
].[OH
-
] 
Assim para qualquer par ácido –base conjugado é sempre verdade que: 
Ka.Kb = Kw 
 
Observação: Quanto mais forte o ácido (maior Ka) mais fraca é sua base conjugada (menor 
Kb) e vice-versa. 
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Texto de apoio – Química 12
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19 
Compilado por Hermes Augusto Chaúque 
Exercícios 
1. Calcule a concentração de iões H+ numa solução amoniacal de limpeza doméstica cuja 
concentração de iões OH
-
 é 0,0025M. 
2. Calcule a Kb de um ácido cujo Ka é 5,7.10-14. 
 
Grau de ionização (α) 
Define-se grau de ionização como a razão entre o número de moléculas ionizadas e o número de 
moléculas inicialmente adicionadas a água. 
α = 100%.X/C 
 
Lei de diluição de Ostwald e relação entre α e Ki 
O cientista Ostwald exprimiu as concentrações que aparecem na expressão da constante de 
ionização, em termos do grau de ionização. 
HF(aq) ↔ H
+
(aq) + F
-
(aq) 
C-X +X +X 
Ki = [H
+
].[F
-
]/[HF] 
Ki = X.X/C-X sabendo que α = X/C, portanto X = α.C, teremos: 
Ki = α.C.α.C/C-α.C 
 => expressão matemática da lei de diluição de Ostwald 
 
1-α ≈ 1 
 [H
+
] = [F
-
] = α.C 
 [H
+
] = [F
-
] = C.√(Ki/C) 
α
2
 = Ki/C 
 
 
Ki = constante de ionização de ácido ou de base 
 
Exercícios 
1. Determinar a concentração dos iões de hidrogénio existente numa solução a 0,1M de 
ácido hipocloroso Ka = 3,2.10
-8
. 
2. Determinar o grau de dissociação do ácido hiocloroso a 0,2M sabendo que a Ka = 3,2.10-
8
. 
3. Uma solução 0,040M de um ácido monoprótico está 14% ionizada. Calcule a constante 
de ionização do ácido. 
4. O grau de ionização de HNO3 em solução 0,2M é igual a 7%. Calcule o valor de Ka e Kb. 
5. O grau de ionização de NH4OH em solução de 0,2M é igual a 1%. Calcule Kb e o pH da 
solução. 
6. Qual é o graude ionização de uma solução de CH3COOH a 0,01M. Sabendo que 
Ka=1,8.10
-5
. 
7. Qual é o grau de ionização de uma solução de H2S a 0,25M e o valor de Kb=3,3.10
-8
. 
8. Qual será as concentrações de iões H+ numa solução de ácido fórmico sabendo que α = 
0,03? 
9. Determinar o grau de dissociação do HBrO numa solução de 0,2M. Ka =2,1.10
-9
. 
10. O pOH de uma solução 0,40M de um ácido fraco é 8,37. Qual é a Ka do ácido? 
11. O pH de uma solução 0,30M de uma base fraca é 10,66. Qual é o valor Kb da base? 
Ki = α
2
.C 
 
Ki = α
2
.C/1-α 
α = √ (Ki/C) 
 
[H
+
] = [F
-
] = √(Ki.C) 
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a
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Compilado por Hermes Augusto Chaúque 
12. Que percentagem de NH3 está presente como NH4
+
, numa solução de NH3 0,080M? 
13. Compare o pH de uma solução de HCl 0,040M com o de uma solução de H2SO4 0,040M. 
 
Índice de acidez – pH (potencial hidrogénio) 
Atendendo que as concentrações de H
+
 e OH
-
 em soluções aquosas são frequentemente números 
muito pequenos e, portanto, inconveniente de lidar. Soren Sorensen, em 1909, propós uma 
medida prática designada por pH. O pH de uma solução define-se como logarítmo da 
concentração de ião hidrogénio (em mol/l) com sinal negativo. 
 
Ácidos fortes pH = -lg[H
+
] bases fortes pOH = -lg[OH
-
] 
 [H
+
] = 10
-pH
 [OH
-
] = 10
-pOH
 
Ácidos fracos pH = -lg√(Ka.C) Bases fracas pOH = -lg√(Kb.C) 
 
Soluções ácidas e básicas 
 
 Ácida 
 pH 
 0 7 14 
 Básica 
 Neutra 
 
Relação entre pH e pOH 
Sabemos que a expressão de produto iónico da água é dada por: 
Kw = [H
+
].[OH
-
] 
-lgKw = -lg[H
+
].[OH
-
] 
-lg1,0.10
-14
 = -lg[H
+
] + (-lg[OH
-
]) 
 
 
Observação: A expressão acima permite determinar a concentração de OH
-
 ou de H
+
de uma 
solução, conhecendo um dos termos. 
 
Relação entre pKa e pKb 
Sabemos que Ka.Kb = Kw, entretanto podemos rescrever da maneira seguinte: 
Kw = Ka.Kb 
-lgKw = -lgKa.Kb 
-lg1,0.10
-14
 = -lgKa + (-lgKb); visto que: pKa = -lgKa e pKb = -lgKb; logo: 
 
 
Observação: A expressão acima permite determinar a Ka ou de Kb de uma solução, conhecendo 
um dos termos. 
 
Exercícios 
1. Calcule o pH das soluções com as concentrações seguintes: [H+] = 5.10-3; [OH-] = 7,6.10-
3
; [H
+
] = 8,7.10
-7
 e [OH
-
] = 7.10
-12
. 
2. Calcule a concentração de iões OH- numa solução de HCl 1,4.10-3M. 
3. Calcule a concentração de iões H+ numa solução de NaOH 0,62M. 
pH + pOH = 14 
pKa + pKb = 14 
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4. Calcule o pH de cada uma das seguintes soluções: (a) HCl 0,0010M; (b) KOH 0,76M. 
5. Calcule o pH de cada uma das seguintes soluções: (a) Ba(OH)2 2,8.10
-4
M; (b) HNO3 
5,2.10
-4
M. 
6. Calcule a concentração do ião hidrogénio, em mol/l, das soluções com os seguintes valor 
de pH: (a) 2,42; (b) 11,21; (c) 6,96; (d) 8,67. 
7. Calcule a concentração do ião hidrogénio, em mol/l, de cada uma das seguintes soluções: 
(a) uma solução cujo pH é 5,20; (b) uma solução cuja concentração de hidróxido é 3,7.10
-
9
M. 
8. O pOH de uma solução é 9,40. Calcule a concentração do ião hidrogénio da solução. 
9. Calcule o número de moles de KOH em 5,50ml da solução à 0,36M. Qual é o pOH da 
solução. 
10. Que massa (em grama) de NaOH é necessária para preparar uma solução de pH 10,0. 
11. Preparou-se uma solução dissolvendo 18,4g de HCl em 662ml de água. Calcule o pH da 
solução. 
12. Classifique cada uma das seguintes espécies como ácido fraco ou forte: HNO3, HF, 
H2SO4, HSO4
-
, H2CO3, HCO3
-
, HCl, HCN e HNO2. 
13. Complete as reacções protolíticas abaixo, consultando os valores de Ka e Kb na tabela: 
a) HCN(aq) + H2O(l) ↔ ____ + ____ c) HSO3
-
(aq) + HS
-
(aq) ↔ ____ + _____ 
b) HSO4
-
(aq) + H2PO4
-
(aq) ↔ ____ + ____ d) NH3(aq) + H3O
+
(aq) ↔ ____ + ______ 
14. Calcule o pH e o pOH duma solução que se forma quando dissolvemos: (a) 12,6g de 
HNO3 em 2l de água; (b) 560mg de KOH em 50ml de água; (c) 171mg de Ba(OH)2 em 
500ml de água; (d) 40,5g de HBr em 2l de solução; (e) 2,3g de NaOH em 7,5ml de água. 
15. Quantos gramas de NaOH estão dissolvidos em 250ml de solução cujo pH =10? 
16. Quantos gramas de HCl estão dissolvidos em 2l de solução cujo pOH = 3? 
17. Qual das seguintes soluções tem o valor de pH mais elevado: (a) HCOOH 0,40M; (b) 
HClO4 0,40M; CH3COOH 0,40M. 
18. Qual das seguintes soluções tem maior valor de pH: (a) NH3 0,20M; (b) NaOH 0,20M. 
19. Classifique cada uma das seguintes espécies como base fraca ou forte: LiOH, CN-, H2O, 
ClO4
-
, NH2
-
. 
20. Escreva uma lista de factores de que depende Ka de um ácido fraco. 
21. Porque é que normalmente não falamos de valores de Ka para ácidos fortes tais como HCl 
e HNO3? 
22. Porque razão é necessário especificar a temperatura quando se dão valores de Ka? 
23. A constante de acidez de um ácido HÁ é Ka=1,35.10
-3
. Qual é a constante de basicidade 
de A
-
? 
24. Qual é a constante de acidez HSO4
-
. Sabendo que a constante de basicidade de SO4
2-
 é 
8,3.10
-13
. 
25. O Ka do ácido benzóico é 6,5.10
-5
. Calcule o pH de uma solução de ácido benzóico 
0,10M. 
26. Dissolveram-se 0,0560g de ácido acético em água até perfazer 50,0ml. Calcule as 
concentrações de H
+
, CH3COO
-
 e CH3COOH no equilíbrio (Ka do ácido acético é 1,8.10
-
5
). 
27. O pH de uma solução ácida é 6,20. Calcule o Ka desse ácido. A concentração inicial do 
ácido é 0,010M. 
 
 
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Hidrólise de Sais 
Um sal é um composto iónico formado pela reacção de neutralização entre um ácido e uma base. 
Exemplo: MOH(aq) + HX(aq) → MX(s) + H2O(l) 
Quando um sal é dissolvido em água dissocia-se totalmente para produzir catiões e aniões. 
Exemplo: MX(s) H2O M
+
(aq) + X
-
(aq) 
Os iões formados podem reagir com água. E este processo denomina-se por hidrólise. A hidrólise 
de um sal geralmente afecta o valor de pH de uma solução. 
A hidrólise de um sal como qualquer reacção química alcança um estado de equilíbrio que pode 
ser definido pela respectiva constante de equilíbrio. 
 
1. Hidrólise de sais de ácidos fortes e bases fracas 
Neste tipo de sal apenas os catiões sofrem hidrólise. 
NH4Cl(s) + H2O(l) ↔ NH4OH(aq) + HCl(aq) 
NH4
+
(aq) + Cl
-
(aq) + H2O(l) ↔ NH4OH(aq) + H
+
(aq) + Cl
-
(aq) 
NH4
+
(aq) + H2O(l) ↔ NH4OH(aq) + H
+
(aq) (solução ácida) 
Kh = [NH4OH].[H
+
]/[NH4
+
] NH4OH(aq) ↔ NH4
+
(aq) + OH
-
(aq) 
 Kb = [NH4
+
].[OH
-
]/[NH4OH] 
 [NH4OH]/[NH4
+
] = [OH
-
]/Kb 
Kh = [H
+
].[OH
-
]/Kb sabendo que Kw = [H
+
].[OH
-
] 
Kh = Kw/Kb 
 
2. Hidrólise de sais de ácidos fracos e bases fortes 
Neste tipo de sal apenas os aniões sofrem hidrólise 
NaCN(s) + H2O(l) ↔ NaOH(aq) + HCN(aq) 
Na
+
(aq) + CN
-
(aq) + H2O(l) ↔ HCN(aq) + Na
+
(aq) + OH
-
(aq) 
CN
-
(aq) + H2O(l) ↔ HCN(aq) + OH
-
(aq) (solução básica) 
Kh = [HCN].[OH
-
]/[CN
-
] HCN(aq) ↔ H
+
(aq) + CN
-
(aq) 
 Ka = [H
+
].[CN
-
]/[HCN] 
 [HCN]/[CN
-
] = [H
+
]/Ka 
Kh = [H
+
].[OH
-
]/Ka sabendo que Kw = [H
+
].[OH
-
] 
Kh = Kw/Ka 
 
1. Hidrólise de saisde áacidos fracos e bases fracas 
Neste sal tanto catiões assim com aniões sofrem hidrólise. As soluções deste tipo de sal pode ser 
ácidos, neutras ou básicas, isto é, determinado pela força do ácido e da base que deriva o sal. 
NH4CN(s) + H2O(l) ↔ NH4OH(aq) + HCN(aq) 
Se Ka > Kb, a solução será ácida 
Catião: NH4
+
(aq) + CN
-
(aq) + H2O(l) ↔ NH4OH(aq) + H
+
(aq) + CN
-
(aq) 
 NH4
+
(aq) + H2O(l) ↔ NH4OH(aq) + H
+
(aq) 
Se Ka < Kb, a solução será básica 
Anião: NH4
+
(aq) + CN
-
(aq) + H2O(l) ↔ HCN(aq) + NH4
+
(aq) + OH
-
(aq) 
 CN
-
(aq) + H2O(l) ↔ HCN(aq) + OH
-
(aq) 
Se Ka ≈ Kb, a solução será neutra 
NH4
+
(aq) + CN
-
(aq) + H2O(l) ↔ H
+
(aq) + CN
-
(aq) + NH4
+
(aq) + OH
-
(aq) 
H2O(l) ↔ H
+
(aq) + OH
-
(aq) 
 
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Compilado por Hermes Augusto Chaúque 
2. Hidrólise de sais de ácidos fortes e bases fortes 
Os sais deste tipo não sofre hidrólise e a solução é praticamente neutra. 
NaCl(s) + H2O(l) ↔ NaOH(aq) + HCl(aq) 
Na
+
(aq) + Cl
-
(aq) + H2O(l) ↔ H
+
(aq) + Cl
-
(aq) + Na
+
(aq) + OH
-
(aq) 
H2O(l) ↔ H
+
(aq) + OH
-
(aq) (solução neutra) 
 
Exercícios 
1. Defina hidrólise de um sal. 
2. Diga quais dos seguintes sais sofre hidrólise: KF, NaNO3, NH4NO2, MgSO4, KCN, 
C6H5COONa, Na2CO3, CaCl2, HCOOK. 
3. Preveja o pH (>7, <7, ou ≈7) de soluções aquosas dos seguintes sais: KBr, Al(NO3)3, 
BaCl2, NH4NO3, K2CO3, NH4Cl, 
4. Preveja se as seguintes soluções são ácidas, básicas ou quase neutras: NaBr, K2SO3, 
NH4NO2, Cr(NO3)3, NaHCO3, K2SO3, K2S, NaH2PO4 e K2HPO4. 
5. Calcule o pH de uma solução de CH3COONa 0,36M. Sabendo que Kb do ião CH3COO
-
 é 
5,6.10
-10
 
6. Calcule o pOH de uma solução de NH4ClO4 0,08M. Sabendo que Ka do ião NH4
+
 é 
5,6.10
-10
. 
7. Calcule o pH de uma solução de Na2SO3 a 0,4M. Sabendo que Ka do HSO3
-
 é igual a 
6,2.10
-8
. 
8. Quais são as [HSO4
-
], [SO4
2-
] e [H
+
], numa solução de KHSO4 0,2M. Ka do ião HSO4
-
 
1,3.10
-2
. 
 
Solução tampão 
Solução tampão é uma solução que tem a capacidade de resistir a variação a variação de pH 
quando se adiciona pequenas quantidades quer do ácido quer de base. 
Em geral, as soluções tampão são formadas de: 
1. Um ácido fracosmisturado com um sal que contém a base conjugada deste ácido. 
Exemplo: CH3COOH/CH3COONa 
 Ácido fraco base conjugada de CH3COOH 
2. Uma base fraca misturada com um sal que contém o ácido conjugado desta base. 
Exemplo: NH3/NH4Cl 
 Base fraca ácido conjugado de NH3 
 
pH e pOH de uma solução tampão – equação de Henderson-Hasselbalch 
Sistema tampão formado por um ácido 
 
 
 
Sistema tampão formado por uma base 
 
 
 
Exercícios 
1. O que é uma solução tampão? O que constitui uma solução tampão? 
pOH = pKb + lg[sal]/[base] 
 
pH = pKa + lg[sal]/[ácido] 
 
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24 
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2. Como poderia destinguir uma solução ácida e uma solução tampão com o mesmo pH? 
Apenas lhe são fornecidos um aparelho medidor de pH, água e um copo de laboratório. 
3. Quais das seguintes soluções podem actuar como tampão? 
a) KCl/HCl b) KHSO4/H2SO4 c) Na2HPO4/NaH2PO4 d) KNO2/HNO2 
4. Quais das seguintes soluções podem actuar como tampão? 
a) KCN/HCN b)Na2SO4/NaHSO4 c) NH3/NH4NO3 d) NaI/HI 
5. Calcule o pH do sistema tampão constituido por 0,15M de NH3 e 0,35M de NH4Cl. 
KbNH3 = 1,8.10
-5
? 
6. Calcule o pH de um tampão 0,20M de CH3COONa e 0,20M de CH3COOH. 
KaCH3COOH =1,8.10
-5
? 
7. Calcule o pH de uma solução que foi preparada dissolvendo-se 0,02mol de 
CH3CH2COOH e 0,015mol de CH3CH2COONa em 1l de solução? Qual será o novo pH 
se adicionar 0,02mol de H
+
 
8. Calcule o pH de um tampão 0,20M de HCN e 0,20M de KCN. KaHCN = 4,9.10
-10
. Qual é 
o pH do tampão depois da adição de 10,0ml de NaOH 0,10M a 65,0ml do tampão? 
9. Dissolvemos, num volume total de 2 litros, 5 moles de ácido hipocloroso e 1 mole de 
hipoclorito de sódio, Ka = 3,2.10
-8
. Calcule o pH da solução que se forma. 
10. O ácido benzóico C6H5-COOH, é um ácido fraco Ka = 6,3.10
-5
. 
a) Qual é a concentração de H+ em 0,03M de ácido benzóico? 
b) Qual é o pH de 0,03M de ácido benzóico? 
c) Qual é o pH de uma solução contendo 7,3 g de benzoato de sódio em 1,0dm3 de 0,03M 
de ácido benzóico? 
d) Qual será o novo pH do ácido benzóico se 1cm3 de NaOH a 1,OM se adicionado ao 
tampão? 
 
Solubilidade 
Solubilidade é a quantidade de substância que se dissolve numa certa quantidade de solvente a 
uma dada temperatura e expressa-se em g/l de solução. A solubilidade molar exprime-se em 
mol/l da solução. 
 
Produto de solubilidade ou constante de produto de solubilidade (PS ou Kps) 
Produto de solubilidade de um composto é o produto das concentrações molares dos iões 
constituintes elevados aos respectivos coeficientes estequiométricos na equação de equilíbrio. 
Exemplo: AgCl(s) ↔ Ag
+
(aq) + Cl
-
(aq) 
 Kps(AgCl) = [Ag
+
].[Cl
-
] 
 
Cálculo da constante de produto de solubilidade a partir de solubilidade 
Exemplo: a solubilidade molar de MnCO3 é 4,2.10
-6
M. qual é a Kps desse composto? 
Dados Resolução 
S(MnCO3) = 4,2.10
-6
M MnCO3(s) ↔ Mn
2+
(aq) + CO3
2-
(aq) 
Kps(MnCO3) = ? S S 
 Kps(MnCO3) = [Mn
2+
].[CO3
2-
] 
 Kps(MnCO3) = S.S 
 Kps(MnCO3) = (4,2.10
-6
M)
2 
 Kps(MnCO3) = 1,76.10
-11
M
2
 
 
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Cálculo de solubilidade a partir da constante de produto de solubilidade 
Exemplo: o produto de solubilidade de Mg(OH)2 é de 6.10
-12
. Calcule a solubildade molar de 
Mg(OH)2 e o pH da solução. 
Dados Resolução 
PS(Mg(OH)2) = 6.10
-12
M
3
 Mg(OH)2(s) ↔ Mg
2+
(aq) + 2OH
-
(aq) 
S(Mg(OH)2) =? S 2S 
pH = ? PS(Mg(OH)2) = [Mg
2+
].[OH
-
]
2 
PS(Mg(OH)2) = (S).(2S)
2
  PS(Mg(OH)2) = 4S
3
  S = 
3
√(6.10
-12
M
3
/4)  
S = 1,14.10
-4
M 
pH = 14 – lg[OH
-
]  pH = 14 – lg2.28.10
-4
  pH = 14 – 3,62  pH = 10,38 
 
Na dissolução de um sólido iónico em água pode se observar uma das seguintes condições: 
 PS < Kps; solução insaturada, não há formação de precipitação; 
 PS = Kps; solução saturada não há formação de precipitação; e 
 PS > Kps; solução sobressaturada, há formação de precipitação. 
 
Exemplo: haverá precipitação de CH3COOAg ao juntar 500 ml a 0,1 M de AgNO3 e 500 ml a 
0,0002 M de CH3COONa? Kps(CH3COOAg) = 2,3.10
-3
. 
Dados: CH3COONa (V1 = 0,5l; C1 = 0,0002M); AgNO3 (V2 = 0,5l; C2 = 0,1M); 
Kps(CH3COOAg) = 2,3.10
-3
; Haverá precipitação de CH3COOAg? 
Resolução 
1º C1=n1/V1  n1=C1.V1  n1=0,5.0,0002  n1= 0,0001mol 
 C2=n2/V2  n2=C2.V2  n2=0,5.0,1  n2= 0,05mol 
2º VT = V1 + V2  VT = 0,5 + 0,5  VT = 1,0l 
3º C1=n1/V1  C1=0,0001/1,0  C1= 0,0001mol/l 
 C2=n2/V2  C2=0,05/1,0  C2 = 0,05mol/l 
4º CH3COONa(aq) + AgNO3(aq) → CH3COOAg(s) + NaNO3(aq) 
 CH3COONa(aq) → CH3COO
-
(aq) + Na
+
(aq) 
 0,0001mol/l 0,0001mol/l 
 AgNO3(aq) → Ag
+
(aq) + NO3
-
(aq); 5º CH3COOAg(s) ↔ CH3COO
-
(aq) + Ag
+
(aq)0,05mol/l 0,05mol/l 6
o
 PS(CH3COOAg) = [CH3COO
-
].[ Ag
+
] 
 PS(CH3COOAg) = 0,0001.0,05 
 PS(CH3COOAg) = 5.10
-6
M
2
 
7º Comparação PS < Kps; não haverá a formação de CH3COOAg 
 
Exercícios 
1. O que é a solubilidade? 
2. Porque é que geralmente não falamos de valores de Kps de compostos iónicos solúveis? 
3. Escreva equaçoes acertadas e expressões de produto de solubilidade dos equilíbrio de 
solubilidade dos seguintes compostos: CuBr, ZnC2O4, Ag2CrO4, Hg2Cl2, AuCl3 e 
Mn3(PO4)2. 
4. Como poderemos prever se se forma um precipitado quando se misturam duas soluções? 
5. A solubilidade molar do MnCO3 é 4,2.10
-6
M. Qual é o Kps deste composto? 
6. A solubilidade molar do PbCO3 é 1,8.10
-7
M. Calcule o Kps para o PbCO3? 
7. A solubilidade de um composto iónico MX (massa molar = 346g) é 4,63.10-3g/l. Qual é o 
Kps do composto? 
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8. A solubilidade de um composto iónico M2X3 (massa molar = 288g) é 3,6.10
-17
g/l. Qual é 
o Kps do composto? 
9. Determinou-se que 0,0981g de PbF2 se dissolvem em 200ml de solução saturada de PbF2. 
Qual é o Kps para o PbF2. 
10. Calcule a solubilidade molar de PbBr2 sabendo que o Produto de solubilidade de PbBr2 é 
8,9.10
-6
. 
11. Determine a solubilidade de AgI, sabendo que a constante de solubilidade de AgI é 
8,3.10
-17
. 
12. Calcule a solubilidade de AgCl, sabendo que a constante de solubilidade de AgCl é 
1,6.10
-10
. 
13. Calcule a solubilidade de ZnS, sabendo que a constante de solubilidadr de ZnS é 3,0.10-
23
. 
14. O produto de solubilidade de Mg(OH)2 é de 6.10
-12
M
3
. Calcule a solubilidade de 
Mg(OH)2 e o pH da solução. 
15. Qual das soluções saturadas de AgBr ou Ag2CO3, contém maior concentração de Ag
+
. 
KpsAgBr = 7,7.10
-13
 e KpsAg2CO3 = 8,1.10
-12
. 
16. Será que haverá precipitação de sulfato de cálcio quando se misturar 0,5l de solução de 
cloreto de cálcio e 0,5l de sulfato de sódio ambos a 0,02M? KpsCaSO4 = 2,2.10
-5
M
2
. 
17. Será se misturarmos 50ml de uma solução de HCl a 0,001M e 450ml da solução de 
AgNO3 a 0,0001M, se observa a pricipitação de AgCl? KpsAgCl = 1,6.10
-10
M
2
. 
18. Uma determinada solução de 1l foi preparada misturando-se 0,01mol de MgCl2 e 
0,002mol de Na2CrO4 a uma certa temperatura. Diga se haverá formação de precipitado 
de MgCrO4. Kps MgCrO4 = 8,57.10
-5
. 
19. Haverá precipitação de CH3COOAg ao juntar 500ml a 0,1M de AgNO3 e 500ml a 
0,0002M de CH3COONa? KpsCH3COOAg = 2,3.10
-3
. 
20. O pH de uma solução de Ni(OH)2 é de 8,83. Calcule o Kps de Ni(OH)2. 
 
Titulação ácido-base 
Titulação é uma técnica efectuada para determinação quantitativa de reacções de neutralização 
ácido-base. 
Numa titulação, uma solução de concentração conhecida, denominada solução-padrão é 
adicionada gradualmente a outra solução de concentração desconhecida até que a reacção 
química entre as duas soluções esteja completa. 
Este fenómeno pode ser visto por meio de algum indicador, pela variação brusca da cor do 
indicador, no ponto de equivalência – o ponto no qual combinar-se o número igual de 
equivalente de ácido e de base. 
 
 
Exemplo: Uma amostra de 0,2688g de um ácido monoprótico neutraliza 16,4 ml de uma solução 
de KOH 0,008133M. calcule a massa molar do ácido. 
Dados Resolução 
KOH V = 16,4ml ≈ 0,0164 l neqA = neqB  nA = nB 
 C = 0,008133 M mA/MmA = CB.VB 
mHA = 0,2688 g 0,2688/MmA = 0,008133. 0,0164 
 MmA = 0,2688/0,008133. 0,0164 
 MmA = 201,52 g/mol 
NA.VA = NB.VB 
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Exercícios 
1. O entende por titulação ácido-base? 
2. Uma amostra de 0,2688g de um ácido monoprótico neutraliza 16,4ml de solução de KOH 
0,08133M. Calcule a massa molar do ácido. 
3. Dissolveram-se 5,0g de um ácido diprótico em água até perfazer exactamente 250ml. 
Calcule a massa molar do ácido sabendo que a neutalização de 25ml desta solução requer 
11,1ml de KOH a 1,0M. 
4. Numa experiência de titulação, 12,5ml de H2SO4 0,50M neutralizam 50,0ml de NaOH. 
Qual é a concentração da solução de NaOH? 
5. Numa experiência de titulação, 20,4ml de HCOOH 0,883M neutralizam 19,3ml de 
Ba(OH)2. Qual é a concentração da solução de Ba(OH)2. 
 
Reacção redox 
O termo redox é usada pelos químicos como uma abreviatura dos processos de redução e 
oxidação. Estes dois processos ocorrem em simultâneo. 
As reacções redox incluem os processos tais como a queima, o enferrujamento e a respiração. 
Originalmente, o termo oxidação foi utilizados pelos químicos para respresentar combinações de 
elementos com o oxigénio e o termo redução para representar as espécies que perdem oxigénio. 
 
 Reacção de redução 
Exemplo: CuO + C Cu + CO 
 Reacção de oxidação 
 
Actualmente, o conceito de reacção redox foi estendido para incluir todos os processos que 
ocorrem com transferência de electrões, ou seja, reacções que ocorrem com variação de número 
de oxidação (Nox). 
A oxidação é definida como a reacção de perda de electrões e a reducão é definida como a 
reacção de ganho de electrões. 
O agente redutor é definida como a espécie que cede electrões, por isso, é oxidado e o agente 
oxidante é definido como a espécie que recebe electrões, por isso, é reduzido. 
As equações separadas, duma reacção redox, que mostra os electrões cedidos e recebidos são 
chamadas de semi-equações ou de semi-reacções. 
 
 Reacção de redução 
Exemplo: Mg
0
 + Cu
+2
Cl2
-1
 Mg
+2
Cl2
-1
 + Cu
0
 
 Reacção de oxidação 
Agente redutor agente oxidante 
 
Reacção de oxidação: Mg
0
 → Mg
+2
 + 2e
-
 
Reacção de redução: Cu
+2
 + 2e
-
 → Cu
0 
Reacção auto-redox ou dismutação ou ainda disproporcionamento é o processo pelo qual um 
composto tem um elemento que sofre simultaneamente oxidação e redução. 
 
 Reacção de redução 
Exemplo: 4H3
+1
P
+3
O3
-2
 3H3
+1
P
+5
O4
-2
 + P
-3
H3
+1
 
 Reacção de oxidação 
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Exercício 
1. Defina os conceitos: redutor; oxidante; redução; oxidação e número de oxidação. 
 
Número de oxidação (Nox) 
O número de oxidação também chamada chamado de estado de oxidação, refere-se ao número de 
cargas que um átomo teria numa molécula se houvesse transferência completa de electrões. 
 
Regra para determinação de número de oxidação (Nox) 
1. O Nox é zero para qualquer elemento que não se encontra combinado com outro 
elemento diferente. 
Exemplo: Mg
0
, O2
0
, P4
0
, etc 
2. O Nox de hidrogénio é (+1) em todos os compostos, excepto nos hidretos dos metais 
(NaH, CaH2, etc) que é igual a (-1). 
3. O Nox de oxigénio nos seus compostos é igual a (-2), excepto nos peróxidos e 
superóxidos que é (-1) e (-½) respectivamente. 
4. O Nox de flúor nos seus compostos sempre é igual (-1). 
5. O Nox’s dos elementos do IA (metais alcalinos) e IIA (metais alcalino-terrosos) nos seus 
compostos são iguais a (+1) e (+2) respectivamente. 
6. A soma algébrica dos Nox’s de todos os átomos numa molécula ou ião é igual a zero nas 
moléculas ou a carga do ião nos iões. 
 
Exercícios 
1. Determine os Nox dos elementos que estão destacados:O2F2; PO4
3-
; H2O2; OF2 e 
CaCrO4. 
2. Determine os nox dos elementos que estão em destaque: C2H2; CH4; ClF; IF7; C2H4; 
K2Cr2O7; KMnO7; NaHCO3; Cl2; NaIO3; KO2; PF
-
; KAuCl4; H2S; H2SO4; SO2; SO3: 
HS
-
; HPO3; H3PO2; H3PO3; H3PO4; H4P2O7; Cs2O; CaI2; Al2O3; H3AsO3; TiO2; MoO4
2-
; 
SnF2; P4O6; HNO2; HNO3. 
 
Pares conjugados redox 
Uma reacção redox ocorre quando háuma conjugação entre um dador e um receptor de electrões. 
Isto significa que uma reacção redox é formada por um conjunto de redutor e oxidante designado 
por par conjugado redox. 
Exemplo: Ca
0
 + Cl2
0
 → Ca
+2
Cl2
-1
 
Pares conjugado redox: Ca
0
/Ca
+2
 e Cl2
0
/2Cl
-1
 
 
Potenciais normais redox 
Os potenciais normais redox são medidas das forças dos oxidantes e dos redutores. A partir 
destes potenciais é possível prever o decurso de uma reacção redox. 
Uma reacção redox ocorre espontaneamente quando o potencial do oxidante é maior do que o do 
redutor. ɛ
o
oxidante > ɛ
o
redutor 
Δɛ
o
 = ɛ
o
oxidante - ɛ
o
redutor 
Δɛ
o
 > 0 => reacção espontânea; Δɛ
o
 < 0 => reacção não espontânea 
 
 
 
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Força de redutor 
Um redutor é forte quando tem maior tendência de ceder electrões. Os redutores mais fortes tem 
valores mais baixos de potenciais de redução ou valores mais altos de potenciais de oxidaçao. Os 
metais alcalinos, metais alcalino-terrosos e outros apresentam propriedades redutoras. 
 
Serie de reactividade dos metais 
Reagem com água reagem com vapor de água reagem com ácidos 
Li K Ba Ca Na | Mg Al Zn Cr Fe Cd | Co Ni Sn Pb | 
Não reagem com água e nem com ácido 
 H Cu Hg Ag Pt Au 
Poder redutor crescente 
Exemplo: Zn + MgSO4 → não ocorre 
 K + AgNO3 → KNO3 + Ag 
 
Força de oxidante 
Um oxidante é forte quando tem maior tendência de captar electrões. Os oxidantes mais forte 
tem valores mais altos de potenciais de redução ou valores mais baixos de potenciais de 
oxidação. As propriedades oxidantes são próprias dos não-metais. 
 
Série de reactividades dos não-metais 
F O Cl Br I S  poder oxidante crescente 
Exemplo: Br2 + CaO → não ocorre 
 Cl2 + K2S → KCl + S 
 
Exercícios 
1. Ao pôr uma barra de cobre numa solução de AgNO3, a barra é tapada de prata metálica. 
Por outro lado, ao pôruma barra de cobre numa solução de Zn(NO3), nada ocorre. 
Explique e dê a equação iónica da reacção que ocorre. 
2. Para agitar uma solução de nitrato de estanho II, tem a disposição uma colher de cobre e 
uma de ferro. Qual é a colher que escolheria e porquê? 
3. Escreva as semi-equações de oxidação e redução, indicando os agentes oxidantes e 
redutores e os electrões transferidos das seguintes equações: 
a) 2Sr + O2 → 2SrO 
b) Cl2 + 2NaBr → 2NaCl + Br2 
c) 3Mg + N2→ Mg3N2 
d) H2 + Cl2 → 2HCl 
4. Na equação química 3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O, o cloro é 
simultaneamente reduzido e oxidado. Demonstre esta afirmação através de semi-
equações redox. 
5. Quais da reacções ocorre espontaneamente: 
a) Mg + Fe2+ → Mg2+ + Fe 
b) 2Ag + Cu2+ → 2Ag+ + Cu 
c) Al + Bi3+ → Al3+ + Bi 
d) Cl2 + 2KI → 2KCl + I2 
e) O2 + 4NaF → 2Na2O + 2F2 
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6. Tem a disposição 2 frasco metálicos, um de alumínio, outro de ferro, para guardar uma 
solução de nitrato de crómio III. Qual dos frascos escolherias? Justifique. 
7. Pretende se reduzir o ião cádmio de uma solução por intermédio de um metal. Dispõe-se 
dos seguintes metais: Zn, Cu, Fe e Ag. 
a) Quais destes metais podem ser usados para o efeito. 
b) Escreva as equações correspondes ao emprego de cada um dos metais e justifique a 
resposta dada com base no significado dos potencias normais redox. 
8. Prepara-se três tubos de ensaio, contendo as seguintes soluções: Tubo I solução de NaF, 
Tubo II solução de NaBr e Tubo III solução de NaI. Em seguida, adicionou-se a cada um 
dos tubos de ensaio um pouco de água de cloro. 
a) O que se terá observado em cada um dos tubos? 
b) Escreva a equação que traduz a reacção entre água de cloro e o ião iodeto. 
c) Comente a frase, “o cloro desloca o bromo dos brometos e o iodo dos iodetos”. 
d) Coloque o Cl2, Br2 e I2 por ordem crescente de poder oxidante. 
 
Método de variação de número de oxidação 
Este método baseia-se no fenómeno de oxidação-redução e é também conhecido como método 
de variação de Nox. 
 
Etapas para acerto de equações redox 
1ª Calcula-se os Nox’s de todos os átomos colocando-se por cima do símbolo químico de cada 
elemento; 
2ª Identificam-se os átomos cujo os Nox’s variaram e escreve-se as respectivas semi-equações, 
não se esquecendo que a oxidação é a perda de electrões e a redução é o ganho de electrões; 
3ª Deve-se ter em conta que a quantidade de electrões cedidos deve ser igual a de electrões 
recebidos; 
4ª Com base nos coeficientes resultantes das semi-equações acertam-se os coeficientes da 
equação química global dos elementos cujo os Nox’s variaram. 
5ª Os coeficientes dos elementos de Nox’s fixos são colocados usando o métodos das tentativas e 
deve-se seguir a sequência Metal → não-metal → hidrogénio → oxigénio. 
 Exemplo: P + H2SO4 H3PO4 + SO2 + H2O 
 P
0
 + H2
+1
S
+6
O4
-2
 H3
+1
P
+5
O4
-2
 + S
+4
O2
-2
 + H2
+1
O
-2
 
Oxidação: P
0
 → P
+5
 + 5e
-
 |2 
Redução: S
+6
 + 2e
-
 → S
+4
 |5 
 2P
0
 → 2P
+5
 + 10e
-
 
 5S
+6
 + 10e
-
 → 5S
+4
 
Eq. global: 2P
0
 + 5S
+6
 → 2P
+5
 + 5S
+4
 
 
Resposta: 2P + 5H2SO4 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O 
 
Exercícios 
1. Acerte as equações que se seguem pelo método de variação de Nox. 
a) Cu + HNO3 Cu(NO3)3 + H2O + NO 
b) K2Cr2O7 + HCl KCl + CrCl3 + H2O + Cl2 
c) K2Cr2O7 + SnCl2 + HCl → CrCl3 + SnCl4 + KCl + H2O 
d) (NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + H2O 
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e) MnCl2 + KBrO + KOH → MnO2 + KBr + KCl + H2O 
f) HNO2 + KMnO4 + H2SO4 → HNO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O 
g) N2H4 + AgNO3 + KOH → N2 + Ag + KNO3 + H2O 
 
Método das semi-equações 
O método das semi-equações é também conhecido por método iónico-molecular ou método ião-
electrão. É o método usual para acertar equações iónicas que seja redox. 
 
Etapas para o acerto de equações redox pelo método das semi-equações 
1ª Escreve-se a equação não acertada da reacção na forma iónica; 
2ª Escreve-se as semi equações de oxidaçãoe redução, destacando-se somente os iões e 
moléculas que sofreram variação de Nox; 
3ª Dependendo do meio em que ocorre a reacção teremos: 
a) Meio ácido: adiciona-se H+ no membro das semi-equações com mais átomos de oxigénio 
e H2O no membro com menos átomos de oxigénio, 
b) Meio básico ou neutro: adiciona-se OH- no membro das semi-equações com menos 
átomos de oxigénio e H2O no membro com mais átomos de oxigénio, 
4ª Acerta-se cada semi-equação átomo por átomo; 
5ª Acrescenta-se nas semi-equações os electrões envolvidos em cada transformação e faz-se 
valer o princípio de que o número de electrões perdidos é igual ao número electrões ganhos; e 
6ª Somando membro a membro e simplificando os iões ou moléculas comuns aos dois membros, 
tem-se a equação acertada. 
Exemplo: MnO4
-
 + Cl
-
 + H
+ 
 Mn
2+
 + Cl2 + H2O (meio ácido) 
 Mn
+7
O4
-2 -
 + Cl
-1 -
 + H
+1 +
 Mn
+2 2+
 + Cl2
0
 + H2
+1
O
-2
 
Oxidação: 2Cl
-
 → Cl2 + 2e
-
 
Redução: MnO4
-
 + 5e
-
 → Mn
2+
 
 2Cl
-
 → Cl2 + 2e
-
 |5 
 MnO4
-
 + 8H
+
 + 5e