Apostila - Resumos Teóricos de Fisico-Química

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RESUMOS TEÓRICOS 
FÍSICO-QUÍMICA 
Prof: Thércio Rodrigues 
 
 
TIPOS DE CONCENTRAÇÃO DE 
SOLUÇÕES 
 
Convenções dos índices: 
 
1 – refere-se ao soluto. 
m1, por exemplo, é a massa de soluto. 
 
2 – refere-se ao solvente. 
n2, por exemplo, é a quantidade de matéria (“número 
de mols”) do solvente. 
Sem índice – refere-se à solução 
V, por exemplo, é o volume da solução. 
 
a. Concentração comum (C): Faz a relação entre a 
quantidade de massa do soluto e o volume da solução. 
Sua unidade mais comum é gramas por litro (g/L). 
𝐶 = 
𝑚1
𝑉
 
m1: massa de soluto em gramas 
V = volume da solução em litros 
 
Obs.: Cuidado... Densidade não é igual a concentração 
comum. 
A densidade trata da relação entre a massa de solução 
e o volume ocupado por essa solução. 
 
𝑑 = 
𝑚
𝑉
 
 
m: massa de solução 
V = volume da solução 
 
b. Concentração em quantidade de matéria (M): Faz a 
relação entre a quantidade de matéria do soluto 
(“número de mols”) e o volume da solução. Sua unidade 
é mol por litro (mol/L). 
 
 
 
n1: quantidade de matéria de soluto (em mol) 
V = volume da solução em litros 
 
Como a quantidade de matéria (“número de mols) pode 
ser calculada como 
𝑛 = 
𝑚
𝑀
 
onde 
m: é a massa de substância 
M: é a massa molar da substância, 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
É possível reescrever a fórmula como: 
 
 
 
A unidade de concentração é a mesma: mol/L. 
Esse tipo de concentração pode ser tratado para cada 
íons em solução. 
 
Exemplo: 
Uma solução 0,1 mol/L de Ca(NO3)2 teria a seguinte 
concentração de íons: 
[Ca2+] = 0,1 mol/L 
[NO3–] = 0,2 mol/L 
Isso acontece devido à dissociação do sal: 
Ca(NO3)2 → Ca2+ + 2 NO3– 
0,1 mol/L 0,1 mol/L 2x0,1 mol/L 
 
Sei que parece estranho, já que a soma da concentração 
dos íons é maior que a concentração inicial do sal. Mas 
pense nos íons livres como as partes de um todo. 
Vamos comparar com um carrinho de brinquedo. É um 
único carrinho, mas pode ser quebrado em uma carcaça 
e 4 pneus. Então, são 5 carrinhos ao final??? Não. São 5 
partes de um só carrinho... 
 
c. Título em massa (): Faz a relação entre a massa de 
soluto e a massa da solução. Pode ser calculado pelas 
expressões 
 
 ou 
 
m1: é a massa do soluto 
m2: é a massa do solvente 
m: é a massa da solução (m1 + m2) 
Obs1: O título é adimensional, ou seja, não apresenta 
unidade e pode ser dado em porcentagem (%): 
 
 
 
Exemplo:  = 0,2  % = 20% 
 
Obs2: o título pode ser dado em volume 
 
 ou 
 
Obs3: o título pode ser dado ainda em massa/volume 
Exemplo: Se uma solução apresenta concentração de 
30% (m/V), significa que ela apresenta 30g em cada 100 
mL de solução (30 por cento). 
ANOTAÇÕES: 
 
RELAÇÃO ENTRE CONCENTRAÇÕES. 
 
É possível relacionar as principais formas de 
concentração para facilitar as conversões. 
 
 
 
DILUIÇÃO 
 
A diluição de uma solução é feita por meio da adição de 
solvente à solução. 
 
A dedução da equação é baseada no fato de toda massa 
de soluto que está contida na solução inicial 
(concentrada) também estará contida na solução final 
(diluída). 
Trabalhando essa ideia matematicamente (como 
mostrado na aula – clique aqui), chegamos a duas 
equações que podemos utilizar: 
 
Ci . Vi = Cf . Vf 
 
quando utilizamos as concetrações em g/L 
 
ou 
 
Mi . Vi = Mf . Vf 
 
quando utilizamos as concetrações em mol/L 
 
MISTURA DE SOLUÇÕES 
 
Pode ocorrer através da mistura de: 
- Mesmo soluto 
- Solutos diferentes (sem ou com reação entre eles) 
 
Mistura de soluções de mesmo soluto 
 
 
 
Pensando que m1A + m1B = m1C, podemos deduzir 
 
CA . VA + CB . VB = CC . VC (em g/L) 
ou 
 
MA . VA + MB . VB = MC . VC (em mol/L) 
 
Veja a dedução da eaqução na aula (CLIQUE AQUI) 
ANOTAÇÕES: 
https://youtu.be/lO9a8C-Acuk
https://youtu.be/w9pgS2Fdhpk
 
Mistura de soluções de solutos diferentes 
sem reação 
 
Trataremos como diluições isoladas. 
 
 
 
A única coisa das duas primeiras que será usada na 
solução final (C) é a soma dos volumes. Aí, é fazer as 
diluições. 
Primeiramente, uma diluição da solução A para a final 
(A’) e depois uma diluição da solução B para a final (B’). 
 
Mistura de soluções de solutos diferentes 
com reação entre eles 
 
Com base no que conhecemos de soluções, vamos 
determinar as quantidades de reagentes presentes. 
Na sequência, vamos utilizar o cálculo estequiométrico 
seguindo os 4 passos que já vimos no módulo anterior: 
1. Equação balanceada da reação. 
2. Leitura molar 
3. Mol para grandezaz 
4. Valores do problema e resolução 
 
Acompanhe a aula e a resolução do seguinte exemplo: 
 
(PUC - RS) Adicionou-se 100mL de solução de Hg(NO3)2 
de concentração 0,40 mol/L a 100mL de solução de Na2S 
de concentração 0,20 mol/L. Sabendo-se que a reação 
ocorre com formação de um sal totalmente solúvel 
(NaNO3) e um sal praticamente insolúvel (HgS), as 
concentrações em mol/L, de íons Na+, Hg2+ presentes na 
solução final são, respectivamente: 
a) 0,1 mol/L e 0,2 mol/L 
b) 0,2 mol/L e 0,1 mol/L 
c) 0,4 mol/L e 0,2 mol/L 
d) 0,4 mol/L e 0,1 mol/L 
e) 0,2 mol/L e 0,4 mol/L 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
PRESSÃO DE VAPOR (Pv) 
 
Pressão Máxima de Vapor - ou 
simplesmente pressão de vapor - é a pressão 
que um vapor exerce sobre seu líquido. 
 
Sofre influência de dois fatores: 
 
a. Temperatura 
 
Quanto maior a temperatura de um sistema, maior energia 
cinética possuem as moléculas, facilitando que as moléculas 
da superfície evaporem, gerando maior número de 
moléculas na fase de vapor. Assim, a pressão de vapor será 
maior. 
 
Resumidamente: 
 
 
 
Graficamente: 
 
 
 
Note que para qualquer uma das substâncias mostradas no 
gráfico, quanto maior a temperatura, maior a pressão de 
vapor daquela substância. 
 
Observação: 
 
A pressão de vapor e a temperatura de ebulição estão 
diretamente relacionadas. Quando a pressão de vapor de 
um líquido iguala-se à pressão externa (atmosférica no caso 
de sistemas abertos) ocorre a ebulição do líquido. 
Veja no gráfico a pressão de 1 atm (pressão ao nível do mar). 
Quando cada substância tem sua pressão de vapor igual a 1 
atm, ela estará em ebulição. Quanto menor a pressão de 
vapor de uma substância numa dada temperatura, mais 
tempo temos que aquecê-la até que se iguale com a externa 
e maior será sua temperatura de ebulição. 
 
ANOTAÇÕES: 
 
b. Forças intermoleculares 
 
Primeiro, vamos relembrar o que são as forças 
intermoleculares. 
As forças intermoleculares são forças que atuam entre 
moléculas próximas. 
 
São elas: 
 
 Dipolo Induzido: que ocorrem entre moléculas 
apolares. São as mais fracas. 
 Dipolo Permanente: que ocorrem entre moléculas 
polares. São mais fortes que o Dipolo Induzido. 
 Ligação de Hidrogênio: que ocorre em moléculas 
que apresentem o Hidrogênio (H) ligado diretamente em 
Flúor (F), Oxigênio (O) ou Nitrogênio (N). São as mais fortes 
das forças intermoleculares. 
 
E como a força intermolecular interfere na pressão de 
vapor? 
Quanto maior a força de atração intermolecular, mais 
fortemente atraídas umas pelas outras estarão as 
moléculas. Isso dificulta o processo de evaporação, fazendo 
com que a quantidade de moléculas na fase de vapor seja 
menor, levando a uma menor pressão de vapor. 
 
Resumidamente: 
 
 
 
Graficamente: 
 
 
Dado: O CS2 é uma molécula apolar e tem atração 
intermolecular por dipolo induzido. A água, por apresentar 
o Hidrogênio ligado ao Oxigênio, possui atração por Ligação 
de hidrogênio. 
 
Note que numa mesma temperatura, o CS2 possui maior 
pressão de vapor que a água, pois como suas moléculas se 
atraem fracamente; a evaporação é fácil e haverá muitas 
moléculas na fase de vapor, o que implica numa alta pressão 
de vapor. Já a água, tem atração por ligação de hidrogênio, 
que é mito forte. Assim, a evaporação é mais difícil e haverá 
menos vapor. Logo, a pressão de vapor será menor. 
Diríamosque o CS2 é mais volátil que a água, ou seja, 
evapora com mais facilidade e tem maior pressão de vapor. 
ANOTAÇÕES: 
 
PROPRIEDADES COLIGATIVAS 
 
São propriedades relacionadas ao número de 
partículas dispersas num solvente quando 
adicionamos à ele um soluto não volátil. Não interessa 
a natureza do soluto (se é iônico ou molecular, se é 
uma ácido ou uma base) e sim a quantidade final de 
partículas que esse soluto vai gerar em solução. É 
muito importante considerar a dissociação/ionização 
das espécies em solução para que se tenha a 
concentração final das partículas em solução. 
 
 
 
Quanto maior a concentração maior o efeito da 
propriedade. 
Logo, apesar de terem a mesma concentração inicial, 
após a ionização do ácido e a dissociação do sal, a 
solução II teria um efeito coligativo 5 vezes maior que 
a I. 
 
As propriedades ou efeitos coligativos são: 
 
Tonoscopia: diminuição da pressão de vapor. 
Ebulioscopia: aumento da temperatura de ebulição. 
Crioscopia: diminuição da temperatura de 
solidificação ou congelamento. 
Osmometria: aumento da pressão osmótica. 
 
TONOSCOPIA 
 
Abaixamento da pressão de vapor do sistema devido à 
adição de um soluto não volátil. 
Quanto maior a concentração da solução, maior será 
a queda na PV (pressão de vapor). 
 
Nas propriedades coligativas a coisa mais importante 
é que você entenda o conceito delas. Porém, existem 
equações matemáticas que nos permitem calcular a 
interferência dessas partículas nas propriedades 
físicas do sistema. Para a tonoscopia, o cálculo pode 
ser feito com base na esquação: 
ANOTAÇÕES: 
 
 
Onde: 
∆PV: variação na pressão de vapor 
Ppuro: é a pressão de vapor do solvente puro 
kt: é a constante tonoscópica 
W: é a molalidade (que quase sempre é substituída 
pela “molaridade”) 
i: é o fator de correção de Van’t Hoff 
 
Outra equação possível é 
 
Onde X1 é a fração molar do soluto. 
 
Fator de correção de van’t Hoff 
 
i = 1 + .(q – 1) 
 
i: fator de correção 
: grau de dissociação/ionização 
q: nº de íons gerados na dissociação/ionização 
 
Note que, se o grau de ionização for igual a 100% ( = 
1), temos que i = q. 
Entenda que, considerando a ionização/dissociação da 
espécie - como já foi mostrado anteriormente com o 
HCl e o Fe2(SO4)3, já estamos levando em conta o Fator 
de correção de Van’t Hoff. 
Note a variação da pressão de vapor da água quando 
comparada às duas soluções. Perceba que o efeito 
coligativo foi o mesmo nas duas soluções, apesar da 
concentração inicial do NaCl ser a metade da glicose. 
Porém, o fator de correção do NaCl é 2 (pois ele sofre 
dissociação gerando os íons Na+ e Cl–), o que faz com 
que sua concentração final de partículas seja igual à da 
glicose (que não sofre ionização/dissociação). 
 
 
Graficamente: 
 
ANOTAÇÕES: 
 
EBULIOSCOPIA 
 
Aumento da temperatura de ebulição do sistema 
devido à adição de um soluto não volátil. 
Quanto maior a concentração da solução, maior será 
o aumento da T.E. (temperatura de ebulição). 
 
Como já foi dito, a coisa mais importante é que você 
entenda o conceito das propriedades coligativas. Mas, 
existem as equações matemáticas. 
Para a ebulioscopia, o cálculo pode ser feito com base 
na esquação: 
 
 
 
Onde: 
∆TE: variação na temperatura de ebulição 
Ke: é a constante ebuliscópica 
W: é a molalidade (que quase sempre é substituída 
pela “molaridade”) 
i: é o fator de correção de Van’t Hoff 
 
 
 
Graficamente: 
 
 
 
 
 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
CRIOSCOPIA 
 
Abaixamento da temperatura de congelamento do 
sistema devido à adição de um soluto não volátil. 
Quanto maior a concentração da solução, maior será 
o abaixamento da T.C. (temperatura de 
congelamento). 
 
Lembre-se que o mais importante é entender o 
conceito das propriedades coligativas. 
A equação matemática a criscopia é: 
 
 
 
Onde: 
∆TC: variação na temperatura de congelamento 
Kc: é a constante crioscópica 
W: é a molalidade (que quase sempre é substituída 
pela “molaridade”) 
i: é o fator de correção de Van’t Hoff 
 
 
 
Graficamente: 
 
 
 
 
 
 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
OSMOSCOPIA 
 
OSMOSE: Passagem do solvente, através de uma 
membrana semipermeável (MSP), do meio menos 
concentrado para o mais concentrado. 
 
 
 
Pressão osmótica (π): É a pressão que deve ser 
exercida sobre a solução para impedir a osmose. 
 
 
A equação matemática para a osmoscopia é: 
 
 
 
Onde: 
π: é a pressão osmótica 
M: é a concentração em quantidade de matéria ou 
“molaridade”) 
i: é o fator de correção de Van’t Hoff 
 
Se aplicarmos uma pressão maior que a pressão 
osmótica, temos a Osmose Reversa: 
 
Pressão exercida >  
 
 
Essa técnica é aplicada na dessalinização da água do 
mar. 
ANOTAÇÕES: 
 
RADIOATIVIDADE 
 
Radioatividade é um fenômeno relacionado exclusivamente 
com o núcleo de átomos instáveis que, na tentativa de 
tornarem-se estáveis, emitem radiação. 
 
EMISSÕES RADIOATIVAS 
 
Podem ocorrer de três formas: 
 
a. Partículas alfa (): 
 
São formadas por dois prótons e dois nêutrons sendo, 
portanto positivas. 
 
Representação: 
 
Devido a sua massa, têm baixo poder de 
penetração. 
 
A emissão de uma partícula alfa por um átomo gera um 
novo átomo, conforme a 1ª Lei da radioatividade (Lei da 
emissão alfa) ou Lei de Soddy: 
 
Quando um átomo emite uma partícula alfa, o novo átomo 
formado tem número de massa 4 unidades menor e número 
atômico 2 unidades menor. 
 
92U238 → 24 + 90Th234 
 
b. Partículas beta (): 
 
Resultam da desintegração de um nêutron instável: 
 
 
 
O elétron formado é a partícula beta, que é expulsa do 
núcleo. 
 
Representação: 
 
Devido à sua composição, a partícula beta 
é negativa e tem médio poder de 
penetração. 
 
A emissão de uma partícula beta por um átomo gera um 
novo átomo, conforme a 2ª Lei da radioatividade (Lei da 
emissão beta) ou Lei de Soddy-Fajans-Russel: 
 
Quando um átomo emite uma partícula beta, o novo átomo 
formado tem igual número de massa e número atômico 1 
unidade maior. 
 
83Bi210→ –10 + 84Po210 
 
c. Ondas gama (): 
 
São ondas eletromagnéticas de alta energia. São liberadas 
quando um núcleo que emitiu alfa ou beta se reorganiza. 
Representação: 
 
Por não apresentarem massa nem carga, 
têm um elevado poder de penetração. 
ANOTAÇÕES: 
 
EQUAÇÕES DE DECAIMENTO: 
 
Demonstram a série de decaimento para que determinado 
elemento se converta em outro, pela emissão de partículas 
alfa e beta. 
 
Exemplo: 
 
92U238 → 3 24 + 2 –10 + 88Ba226 
 
Por meio destas equações é possível determinar o número 
de partículas alfa e beta envolvidas numa série de 
decaimento. 
 
Exemplo: 
 
Após algumas desintegrações sucessivas, o 90Th232, muito 
encontrado na orla marítima de Guarapari (ES), se 
transforma no 82Pb208. O número de partículas  e  
emitidas nessa transformação foi, respectivamente, de: 
a) 6 e 4 b) 6 e 5 c) 5 e 6 d) 4 e 6 e) 3 e 3 
 
Iniciamos pela conservação do número de massa antes e 
depois do decaimento: 
 
90Th232 → x 24 + y –10 + 82Pb208 
 
232 = x . 4 + y . 0 + 208 
232 – 208 = x . 4 
24 = x . 4 
24/4 = x 
x = 6 partículas alfa 
 
Em seguida, utilizamos a conservação de carga total antes e 
depois do decaimento. 
90 = x . 2 + y . (– 1) + 82 
90 = 6 . 2 – y + 82 
90 = 12 – y + 82 
90 = – y + 94 
y = 94 – 90 
y = 4 partículas beta 
 
Resposta: alternativa a. 
 
TEMPO DE MEIA-VIDA (t1/2): 
 
É o tempo necessário para que metade de uma amostra 
radioativa sofra decaimento, convertendo-se em outro 
elemento. 
 
Equações: 
 
𝑚 =
𝑚0
2𝑥
 
m = massa restante 
m0 = massa inicial 
x = nº de meias-vidas passadas 
Obs.: a massa pode ser substituída por número de mols, número 
de átomos, número de emissões. 
 
O tempo de meia-vida pode ser determinado, também, através da 
equação: 
 
𝑡1/2 = 
ln 2

 
 
: é a constante de decaimento ou desintegração e é característica 
de cada radioisótopo. 
ANOTAÇÕES: 
 
Para resolver problemas com tempo de meia-vida, nãoé 
obrigatório utilizar a equação. Em muitos casos, pode-se 
pensar que a quantidade de amostra radioativa vai caindo 
pela metade a cada meia-vida que se passa. Pode-se 
trabalhar em: 
 
- Massa: 
 
- Fração: 
 
 
- Porcentagem: 
 
 
GRAFICAMENTE: 
 
 
 
De N0 até N0/2 passam uma meia-vida. Assim, para se 
localizar no gráfico o valor da meia-vida, bastaria ver o 
tempo decorrido de 0 (zero) no eixo do tempo até o valor . 
 
Exemplo: 
 
O acidente do reator nuclear de Chernobyl, em 1986, lançou 
para a atmosfera grande quantidade de 38Sr90 radioativo. 
Seu tempo de meia-vida, pode ser obtido através do gráfico 
a seguir: 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
Supondo ser este isótopo a única contaminação radioativa 
e sabendo que o local poderá ser considerado seguro 
quando a quantidade de 38Sr90 se reduzir, por desintegração 
a 1/16 da quantidade inicialmente presente, o local poderá 
ser habitado novamente a partir do ano de: 
a. 2014 b. 2106 c. 2266 d. 2986 e. 3000 
 
Resolução: 
 
Como estamos trabalhando com uma fração da 
radioatividade inicial (1/16), devemos iniciar do inteiro (1) e 
decair até que se chegue na fração desejada: 
 
 
 
Passaram-se 4 meias-vidas até 1/16 da radioatividade 
inicial. 
 
Através do gráfico, podemos determinar que a meia-vida do 
Sr-90 é de 30 anos, pois de 10 g até 5 g, decorrem-se 30 
anos. 
 
 
Logo: 4 . 30 anos = 120 anos 
 
1986 (ano do acicente) + 120 (tempo até 1/16) = 2106 
Resposta: alternativa b. 
REAÇÕES NUCLEARES: 
ANOTAÇÕES: 
 
FISSÃO NUCLEAR: 
 
Representa a quebra de átomos grandes (através da 
utilização de nêutrons) em átomos menores, com a 
liberação de nêutrons e grande quantidade de energia. 
 
Exemplo: 
 
92U235 + 0n1 → 56Ba141 + 36Kr92 + 3 0n1 + energia 
 
Bomba atômica Usina Nuclear 
 
 
Enriquecimento a 80% Enriquecimento a 4% 
 
É utilizada na produção de energia nas usinas nucleares e na 
fabricação de bombas atômicas. 
 
FUSÃO NUCLEAR: 
 
União de átomos pequenos (geralmente hidrogênio) 
formando átomos maiores e liberando uma quantidade 
imensa de energia. 
 
Exemplo: 
 
1H2 + 1H3 → 2He4 + 0n1 + energia 
 
É a reação que ocorre no sol. 
 
Reação solar Bomba H 
 
 
 
É utilizada apenas para a produção de bombas nucleares, 
cujo poder de destruição é bem maior que as bombas de 
fissão, como as usadas em Hiroshima e Nagasaki. 
 
 
 
 
 
 
 
ANOTAÇÕE: 
 
NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX) 
 
Carga (real ou aparente) que surge sobre um 
átomo devido à diferença de eletronegatividade entre os 
átomos em uma ligação química. 
 
RELEMBRANDO: 
 
Fila de eletronegatividade (elementos mais comuns): 
 
F O N Cl Br I S C P H 
 
Ordem decrescente de eletronegatividade 
Mais eletronegativo Menos eletronegativo 
 
Alguns elementos apresentam NOX fixo e outros 
variável, que terão seu NOX determinado através dos que 
são fixos. 
 
ELEMENTOS DE NOX FIXO: 
 
Formando compostos: 
 
- HIDROGÊNIO  NOX = + 1 
Exceção: 
Hidretos metálicos (Metal+Hidrogênio) 
NOX = – 1  Ex.: NaH 
 
- OXIGÊNIO  NOX = – 2 
Exceções: 
Peróxidos (– O – O –) 
NOX = – 1  Ex.: H2O2 
Fluoretos: 
NOX = + 1  Ex.: O2F2 
NOX = + 2  Ex.: OF2 
- FAMÍLIAS: 
1 (1A): NOX = + 1 
2 (2A): NOX = + 2 
16 (6A) (à direita no composto): NOX = – 2  Ex.: CaS 
17 (7A) (à direita no composto): NOX = – 1  Ex.: KCl 
 
- PRATA (Ag+): NOX = + 1 
- ZINCO (Zn2+): NOX = + 2 
- ALUMÍNIO (Al3+): NOX = + 3 
 
Substância simples: 
 
Toda substância simples têm NOX igual à zero. 
 
Exemplo: Fe(s), N2(g), Ag(s), H2(g), Na(s), O2(g). 
 
ELEMENTOS DE NOX VARIÁVEL: 
 
Deverão ter seu NOX determinado através 
daqueles que tem NOX fixo, por meio de cálculos. 
ANOTAÇÕES: 
 
- Para moléculas neutras: a soma das cargas é igual à zero. 
 
 
2 + x – 8 = 0 
x – 6 = 0 
x = +6 
+6 é o NOX do enxofre (S) no H2SO4 
 
- Para íons: a soma das cargas é igual à carga do íon. 
 
 
x – 8 = – 3 
x = – 3 + 8 
x = +5 
+5 é o NOX do fósforo (P) no PO43– 
 
 
REAÇÃO REDOX 
 
São aquelas nas quais ocorre variação no NOX participantes 
da reação. 
Exemplo: 
 
 
 
 
*Oxidação: 
Perda de elétron 
Aumento do NOX. 
 
No exemplo, elemento que sofreu oxidação: Zn0. 
 
* Redução: 
Ganho de elétron 
Redução do NOX 
 
No exemplo, elemento que sofreu redução: H+. 
 
AGENTES DA OXIRREDUÇÃO 
 
*Agente Oxidante: 
 
Espécie que contém o elemento que sofreu 
REDUÇÃO. 
No exemplo: HCl 
 
* Agente Redutor: 
 
Espécie que contém o elemento que sofreu 
OXIDAÇÃO. 
No exemplo: Zn 
 
ANOTAÇÕES: 
 
REAÇÃO AUTO-REDOX 
(ou de desproporcionamento) 
 
É aquela na qual um mesmo elemento sofre 
oxidação e redução. 
Exemplo: 
 
 
 
*Agente Oxidante: Cl2 
 
* Agente Redutor: Cl2 
 
BALANCEAMENTO DE REAÇÕES REDOX 
 
Balancear uma equação é igualar o número de 
átomos e a carga no reagente e no produto. 
No caso de reações em que há oxidação e redução, 
é possível seguir alguns passos que facilitam esse 
procedimento: 
 
Método da variação dos elétrons: 
 
1. Determinar o NOX de todos os participantes; 
2. Identificar o ramo da oxidação e o da redução; 
3. Calcular o número de elétrons envolvido em cada 
ramo, multiplicando pelo maior índice do 
elemento que sofre a mudança de NOX () – se 
possível, simplifique; 
4. Inverter os valores de  entre as espécies dos 
ramos de oxidação e redução 
4a. do lado em que o índice do elemento for 
maior 
4b. se for igual, do lado em que o elemento 
aparece mais vezes. 
5. Prosseguir por tentativas. 
 
Exemplo: 
 
 
KMnO4  5 
Cl2  2 
 
Invertendo os valores, temos: 
 
ANOTAÇÕES: 
 
Acertando os demais por tentativas, teríamos: 
 
 
 
Observação 1: 
 
- Em reações com H2O2, analisar essa substância (oxidando 
ou reduzindo) de acordo com outra espécie na reação que 
esteja sofrendo mudança de NOX. 
 
Exemplo: 
 
 
KMnO4  5 
H2O2  2 
 
Obs.: Note que poderíamos ter tomado a mudança do 
oxigênio do H2O2 (–1) para o H2O (–2), mas aí, teríamos uma 
redução e a redução já ocorre no Mn do KMnO4 para 
MnSO4. Por isso, tomamos a mudança do O – 1 do H2O2 para 
o O 0 do O2, onde temos uma oxidação. 
 
Invertendo os valores, temos: 
 
 
Acertando os demais por tentativas, teríamos: 
 
 
 
Observação 2: 
 
- Nas reações iônicas, há casos em que fica impossível 
prosseguir por tentativas. Será necessário o uso de artifício 
matemático para determinar outro coeficiente base para 
dar continuidade às tentativas. 
 
ANOTAÇÕES: 
 
Exemplo 
 
Cr(OH)3  1 
IO3–  2 
Invertendo os valores, temos: 
 
 
 
Acertando os demais por tentativas, teríamos: 
 
 
 
Porém agora, não é possível determinar os coeficientes do 
OH– e da H2O por tentativas. 
Utilizamos então um artifício: chamamos de x o coeficiente 
do OH– e fazemos a soma das cargas no reagente e no 
produto: 
 
 
 
 
 
Assim, o coeficiente da água pode ser determinado por 
tentativas: 
 
 
 
 
 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
Método das semi-reações: 
 
Este é um método alternativo ao que normalmente se 
ensina no ensino médio (é o preferido do Prof. Marx). 
Procedimento 
 
Etapa 1: Fazer esboço da reação de oxidação e outro da 
redução. 
 
Etapa 2: Balancear cada semi-reação: 
 a) Todos os átomos, exceto H e O, começando por 
aquele que sofre a mudança de Nox; 
 b) Balancear O com H2O do lado deficiente; 
 c) Balancear o H: 
 c1) Solução ácida: 
Adiciona H+ do lado deficiente em H. 
 c2) Solução básica: 
Adicionar H2O em quantidade igual ao 
número de H necessários do lado deficiente e 1 OH– do lado 
oposto para cada H2O adicionada. 
 d) Adicionar e– do lado deficiente de carga 
negativa; à esquerda na redução e à direita na oxidação. 
 
Etapa 3: Multiplicar uma semi-reações pelo número de 
elétrons da outra. 
 
Etapa 4: Somar as semi-reações “cortando” tudo que 
aparecer repetidamente nos reagentes e produtos. 
 
Clique no ícone e assista às videoaulas BÔNUS no módulo 
15. 
 
[AULA BÔNUS] 
Balanceamento - 
Método das semi-
reações (meio ácido) 
Balanceamento - 
Método das semi-
reações (meio básico)ANOTAÇÕE: 
https://cursodequimicaprofmarx.club.hotmart.com/lesson/Pb4Klq3leX/aula-bonus-balanceamento-metodo-das-semi-reacoes-(meio-acido)
https://cursodequimicaprofmarx.club.hotmart.com/lesson/ZNOwWYzbOm/aula-bonus-balanceamento-metodo-das-semi-reacoes-(meio-basico)
 
POTENCIAL ELETROQUÍMICO 
 
Potencial de redução mede a tendência de uma 
espécie química sofrer redução. 
O eletrodo padrão de hidrogênio (EPH) - 2H+(aq., 
1M)/H2 (1 atm) – é utilizado como referencial das 
medidas de potencial de redução e a ele foi atribuído 
potencial padrão de redução igual a zero Volt (Eo = 
0,00 V). 
 
Semi-reação E0 (V) 
Ag+ + e-  Ag +0.80 
Cu2+ + 2e- Cu +0.34 
2H+ + 2e- H2 (g) 0.00 
Fe2+ + 2e- Fe – 0.44 
Zn2+ + 2e- Zn – 0.76 
Al3+ + 3e- Al – 1.66 
Mg2+ + 2e- Mg – 2.37 
 
Assim, quanto maior o potencial de redução mais 
facilmente a espécie sofre redução, oxidando outra 
espécie. Dessa forma, quanto maior o potencial de 
redução, melhor agente oxidante é a espécie. 
 
ESPONTANEIDADE DE UMA REAÇÃO 
 
Uma reação de oxirredução é espontânea quando 
segue a tendência natural dos potenciais 
eletroquímicos: a espécie de maior potencial de 
redução sofre redução e a outra, oxidação. 
 
“QUEM TIVER O MAIOR POTENCIAL DE REDUÇÃO VAI 
SOFRER REDUÇÃO.” 
 
Reações espontâneas apresentam E > 0. 
 
Exemplo 1: 
 
Qual a reação espontânea que ocorre entre magnésio 
e zinco? 
 
Observando os potencias de redução da tabela, vemos 
que o maior valor é o do zinco (– 0,76V). Assim, o Zinco 
deve sofrer redução e o magnésio, oxidação. 
 
Redução Zn+2 + 2e- → Zn 
Oxidação Mg → Mg+2 + 2e- 
Reação espontânea Zn+2 + Mg → Zn + Mg+2 
 
ANOTAÇÕES: 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Hidrog%C3%AAnio
 
Exemplo 2: 
 
A reação representada por 
 
Cu + Fe+2 → Cu2+ + Fe 
 
é espontânea? 
 
Com base na tabela de potenciais, nota-se que o cobre 
possui maior potencila de redução. Portanto, deve 
sofrer a redução numa reação espontânea. Como se 
pode observar na equação, o cobre tem seu NOX 
elevado de 0 para 2+. Isso representa uma oxidação, 
que vai contra o que acabamos de prever pra ele. 
Assim, concluímos que a reação não é espontânea. 
 
Outra forma de se analisar é calcular a variação de 
potencial da reação proposta. Note que, pela 
proposta, o cobre sofre oxidação. Assim, invertemos a 
reação oferecida na tabela e o sinal do seu potencial: 
 
Cu → Cu + 2e– – 0,80 V 
 
Pela proposta da reação, o ferro sofre redução. 
Invertemos, também, a equação do ferro dada na 
tabela e o sinal do seu potencial: 
 
Fe+2 + 2e–→ Fe + 0,44 V 
 
Somando as duas reações: 
 
 E0 
Cu → Cu + 2e– – 0,80 V 
Fe+2 + 2e–→ Fe + 0,44 V 
Cu + Fe+2 → Cu+2 + Fe – 0,36 V 
 
O sinal negativo do potencial resultante indica que a 
reação não é espontânea. 
 
 
ELETRODO DE SACRIFÍCIO 
 
Em geral, é um metal utilizado para sofrer oxidação 
protegendo outra espécie (ou estrutura). O metal de 
sacrifício sofre a corrosão (oxidação) para garantir que 
a outra espécie continue na sua forma reduzida. 
Isso é muito comum em cascos de navios, torres de 
metal, trilhos de trem, comportas de usinas 
hidrelétricas. 
Para que uma espécie possa servir como eletrodo de 
sacrifíco, ela precisa ter um potencial de redução 
menor que o da espécie a ser protegida. 
 
E0metal < E0protegido 
 
ANOTAÇÕES: 
 
Exemplo: 
 
UFG GO A corrosão é um processo de óxido-redução 
que ocorre em metais. Este problema é 
frequentemente observado em canalizações de água 
e lataria de automóveis. Em automóveis, por exemplo, 
a lataria (constituída de ferro) é oxidada facilmente 
quando exposta à maresia. A corrosão pode ser 
evitada pelo uso de revestimentos de proteção, como 
tintas, graxas ou alguns metais de sacrifício, tornando 
a lataria mais resistente ao processo oxidativo. A 
tabela a seguir apresenta as semirreações e o 
potencial padrão (Eo) para cinco metais. 
 
Semi-reações E o (V) 
Mg2+ + 2 e– → Mg – 2,36 
Zn2+ + 2 e– → Zn – 0,76 
Fe2+ + 2 e– → Fe – 0,44 
Sn2+ + 2 e– → Sn – 0,14 
Pb2+ + 2 e– → Pb – 0,13 
 
De acordo com os dados apresentados, conclui-se que 
os metais mais indicados para proteger o ferro e, 
consequentemente, retardar sua corrosão são: 
 
a) Mg e Pb c) Zn e Pb e) Sn e Pb 
b) Mg e Zn d) Sn e Mg 
 
Para proteger o ferro é necessário ter E0RED menor que 
o do ferro. Podem ser, então, o Zn e o Mg. 
Resposta: B 
 
 
PILHAS 
 
Pilha, célula galvânica, pilha galvânica ou ainda pilha 
voltaica é um dispositivo eletroquímico que converte 
a energia química de reações de óxido-redução 
espontâneas em energia elétrica. 
Nesse dispositivo, têm-se dois eletrodos que são 
constituídos de metais diferentes, que fornecem a 
superfície na qual ocorrem as reações de oxidação e 
redução, em dois compartimentos e imersos em um 
meio contendo íons em concentrações conhecidas. Os 
compartimentos são unidos por uma placa ou 
membrana porosa, ou ainda por uma ponte salina. 
Finalmente, os dois eletrodos são conectados por um 
circuito elétrico, localizado fora da célula, denominado 
circuito externo, garantindo o fluxo de elétrons do 
ânodo para o cátodo. 
 
ANOTAÇÕES: 
http://pt.wikipedia.org/w/index.php?title=Circuito_externo&action=edit&redlink=1
 
PILHA DE DANIELL 
 
 
 
Potenciais de redução: 
 
Zn+2 + 2e-  Zn Eo = – 0,76 V 
Cu+2 + 2e-  Cu Eo = + 0,34 V 
 
Eletrodos: 
 
São definidos através da espontaneidade das reações 
de oxido-redução: 
 
Regra do CRAO (Cátodo = Redução; Ânodo = 
Oxidação) 
 
• Cátodo: compartimento no qual ocorre a 
redução. É o pólo positivo da pilha. Sofre 
deposição (aumento) de massa. 
Cu+2 + 2e- → Cu 
• Ânodo: compartimento no qual ocorre a 
oxidação. É o pólo negativo da pilha. Sofre 
desgaste (diminuição) de massa. 
Zn → Zn+2 + 2e- 
 
Reação global da pilha: 
 
É a soma das semi-reações de oxidação e redução, 
com igual número de elétrons cedidos e recebidos. 
 
Redução Cu+2 + 2e- → Cu 
Oxidação Zn → Zn+2 + 2e- 
Reação global Cu+2 + Zn → Cu + Zn+2 
 
Sentido dos elétrons: 
 
Os elétrons movem-se do ânodo (-) para o cátodo (+). 
Na pilha de Daniell, do zinco para o cobre. 
 
Tensão elétrica ou d.d.p. (E): 
 
Na pilha pode ser calculada por: 
 
E = EMAIOR – Emenor 
sendo que os dois potenciais devem ser de mesma 
natureza (ambos de redução ou ambos de oxidação). 
 
Na pilha de Daniell: 
 
E = 0,34 – (– 0,76) 
E = + 1,10 V 
 
Ponte salina: 
 
Trata-se de um tubo de vidro na forma de um "U" 
que contém uma solução de um sal, geralmente KCl, 
que tem a função de permitir o intercâmbio de íons 
entre as semi-células, mantendo a neutralidade de 
cargas nos dois compartimentos da pilha. 
ANOTAÇÕE: 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Vidro
http://pt.wikipedia.org/wiki/Sal
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%8Don
 
ELETRÓLISE 
 
A eletrólise é um processo eletroquímico que utiliza 
corrente elétrica para a decomposição de substâncias. 
O processo da eletrólise é uma reação de oxirredução 
oposta àquela que ocorre numa célula galvânica 
(pilha), sendo, portanto, um fenômeno físico-químico 
não espontâneo. 
A palavra eletrólise é originária dos radicais eletro 
(eletricidade) e lisis (decomposição), ou seja, 
decomposição por eletricidade. 
Na eletrólise, o sinal do cátodo e do ânodo invertem-
se, em relação à pilha. Porém, as reações são as 
mesmas: no cátodo ocorre redução e no ânodo, 
oxidação (CRAO). 
 
 
 
Há dois tipos de eletrólise: ígnea e aquosa. 
 
ELETRÓLISE IGNEA: não tem água no processo. A 
substância a ser eletrolisada deve ser fundida 
(aquecida até a fusão). 
 
Exemplo: Eletrólise ígnea do NaCl 
 
NaCl(s) → Na+(l) + Cl–(l) 
 
Cátodo(–): 2 Na+(l) + 2e– → 2 Na(l) 
Ânodo(+): 2 Cl (aq) → Cl2(g) + 2e– 
Global: 2 Na+(l) + 2 Cl–(aq) → 2 Na(l) + Cl2(g) 
 
ELETRÓLISE AQUOSA: a substância a ser eletrolisada 
está dissolvida em água. Neste caso, é necessário 
observar uma ordem de descarga dos íons (quem 
reage preferencialmente): 
 
Cátions: 
1A, 2A e Al+3 < H+ (H2O) < demais cátions 
 
Ânions: 
oxigenados, F– < OH– (H2O) < não oxigenados 
ANOTAÇÕES: 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Oxida%C3%A7%C3%A3o_e_redu%C3%A7%C3%A3ohttp://pt.wikipedia.org/wiki/C%C3%A9lula_galv%C3%A2nica
 
REAÇÕES DA ÁGUA: 
 
Oxidação: 2 H2O(l) → O2(g) + 4H+(aq) + 4e– 
Redução: 2 H2O(l) + 2e– → H2(g) + 2OH–(aq) 
 
Exemplo: Eletrólise aquosa do NaCl 
 
NaCl(s) → Na+(aq) + Cl–(aq) 
H2O(l) → H+(aq) + OH–(aq) 
 
A preferência de descarga do cátion é do H+ (na 
realidade ocorrerá a redução da água): será a reação 
do cátodo. 
 
A preferência de descarga do ânion é do Cl–: será a 
reação do ânodo. 
 
Cátodo(–): 2H2O(l) + 2e– → H2(g) + 2OH–(aq) 
Ânodo(+): 2Cl–(aq) → Cl2(g) + 2e– 
Global: 2H2O(l) + 2Cl–(aq) → H2(g) + Cl2(g) + 2OH–(aq) 
 
O Na+ é um íon expectador, uma vez que não se 
envolve no processo de reação. Nessa caso, 
juntamente com o OH– formado, ele irá originar um 
subproduto: NaOH. 
 
ASPECTOS QUANTITATIVOS DA ELETRÓLISE 
 
LEI DE FARADAY 
 
A quantidade de substância 
produzida numa eletrólise é 
proporcional à quantidade de 
carga que passa pelo sistema 
e à massa molar da 
substância. 
 
Para cada 1 mol de elétrons envolvido numa oxidação 
ou redução, ocorre a transferência de 1 Faraday (ou 
96500 Coulombs). 
Portanto, a quantidade de carga que passa por um 
sistema depende da quantidade de elétrons que 
envolvidos. Tal quantidade de carga pode ser 
determinada através da corrente e do tempo de 
eletrólise. 
 
Q = i . t 
 
Q: quantidade de carga (em Coulombs – C) 
i: intensidade da corrente elétrica (em Ampere – A) 
t: tempo (em segundos) 
 
1 mol e– → 1 Faraday → 96500 C 
 
ANOTAÇÕES: 
 
EXEMPLO: 
 
UFRS Sabendo que um Faraday é igual a 96500 C, o 
tempo, em segundos, necessário para eletrodepositar 
6,35 g de Cu2+ utilizando uma corrente de 2 amperes é 
de: 
Dado: Cu = 63,5 u. 
a) 6,3 
b) 12,6 
c) 4825 
d) 9650 
e) 19300 
 
 
 
Como cda mol de elétrons equivale a 96500C, temos 
 
 
 
Como MCu = 63,5 g/mol, podemos substituir: 
 
 
 
O exercício fala em 6,35g de Cu produzidas. Então: 
 
 
 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
Finalizando: 
 
 
 
Como Q = i . t 
 
 
 
ELETRÓLISE EM SÉRIE 
 
A quantidade de carga (Q) em 
todas as cubas é a mesma. 
 
 
 
Conhecendo a quantidade de carga que passa por uma 
das cubas, sabe-se em todas: o valor é o mesmo. 
Os problemas te darão consdições de determinar essa 
quantidade de carga e aí, basta aplicar para as demais 
cubas de acordo com o que a questão pede. 
 
 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
REFINO ELETROLÍTICO 
 
Técnica utilizada para aumentar o grau de pureza de 
um metal numa amostra (a eficiência pode chegar a 
99.9% de pureza). A única reação que ocorre é a 
oxidação e a redução do metal que se está purificando. 
 
Objetivo: 
- Purificação de metais 
 
É muito utilizada para a purificação de cobre para a 
produção de fios elétricos. 
 
Montagem: 
 
 
 
Cátodo (–): Cu2+(aq) + 2e– → Cu(s) 
Ânodo (+): Cu(s) → Cu2+(aq) + 2e– 
Global: Não existe 
 
O cobre no eletrodo do metal impuro sobre oxidação 
e, na sequência, sobre redução no eletrodo de cobre 
puro. 
A purificação é necessária para diminuir a resistência 
do fio à passagem de corrente elétrica, o que leva a 
perdas de energia!!! 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
GALVANOPLASTIA 
 
Processo eletrolítico para recobrimento metálico de 
objetos (douração, niquelagem, cromação, etc.) 
 
Objetivos: 
 
- Proteção contra corrosão 
- Melhoria na condutividade elétrica 
- Estética 
 
DOURAÇÃO 
 
 
 
CROMAÇÃO 
 
 
Cuidados: 
 
Cátodo: Deve ser a peça que se quer recobrir. 
Ânodo: Feito do metal que irá recobrir a peça. 
Solução: Deve conter o íon do metal que irá recobrir a 
peça. 
 
Exemplo: 
Douração para a produção de semijoias e bijouterias: 
 
 
 
Cátodo (–): Au3+(aq) + 3e– → Au(s) 
Ânodo (+): Au(s) → Au3+(aq) + 3e– 
Global: Não existe 
 
Note que, assim como no refino eletrolítico, a única 
reação que ocorre é a oxidação e redução do metal 
em questão. Nesse caso, o ouro. 
ANOTAÇÕES: 
 
TERMOQUÍMICA 
Parte da química que estuda o calor envolvido nos 
processos físicos e químicos. 
 
Nessa parte, o calor é chamado Entalpia (H). A entalpia 
tem como unidades caloria (cal) ou Joule (J). A relação 
entre tais unidades é a seguinte: 
1 cal = 4,18 J 
De acordo com a entalpia (calor), há dois tipos de 
processos: 
a. Endotérmico: absorve calor 
b. Exotérmico: libera calor 
 
ENTALPIA E ESTADO DE AGREGAÇÃO: 
 
 
ENTALPIA NAS REAÇÕES QUÍMICAS: 
 
a. Reação endotérmica: 
➢ é aquela que absorve calor 
➢ resfria a vizinhança 
➢ HP > HR 
 
Reagente → PRODUTO 
 
GRAFICAMENTE 
 
VARIAÇÃO DE ENTALPIA (H): 
 
H = HP – HR 
 
Como HP > HR, temos que o H é maior que zero 
(positivo). 
 
ANOTAÇÕES: 
 
b. Reação exotérmica: 
 
➢ é aquela que libera calor 
➢ aquece a vizinhança 
➢ HP < HR 
 
REAGENTE → Produto 
GRAFICAMENTE 
 
VARIAÇÃO DE ENTALPIA (H): 
 
H = HP – HR 
 
Como HP < HR, temos que o H é menor que zero 
(negativo). 
 
ENTALPIA E ESTADO PADRÃO 
 
Estado Padrão: é a forma mais estável de uma 
substância a 25 ºC e 1 atm. 
 
 Exemplo: H2(g), H2O(l), Fe(s), CO2(g), O2(g), O3(g). 
 
Para as substâncias simples no estado padrão, atribui-
se entalpia igual a zero (H = 0). 
Nos exemplos: H2(g), Fe(s) e O2(g) teriam H = 0. 
O O3(g) não é a forma alotrópica mais estável do 
elemento oxigênio, por isso não tem entalpia igual a 
zero. 
 
CALORES DE REAÇÃO: 
 
a. Calor de formação: é o calor envolvido na síntese 
de 1 mol de substância, a partir de seus elementos no 
estado padrão. 
Exemplo: 
2C(grafite) + 3 H2(g) + ½ O2(g) → C2H5OH(l) H = – 278 
kJ/mol 
 
Como todos os reagentes têm entalpia igual a zero, a 
entalpia da reação é o calor necessário para formar 1 
mol do produto. Logo, a entalpia padrão de formação 
(Hof ) do etanol é – 278 kJ/mol. 
 
ANOTAÇÕES: 
 
b. Calor de combustão: é o calor liberado na queima 
de 1 mol de substância, no estado padrão. 
Exemplo: 
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) H = – 890 kJ/mol 
 
CÁLCULO DO H 
 
a. Através dos calores de formação: 
H = HP – HR 
Exemplo: 
Determine a entalpia de combustão do etanol, em 
kJ/mol, sendo dados: 
C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) H = ? 
Entalpia de formação de C2H5OH(l) H = – 278 kJ/mol 
Entalpia de formação de CO2(g) H = – 394 kJ/mol 
Entalpia de formação de H2O(l) H = – 286 kJ/mol 
H = HP – HR 
H = [2.(HCO2) + 3.(HH2O)] – [HC2H5OH + 3.(HO2)] 
H = [2.( – 394) + 3.( – 286)] – [– 278 + 3.0] 
H = [( – 788) + ( – 858)] – [– 278] 
H = [– 788 – 858] + 278 
H = – 1646 + 278 
H = – 1368 kJ/mol 
 
b. Através da Lei de Hess: 
Lei de Hess: O calor envolvido numa reação depende 
apenas dos reagentes iniciais e dos produtos finais, 
sendo independente de intermediários da reação. 
 
Dessa forma, podemos calcular o H de uma reação 
pela soma de reações adequadas. 
Teremos uma equação problema (aquela cujo H se 
deseja calcular) e reações auxiliares. 
Utilizando a Lei de Hess: 
➢ Trabalhar matematicamente (multiplicando, 
dividindo, invertendo) as equações auxiliares, de 
forma que a soma delas, forneça a equação 
problema. 
 
Exemplo: 
Determine a variação de entalpia da reação 
equacionada: 
C2H4(g) + 6 F2(g) → 2 CF4(g) + 4 HF(g) H = ? 
Dados: 
I - H2(g) + F2(g) → 2 HF(g) H = – 546 kJ/mol 
II - C(graf.) + 2F2(g) → CF4(g) H = – 680 
kJ/mol 
III - 2C(graf.) + 2H2(g) → C2H4(g) H = – 52 kJ/mol 
 
Inverte a III: 
C2H4(g)→ 2C(graf.) + 2H2(g) H = + 52 kJ/mol 
ANOTAÇÕES: 
 
Multiplica por 2 a II: 
2 C(graf.) + 4F2(g) → 2 CF4(g) H = – 1360 kJ/mol 
Multiplica por 2 a I: 
2 H2(g) + 2 F2(g) → 4 HF(g) H = – 1092 kJ/mol 
 
Somando as equações: 
C2H4(g)→ 2C(graf.) + 2H2(g) H = + 52 kJ/mol 
2 C(graf.) + 4F2(g) → 2 CF4(g) H = – 1360 kJ/mol 
2 H2(g) + 2 F2(g) → 4 HF(g) H = – 1092 kJ/mol 
C2H4(g) + 6 F2(g) → 2 CF4(g) + 4 HF(g) H = – 2400 kJ/mol 
 
b. Através das energias de ligação: 
 
Energia de ligação: energia necessária para romper 1 
mol de ligações entre dois átomos. 
 
H – H(g) → 2 H(g) H = 436 kJ/mol 
 
Utilizando as energias de ligação: 
Ligações rompidas  reagentes  sinal + 
Ligações formadas produtos  sinal – 
 
H =  das energias de ligação 
 
Exemplo: 
Determine a variação de entalpia da reação 
equacionada a seguir: 
C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g) H = ? 
Dados: 
Ligação Energia de ligação 
(kJ/mol) 
C = C 612 
C – C 348 
C – H 412 
H – H 436 
 
Procedimento: 
 
 
 
H =  das energias de ligação 
 
H = [4 . (+ 412)] + 612 + 436 + (– 348) + 6 . (– 412) 
H = 1648 + 612 + 436 – 348 – 2472 
H = 2696 – 2820 
H = – 124 kJ/mol 
 
ANOTAÇÕES: 
 
Entropia e Energia livre de Gibbs 
 
Esse assunto só aparece em alguns vestibulares muito 
específicos como ITA, IME e algumas federais! 
 
Entropia (S): Grandeza termodinâmica que mede o 
estado de desordem de um sistema. 
 
S(s) < S(l) < S(g) 
 
 
 
Nos produtos há maior ordem (organização), pois 
existe apenas uma molécula de gás (estado de maior 
desordem) e duas líquidas, enquanto no reagente 
havia 3 moléculas de gás. 
 
VARIAÇÃO DE ENTROPIA (S)  S = Sf – Si 
 
Energia Livre de Gibbs (G): Grandeza termodinâmica 
que mede a espontaneidade de uma transformação. 
 
G = H – T . S 
 
G < 0: Transformação espontânea. 
G > 0: Transformação não espontânea. 
G = 0: Sistema em equilíbrio. 
 
H S G Espontânea 
< 0 > 0 < 0 Sim 
> 0 < 0 > 0 Não 
< 0 < 0 ? Depende de 
T 
> 0 > 0 ? Depende de 
T 
 
 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
Parte da química que estuda a velocidade das reações 
químicas. 
 
VELOCIDADE MÉDIA DE REAÇÃO (Vm): 
 
Pode ser medida como sendo a variação na 
quantidade de qualquer reagente ou produto em 
função do tempo: 
 
𝑉𝑚 =
|𝑋|
𝑡
 
 
X está em módulo para evitar variação negativa, 
quando tratamos de reagentes que terão suas 
quantidades diminuídas com o tempo. 
 
Exemplo: 
 
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) 
 
A velocidade média de cada reagente ou produto pode 
ser calculada por: 
 
𝑉𝑁2 =
|∆𝑁2|
𝑡
 ou 𝑉𝐻2 =
|∆𝐻2|
𝑡
 ou 𝑉𝑁𝐻3 =
|∆𝑁𝐻3|
𝑡
 
 
Tal relação é valida para o mesmo intervalo de tempo, 
uma vez que a velocidade de uma reação não é 
constante. 
A velocidade da reação pode ser dada em função da 
velocidade de qualquer reagente ou produto, dividida 
pelo respectivo coeficiente estequiométrico: 
 
𝑉𝑚 = 
𝑉𝑁2
1
=
𝑉𝐻2
3
=
𝑉𝑁𝐻3
2
 
 
Comportamento Gráfico: 
 
Reagente: Concentração diminui com o tempo 
Produto: Concentração aumenta com o tempo 
ANOTAÇÕES: 
 
LEI DA AÇÃO DAS MASSAS 
(Equação de Guldberg-Waage) 
 
“A velocidade de uma reação química é proporcional 
ao produto das concentrações molares dos reagentes, 
elevadas a expoentes.” 
 
V = k . [Reagente A]x . [Reagente B]y 
 
k: Constante de proporcionalidade (varia com a 
temperatura) 
 
x e y: chamados de ordem de reação, podem ser 
determinados. 
 
DETERMINANDO x E y 
 
Para Reação Elementar: aquela que ocorre em uma 
única etapa. 
x e y serão os coeficientes estequiométricos 
da equação balanceada da reação. 
Exemplo genérico: 
 
2A + B → C + 2D 
 
Considerando esta reação elementar, a lei da 
velocidade seria: 
V = k . [A]2 . [B]1 
 
Ordem em relação a A: 2ª ordem ou ordem 2; 
Ordem em relação a B: 1ª ordem ou ordem 1; 
Ordem da reação: 3ª ordem ou ordem 3  (2 + 1) 
 
Para Reação Não-Elementar: aquela que ocorre em 
mais de uma etapa. 
x e y serão os coeficientes estequiométricos 
da equação balanceada da etapa lenta. 
 
Exemplo genérico: 
 
3A + 2B → C (etapa rápida) 
C + 2D → 4E (etapa lenta) 
 
Considerando apenas a etapa lenta, a lei da velocidade 
seria: 
V = k . [C]1 . [D]2 
 
Ordem em relação a C: 1ª ordem ou ordem 1; 
Ordem em relação a B: 2ª ordem ou ordem 2; 
Ordem da reação: 3ª ordem ou ordem 3  (1 + 2) 
 
ANOTAÇÕES: 
 
Determinação experimental: através de dados 
colhidos em laboratório é possível determinar a 
expressão da lei da velocidade. Para tanto, são 
fornecidos dados de concentrações e velocidades de 
reação, como no quadro a seguir: 
 
Experimento 
[A] 
(mol.L–
1) 
[B] 
(mol.L–
1) 
Velocidade 
(mol.L–1.min–
1) 
I 2,0 3,0 0,5 
II 4,0 6,0 2,0 
III 4,0 3,0 2,0 
 
Considere a reação equacionada por: 
 
2A + B → C + 2 D 
 
Através dos dados, devemos determinar a expressão 
da velocidade da reação. 
 
V = k . [A]x . [B]y 
 
x: devemos analisador dois experimentos nos quais a 
concentração de A esteja variando e a de B não (de I 
 III) 
 
 
 
Note que quando a [A] foi dobrada, a velocidade 
aumentou 4 vezes. Assim temos que: 
 
2X = 4  2x = 22  x = 2 
 
O expoente x de A é 2 (ordem 2). 
y: devemos analisador dois experimentos nos quais a 
concentração de B esteja variando e a de A não (de III 
 II) 
 
 
 
Note que quando a [B] foi dobrada, a velocidade não 
sofreu alteração. Assim temos que: 
 
2y = 1  2y = 20  y = 0 
 
O expoente x de B é 0 (ordem 0). Isto significa que B 
não influencia na velocidade da reação, logo não 
aparece na expressão da velocidade: 
 
V = k . [A]2 . [B]0  V = k . [A]2 
ANOTAÇÕES: 
 
TEORIA DAS COLISÕES 
 
Explica a reação química como sendo o resultado do 
choque entre as moléculas reagentes. 
Somente choques efetivos dão origem ao produto. 
Para que um choque seja efetivo é necessário que 
haja: 
 
➢ Orientação espacial favorável 
➢ Energia suficiente para a formação do 
complexo ativado. 
 
Complexo ativado: é um intermediário de alta energia 
entre os reagentes e os produtos. É altamente instável 
e necessita de uma energia mínima para sua 
formação. 
 
Energia de ativação (Ea): é a energia mínima que deve 
ser fornecida ao sistema para que os reagentes 
formem o complexo ativado. Quanto maior a energia 
de ativação, menor é a velocidade da reação. 
 
Graficamente: 
 
 
 
Conhecendo o mecanismo de uma reação, é possível 
modificar a velocidade de uma reação, de acordo com 
nossas necessidades, alterando alguns fatores. 
 
FATORES QUE ALTERAM A VELOCIDADE 
DE UMA REAÇÃO QUÍMICA 
 
Temperatura: Quanto mais agitadas as moléculas, 
mais choques irão ocorrer, aumentando 
estatisticamente as chances de que os choques sejam 
efetivos, aumentando a velocidade da reação. 
 
Temperatura  nº de choques   velocidade 
 
ANOTAÇÕES: 
 
Concentração: Quanto maior o número de moléculas 
num mesmo espaço, mais choques irão ocorrer, 
aumentando estatisticamente as chances de que os 
choques sejam efetivos, aumentando a velocidade da 
reação. 
 
Concentração  nº de choques   velocidade 
 
Obs1.: O aumento de concentração de reagentes 
gasosos pode dar-se por redução de volume. 
 
Obs2: Não é possível aumentar a “concentração” de 
um sólido. 
 
 
 
Superfície de contato: Quanto mais expostos um ao 
outro estiverem os reagentes; quanto mais contato 
eles tiverem entre si, mais choques irão ocorrer, 
aumentando estatisticamente as chances de que os 
choques sejam efetivos, aumentando a velocidade da 
reação. 
 
Sup. de contato  nº de choques   velocidade 
 
Catalisador: O catalisador é uma substância química 
que age diminuindo a Energia de ativação da reação. 
Na presença do catalisador a reação ocorre através de 
um mecanismo que apresenta um complexo ativado 
de menor energia, facilitando assim sua formação e 
aumentando a velocidade da reação. 
 
 Catalisador: 
➢ Diminui a energia de ativação 
➢ Participa da reação 
➢ Não é consumido 
➢ É regenerado 
 
Obs.: Enzimas são catalisadores biológicos. 
 
Graficamente: 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
Situação atingida somente por reações reversíveis 
(aquelas que ocorrem em sentido direto e inverso) 
quando a velocidade da reação direta iguala-se à 
velocidade da reação inversa. 
 
V1: velocidade da reação direta 
V2: velocidade da reação inversa 
 
CARACTERÍSTICAS DO EQUILÍBRIO: 
 
Para uma reação em equilíbrio químico: 
➢ V1 = V2 
➢ As concentrações molares de reagentes e 
produtos serão constantes. 
 
OBS: o equilíbrio é dinâmico. Uma vez atingida tal 
situação a reação continua ocorrendo, porém com V1 
= V2. 
 
GRAFICAMENTE: 
 
Velocidade em função do tempo: 
 
O equilíbrio é atingido quando as curvas de velocidade 
da reação direta (V1)e inversa (V2) se tocam. 
 
Concentração em função do tempo: 
 
O equilíbrio é atingido a partir do instante em que as 
concentrações de reagentes e produtos forem 
constantes. 
ANOTAÇÕES: 
 
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO: 
 
Fornece informação sobre o comportamento da 
reação, indicando se o equilíbrio é atingido com 
grande ou pequena formação de produto. 
Pode ser fornecida em função das concentrações 
molares e das pressões parciais (para gases) dos 
participantes da reação. 
 
Em função das concentrações molares (Kc): 
 
Considere a reação genérica: 
 
 
 
Podemos escrever as expressões da velocidade para as 
reações direta e inversa: 
 
Reação direta: V1=K1 . [A]a . [B]b 
 
Reação inversa: V2=K2.[C]c . [D]d 
 
Como no equilíbrio V1 = V2,temos: 
 
K1 . [A]a . [B]b = K2 . [C]c . [D]d 
 
Reordenando: 
𝐾1
𝐾2
=
[𝐶]𝑐 . [𝐷]𝑑
[𝐴]𝑎 . [𝐵]𝑏
 
 
𝐾𝑐 =
[𝐶]𝑐 . [𝐷]𝑑
[𝐴]𝑎 . [𝐵]𝑏
 
 
A constante de equilíbrio (Kc) é a relação entre as 
concentrações dos produtos e a dos reagentes. 
 
Obs1: quanto maior o valor de Kc , mais deslocada no 
sentido dos produtos estará o equilíbrio (a 
concentração dos produtos será maior que a dos 
reagentes). 
 
Obs2: substância no estado sólido não aparece na 
constante de equilíbrio. 
 
Obs3: a constante de equilíbrio tem seu valor alterado 
com a temperatura. 
 
 
 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
Em função das pressões parciais (Kp): 
 
A constante de equilíbrio pode ser obtida também em 
termos das pressões parciais, utilizando a equação de 
estado dos gases ideais (P.V = n .R.T) e o Kc. 
A partir de P.V = n.R.T, podemos deduzir que 
𝑃
𝑅. 𝑇
=
𝑛
𝑉
 
como 
𝑛
𝑉
= 𝑚, e utilizando [ ] como símbolo de 
molaridade, temos: 
𝑃
𝑅. 𝑇
= [ ] 
 
➢ para uma substância qualquer: 
 
𝑝𝑋
𝑅. 𝑇
= [𝑋] 
 
Substituindo [ ] no Kc , temos: 
 
𝐾𝐶 =
(
𝑝𝐶
𝑅𝑇
)
𝑐
. (
𝑝𝐷
𝑅𝑇
)
𝑑
(
𝑝𝐴
𝑅𝑇)
𝑎
. (
𝑝𝐵
𝑅𝑇)
𝑏
 
 
𝐾𝑝 =
(𝑝𝐶)
𝑐 . (𝑝𝐷)
𝑑
(𝑝𝐴)
𝑎 . (𝑝𝐵)
𝑏
 
 
Obs: somente substância gasosa aparece na expressão 
de Kp. 
 
PRINCÍPIO DE LE CHATELIER 
(DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO) 
 
Após atingida a situação de equilíbrio químico ela irá 
se manter até que uma perturbação externa 
modifique tal condição. É o que diz o Principio de Le 
Chatelier: 
 
“Quando uma perturbação externa é imposta 
sobre um sistema em equilíbrio químico, este 
responde de forma a minimizar a perturbação 
imposta”. 
 
FATORES QUE PODEM DESLOCAR O 
EQUILÍBRIO 
 
Concentração: 
Ação Desloca para o 
Adição (aumento) Sentido oposto à adição 
Retirada 
(diminuição) 
Mesmo sentido da retirada 
Obs.: adição ou retirada de sólido não desloca o 
equilíbrio. 
ANOTAÇÕES: 
 
Temperatura: 
Ação Desloca para o 
Aumento Sentido endotérmico 
Diminuição Sentido exotérmico 
Obs.: o H sempre se refere ao sentido direto da 
reação. 
 
Pressão: 
Ação Desloca para o sentido com 
Aumento Menor nº de moléculas 
gasosas 
Redução Maior nº de moléculas 
gasosas 
Obs.: considerar apenas as moléculas de gás. 
 
ATENÇÃO: Catalisador não desloca o equilíbrio 
químico. 
 
✓ Deslocar para significa que a reação está ocorrendo 
mais rapidamente naquele sentido. Desta forma, 
haverá maior formação das espécies que estão no 
sentido do deslocamento. 
Exemplo: 
 
Para a reação equacionada por: 
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g) H = – 22 
kcal, 
descreva o efeito sobre o equilíbrio se houver: 
 
 Desloca para a 
Retirada de N2(g) 
Aumento da pressão 
Aumento da 
temperatura 
 
Adição de H2(g) 
Adição de catalisador 
 
Respostas: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
EQUILÍBRIO IÔNICO 
 
Equilíbrio entre uma substância e seus íons em 
solução 
 
AB(aq)  A+(aq) + B–(aq) 
 
É muito utilizado no estudo de ácido e bases fracas. 
 
Para ácidos fracos: 
 
Considere o ácido genérico HA: 
 
HA(aq)  H+(aq) + A–(aq). 
 
Como a força de um ácido refere-se a quanto de H+ ele 
forma em solução (do seu grau de ionização ), 
quanto mais forte o ácido, mais deslocado para a 
direita estará o equilíbrio. 
 
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO IÔNICO (Ki): 
 
Para ácidos fracos (Ka): 
 
𝐾𝑎 =
[𝐻+]. [𝐴−]
[𝐻𝐴]
 
Obs.: Quanto maior o Ka, mais forte o ácido, pois maior 
será sua [H+] e menor será sua [HA], indicando um 
equilíbrio deslocado para a direita. 
 
GRAU DE IONIZAÇÃO (): 
 
É outra forma de se determinar a força de um ácido: 
 
 = 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑑𝑎𝑠
𝑛º 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑎𝑑𝑖𝑐𝑖𝑜𝑛𝑎𝑑𝑎𝑠
 
 
Quanto maior o valor de , maior o número de 
moléculas ionizadas, indicando ácido mais forte. 
 
 < 5%: 
5%   < 
50%: 
  50%: 
ácido fraco 
ácido 
moderado 
ácido forte 
 
LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD: 
 
Demostra o efeito da diluição de uma solução sobre o 
grau de ionização (𝛼) de um ácido ou base fracos. 
➢ Para ácidos fortes e moderados(  5%) 
𝐾𝑎 = 
𝛼2. 𝑚
1 − 𝛼
 
ANOTAÇÕES: 
 
➢ Para ácidos fracos (𝛼 < 5%) 
𝐾𝑎 = 𝛼
2. 𝑚 
 
Como Ka é constante (a dada temperatura), 
concluímos que a diluição (queda na concentração da 
solução) leva a aumento do grau de ionização (). 
 
OBS.: Todas estas deduções são válidas também para 
bases fracas. 
 
EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA 
 
A água apresenta um equilíbrio de auto-ionização: 
 
H2O(l) + H2O(l)  H3O+(aq) + OH–(aq) 
 
Simplificadamente: 
 
H2O(l)  H+(aq) + OH–(aq) 
 
Tal equilíbrio, endotérmico no sentido direto, está 
muito deslocado para a esquerda. Logo, as 
concentrações de H+ o OH– na solução é muito baixo. 
 
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DA ÁGUA (Kw): 
 
𝐾𝑐 =
[𝐻+]. [𝑂𝐻−]
[𝐻2𝑂]
 
A [H2O] é muito elevada e, portanto, constante. Assim, 
escrevemos: 
 
Kc . [H2O] = [H+] . [OH–] 
 
O termo Kc . [H2O] é constante e chamado de Kw: 
 
Kw = [H+] . [OH–] 
 
Kw pode ser obtido em laboratório e depende da 
temperatura. A 25 ºC, Kw = 1,0 x 10–14 mol2/L2. 
Assim, podemos deduzir o caráter de uma solução 
(ácida, básica ou neutra) de acordo com sua [H+] ou de 
[OH–]. 
 
➢ Solução neutra: [H+] = [OH–] 
Kw = [H+] . [OH–] 
Kw = [H+] . [H+] 
1,0 x 10–14 = [H+]2 
[H+] = √1,0𝑥10−14 
[H+] = 1,0 x 10-7 mol/L 
[OH–] = 1,0 x 10-7 mol/L 
 
➢ Solução ácida: [H+] > [OH–] 
[H+] > 1,0 x 10-7 mol/L 
[OH–] < 1,0 x 10-7 mol/L 
 
➢ Solução básica: [OH–] > [H+] 
[OH–] > 1,0 x 10-7 mol/L 
[H+] < 1,0 x 10-7 mol/L 
 
ANOTAÇÕES: 
 
FACILITANDO: CÁLCULO DO pH 
 
Criada para facilitar a análise do caráter de uma 
solução. 
 
 Lembrete: 
➢ pH = – log [H+] log a . b = log a + log b 
 log a/b = log a – log b 
➢ pOH = – log [OH–
] 
log ab = b . log a 
 log a = b  10b = a 
 
ESCALA DE pH 
 
 
 
Quanto mais baixo o pH, mais ácido o meio. 
Quanto mais alto o pH, mais básico o meio. 
 
INDICADORES 
 
São substâncias químicas que apresentam coloração 
diferente de acordo com o meio (ácido, básico ou 
neutro) 
Dentre os mais utilizados estão a fenolftaleína e o 
tornassol. 
 
Fenolftaleína Tornassol 
Ácido Incolor ácido Vermelho 
Básico Vermelho básico Azul 
 
HIDRÓLISE SALINA 
 
Reação de um sal (ou parte dele) com a água, podendo 
modificar o caráter do meio (ácido, básico ou neutro). 
É necessário analisar a força do ácido e da base que 
originaram o sal. 
 
RELEMBRANDO: 
 
 
 
Na hidrólise forma-se o fraco e o forte determina o 
meio. 
 
ANOTAÇÕES: 
 
Caso 1: Sal de base fraca e ácido forte (hidrólise do 
cátion) 
 
NH4Cl(aq) → NH4+(aq) + Cl–(aq) 
H2O  H+(aq) + OH–(aq) 
Unindo o positivo de uma equação com o negativo da 
outra, temos as possibilidades de formação: 
 
NH4OH  base fraca 
HCl  ácido forte 
 
Assim, ocorre hidrólise daquele que formará o fraco: 
NH4+. 
 
NH4+(aq) + H2O(l) → NH4OH(aq) + H+(aq) 
 
O H+ livre torna o meio ácido. 
 
Caso 2: Sal de base forte e ácido fraco (hidrólise do 
ânion) 
 
KCN(aq) → K+(aq) + CN–(aq) 
H2O  H+(aq) + OH–(aq) 
 
Unindo o positivo de uma equação com o negativo da 
outra, temos as possibilidades de formação: 
 
KOH  base forte 
HCN  ácido fraco 
 
Assim, ocorre hidrólise daquele que formará o fraco: 
CN–. 
 
CN–(aq) + H2O(l) → HCN(aq) + OH–(aq) 
 
O OH– livre torna o meio básico.Caso 3: Sal de base e ácido fracos (hidrólise do cátion 
e do ânion) 
 
NH4CN(aq) → NH4+(aq) + CN–(aq) 
H2O  H+(aq) + OH–(aq) 
 
Unindo o positivo de uma equação com o negativo da 
outra, temos as possibilidades de formação: 
 
NH4OH  base fraca 
HCN  ácido fraco 
 
Assim, ocorre hidrólise dos dois íons: 
 
NH4CN(aq) + H2O(l) → NH4OH(aq) + HCN(aq) 
 
Para determinar o meio, será necessário compara os 
valores Ka e Kb. O maior valor define o caráter do meio. 
 
No exemplo anterior: 
 
NH4OH Kb = 1,8 x 10–5 
HCN Ka = 4,9 x 10–10 
 
Como Kb é maior que o Ka, o meio seria levemente 
básico. 
ANOTAÇÕES: 
 
ATENÇÃO: 
 
Se cátion e ânion vierem de ácido e base fortes, não 
ocorre hidrólise e o meio será neutro. 
 
NaCl(aq) → Na+(aq) + Cl–(aq) 
H2O  H+(aq) + OH–(aq) 
Unindo o positivo de uma equação com o negativo da 
outra, temos as possibilidades de formação: 
 
NaOH  base forte 
HCl  ácido forte 
 
Assim, não ocorre hidrólise o meio será neutro. 
 
CONSTANTE DE HIDRÓLISE (Kh) 
 
 Como as demais constantes de equilíbrio, é 
calculada pela relação entre as concentrações dos 
produtos e a dos reagentes. Porém, como a 
concentração de água é constante, ela não entra na 
expressão de Kh. 
 
Exemplo: 
 
NH4+(aq) + H2O(l) → NH4OH(aq) + H+(aq) 
 
A expressão da constante de hidrólise seria: 
 
 
 
RELAÇÃO ENTRE A CONSTANTE DE 
HIDRÓLISE (Kh) E A CONSTANTE DE 
IONIZAÇÃO DA ÁGUA (KW) 
 
 
 
PRODUTO DE SOLUBILIDADE 
 
Equilíbrio entre uma substância pouco solúvel e seus 
íons em solução. 
Exemplo: 
Ag2S(s)  2Ag+(aq) + S2–(aq) 
ANOTAÇÕES: 
 
CONSTANTE DO PRODUTO DE 
SOLUBILIDADE (Kps) 
 
𝐾𝑐 =
[𝐴𝑔+]2 . [𝑆2−]
[𝐴𝑔2𝑆]
 
 
Como a [Ag2S] é constante (sólido), temos: 
 
Kc . [Ag2S] = [Ag+]2 . [S2–] 
 
O termo Kc . [Ag2S] é constante e chamado Kps. 
 
Kps = [Ag+]2 . [S2–] 
Assim, concluímos que o Kps será igual ao produto das 
concentrações dos íons em solução, elevados a seus 
coeficientes estequiométricos. 
 
➢ Quanto maior o Kps, mais solúvel é a substância. 
(porém, só podemos comparar a solubilidade de 
substâncias diretamente pelo Kps se as 
substâncias tiverem a mesma razão entre seus 
íons). 
Exemplo: CaSO4 com PbCO3 
CaF2 com PbCl2 
 
➢ O Kps é especialmente utilizado para o estudo de 
sais e bases pouco solúveis. 
 
➢ Por meio do Kps é possível determinar a 
solubilidade de uma substância. 
 
Solubilidade (S) não é o Produto de Solubilidade 
(KPS). 
 
Solubilidade é a quantidade de soluto dissolvida em 
dado volume de solução. 
Produto de solubilidade (KPS) é uma constante de 
equilíbrio relacionada com a solubilidade. 
 
Podemos determinar a solubilidade de uma 
substância conhecendo seu Kps. Ou o contrário. 
 
Exemplo: O Kps do BaSO4 é 1,0.10–10 a 25 C. Calcule a 
solubilidade de sulfato de bário em água, em mol/L. 
 
BaSO4(s)  Ba2+(aq) + SO42–(aq) 
 S S S 
 
Kps = [Ba2+] . [SO42–] 
1,0.10–10 = S . S 
S2 = 1,0.10–10 
S = 1,0.10–5 mol/L 
 
ANOTAÇÕES: 
 
Precipitação e Produto de Solubilidade (KPS). 
 
É possível fazer a previsão das concentrações dos íons 
que causam a precipitação de uma substância. 
Para isso, o produto das concentrações dos íons 
precisa superar o valor de Kps. 
Exemplo: Mediu-se a concentração de chumbo (II) nas 
águas de um lago e encontrou-se o valor de 1,1x10–3 
mol/L. Qual deverá ser a mínima concentração de íons 
iodeto (I–) para que se inicie a precipitação de chumbo 
II? 
Dado: Kps do PbI2: 9,9x10–9. 
 
PbI2(s)  Pb2+(aq) + 2 I–(aq) 
 
Kps = [Pb2+] . [I–]2 
9,9x10–9 = 1,1x10–3 . [I–]2 
(9,9x10–9) / 1,1x10–3 = [I–]2 
9,0x10–6 = [I–]2 
[I–] = 3,0x10–3 mol/L 
 
Conclusão: para que se inicie a precipitação, a 
concentração mínima de íons iodeto (I–) deve ser de 
3,0x10–3 mol/L. 
 
Ordem de precipitação 
 
Para espécies que apresentem a mesma proporção de 
íons, podemos comparar diretamente pelo valor de 
Kps: quanto menor o Kps, menos solúvel é a substância 
e mais rapidamente ela precipita. 
 
Para espécies com diferentes proporções entre os 
íons, devemos primeiro calcular suas solubilidades e 
então comparar. A substância de menor solubilidade 
precipita primeiro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ANOTAÇÕES: