Reações ácido-base, redox e solubilidade

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. evolução histórica 
 Experimentalmente, verificou-se que os ácidos e as bases eram capazes de mudar a cor de alguns 
materiais, como a tintura de tornesol, identificando-se como:
 Ácidos os materiais que tornam vermelha a tintura de tornesol;
 Bases os materiais que tornam azul a tintura de tornesol.
 O químico francês Antoine Lavoisier começou por associar ácido a compostos com oxigénio, como o ácido 
sulfúrico, 
 O britânico Humphry Davy concluiu serem, entre outras, ácidas as soluções de cloreto de hidrogénio, HCl, 
que não continha oxigénio.
 Assim, surgiu a ideia de ácido ser um posto que contém hidrogénio.
 Reconhecida a importância do hidrogénio, rapidamente concluíram que existiam compostos com hidrogénio que 
não apresentavam propriedades ácidas, como o amoníaco, , e o metano, .
 Então, o sueco Svante August Arrhenius concluiu que as soluções ácidas e básicas são boas condutoras de 
corrente elétrica. Arrhenius definiu como:
 Ácido qualquer substância que origina iões e iões negativos:
HCl (g) (aq) + (aq) (l)
 Base qualquer substância que origina iões e iões positivos:
NaOH(s) (aq) + (aq) (l)
 Arrhenius afirmou que a neutralização entre ácidos e bases era provocada pela reação entre iões e 
iões Em solução, originando água:
 (aq) + (aq) (l)
 A teoria de Arrhenius incluía a necessidade de considerar como bases substâncias formadas por e 
como ácidos substâncias formadas por , tratando ambas como substâncias iónicas (que se dissociam em água), 
porém, esta teoria era demasiado restritiva:
 ácidos e bases de Arrhenius
 Não permitia explicar a acidez e a basicidade de soluções aquosas de alguns sais e dificilmente permitia 
interpretar a basicidade do amoníaco, , uma sobstância molecular.
 Essa definição tinha sido pensada para água como solvente e não explicava o comportamento de ácidos e 
bases noutros solventes ou mesmo em fase gasosa.
 ácidos e bases de Brönsted e Lowry
 Brönsted escreveu: "Ácidos e bases são substâncias capazes de libertar ou absorver iões hidrogénio, 
respetivamente."
 Para Brönsted, as definições de ácido e base estavam profundamente ligadas, já que a manifestação de um 
comportamento ácido (libertar ) implicava a formação de uma base (absorver ).
 A definição de ácido e base dada por Brönsted e Lowry é hoje a mais comum:
 Ácido é uma espécie química dadora de protões, ;
 Base é uma espécie química recetora de protões, ;
 Enquanto Brönsted enunciara a sua teoria usando sempre , Lowry contribuiu reconhecendo a importância 
da molécula de água ligada a um protão, o ião 
 :
HCl(g) + (l) 
 
(aq) + (aq)
 A cedência de pelo ácido implica a rotura da ligação H-Cl na molécula.
 Na reação do amoníaco com a água, eta comporta-se como ácido:
 (g) + (l) 
 
(aq) + (aq)
 Numa reação ácido-base de Brönsted e Lowry, ocorre uma transferência de protões de uma espécie 
dadora (ácido) para uma espécie recetora (base).
Ácidos e Bases
 Ácidos e Bases - evolução histórica Página 1 
. de soluções 
 autoionização da água 
 A água não é constituída exclusivamente por moléculas e, dependendo das condições, tanto pode 
ceder um protão, para formar , como aceitar um protão, para formar 
 .
 Deste modo, qualquer porção de água, para além de moléculas , também contém uma pequena 
quantidade de iões e 
 , de acordo com a equação seguinte:
dador de protões recetor de protões
 A reação pela equação acima denomina-se autoionização da água. A respetiva constante de equilíbrio, , é 
expressa por:
 Na expressão do produto iónico da água, designação atribuída à constante de equilíbrio da autoionização da 
água, , não aparece o termo correspondente à concentração da água no equilíbrio uma vez que esta é 
praticamente sempre constante.
 As concentrações de e 
 são inversamente proporcionais.
 Sendo a autoionização da água um processo endotérmico, o produto iónico da água aumenta com o aumento 
da temperatura, aumentando a extensão da reação.
 
 
 
 escala de pH de Sorensen 
 
 
 Para além disso:
 
 
 Tal como acontece com a concentração do ião oxónio, 
 , a concentração do ião hidróxido, , 
pode ser expressa por notação logarítmica através do pOH:
 
 Recorrendo à expressão do produto iónico da água e às suas propriedades das operações com logaritmos, 
temos que:
 Como, na água, os catiões 
 e os aniões apresentam uma mesma concentração, diz-se que a água 
apresenta caráter neutro.
 Na presença de uma solução aquosa de caráter ácido, ocorre um aumento na concentração de 
 , que 
passa a ser maior que na água e superior à concentração de equilíbrio de (uma vez que as concentrações 
variam na proporção inversa), o que leva a uma diminuição do pH e aumento do pOH.
 Na presença de uma solução com caráter básico ou alcalino, a concentração de equilíbrio de é 
superior, aumentando em relação à sua concentração em água, sendo o pOH inferior a 7,00. Além disso, a 
consequente diminuição da concentração de equilíbrio de 
 nessa solução conduz a um aumento do pH.
p = pH + pOH
 Na maioria das vezes, a concentração do catião oxónio, 
 , conhecida por concentração 
hidrogeniónica, é expressa por um número demasiado pequeno para ser expresso na sua forma convencional, 
utilizando-se a notação cintífica.
 É, ainda, mais simples exprimir as concentrações de 
 por:
 Solução neutra: solução aquosa que, a 25ºC, possui pH=7,00, pois 
 
 Solução ácida: solução aquosa que, a 25ºC, possui pH<7,00, pois 
 
 Solução básica: solução aquosa que, a 25ºC, possui pH>7,00, pois 
 
 ou seja…
Acidez e Basicidade
 Acidez e basicidade de soluções Página 1 
 em soluções aquosas 
 dissociação e ionização 
 A dissociação é um processo que ocorre quando uma substância iónica, um sal ou uma base de Arrhenius se 
dissolve em água, quebrando a sua estrutura cristalina, para se separar em catiões e aniões individuais rodeados por 
moléculas de água.
 Atenta no exemplo abaixo cuja equação traduz a reação de dissociação do cloreto de sódio em água:
NaCl (s) (aq) + (aq) (l)
 Atenta, agora, num exemplo de dissociação de uma base de Arrhenius (substâncias com o anião hidróxido na 
sua composição), o hidróxido de sódio:
NaOH(s) (aq) + (aq) (l)
 A ionização é uma reação de uma substância molecular (ácido ou base) com a água da qual resulta a 
formação de iões.
 Atenta no exemplo abaixo cuja equação traduz a reação de ionização do cloreto de hidrogénio:
 
HCl (g) + (l) 
 (aq) + 
 (aq)
 Atenta, agora, na ionização do ácido sulfúrico:
 (l) + (l) 
 (aq) + 
 (aq)
 Atenta na ionização da base amoníaco:
 (aq) + (l) 
 (aq) + (aq)
 par conjugado ácido-base
 espécie química anfotérica 
 Uma espécie química anfotérica é uma espécie que, segundo a teoria de Brönsted e Lowry, tanto pode 
funcionar como ácido com base, por ter a capacidade de ceder ou captar protões, dependendo do comportamento 
ácido-base da partícula com que reage.
 força de ácidos e bases 
 A ionização de um ácido genérico HA, em que a água funciona como base, representa-se pela equação 
seguinte:
HA (aq) + (l) 
 (aq) + 
 (aq)
 Esta é uma reação ácido-base reversível, que reage pela lei do equilíbrio químico, em que a constante de 
equilíbrio, designada constante de acidez, , é dada por:
 
 
 
 
 
 A constante de acidez é a constante de equilíbrio de ionização de um ácido; é uma grandeza adimensional 
cujo valor depende da temperatura.
 Quando é pequeno, trata-se de um ácido fraco e a ionização é parcial e, quando é elevado, 
trata-se de um ácido forte e a ionização é praticamente completa.
 De acordo com os exemplos anteriores, nas reações de ionização a água atua não só como solvente, mas 
também como um ácido ou uma base de Brönsted e Lowry.
 As duas espécies que, na reação química, estão relacionadas com a transferência de protões constituem um 
par conjugado ácido-base: a primeira espécie é acida e a segunda básica, que diferem entre si de um único protão 
(HA/ ); a base conjugada resulta do ácido HA por perda de um protão, enquanto que o ácido conjugado HA 
resulta da base por ganho e um protão.
Ácidos e Bases
 Ácidos e bases em soluções aquosas Página 1 
B (aq) + (l) 
 (aq) + (aq)
 A constante de basicidade é traduzida por:
 
 
 
 
 Tal como os ácidos, as bases também podem ser fortes ou fracas, conforme se dissociam ou ionizam total 
ou parcialmente em água.
 No caso das bases, a constante de equilíbrio designa-se constante de basicidade, , e permite comparar a 
força das diferentes bases.
 Considere-se a reação de ionização de uma base genérica B traduzida pela equação seguinte:
 Quando é pequeno, trata-se de uma base fraca e a ionização é parcial e, quando é elevado, 
trata-se de uma base forte e a ionização é praticamente completa.
 Quanto maior o valor de ou de , mais forte é o ácido ou base, respetivamente, mais extensa é a 
reação ácido-base considerada e maior é a concentração de equilíbrio dos iões em solução.
 Uma solução de um ácido fraco tem um valor de pH mais elevado do que uma solução de um ácido forte de 
igual concentração.
 Um ácido ou uma base são considerados fracos quando se verifica, respetivamente, << 1 ou de << 1.
 Ácidos e bases em soluções aquosas Página 2 
. em soluções aquosas de sais .
 …ácido forte e base fraca
 Cl (s) 
 (aq) + 
 (aq)
 (l)
 
 (aq)+ (l) (aq) + 
 (aq)
 Uma vez que esta reação produz catiões 
 , o pH diminui e a solução apresenta caráter ácido.
 …ácido fraco e base forte
 Um sal deste tipo é, por exemplo, o acetato de sódio, , que se dissocia em água de acordo com 
a equação seguinte:
 (s) 
 (aq) + (aq) (l)
 O catião não tem propriedades ácidas nem básicas, enquanto o anião 
 é a base conjugada de 
um ácido fraco, o ácido acético, pelo que tem tendência a captar protões da água:
 
 (aq) (aq) + (aq)
 Uma vez que esta reação produz aniões , o pH aumenta, e a solução apresenta caráter básico.
 …ácido forte e base forte
 Um sal deste tipo é, por exemplo, o cloreto de sódio, NaCl, que se dissocia em água de acordo com a 
equação seguinte:
 Como o anião provém de um ácido forte, não tem tendência para captar o protão da água, logo, não 
afeta o pH da solução. Por sua vez, o catião provém de uma base forte, não tem tendência para captar ou 
ceder protões à água, pelo que também não afeta o pH da solução.
 Uma vez que o pH não se altera, a solução terá caráter neutro.
NaCl (s) (aq) + (aq) (l)
 …ácido fraco e base fraca
 O caráter ácido, básico ou neutro das soluções aquosas de sais pode ser previsto e 
interpretado com base nos valores das contantes de acidez e basicidade dos iões do sal em solução, 
ou seja, com base na extensão da reação desses iões.
 Os aniões provenientes dos ácidos fortes e os catiões provenientes das bases fortes não 
afetam o pH de uma solução aquosa, pois não cedem ou captam protões da água. 
 Atenta nos sais derivados de. . .
 Um sal deste tipo é, por exemplo, o cloreto de amónio, , cuja dissociação é traduzida pela equação 
seguinte:
 Este sal é composto por amoníaco, , uma base fraca, e ácido clorídrico, HCl, um ácido forte.
 Enquanto o anião é neutro, o catião 
 é o ácido conjugado de uma base fraca, o amoníaco, e, por 
isso, tem tendência para ceder protões à água:
 Nestes casos, tanto o catião como o anião reagem com a água. O catião cede protões à água, originando 
catiões 
 em solução, e o anião recebe protões da água, originando aniões em solução, pelo quq a 
característica ácido-base da solução final é establecida pela relação de ordem entre os valores de e do 
catião e anião, respetivamente:
 Se , a quantidade de catiões 
 é superior, pelo que a solução é ácida.
 Se , a quantidade de aniões 
 é superior, pelo que a solução é básica.
 Se , a solução é neutra.
Acidez e Basicidade
 Acidez e Basicidade em soluções aquosas de sais Página 1 
 Quando um ácido é posto na presença de uma base, ocorre uma reação que, independentemente da sua 
extensão, tem a designação de reação ácido-base.
 reação ácido-base 
 ácido forte - base forte
 De uma reação, em meio aquoso, entre um ácido e uma base, obtém-se um sal e água (no caso de se tratar 
de uma base de Arrhenius). É o caso da reação entre uma solução aquosa de ácido clorídrico e uma solução aquosa 
de hidróxido de sódio.
 Como o ácido clorídrico é um ácido forte, que se ioniza completamente em água, e o hidróxido de sódio é 
uma base forte, que se dissocia completamente em água:
HCl (g) + (l) 
 (aq) + 
 (aq)
NaOH (aq) (aq) + (aq) (l)
 A mistura das duas soluções individuais, em condições estequiométricas, dá origem à reação ácido-base 
descrita pela equação seguinte:
 (aq) + 
 (aq) + (aq) + (aq) (aq) + (aq) + (l)
Solução aquosa de NaCl, um sal neutro.
 Diz-se, portanto que ocorreu uma neutralização, que se resume à reação entre os iões 
 , provenientes 
da ionização do ácido, e os iões , provenientes da dissociação da base, para formar água.
 As reações de neutralização dos diversos ácidos fortes com bases fortes têm em comum a formação de 
água e de um sal neutro, que se encontra totalmente dissociado, por estar dissolvido em água. Assim, se forem 
misturadas quantidades estequiométricas de ácido forte e de base forte obtém-se uma solução neutra.
 Se as quantidades de ácido forte e de base forte não se encontrarem nas mesmas quantidades 
estequiométricas, o pH da solução vai depender da quantidade do reagente em excesso. 
 Por outro lado, se forem adicionados ácidos e bases de forças diferentes, o sal obtido poderá apresentarcaráter ácido ou básico. Assim, o termo neutralização não significa que da reação entre um ácido e uma base se 
obtenha sempre uma solução de caráter neutro.
 (aq) + (l) 
 (aq) + 
 (aq)
 Considere-se, por exemplo, a reação em meio aquoso do ácido fraco, , com a base forte, NaOH, em 
condições estequiométricas. Como o ácido nitroso é um ácido fraco, que se ioniza parcialmente em água, e o 
hidróxido de sódio é uma base forte, que se dissocia completamente em água:
 ácido fraco - base forte
 (l)NaOH (aq) (aq) + (aq)
 A mistura das duas soluções individuais dá origem à reação ácido-base descrita pela seguinte equação:
 (l) + (l) + 
 (aq) + (aq) (aq) + 
 (aq) + (aq) + 
 (aq)
 (l) Solução aquosa de , um sal básico.
 Ocorre, então uma reação de neutralização, sendo os produtos da reação e um sal, só que, desta vez, 
o sal tem características básicas que lhe são atribuídas pelo anião do sal formado ( 
 ).
Titulação ácido-base
 Titulação ácido-base Página 1 
 ácido forte - base fraca
 Considere-se, por exemplo, a reação em meio aquoso do ácido forte HCl com a base fraca , em 
condições estequiométricas:
 Mais uma vez, os produtos da reação são e um sal, que agora tem características ácidas que lhe são 
atribídas pelo catião do sal formado ( 
 ).
 ácido forte - base fraca
 Da mistura das duas soluções individuais resulta a reação ácido-base descrita pela reação seguinte:
Resumindo...
Neutralização: reação entre os iões 
 e durante uma reação ácido base; Da reação entre um ácido e 
uma base, em proporções estequiométricas, obtém-se um sal e água.
Reação 
ácido forte-base forte:
Ocorre neutralização 
com formação de água;
Forma-se uma solução 
aquosa de um sal com 
caráter neutro.
Reação 
ácido fraco-base forte:
Reação 
ácido forte-base fraca:
Reação 
ácido fraco-base fraca:
Ocorre neutralização 
com formação de água;
Forma-se uma solução 
aquosa de um sal com 
caráter básico.
Ocorre neutralização 
com formação de água;
Forma-se uma solução 
aquosa de um sal com 
caráter ácido.
Ocorre neutralização com 
formação de água;
Forma-se uma solução aquosa 
de um sal com caráter ácido, 
básico ou neutro.
 O ácido clorídrico é um ácido forte, pelo que se ioniza completamente em água, e o amoníaco é uma base 
fraca, pelo que se ioniza parcialmente em água:
 Da mistura das duas soluções individuais resulta a reação ácido-base descrita pela reação seguinte:
 Considere-se, por exemplo, a reação em meio aquoso do ácido fraco com a base fraca , 
em condições estequiométricas.
 O ácido acético e o amoníaco são, respetivamente, um ácido fraco e uma base fraca, que se ionizam 
parcialmente em água:
 De salientar que a equação química global não evidencia a formação de água, o que poderia levar a admitir 
que a reação entre os iões 
 e não ocorreria durante a reação ácido fraco-base fraca, o que é falso. 
De facto, a reação entre os iões 
 e ocorre, só que nesta situação a quantidade de água consumida 
pelos reagentes é igual à quantidade de água formada nos produtos da reação.
 Os produtos da reação continuam a ser e um sal, cujo comportamento ácido-base da solução final Cai 
depender da força relativa do ácido e sa base que compõem o sal.
 titulação ácido-base e 
 determinação do ponto de equivalência 
 Uma titulação ácido -base é um procedimento laboratorial de análise química que permite determinar a 
concentração desconhecida de um ácido ou de uma base em solução através da reação de neutralização com outra 
solução de uma base ou ácido, respetivamente, cuja concentração é rigorosamente conhecida.
 O titulante é a solução de concentração conhecida, que é adicionada em pequenos incrementos, a partir da 
bureta, à solução titulada.
 O titulado é a solução à qual se adiciona o titulante e que, em geral, está contida num balão de Erlenmeyer.
 A adição de titulante ao titulado ocorre até ser atingido o ponto de equivalência, ponto de uma titulação em 
que as quantidades de ácido e de base estão nas proporções estequiométricas da reação de neutralização, 
evidenciadas pela respetiva equação química.
 Titulação ácido-base Página 2 
evidenciadas pela respetiva equação química.
 Titulação ácido-base Página 3 
 titulação de um ácido forte com uma base forte:
 Um dos exemplos mais simples de uma titulação de ácido forte com uma base forte é a que resulta da 
neutralização de uma solução aquosa de ácido clorídrico com uma solução aquosa de hidróxido de sódio, cuja equação 
química é traduzida por:
 Antes de se iniciar uma titulação ácido-base são adicionadas duas ou três gotas de um indicador ácido-base 
ao titulado contido no balão de Erlenmeyer, com a finalidade de sinalizar o ponto final da titulação, ponto de 
interrupção de uma titulação ácido-base e que é assinalado pela mudança brusca de cor do indicador; em geral, 
difere do ponto de equivalência, mas é imperativo que sejam tão próximos quanto possível.
 Se utilizarmos um medidor de pH conjuntamente com um elétrodo combinado de pH, é possível acompanhar a 
variação de pH do titulado à medida que decorre a titulação e determinar o ponto de equivalência a partir da 
análise da curva de titulação, o gráfico da variação do pH em função do volume de titulante adicionado no decorrer 
de uma titulação ácido-base.
 Conhecendo os volumes da solução inicial de titulado e da solução de titulante adicionada até ao ponto final, 
bem como a concentração de uma das soluções, é, então, possível, a partir da estequiometria da reação de 
neutralização, calcular a concentração da outra solução:
 Independentemente do ácido ou da base envolvidos, a quantidade de 
 que reagiu até ao ponto de 
equivalência é igual à quantidade de que também reagiu.
 Abaixo, observa-se a curva de titulação de uma solução aquosa de ácido forte, HCl (titulado), com uma 
solução aquosa de base forte, NaOH (titulante), a 25ºC.
Titulação de uma 
solução aquosa de HCl 
com uma solução de 
NaOH
 Na curva de titulação são visíveis três regiões distintas:
 Região I: no início e após as primeiras adições de titulante, o pH mantém-se praticamente constante. A 
continuação da adição de titulante provoca um ligeiro aumento do pH, que começa por ser quase impercetível, numa 
primeira fase da titulação, para posteriormente exibir uma variação suave, à medida que a solução base (titulante) é 
adicionada. Nesta fase, o pH solução depende da quantidade de ácido que não foi neutralizado e que vai diminuindo à 
medida que se adiciona a solução titulante. O 
 está em excesso. A cocentração 
 diminui e o pH aumenta, 
não só devido à diminuição da sua quantidade, como também pelo aumento do volume da solução titulada.
 Região II: Ocorre, posteriormente, um aumento bastante brusco de pH para uma ligeira adição de 
titulante. O ponto médio desta variação brusca de pH corresponde ao ponto de equivalência corresponde ao ponto 
de equivalência, o momento em que ocorre a neutralização de todo o 
 proveniente da ionização total do ácido 
forte existete na solução do balão de Erlenmeyer. O pH no pnto de equivalência é igal ao pH da solução do sal 
formado pelos iões resultantes da reação de neutralização que, neste caso, é o NaCl. Como uma solução aqusa de 
NaCl é neutra, o pH no ponto de equivalência é igual a 7, a 25ºC.
 Região III: No final, a curva reflete um ligeiro aumento do pH, cuja variação começa por ser suave para 
um pequenoexcesso de titulante, diminuindo logo de seguida até se anular quase por completo com a consequente 
adição de titulante, o que faz com que o pH permaneça praticamente constante no fim da titulação. Nesta região, o 
pH da solução resulta da quantidade de base adicionada em excesso.
 Na figura abaixo apresenta-se uma curva de titulação de uma solução aquosa de NaOH com uma solução 
aquosa de HCl. Observa-se, então, que a variação de pH é oposta à anterior.
 Titulação ácido-base Página 4 
aquosa de HCl. Observa-se, então, que a variação de pH é oposta à anterior.
 Titulação ácido-base Página 5 
Titulação de uma 
solução aquosa de 
NaOH com uma solução 
de HCl
 titulação de um ácido forte com uma base fraca e de um ácido fraco com uma base forte:
 Em titulações ácido forte-base fraca e ácido fraco-base forte continuam a observar-se três regiões 
distintas. No entanto, a variação de pH na proximidade do ponto de equivalência não é tão brusca como a verificada 
na titulação ácido forte-base forte.
 Além disso, um valor de pH=7 no ponto de equivalência pressupõe a obtenção de uma solução aquosa de um 
sal neutro, a que corresponde uma titulação ácido forte-base forte. Nessas titulações, o pH no ponto de equivalência 
também é igual ao pH da solução aquosa do sal obtido. No entanto:
 ·Numa titulação ácido forte-base fraca, o pH é inferior a 7 no ponto de equivalência - o sal formado é 
ácido.
 Numa titulação ácido fraco-base forte, o pH é superior a 7 no ponto de equivalência - o sal formado é 
básico.
Titulação de uma 
solução aquosa de 
um ácido forte com 
uma base fraca
Titulação de 
uma solução 
aquosa de um 
ácido fraco com 
uma base forte
Resumindo...
tipo de titulação pH no ponto de equivalência entidade que origina o pH no ponto de equivalência
Ácido forte-base fraca <7 Ácido conjugado da base fraca
Ácido forte–base forte 7 Autoionização da água
Ácido fraco-base forte >7 Base conjugada do ácido forte
 indicadores ácido-base
 O ponto final de uma titulação ácido-base pode ser indicado pela mudança de cor de um indicador ácido-
base - um indicador constituído por um ácido fraco ou uma base fraca em que o par conjugado ácido-base apresenta 
uma cor diferente. Se o indicador for escolhido de acordo com as regras de seleção, o ponto final deve ser muito 
próximo do ponto de equivalência.
 Um indicador ácido-base é um ácido ou uma base fracos em que a forma ácida, genericamente representada 
por Hin, e a forma básica, representada por (menos um protão), apresentam cores diferentes, mesmo em 
soluções diluídas.
 À intervalo de alteração da cor do indicador ácido-base chama-se zona de viragem. Esta zona é, 
normalmente, inferior a 2 unidades de pH e está, em regra, centrado no valor de pH numericamente igual ao valor do 
p (p = - log ) do indicador.
 O indicador é selecionado de forma a que, antes do ponto de equivalência, predomine a sua forma ácida (e se 
observe a sua cor) e, depois do ponto de equivalência, predomine a sua forma básica (e se observe a sua cor).
 Titulação ácido-base Página 6 
�Após a descoberta dos eletrões, concluiu-se que o que está em causa nas reações de oxidação-redução 
é a perda e o ganho de eletrões. Assim:
�A oxidação corresponde a um processo no qual a espécie química cede eletrões;
�A redução corresponde a um processo no qual a espécie química recebe eletrões.
�Uma oxidação é sempre acompanhada de uma redução, uma vez que a espécie química só pode captar 
eletrões se existir outra que os ceda. Por isso, uma reação de oxidação-redução ou, mais simplesmente, reação 
redox, pode ser definida como uma reação de transferência de eletrões de uma espécie para outra.
�Durante uma reação de oxidação-redução:
�A espécie que tem tendência para ganhar eletrões sofrendo redução designa-se espécie química 
reduzida. Ao captar esses eletrões à outra espécie, induzindo a sua oxidação, a espécie reduzida atua como 
agente oxidante.
�A espécie que tem tendência para ceder eletrões, sofrendo oxidação, é a espécie química oxidada que, 
.
� oxidantes e redutores �
�A semiequação de oxidação e a semiequação de redução apresentam, de forma explícita, os eletrões 
envolvidos. As semirreações ocorrem em simultâneo durante o processo e a sua soma é igual à reação global.
�Cada uma das semiequações evidencia também um par conjugado de oxidação-redução, representado na 
forma oxidante/redutor.
� oxidantes e redutores �
�O estado de oxidação é uma medida do grau de oxidação de um átomo de um elemento químico numa 
substância, quantificado pelo número de oxidação desse átomo na referida substância.
�O número de oxidação (n.o) é um número inteiro, positivo ou negativo, atribuído a um elemento de uma 
molécula ou ião e que representa a carga que o átomo desse elemento teria se os seus eletrões compartilhados 
Caracterização das reações de oxidação-redução
�Uma reação química em que se observa uma variação dos estados de oxidação de um ou mais elementos é 
uma reação que envolve uma transferência de eletrões entre os reagentes, sendo designada por reação de 
-
� o estado de oxidação e as reações redox �
�Para que uma reação de oxidação-redução ocorra com uma extensão apreciável, terão que estar 
presentes, entre os reagentes, o redutor mais forte e o oxidante mais forte de dois pares oxidante/redutor.
�Coloca-se, por exemplo, uma fita de magnésio numa solução de sulfato de cobre II, cuja reação pode ser 
traduzida por:
Agente oxidante
Mg (s) + Cu2+ (aq) →Mg2+ (aq) + Cu (s)
Agente redutor Oxidado a
Reduzido a
�Conclui-se que:
�O catião Cu2+ é um oxidante mais forte que o catião Mg2+, ou seja, o catião Cu2+ aceita mais facilmente 
eletrões que o catião Mg2+.
�O Mg é um redutor mais forte que o Cu, o que significa que o magnésio cede mais facilmente eletrões 
que o cobre.
�Colocando fio de cobre numa solução de Cloreto de magnésio, não se observam alterações - não ocorre 
reação.
�Conclui-se que:
�O oxidante Mg2+ não tem força para oxidar espontaneamente o Cu.
�O Cu não é um redutor capaz de reduzir espontaneamente o catião Mg2+.
�A série eletroquímica é uma tabela onde se encontram ordenadas diversas espécies químicas em função 
do seu poder oxidante ou redutor. 
�As setas coloridas sobre o extrato da série eletroquímica indicam o sentido em que se prevê a ocorrência 
espontânea da reação de oxidação-redução. Assim, o estanho, Sn, sofrerá oxidação na presença do catião cobre, 
Cu2+, que, simultaneamente, sofrerá redução.
� reação ácido-metal �
�Uma reação ácido-metal é uma reação de oxidação-redução em que o agente redutor é o metal e o 
agente oxidante é o ião hidrogénio, H+, proveniente do ácido. Quando um metal é oxidado pelo H+, há libertação de 
di-hidrogénio, H2.
�A série eletroquímica permite identificar os elementos metálicos que podem ser oxidados pelo ião H+ de um 
ácido. Apenas os metais que exibe, um poder redutor superior ao do H2 são capazes de reagir espontaneamente 
com os ácidos, reduzindo H+ a H2 ao mesmo tempo que são oxidados ao respetivo catião metálico.
Força relativa de oxidantes e redutores
�As soluções de um dado soluto podem ser classificadas como:
Solução insaturada Solução saturada Solução sobressaturada
Solução que possui uma 
concentração de soluto menor 
que a concentração de uma 
solução saturada, a dada 
temperatura e pressão, podendo 
ainda dissolver soluto adicional, até 
de tornar uma solução saturada.
Solução que possui a mesma 
concentração de soluto que se 
encontra em equilíbrio com um 
excesso de soluto não dissolvido 
e cuja concentração permanece 
constante no tempo, a uma 
dada pressão e temperatura.
Solução que contém uma concentração 
de soluto superior à da solução saturada, 
para uma dada pressão e temperatura.É 
uma solução instável em que o soluto 
tende a precipitar numa extensão que a 
transforme numa solução saturada nas 
condições consideradas.
�É possível obter uma solução sobressaturada quando uma solução saturada sob certas condições é 
colocada a uma diferente temperatura na qual o soluto é menos solúvel, sem que ocorra a sua precipitação 
imediata, retendo assim mais soluto do que reteria se a solução fosse originalmente preparada a essa temperatura.
�Chama-se solubilidade, S, à quantidade de uma substância que se dissolve numa dada quantidade de 
solvente, a umada dada temperatura e pressão. Pose exprimir-se como concentração ou em massa de soluto 
dissolvido em 100g de solvente.
�Tendo em conta a sua solubilidade em água, os sais podem dividir-se em:
�Solúveis: quando a sua solubilidade é, a 25ºC, igual ou superior a 0,1 mol dm-3.
�Pouco solúveis: quando a sua solubilidade é, a 25ºC, inferior a 0,1 mol dm-3.
� efeito da temperatura �
�A dependência da solubilidade com a temperatura pode ser visualizada com a ajuda de uma curva de 
solubilidade, um gráfico da solubilidade em função da temperatura, como os seguintes:
Solubilidade de sais em água
�Para uma determinada temperatura, quando se adiciona a 100g de água uma quantidade de soluto:
�Igual ao valor da curva de solubilidade, a solução fica saturada (c=S), obtendo-se uma mistura homogénea.
�Inferior ao valor da curva de solubilidade, a solução resultante estará não saturada e a mistura é 
homogénea.
�Superior ao valor da curva de solubilidade, obtém-se uma solução saturada, com sólido em suspensão, ou 
seja, heterogénea.
� equilíbrio químico �
�O equilíbrio de solubilidade é um equilíbrio químico que se estabelece entre um sal e uma sua solução saturada. 
É um equilíbrio químico heterogéneo em que se distinguem duas fases: a fase sólida do sal e a fase líquida da solução.
�Este equilíbrio é atingido quando as velocidades das reações de precipitação e de dissolução se tornam iguais:
�A constante (de produto) de solubilidade, KPS ou KS, é o produto das concentrações molares dos iões que 
resultaram da dissolução do composto iónico em condições de saturação, elevadas aos respetivos coeficientes 
estequiométricos da equação química que traduz o equilíbrio de solubilidade desse composto.
�Pode, assim, concluir-se que:
�Existe uma relação direta entre a solubilidade e a constante do produto de solubilidade, pelo que se for 
conhecido o valor de umas destas grandezas, é possível calcular a outra.
�A expressão que relaciona o KPS com a solubilidade depende da composição estequiométrica do sal.
�A constante de produto de solubilidade permite determinar a solubilidade um sal pouco solúvel, podendo 
mesmo ser diretamente utilizada para comparar as solubilidades de sais com uma composição estequiométrica idêntica 
(o sal menos solúvel é o com menor valor de KS).
�Não é possível comparar a solubilidade de sais com composições estequiométricas diferentes a partir dos 
seus valores de KS.
� reações de precipitação �
�No contexto de solubilidade, o quociente da reação permite averiguar se uma dada solução está ou não 
saturada e, além disso, determinar se, nas condições consideradas, haverá formação de um precipitado. Assim:
�Se Q<KS → solução não saturada ⇒ não há formação de precipitado
�Se Q=KS → solução saturada
�Se Q>KS → solução sobresaturada ⇒ a remoção dos iões da solução é assegurada pela precipitação do 
composto iónico.
�Quando se misturam duas soluções de sais solúveis, poderá suceder que alguns dos iões em solução rejam 
entre si com a formação de um composto iónico de baixa solubilidade - precipitado.