0 MA COC quimica_experimental

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QUÍMICA EXPERIMENTAL 
Sandra Miceli 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
, 
 
 
2 
 
 
SUMÁRIO 
 
1 FUNÇÕES INORGÂNICAS .......................................................................... 3 
2 CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO ............................................................... 22 
3 SOLUÇÕES ............................................................................................. 35 
4 CINÉTICA QUÍMICA ................................................................................ 46 
5 EQUILÍBRIOS QUÍMICOS ........................................................................ 56 
6 PH – POTENCIAL HIDROGENIÔNICO ...................................................... 66 
 
 
, 
 
 
3 
 
 
1 FUNÇÕES INORGÂNICAS 
Olá, aluno! Neste bloco, serão apresentadas as principais funções inorgânicas, suas 
aplicações, classificação, nomenclatura e formulação. Você também irá aprender a 
reconhecer, identificar e classificar os principais tipos de reações que ocorrem entre as 
substâncias inorgânicas. Ao concluir o bloco, você poderá aplicar seus conhecimentos 
em diversas áreas de atuação do engenheiro, como por exemplo: a análise química de 
substâncias, o controle de qualidade de produtos, a importância do descarte correto 
de resíduos da indústria, o controle da poluição ambiental etc. Bons estudos! 
1.1 Principais Compostos Inorgânicos 
Apresentamos agora: ácidos e bases; algumas de suas propriedades; exemplos de 
aplicações no cotidiano de alguns ácidos e bases; e suas respectivas nomenclaturas. 
1.1.1 Ácidos e Bases 
Os ácidos e as bases são duas importantes classes de compostos químicos que podem 
ser definidos inicialmente como: 
Um ácido é um composto capaz de fornecer íons de hidrogênio, H
+
, em 
solução aquosa. Um ácido reage com uma base. 
Uma base é um composto capaz de fornecer íons hidróxidos (íons hidroxila), 
OH
−
, em solução aquosa. Uma base reage com um ácido (RUSSELL, 2012). 
Segundo a definição de Arrhenius, ácidos são substâncias que em solução aquosa 
sofrem ionização, liberando como cátions somente H+: 
 
E bases ou hidróxidos: são substâncias que em solução aquosa sofrem dissociação 
iônica, liberando como único ânion íons OH− (hidroxila): 
, 
 
 
4 
 
 
Observação: 
1. Os hidróxidos dos metais são compostos iônicos e, em solução aquosa, sofrem 
dissociação iônica. 
2. O hidróxido de amônio (NH4OH), que não é um hidróxido de metal, resulta da 
ionização, em água, da amônia (NH3), que é um composto molecular. 
 
1.1.2 Algumas propriedades dos ácidos e das bases: 
Os ácidos em geral são associados a substâncias corrosivas e extremamente perigosas, 
entretanto, muitos deles fazem parte da nossa alimentação, como aqueles presentes 
na água mineral gaseificada, nos refrigerantes, nas frutas cítricas, no tomate, no 
vinagre. 
Os ácidos conduzem a corrente elétrica em solução aquosa, tornam vermelho o papel 
azul de tornassol, apresentam pH menor do que 7, reagem com as bases numa reação 
chamada de neutralização, e também reagem com a maioria dos metais e com sais. 
As bases possuem um sabor adstringente, que “amarra” a boca. Por ser perigoso, este 
não é um bom método de se identificar uma base. As bases de metais alcalinos 
conduzem bem a corrente elétrica e as demais bases, por serem consideradas fracas, 
conduzem pouco a corrente elétrica. As bases tornam azul o papel de tornassol, 
apresentam pH maior do que 7, reagem com os ácidos e com sais numa reação de 
dupla troca. 
1.1.3 Ácidos e bases importantes e suas aplicações no cotidiano 
A seguir, são descritas as principais aplicações dos ácidos e bases mais utilizados nas 
indústrias e nos laboratórios. 
, 
 
 
5 
 
 
Principais ácidos: 
 ácido fluorídrico (HF): este ácido corrói o vidro e é usado, por exemplo, na gravação 
do chassi do veículo para inibir o furto. 
 ácido clorídrico (HCl): é um dos ácidos mais utilizados no laboratório. 
Comercialmente, é conhecido como ácido muriático, é usado na limpeza química 
de equipamentos para a remoção da ferrugem, na limpeza de pisos (exceto 
mármore), na produção de colas e corantes. 
 ácido sulfídrico (H2S): é formado durante o apodrecimento de ovos, na forma de 
gás sulfídrico, sendo o responsável pelo odor característico. 
 ácido sulfúrico (H2SO4): quando concentrado, tem ação desidratante, remove água 
de substâncias que contêm hidrogênio e oxigênio na sua fórmula, pode ser 
encontrado diluído na bateria do automóvel e possui diversas aplicações 
industriais. 
Atenção: a diluição do ácido sulfúrico concentrado em água libera uma grande 
quantidade de energia. Por isso, no laboratório, devemos acrescentar o ácido na água 
e nunca o contrário. 
Principais bases: 
 hidróxido de sódio (NaOH): conhecido comercialmente por soda cáustica, é 
utilizado na fabricação de sabão a partir de óleos ou gorduras e na fabricação do 
papel. 
 hidróxido de amônio (NH4OH): este tipo de hidróxido pode ser encontrado nos 
produtos de limpeza à base de amoníaco. 
 hidróxido de magnésio (Mg(OH)2): é uma das substâncias utilizadas no combate à 
azia, pois neutraliza o ácido clorídrico presente no estômago. 
, 
 
 
6 
 
 hidróxido de cálcio (Ca(OH)2): utilizado nas pinturas a cal (caiação) e nas 
preparações de argamassa. É conhecido como cal apagada ou extinta e, quando 
misturado à água, é chamado de água de cal. 
1.1.4 Nomenclatura de Bases e Ácidos 
a. Hidróxidos ou bases 
São compostos que apresentam como grupo característico o hidroxila (ânion OH−). 
FÓRMULA GERAL: 
 
Em que X corresponde ao cátion da base e y corresponde ao número de grupos 
hidroxila, que é indicado pelo valor da valência do cátion. Para representar a fórmula 
de um hidróxido, você deve inicialmente escrever o cátion (íon positivo) com sua 
respectiva carga. Ao lado, escreva o íon hidroxila (ânion OH−). Verifique as cargas dos 
íons e faça a inversão das mesmas como mostrado no exemplo a seguir: 
EXEMPLOS: 
 
Observação 1: se a carga for igual a 1, não se utilizam parênteses na fórmula. Para 
nomear o hidróxido, utiliza-se a regra abaixo: 
NOMENCLATURA: Hidróxido de (nome do cátion) 
EXEMPLOS: 
NaOH = hidróxido de sódio 
Ca(OH)2 = hidróxido de cálcio 
 
, 
 
 
7 
 
Observação 2 : Se o cátion apresentar valências (cargas) diferentes, a nomenclatura 
adotada será: 
Hidróxido de (nome do cátion) + carga do cátion em algarismos romanos 
OU 
Para a menor valência do cátion: Hidróxido (nome do cátion) + OSO 
Para a maior valência do cátion: Hidróxido (nome do cátion) + ICO 
 
EXEMPLOS: 
Fe(OH)2 = hidróxido de ferro II ou hidróxido ferroso 
Fe(OH)3 = hidróxido de ferro III ou hidróxido férrico 
 
b. Ácido 
Os ácidos podem ser divididos em dois grupos: os que não contêm oxigênio 
(hidrácidos) e os que contêm oxigênio (oxiácidos). 
FÓRMULA GERAL: 
 
Em que: H = hidrogênio 
x = número de átomos de hidrogênio, que é indicado pela valência do ânion 
A = ânion (qualquer um diferente de OH1−, H1− e O2−) 
(aq) = aquoso: indica que a substância HxA está em solução aquosa. 
NOMENCLATURA GERAL 
Ácido (nome do ácido) 
, 
 
 
8 
 
Para saber o nome do ácido, devemos usar a seguinte tabela de conversão de 
terminações: 
TERMINAÇÃO DO ÂNION TERMINAÇÃO DO ÁCIDO 
ETO ÍDRICO 
ATO ICO 
ITO OSO 
Fonte: adaptado do Fiorotto (2014) 
EXEMPLOS: 
 
Gás clorídrico ácido clorídrico 
ou cloreto de hidrogênio 
 
clorato de hidrogênio ácido clórico 
 
sulfato de hidrogênio ácido sulfúrico 
 
fosfato de hidrogênio ácido fosfórico 
, 
 
 
9 
 
1.2 Sais e Óxidos 
Assim como os ácidos e as bases, os sais e óxidos fazem parte do nosso cotidiano 
(FIOROTTO, 2014). O principal exemplo de sal é o cloreto de sódio (NaCl), conhecido 
popularmente como sal de cozinha. Além dele, também são exemplos de sais o 
bicarbonato de sódio (NaHCO3), usado como antiácido estomacal; e o sulfato de 
magnésio(MgSO4), que é um laxante conhecido como sal amargo. 
Você sabia que a ferrugem é um óxido? 
A ferrugem é responsável pela corrosão de materiais de ferro, o que causa grandes 
danos às estruturas de edifícios, pontes, navios etc. 
Outro óxido muito conhecido é o dióxido de carbono, ou gás carbônico, expelido na 
respiração e o principal responsável pelo efeito estufa. 
1.2.1 Propriedades dos Sais e dos Óxidos 
Segundo Arrhenius, sal é toda substância que, em solução aquosa, libera pelo menos 
um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH− ou O2−. 
 
Os sais podem ser classificados em: 
 sal normal: cujo ânion não possui hidrogênio ionizável (H+) e também não 
apresenta o ânion OH−. Exemplos: NaCl, BaSO4, Al2(SO4)3. 
, 
 
 
10 
 
 hidrogenossais: apresentam dois cátions, dos quais um deles é obrigatoriamente 
H+ (hidrogênio ionizável) e somente um ânion. Exemplo: bicarbonato de sódio 
(NaHCO3). 
 hidroxissal ou sal básico: sal que apresenta dois ânions, dos quais um deles é o OH− 
e somente um cátion. Exemplo: hidroxicloreto de cálcio (Ca(OH)Cl). 
 sal duplo ou misto: sal que apresenta dois cátions diferentes (exceto H+) ou dois 
ânions diferentes (exceto OH−). Exemplo: sulfato de sódio e lítio (NaLiSO4), 
hipoclorito cloreto de cálcio (Ca(Cl)ClO). 
 sal hidratado: apresenta, no retículo cristalino, moléculas de água numa proporção 
definida. A água combinada dessa maneira chama-se água de cristalização, e a 
quantidade de moléculas de água é indicada, na nomenclatura do sal, por prefixos. 
Exemplo: sulfato de cobre II penta-hidratado − CuSO4.5H2O . 
Sal é um composto iônico contendo cátion (diferente de H+) proveniente de uma base 
e ânion (diferente de OH1− , O2− e H1−) proveniente de um ácido (FIOROTTO, 2014). 
Suponhamos que um sal se origine do cátion C de uma base e do ânion A de um ácido. 
FÓRMULA GERAL: 
 
A fórmula geral do sal será CxAy, em que x é indicado pela valência do ânion e y é 
indicado pela valência do cátion. O nome desse sal é assim formado: 
NOMENCLATURA 
(nome do ânion) de (nome do cátion) 
Observação 1: Se o cátion apresentar valências (cargas) diferentes, a nomenclatura 
adotada será: 
(nome do ânion) de (nome do cátion) + carga do cátion em algarismos romanos 
, 
 
 
11 
 
 OU 
Menor carga (valência): (nome do ânion) (nome do cátion) + OSO 
Maior carga (valência): (nome do ânion) (nome do cátion) + ICO 
Observação 2 : Caso as valências x e y sejam múltiplas entre si é obrigatório simplificá-
las. 
Observação 3: Caso o íon (cátion ou ânion) seja formado por mais de um elemento 
químico, é obrigatório colocá-lo entre parênteses quando este aparecer na fórmula em 
quantidade maior do que um. 
Os óxidos são compostos binários, ou seja, formados por dois elementos químicos, 
sendo o oxigênio o mais eletronegativo. São classificados de acordo com seu 
comportamento na presença de água, bases e ácidos. 
 óxidos básicos: são compostos iônicos formados por um metal alcalino ou alcalino 
terroso. São assim denominados, pois reagem com água e produzem bases e 
reagem com ácidos produzindo sal e água. 
 
 óxidos ácidos: são compostos moleculares, formados por um ametal e o oxigênio. 
São assim denominados, pois reagem com água e produzem ácidos e reagem com 
bases produzindo sal e água. 
 
 óxidos Iônicos: são compostos nos quais o oxigênio está ligado a um metal. 
FÓRMULA GERAL: 
 
, 
 
 
12 
 
Em que: M => metal 
x => número de átomos de M, que é indicado pela valência do O 
O => oxigênio 
y => número de átomos de O, que é indicado pela valência de M. 
 
Observação 1: caso as valências x e y sejam múltiplas é obrigatório simplificá-las. 
NOMENCLATURA 
ÓXIDO DE (nome do metal) 
 
Observação 2: se o metal apresentar valências (cargas) diferentes, a nomenclatura 
adotada será: 
ÓXIDO de (nome do metal) + carga do metal em algarismos romanos 
OU 
Menor carga (valência): óxido de (nome do metal) + OSO 
Maior carga (valência): óxido de (nome do metal) + ICO 
Exemplos: CaO => óxido de cálcio Óxido platinoso => PtO 
Anidridos de Ácidos ou Óxidos Moleculares 
Óxidos covalentes ou Moleculares: são compostos nos quais o oxigênio está ligado a 
um não metal (com exceção do flúor, que é mais eletronegativo que o oxigênio). 
 
FÓRMULA GERAL: 
 
, 
 
 
13 
 
Em que: E => não metal 
x=> número de átomos de E 
O=> oxigênio 
y => número de átomos de O. 
 
NOMENCLATURA 
Utilizam-se os prefixos: MONO = um PENTA = cinco 
 DI = dois HEXA = seis 
 TRI = três HEPTA = sete 
 TETRA = quatro 
Para evitar confusões ao nomear os óxidos moleculares, temos: 
(Prefixo indicado por y) + ÓXIDO de + (prefixo indicado por x) + (nome do não 
metal (E) 
Exemplos: 
NO monóxido de nitrogênio 
NO2 dióxido de nitrogênio 
N2O3 trióxido de dinitrogênio 
N2O5 pentóxido de dinitrogênio 
SO2 dióxido de enxofre 
SO3 trióxido de enxofre 
P2O5 pentóxido de difósforo 
CO2 dióxido de carbono 
, 
 
 
14 
 
CO monóxido de carbono 
Esse tipo de óxido conta ainda com outra nomenclatura. Ela se baseia no fato de que 
esses óxidos podem ser considerados como provenientes da desidratação de ácidos, 
da seguinte maneira: 
Retira-se o correspondente a uma ou mais moléculas de água das fórmulas dos ácidos 
correspondentes. 
Portanto, quando considerarmos um óxido como sendo originado pela desidratação 
dos ácidos, o nome do óxido segue o esquema abaixo: 
 ANIDRIDO 
 Ou + NOME DO 
 ÓXIDO ÁCIDO 
ATENÇÃO: Para formular os anidridos dos ácidos ou óxidos ácidos, seguem-se as 
seguintes etapas: 
I. Formular o ácido. 
II. Caso o ácido apresente apenas um átomo de hidrogênio, multiplicar sua molécula 
por dois (2). 
III. Retirar moléculas de água (H2O) até que se obtenha um óxido, ou seja, um 
composto binário em que o oxigênio seja o elemento mais eletronegativo. 
 
1.3 REAÇÕES QUÍMICAS 
Após o estudo da formulação e nomenclatura dos compostos, vamos agora estudar 
quais as principais reações químicas que podem ocorrer ou não entre esses 
compostos. As reações químicas podem ser classificadas de acordo com o(s) tipo(s) de 
composto(s) que participam da reação. 
, 
 
 
15 
 
 
1.3.1 Reações de síntese ou de adição 
São aquelas nas quais dois reagentes se combinam para formar um único produto. 
 
Síntese total: os reagentes são substâncias simples (formadas por um único elemento 
químico) e este tipo de reação pode ocorrer entre: 
o tipo 1: metal + não metal → sal 
o tipo 2: metal + hidrogênio → hidreto metálico 
o tipo 3: metal + oxigênio → óxido metálico 
o tipo 4: não metal + hidrogênio → hidreto não metálico 
o tipo 5: não metal + oxigênio → óxido molecular 
 
Síntese parcial: pelo menos um dos reagentes é substância composta e este tipo de 
reação pode ocorrer entre: 
o tipo 1: oxidação de óxidos 
o tipo 2: redução de óxidos 
 
1.3.2 Reações de decomposição 
São as reações nas quais um único reagente sofre uma transformação e produz dois ou 
mais produtos. 
 
, 
 
 
16 
 
Este tipo de reação pode ocorrer a partir da desidratação de bases ou ácidos, ou por 
decomposição térmica (pirólise) de determinados compostos como os óxidos, 
carbonatos ou bicarbonatos. 
Tipo 1: Desidratação de BasesTipo 2: Desidratação de Oxiácidos 
 
Tipo 3: Decomposição Térmica (Pirólise) de Óxidos 
Tipo 4: Pirólise de Sais Oxigenados (NO3
−, CO3
2−) 
1.3.3 Reações de deslocamento ou simples troca 
É aquela na qual uma substância simples e uma substância composta reagem entre si e 
formam como produtos uma outra substância simples diferente e outra substância 
composta também diferente da inicial. 
Nem sempre esse tipo de reação se realiza na prática. Para prevê-la, deve-se obedecer 
a certas condições de ocorrência: 
 
, 
 
 
17 
 
Série de reatividade dos metais: 
alcalinos > alcalinos terrosos > Al > Mn > Zn > Cr > Fe > Co > Ni > Sn > Pb > H > Bi > 
Cu > Hg > Ag > Pd > Pt > Au 
Para que a reação química entre um metal e um ácido aconteça, é condição necessária 
que a substância simples metálica seja mais reativa ou também chamada de menos 
nobre que o cátion da substância composta. Para verificar essa reatividade, devemos 
consultar a série de reatividade dos metais acima. 
 
 
Série de reatividade dos não metais: F > O > Cl > Br > I > S 
Para que a reação química entre um não metal e um sal aconteça, é condição 
necessária que a substância simples não metálica seja mais reativa ou também 
chamada de menos nobre que o ânion da substância composta. Para verificar essa 
reatividade, devemos consultar a série de reatividade dos não metais acima. 
 
1.3.4 Reações de dupla troca 
 
, 
 
 
18 
 
 
Do mesmo modo que as reações de deslocamento, essas reações somente ocorrerão 
se ao menos um dos seus possíveis produtos tiver, no mínimo, uma das seguintes 
características: 
 ser menos solúvel que os reagentes; 
 ser mais fraco (menos dissociado ou ionizado) que os reagentes; 
 ser mais volátil que os reagentes; 
 ser instável. 
Tipo 1: ácido + base → sal + água 
Este tipo de reação sempre ocorre porque há a formação de água, que é um composto 
pouco ionizado. 
Tipo 2: ácido 1 + sal 1 → ácido 2 + sal 2 
Para verificar a ocorrência ou não desta reação, precisamos conhecer a força dos 
ácidos e sua volatilidade e a solubilidade dos sais. Essas classificações você encontra 
listadas a seguir: 
Grau de ionização de ácidos e grau de dissociação de bases 
Ácidos 
Entre os hidrácidos, a classificação é: 
 fortes: HCl , HBr, HI; 
 moderado: HF; 
 fracos: os demais. 
Entre os oxiácidos, deve-se levar em conta a fórmula HnEOm, de modo que: 
m − n = 3 refere-se a ácido muito forte. Ex.: HClO4, HMnO4 
, 
 
 
19 
 
m − n = 2 refere-se a ácido forte. Ex.: HClO3, H2SO4, HNO3 
m − n = 1 refere-se a ácido moderado ou semiforte. Ex.: HClO2, H3PO4, H3PO3, H3PO2, 
HNO2 
m − n = 0 refere-se a ácido fraco. Ex.: HClO, H3BO3, H4SiO4 
Exceção: H2CO3 é um ácido fraco (ácido instável) 
Principal ácido instável: 
 
Bases 
A classificação é: 
 Fortes: hidróxidos de metais alcalinos e alcalinos terrosos. 
 Fracas: os demais hidróxidos. 
Principal Base Instável: 
 
Volatilidade de Ácidos, Bases e Sais 
Ácidos voláteis (apresentam baixo P.E.): HF, HCl, HBr, HI, HCN, H2S, HNO3, HNO2, 
H3C-COOH. 
Ácidos fixos (apresentam elevado P.E.): oxiácidos do P, Si e B; H2C2O4, H2SO4. 
Base volátil: NH4OH. 
Bases fixas: as demais. 
Sais: todos são fixos. 
 
, 
 
 
20 
 
Solubilidade de bases e sais 
Solubilidade de bases Regra 
alcalinos e amônio São solúveis 
alcalinos terrosos São pouco solúveis 
demais São insolúveis 
Fonte: adaptado de Chang (2010). 
 
Solubilidade de sais Regra Exceções 
NO3
−, H3C−COO
− solúveis 
 
Cl−, Br−, I− solúveis Ag+, Hg2
2+, Pb2+ 
SO4
2− solúveis Ca2+, Sr2+, Ba2+, Pb2+ 
S2− insolúveis alcalinos, Ca2+, Sr2+, Ba2+, NH4
+ 
Outros ânions insolúveis alcalinos e NH4
+ 
Fonte: adaptado de Chang (2010). 
Tipo 3: base 1 + sal 1 → base 2 + sal 2 
Para verificar a ocorrência ou não desta reação, precisamos conhecer a força das bases 
e sua volatilidade e a solubilidade dos sais. Essas classificações você encontra listadas 
anteriormente. 
Tipo 4: sal 1 + sal 2 → sal 3 + sal 4 
Para verificar a ocorrência ou não desta reação, precisamos conhecer a solubilidade 
dos sais. Essas classificações você encontra listadas anteriormente. 
 
, 
 
 
21 
 
SAIBA MAIS 
Recomendamos a leitura de: 
FIOROTTO, N. R. Química: estrutura e estequiometria. 1. ed. São Paulo: Érica, 2014. 
(Disponível na Biblioteca Virtual Minha Biblioteca). 
 
Conclusão 
Neste bloco, você aprendeu a formular e nomear os principais compostos inorgânicos, 
assim como verificou quais são os principais tipos de reações químicas que podem 
ocorrer ou não entre esses compostos. 
REFERÊNCIAS 
ATKINS, J. Princípios de química : questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012. 
CHANG, R. Química geral. 4. ed. São Paulo: MacGraw-Hill, 2010. 
RUSSEL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 2012. v.1. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
, 
 
 
22 
 
 
2 CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO 
Neste bloco, serão apresentados os conceitos relacionados aos cálculos químicos, 
também chamados de cálculos estequiométricos. A estequiometria se baseia na 
proporção entre reagentes e produtos, na pureza dos reagentes e no rendimento da 
reação. Após finalizar seu estudo, você será capaz de analisar e quantificar processos 
industriais. 
 
2.1 Número de Avogadro e Massa Molar de um Elemento Químico 
2.1.1 Número de Avogadro 
A escolha de uma unidade é feita de modo arbitrário; porém deve ser adequada à 
finalidade a que se destina. Por exemplo: 
 Se quisermos expressar quantidades de ovos, achamos mais conveniente contá-los 
do que pesá-los; então, escolhemos uma unidade de contagem, que é a dúzia, ou 
seja, conjuntos de doze unidades. 
 Nos atacadistas, o lápis é vendido em unidades de grosa, conjuntos de 12 dúzias, 
isto é, 144 unidades. 
 Os palitos de fósforo são vendidos em “unidades de caixas”, tendo sido fixada a 
quantidade de 40 palitos por caixa; sendo assim, para comprar 400 palitos, basta 
adquirir 10 caixas de fósforo, ou seja, não é necessário contar o número de palitos. 
 
Em Química, trabalhamos com a unidade mol. Ela corresponde ao número de átomos 
contidos em 12,0 g do isótopo 12 do carbono e esse número é igual a: 
 
602.000.000.000.000.000.000.000 (602 sextilhões) 
 
que em notação científica é escrito assim: 
 
6,02 x 1023 ou 6,0 x 1023 (valor arredondado) 
 
 
, 
 
 
23 
 
 
SAIBA MAIS 
Sugerimos a leitura de: 
FIOROTTO, N. R. Química: estrutura e estequiometria. 1. ed. São Paulo: Érica, 2014. 
(Disponível na Biblioteca Virtual Minha Biblioteca). 
 
A quantidade 6,0 x 1023 aparece com extraordinária frequência nos cálculos químicos. 
Esse número foi denominado constante de Avogadro e corresponde à quantidade de 
partículas existentes em um mol. No sistema SI de unidades, o mol é a quantidade de 
substância que contém tantas entidades elementares (átomos, moléculas ou outras 
partículas) quantas existem em, exatamente, 12 g (ou 0,012 kg) do isótopo carbono-
12. O número de átomos existente em 12 g de carbono-12 é determinado 
experimentalmente. Esse número designa-se número de Avogadro (NA) em 
homenagem ao cientista italiano Amedeo Avogadro (CHANG, 2013). Esse número é 
extremamente grande, pois é utilizado para contar partículas muito pequenas, por 
exemplo: 
 1 mol de átomos contém 6,0 x 1023 átomos; 
 1 mol de moléculas contém 6,0 x 1023 moléculas; 
 1 mol de elétrons contém 6,0 x 1023 elétrons. 
 
A expressão mol deve estar sempre acompanhada do nome da partícula 
correspondente. 
 
2.1.2 Massa Molar 
Corresponde à massa de um mol das partículas estudadas. Vejamos: 
 1 mol de átomos de ferro contém 6,0 x 1023 átomos de ferro; 1 mol de átomos de mercúrio contém 6,0 x 1023 átomos de mercúrio; 
 1 mol de átomos de chumbo contém 6,0 x 1023 átomos de chumbo. 
 
 
, 
 
 
24 
 
As massas das amostras acima não são iguais, assim como a massa de 1 dúzia de 
laranjas não é igual à massa de 1 dúzia de melancias. 
 
Como saber o valor da massa de 1 mol de átomos? 
Os valores das massas molares dos diferentes elementos foram determinados e 
tabelados. Esses valores, expressos em gramas/mol, são numericamente iguais aos 
valores das massas atômicas dos elementos, os quais se encontram na tabela 
periódica. 
As massas dos átomos são medidas em unidades de massa atômica (u), mas como 
relacionar esse valor com as medidas usuais de massa? Os dados experimentais nos 
apontam o seguinte resultado: 
 
1,0 g /1,0u = 6,0. 1023 
 
O valor 6,0. 1023 é o fator de conversão entre essas duas unidades. Por exemplo, pode-
se concluir que: 
 
1,0 g = 6,0. 1023 u 
 
Isso significa que 1,0 g de qualquer material é a massa correspondente a 6,0. 1023 
unidades de massa atômica. Pode-se facilmente calcular também qual a massa em 
gramas correspondente a uma unidade de massa atômica: 
 
Exemplo: X = 0,167. 10−23 g = 1,67. 10−24 g 
 
Portanto, 1,0 u = 1,67. 10−24 g 
 
 
, 
 
 
25 
 
Exemplos: 
 O ferro apresenta massa atômica 56 u; portanto, em 56 g de ferro estão contidos 
6,0 x 1023 átomos de ferro, ou seja, 1 mol de átomos de ferro. 
Atenção: Observe que as massas das amostras acima não são iguais, assim como a 
massa de 1 (uma) dúzia de laranjas não é igual à massa de 1 (uma) dúzia de 
melancias. 
 
2.1.3 Massa molar de uma substância 
É a massa em gramas, cujo valor numérico é igual ao valor da massa molecular da 
substância em questão. Os valores das massas molares das diferentes substâncias 
podem ser determinados pela soma das massas molares dos átomos dos diferentes 
elementos que a compõem. 
 
Por exemplo: 
a. Água (H2O) 
Dado: Massas Atômicas: H = 1 u; O = 16 u 
 
MM = 2.MAH + MAO = 2.1+ 16 =18 u − essa é a massa de apenas uma molécula de 
água. Ao converter a unidade u, na unidade g/mol, passamos a expressar a massa 
molar da substância, ou seja: 
Massa molar = 18 g/mol − essa é a massa de 6,0 x 1023 moléculas de água, ou seja, de 
1 mol de moléculas de água. 
 
b. Glicose (C6H12O6) 
Dado: Massas Atômicas: C = 12 u; H = 1 u; O = 16 u 
 
MM= 6.MAC +12.MAH + 6.MA0 = 6.12 + 12.1 + 6.16 = 180 u − essa é a massa de uma 
única molécula de glicose. Ao converter a unidade u na unidade g/mol, passamos a 
expressar a massa molar da substância, ou seja: 
Massa molar = 180 g/mol − essa é a massa de 6,0 x 1023 moléculas de glicose, ou seja, 
de 1 mol de moléculas de glicose. 
, 
 
 
26 
 
 
2.2 Cálculo estequiométrico: determinação das diferentes fórmulas dos compostos 
2.2.1 Introdução 
O cálculo das quantidades das substâncias envolvidas numa reação química é chamado 
de Estequiometria. Para podermos efetuar os cálculos estequiométricos, devemos 
conhecer as proporções existentes entre os átomos dos elementos que formam as 
diferentes substâncias. 
Essas proporções podem ser identificadas a partir do conhecimento das fórmulas das 
substâncias. 
 
2.2.2 Fórmulas de uma Substância 
Uma substância pode ser representada de várias maneiras diferentes, ou seja, pode ter 
mais de um tipo de fórmula: 
 
a. Fórmula Molecular ou Bruta; 
b. Fórmula Centesimal ou Porcentual; 
c. Fórmula Mínima ou Empírica. 
 
Estudaremos detalhadamente a determinação de cada um desses tipos de fórmulas. 
 
a. Fórmula Molecular ou Bruta: indica quantos e quais átomos de cada elemento 
constituem a molécula de uma determinada substância. 
Assim, por exemplo, a fórmula molecular da glicose é: 
 C6H12O6 
 
Isso significa que cada molécula contém: 6 átomos de carbono ou 6 mol de átomos 
de carbono; 6 átomos de oxigênio ou 6 mol de átomos de oxigênio; e 12 átomos de 
hidrogênio ou 12 mols de átomos de hidrogênio. 
 
b. Fórmula Centesimal ou Porcentual: indica a porcentagem, em massa, de cada 
elemento químico que constituiu uma determinada substância. 
, 
 
 
27 
 
Assim, por exemplo, a fórmula porcentual da glicose é: 
 
 
O que significa que a cada 100 gramas de glicose (100%), 40 gramas é de carbono, 6,7 
gramas é de hidrogênio e 53,3 gramas é de oxigênio. 
 
c. Fórmula Mínima ou Empírica: indica a menor proporção inteira entre os átomos dos 
diferentes elementos que constituem uma determinada substância. 
 
Assim, por exemplo, a fórmula mínima da glicose é: 
C6H12O6 dividido por 6 = CH2O, ou seja, na fórmula mínima da glicose temos: 1 átomo 
de carbono ou 1 mol de átomos de carbono, 1 átomo de oxigênio ou 1 mol de átomos 
de oxigênio e 2 átomos de hidrogênio ou 2 mol de átomos de hidrogênio. 
 
Estudaremos detalhadamente a determinação de cada um desses tipos de fórmulas, 
para diversas substâncias. 
 
2.2.3 Determinação de Fórmulas: 
a. Determinação da Fórmula Centesimal ou Porcentual de uma substância, a partir de 
sua Fórmula Molecular conhecendo a massa molecular (molar) da mesma. 
Exemplo: Qual a fórmula centesimal da glicose (C6H12O6)? 
Dadas as massas moleculares: C=12u, H=1u, O=16u 
 
 Para 1 mol de glicose: C6H12O6 
 (180 g) 
 6 . 12 g 6 . 16 g 
 72 g de C 96 g de O 
 
 12 . 1g 
 12 g de H 
, 
 
 
28 
 
 
a1. Cálculo da porcentagem de carbono na molécula de glicose: 
 
 72 g de C 180 g de glicose x = 40 g de C 
 X 100 g de glicose, ou seja, 40% de C 
 
a2. Cálculo da porcentagem de hidrogênio na molécula de glicose: 
 12 g de H 180 g de glicose x = 6,7 g de H 
 X 100 g de glicose, ou seja, 6,7% de H 
 
 
a3. Cálculo da porcentagem de oxigênio na molécula de glicose: 
 
 96 g de oxigênio 180 g de glicose x = 53,3 g de oxigênio 
 X 100 g de glicose , ou seja, 53,3% de oxigênio 
 
 
 
Fórmula Porcentual da glicose 
 
b. Determinação da Fórmula Molecular de uma substância, a partir de sua composição 
centesimal (Fórmula Centesimal), conhecendo a massa molecular (molar) da mesma. 
 
Exemplo: Determinar a fórmula molecular de um composto, que possui a seguinte 
composição centesimal: H=5,9%, O=94,1%, sabendo-se que sua massa 
molar é 34 g /mol. 
 
Para determinarmos essa fórmula, precisamos saber o número de mol de átomos que 
compõe cada elemento constituinte dela. 
 
, 
 
 
29 
 
 
b1. Cálculo do número de mol de átomos de H que compõe a molécula da substância. 
5,9 g de H --- 100 g do composto 
 X ---- 34 g do composto 
 
x = 2,0 g de hidrogênio 
Assim: 
1 mol de átomos de H --- 1 g 
x’ ---- 2 g 
x’ = 2 mol de átomos de H 
 
b2. Cálculo do número de mol de átomos de oxigênio que compõe a molécula da 
substância. 
 
94,1 g de oxigênio ---- 100 g do composto 
 
 y ----- 34 g do composto 
 
 y = 31,9 g de oxigênio 
Assim: 
 1mol de átomos de oxigênio --- 16 g 
 y’ ---- 31,9 g 
 
 y’ = 1,99 mol de átomos de oxigênio 
 
 Portanto, a fórmula molecular será: H2O2 
 
Observação: Nesse caso, basta dividir tudo por 2, obtendo-se a fórmula mínima: HO 
 
c. Determinação da Fórmula Mínima de uma substância, a partir de sua composição 
centesimal (Fórmula Centesimal), sem conhecer a massa molecular (molar) da mesma. 
, 
 
 
30 
 
 
Exemplo: Sabendo-se que a fórmula porcentual de um certo óxido é S40% O60%, 
determinar a sua fórmula mínima. Dadas as massas atômicas: S=32 u; O=16 u 
 
Precisamos calcular a menor relação inteira entre os números de mol dos elementos 
constituintes da fórmula. 
 S40% O60% 
 
A cada 100 g do composto, tem-se 40 g de enxofre e 60 g de oxigênio. 
 
Portanto: 
c1. Cálculo do número de mol de átomos de cada elemento, tomando como base 100 g 
do composto: 
 
Para o enxofre (S): Para o oxigênio (O): 
1 mol de átomos de S --- 32 g 1 mol de átomos de oxigênio ---- 16 g 
 x --- 40 g y --- 60 g 
 
x= 1,25 mol de átomos de S y= 3,75 mol de átomos de oxigênio 
 
c2. Cálculo da menor relação inteira entre os números de mol obtidos. 
Nesse cálculo, devemos dividir todos os valores obtidos pelo menor número 
encontrado anteriormente. Assim: 
 
 x’ = 1,25/1,25 y’= 3,75/1,25 
 
x’ = 1 mol de átomos de S y’= 3 mol de átomos de oxigênio 
 
Fórmula Mínima do composto: SO3 
 
Observação: Caso os valores de x’ e y’ obtidos nos cálculos sejam, por exemplo: 
, 
 
 
31 
 
 x’= 1,5 mol e y’= 2, multiplica-se tudo por 2, assim x´= 3 mol e y’ = 4 mol 
x’= 1,7 mol e y’= 1 multiplica-se tudo por 3, assim x´= 5 mol e y’ = 3 mol 
 
2.3 Cálculos Estequiométricos: envolvendo quantidades de reagentes e produtos 
2.3.1 Cálculos Estequiométricos envolvendo apenas número de mol e massa: 
É importante saber que a quantidade de um produto de uma reação, pode ser obtida, 
a partir de uma determinada quantidade de reagente. 
Assim, por exemplo, na reação de síntese da amônia (NH3) tem-se: 
 
 
 1 molécula 3 moléculas 2 moléculas 
 1. 6 . 10 23 moléc 3. 6 . 10 23 moléc 2 . 6 . 10 23 moléc 
 
Ou 1 mol de moléc 3 mol de moléc 2 mol de moléc 
 de N2 de H2 de NH3 
Ou ainda: 1. 28 g = 28 g 3 . 2 g = 6 g 2. 17 g = 34 g 
 
Dessa forma, percebemos que o coeficiente de cada substância, numa equação 
balanceada, corresponde aos números de mol de cada um dos participantes. 
 
2.3.2 Cálculos Estequiométricos envolvendo gases: 
2.3.2.1 Gases nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP): 
Para realizarmos os cálculos estequiométricos envolvendo gases nas CNTP, precisamos 
apenas lembrar, que: 
 
1 mol de qualquer gás nas CNTP ocupa um volume de 22,4 L 
 
2.3.2.2 Gases em condições diferentes das CNTP: 
Devemos lembrar que nesse caso utilizaremos a Equação de Estado de um Gás: 
 
P.V = n.R.T 
, 
 
 
32 
 
 
Onde: P – pressão do gás 
 T – temperatura do gás em Kelvin (K) T(K)= T( oC) + 273 
 V – volume ocupado pelo gás sempre em litros (L) 
 n – número de mol do gás 
 R – constante universal dos gases perfeitos 
 
Observação: O valor da constante R depende da unidade da pressão do gás. Assim: 
se P (atm), então R = 0,082 atm.L/mol.K 
se P (mmHg), então R= 62,3 mmHg.L/mol.K 
se P (kPa), então R= 8,3 kPa.L/mol.K 
 
2.3.3 Cálculos Estequiométricos envolvendo: 
2.3.3.1 Pureza do Reagente 
Até agora admitimos que as substâncias reagentes eram 100% puras, porém, na 
prática é mais comum trabalharmos com substâncias impuras. 
Assim, se colocarmos uma amostra de 60 g de CaCO3 de 90% de pureza para reagir 
com outra substância, perceberemos que apenas 54 g dessa amostra reagirão, pois 
efetivamente, 54 g daqueles 60 g são de CaCO3; os 6 g restantes são de impurezas. 
 
Cálculo: 60 g da amostra de CaCO3 ----100 % 
 X ---- 90 % 
 
 X = 54 g de CaCO3 puro 
 
Observação: É importante salientar que as impurezas não reagem no processo 
analisado. Portanto, devemos utilizar como dado do reagente a massa de 54 g de 
CaCO3. 
 
 
 
, 
 
 
33 
 
2.3.3.2 Rendimento de uma reação 
Sabemos que uma peça de tecido é vendida no formato retangular. Porém, se 
desejarmos fabricar uma blusa, quando cortarmos o tecido, sobrarão retalhos. Esses 
retalhos, na verdade, não participarão da confecção da blusa. 
Assim, se a peça de tecido inteira tivesse sido utilizada na confecção da blusa, 
poderíamos dizer que esse processo teria 100% de rendimento. Porém, houve perdas: 
os retalhos. 
Apesar desse exemplo não ser um processo químico, podemos fazer um paralelo com 
uma reação química, apenas a título de entendimento. Ao colocarmos uma certa 
quantidade de um reagente num processo químico, esperamos que se obtenha, 
estequiometricamente, uma certa quantidade de produto (equivalente ao rendimento 
de 100%), porém se a quantidade de produto obtida for menor que a quantidade 
esperada, significa que esse processo teve perdas, e não atingiu 100% de rendimento. 
 
2.3.3.3 Reagente em excesso e reagente limitante 
As reações químicas ocorrem numa proporção constante, que corresponde ao número 
de mol indicado pelos coeficientes da reação. Por exemplo: 
 
 
 proporção correta: 3 mol 1 mol 2 mol 
 
Se colocarmos uma quantidade maior de reagente A do que a sua proporção correta, 
esse reagente não será consumido totalmente. Dizemos que esse reagente está em 
excesso. 
Dizemos, também, que o reagente B (o que não está em excesso), é o reagente 
limitante. 
 
Exemplo: 
 
 proporção correta: 3 mol 1 mol 2 mol 
, 
 
 
34 
 
 quantidade colocada: 11 mol 3 mol X 3 
 
Percebemos que o reagente A possui 2 mols em excesso, uma vez que dos 11 mols 
colocados, apenas 9 mols reagiriam. 
 
Conclusão 
Neste bloco, você aprendeu a calcular as quantidades de reagentes consumidos ou de 
produtos formados por meio da estequiometria da reação ocorrida. Você também 
aprendeu a calcular e identificar as fórmulas mínima, centesimal e molecular das 
substâncias. Dessa forma, agora você deverá ser capaz de identificar nos processos 
industriais o seu rendimento. 
 
REFERÊNCIAS 
ATKINS, J.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de química: questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018. 
CHANG, R. Química geral. 4. ed. São Paulo: MacGraw-Hill, 2010. 
RUSSEL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 2012. v.1. 
FIOROTTO, N. R. Química: estrutura e estequiometria. 1. ed. São Paulo: Érica, 2014. 
(Disponível na Biblioteca Virtual Minha Biblioteca)., 
 
 
35 
 
 
3 SOLUÇÕES 
Neste bloco, iremos estudar os conceitos relacionados às soluções, sua classificação e 
as formas de expressar sua concentração. 
 
3.1 Tipos de soluções 
Soluções: são misturas homogêneas de duas ou mais espécies químicas. As soluções 
podem ser classificadas de várias formas. Abaixo, vamos estudar essa classificação. 
 
3.1.1 Classificação das dispersões quanto ao tamanho da partícula: 
De acordo com o tamanho das partículas dispersas, as dispersões podem ser 
classificadas em: 
a. solução: possui partículas menores que 1 nm; 
b. coloide: possui partículas entre 1 nm e 100 nm; 
c. suspensão: possui partículas maiores que 100 nm. 
 
Observação: 1 nm (1 nanômetro) corresponde a 10−9 m 
 
Exemplo de Solução: água com pouco sal (misturas homogêneas) 
As partículas dispersas são átomos, moléculas ou íons e não podem ser vistas nem no 
microscópio eletrônico. Essas partículas não podem ser filtradas e nem sedimentadas. 
 
Exemplo de Coloide: gelatina em água 
As partículas dispersas são moléculas, íons grandes ou aglomerados de moléculas ou 
íons. São visíveis no microscópio eletrônico, podem ser retidas em ultrafiltros e 
sedimentam em ultracentrífugas. 
 
Exemplo de Suspensão: areia em água 
As partículas dispersas são aglomerados de moléculas ou íons e podem ser vistas, já a 
olho nu. Essas partículas são retidas em filtros comuns e sedimentam naturalmente, 
ou em centrífuga comum. 
, 
 
 
36 
 
Das dispersões, estudaremos mais profundamente as soluções. 
 
3.1.2 Classificação das Soluções 
Podemos classificar as soluções por 5 critérios: 
a. Quanto ao estado físico das partículas envolvidas; 
b. Quanto à natureza das partículas dispersas; 
c. Quanto à condutividade elétrica; 
d. Quanto ao coeficiente de solubilidade; 
e. Quanto à proporção entre a quantidade de soluto e solvente. 
 
a. Quanto ao estado físico das partículas envolvidas: 
Soluções sólidas: os componentes desse tipo de solução, na temperatura ambiente, se 
encontram no estado sólido e são denominados ligas. Exemplo: amálgamas (amálgama 
dentária que é mercúrio dissolvido em prata); ouro 18 quilates (prata e cobre 
dissolvidos em ouro); bronze (estanho dissolvido em cobre). 
 
Soluções gasosas: os componentes desse tipo de solução encontram-se no estado 
gasoso. Toda mistura gasosa é uma solução. Exemplo: ar atmosférico. 
 
Soluções líquidas: esse tipo de solução possui pelo menos um dos componentes no 
estado líquido. Exemplo: soro fisiológico (cloreto de sódio dissolvido em água), água 
mineral gasosa (gás carbônico e outros solutos dissolvidos em água), álcool 96o GL 
(álcool dissolvido em água). 
 
Podemos observar que nesse tipo de solução nem sempre o soluto é um sólido. 
 
b. Quanto à natureza das partículas dispersas: 
Soluções moleculares: as partículas dispersas são moléculas, ou seja, o soluto é 
molecular. Exemplo: açúcar dissolvido em água (C6H12O6 dissolvido em água). 
Soluções iônicas: as partículas dispersas são sempre íons. 
, 
 
 
37 
 
É importante lembrar que se a substância denominada soluto já tivesse íons mesmo no 
estado sólido, ao dissolvê-la em água, ocorreria uma dissociação iônica. Ao passo que, 
se ele não tivesse inicialmente íons, e ao ser colocado em água se formassem íons, 
teria ocorrido uma ionização. 
 
c. Quanto à condutividade elétrica 
Soluções não eletrolíticas: são soluções que não conduzem corrente elétrica. Isso 
ocorre porque não existem íons em solução. Exemplo: açúcar dissolvido em água 
(C6H12O6 dissolvido em água). 
 
Soluções eletrolíticas: são soluções que conduzem corrente elétrica. As partículas 
dispersas são íons ou íons e moléculas. Exemplo: NaCl dissolvido na água, HCl(g) 
dissolvido na água. 
 
Nesse caso, também é importante lembrar que se a substância denominada soluto já 
tivesse íons mesmo no estado sólido, ao dissolvê-la em água, ocorreria uma 
dissociação iônica. Ao passo que, se ele não tivesse inicialmente íons, e ao ser 
colocado em água se formassem íons, teria ocorrido uma ionização. 
 
d. Quanto ao coeficiente de solubilidade: 
Para podermos entender essa classificação, é necessário sabermos a definição de 
coeficiente de solubilidade. 
Coeficiente de solubilidade ou solubilidade é a máxima quantidade de soluto que se 
consegue dissolver em uma determinada quantidade de solvente a uma dada 
temperatura. As soluções podem ser classificadas em: 
Solução insaturada: é aquela na qual a quantidade dissolvida de soluto é inferior ao 
valor do coeficiente de solubilidade, nas mesmas condições de temperatura e pressão. 
Solução saturada: é aquela na qual a quantidade dissolvida de soluto é igual ao valor 
do coeficiente de solubilidade, nas mesmas condições de temperatura e pressão. 
, 
 
 
38 
 
Solução supersaturada: é aquela na qual a quantidade dissolvida de soluto é superior 
ao valor do coeficiente de solubilidade, nas mesmas condições de temperatura e 
pressão. 
É uma solução instável, e diante de uma agitação ou da adição de um pequeno cristal 
de soluto, ocorre a precipitação de excesso de soluto dissolvido. Dessa forma, ocorre a 
formação de uma solução saturada com corpo de chão que é estável. 
 
Na prática, não existem soluções supersaturadas, pois essas se transformam 
facilmente em soluções saturadas com corpo de chão. 
 
e. Quanto à proporção entre a quantidade de soluto e solvente: 
Solução diluída: é aquela na qual a quantidade de soluto dissolvida é pequena em 
relação à quantidade de solvente. 
Solução concentrada: é aquela na qual a quantidade de soluto dissolvida é grande em 
relação à quantidade de solvente. 
 
3.2 Unidades de Concentração 
Quando trabalhamos com soluções, precisamos estabelecer relações entre as 
quantidades de soluto e de solução que compõem essa solução. Essas relações são 
denominadas concentração da solução, e podem ser expressas de diferentes maneiras: 
a. Título em massa (T) 
b. Porcentagem em massa 
c. Partes por milhão (ppm) 
d. Partes por bilhão (ppb) 
e. Concentração em g/L 
f. Concentração em mol/L ou Concentração Molar (antigamente chamada de 
Molaridade) 
 
a. Título em massa (T): indica a quantidade de soluto contida em 1 g de solução. 
Assim, se uma solução tem título 0,2, signif ica que ela contém 0,2 g de soluto 
a cada 1 g de solução. 
, 
 
 
39 
 
 
 
 
0,2 g de soluto + 0,8 g de solvente = 1 g de solução 
 
Exemplo: 
Uma solução foi preparada dissolvendo 144 gramas de cloreto cobaltoso formando 
576 gramas de solução. Qual o título dessa solução? 
 
Dados: 
massa do soluto: 144 g massa da solução: 576 g 
 
Assim: 144 g de soluto 576 g de solução 
 X g do soluto 1 g de solução 
 
 X = 0,25 g de soluto e, portanto, o T= 0,25 
 
b. Porcentagem em massa: indica a quantidade de soluto contida em 100 g de 
solução. 
 
Assim, uma solução a 20% em massa significa que ela contém 20 g de soluto a cada 
100 g de solução. 
 
20 g de soluto + 80 g de solvente = 100 g de solução 
 
Exemplo: 
Uma solução foi preparada dissolvendo 144 g de cloreto cobaltoso formando 576 g de 
solução. Qual a porcentagem em massa dessa solução? 
, 
 
 
40 
 
 
massa do soluto: 144 g massa da solução: 576 g 
 
Assim: 144 g de soluto 576 g de solução 
 X g do soluto 100 g de solução 
 X = 25 g de soluto e, portanto, 25% em massa 
 
c. Concentração em ppm 
Atenção: atualmente,para indicar concentrações muito pequenas, usamos a unidade: 
partes por milhão (ppm) ou partes por bilhão (ppb). 
Assim, uma solução de 5 ppm significa que ela contém 5 g de soluto a cada 106 g 
(1.000.000 g) de solução. 
 
 5 g de soluto = 106 g de solução 
 
Observe que a solução em questão é muito diluída e que a massa do solvente é 
praticamente igual à massa da solução. 
 
Exemplo: Calcule a concentração de uma solução de cloreto de sódio, em ppm, que 
contém 0,002 g de sal a cada 4000 g de solução. 
 
massa do soluto: 0,002 g massa da solução: 4000 g 
 
Assim: 0,002 g de soluto 4000 g de solução 
 X g do soluto 106 g de solução 
 
 X = 0,5 g de soluto e, portanto, 0,5 ppm 
 
d. Concentração em ppb 
Assim, uma solução a 25 ppb significa que ela contém 25 g de soluto a cada 109 g 
(1.000.000.000 g) de solução. 
, 
 
 
41 
 
 Assim: 0,002 g de soluto 4000 g de solução 
 X g do soluto 109 g de solução 
 X = 500 g de soluto e, portanto, 500 ppb 
 
e. Concentração em gramas por litro (g/L): indica a massa de soluto contida em 1 litro 
de solução. 
 
Assim, se uma solução possui uma concentração de 250 g/L, significa que ela possui 
250 g de soluto em 1 L de solução (1000 mL de solução). 
 
Exemplo: 
Uma solução foi preparada dissolvendo 120 g de cloreto cobaltoso formando 400 mL 
de solução. Qual a concentração em g/L dessa solução? 
 
massa do soluto: 120 g volume da solução: 400 mL 
 
Assim: 120 g de soluto 400 mL de solução 
 X g do soluto 1000 mL de solução 
 
 X = 300 g de soluto e, portanto, C=300 g/L 
 
f. Concentração em mol por litro (mol/L): indica a quantidade de matéria (mol) de 
soluto contida em 1 litro de solução. 
Observação: antigamente, a concentração molar recebia o nome de molaridade. 
 
Assim, se uma solução possui uma concentração de 5 mol/L, significa que ela possui 5 
mol de soluto em 1 L de solução (1000 mL de solução). 
 
Exemplo: 
Dissolveu-se 8 g de hidróxido de sódio obtendo-se 500 cm3 de solução. Qual a 
concentração molar da solução preparada? Dados: Na=23u; O= 16u; H=1u. 
, 
 
 
42 
 
 
massa do soluto: 8 g volume da solução: 500 cm3 ou 500 mL 
 
Sabe-se que a massa molar do NaOH é 40 g/mol. 
Calcularemos o número de mol de NaOH existente em 8 g desse soluto. 
 
 1 mol de soluto NaOH ----- 40 g 
 X mol de soluto NaOH ----- 8 g 
 
 X= 0,2 mol do soluto NaOH 
 
Assim: 0,2 mol de soluto NaOH --- 500 mL de solução 
 X mol do soluto NaOH --- 1000 mL de solução 
 
 X = 0,4 mol de soluto e, portanto, M = 0,4 mol/L ou M=0,4 molar ou M= 0,4 M 
 
Quando o soluto de uma solução é gasoso, podemos considerar que o volume da 
solução é igual ao volume do solvente onde o gás está dissolvido. 
 
Assim, se borbulharmos 5 L de gás clorídrico em 100 mL de água, a solução formada de 
ácido clorídrico terá um volume de 100 mL. 
 
3.3 Solubilidade 
A solubilidade (S) indica a maior massa possível de soluto dissolvido em uma certa 
quantidade de solvente, a uma dada temperatura. No caso do NaCl, por exemplo, a 
solubilidade será de 36 g em 100 g de H2O a 20 °C, pois essa é a maior massa desse sal 
que podemos dissolver em 100 g de H2O, à temperatura indicada. Perceba, portanto, 
que o coeficiente de solubilidade indica a composição da solução saturada, a uma 
dada temperatura. 
S = 36 g/100 g de H2O (20°C) 
(Leia assim: 36 g de cloreto de sódio em 100 g de água a 20 °C) 
, 
 
 
43 
 
 
Uma solução com quantidade de soluto inferior ao coeficiente de solubilidade é 
denominada solução não saturada ou insaturada. 
Uma solução com quantidade de soluto superior ao coeficiente de solubilidade é 
denominada solução saturada com corpo de chão ou de fundo. 
Pelas situações apresentadas, pode-se perceber que a solubilidade de uma substância 
numa massa fixa de solvente depende da temperatura. Em função desse fato, podem-
se construir tabelas que relacionam a solubilidade de uma substância em diferentes 
temperaturas. A tabela a seguir mostra a solubilidade do cloreto de amônio (NH4Cl) 
em 100 g de água em diferentes temperaturas: 
 
Temperatura (˚C) 20 40 60 80 
Solubilidade do 
NH4Cl (em 
g/100 g de H2O) 
37,2 45,8 55,2 65,6 
 
A partir dos dados da tabela, pode-se construir um gráfico, a curva de solubilidade, 
que relaciona a solubilidade do NH4Cl em 100 g de água a diferentes temperaturas. 
Note que a solubilidade do NH4Cl aumenta com a elevação da temperatura (curva 
ascendente), que é o que se verifica com a maioria das substâncias não voláteis. 
Porém, existem substâncias sólidas que, ao serem dissolvidas em água, têm a sua 
solubilidade diminuída com a elevação da temperatura. Um exemplo desse 
comportamento é a variação da solubilidade do sulfato de cério, Ce2(SO4)3, em água. 
Substâncias sólidas, como o sulfato de cério, cujas solubilidades diminuem com a 
elevação da temperatura apresentam uma curva de solubilidade descendente. 
A curva de solubilidade de uma substância geralmente é ascendente ou descendente, 
mas há curvas “quebradas” que, curiosamente, apresentam esses dois aspectos. Em 
geral, esse tipo de curva ocorre quando estudamos a solubilidade de sais hidratados. 
Sais hidratados são aqueles que contêm moléculas de água em proporções bem 
definidas, ligadas aos íons do retículo cristalino. Como exemplo, mencionamos o 
sulfato de sódio deca-hidratado, Na2SO4. 10 H2O. 
, 
 
 
44 
 
Quando aquecido ao redor de 34 °C, o sulfato de sódio deca-hidratado (sólido) perde 
suas moléculas de água e torna-se um sal anidro, também sólido. 
Quando a temperatura atingir 34 °C, há a transformação do corpo de chão, que passa a 
ser constituído pelo sal anidro. Consequentemente, para temperaturas 
superiores a 34 °C, teremos a curva de solubilidade correspondente à do sal anidro. 
Observe que o ponto de inflexão da curva ocorre à temperatura em que se verifica a 
transformação do sal precipitado, ou seja, quando ele passa do estado hidratado para 
o anidro. 
 
 
Fonte: Both (2018, p. 28) 
 
As dissoluções favorecidas pelo aquecimento podem ser chamadas endotérmicas, ou 
seja, o fornecimento de calor favorece a dissolução do sólido, aumentando, assim, a 
solubilidade. É o que ocorre com a dissolução da maioria das substâncias. Numa 
dissolução endotérmica, o aquecimento aumenta a solubilidade da substância. Numa 
dissolução exotérmica, o aquecimento diminui a solubilidade da substância. 
 
3.3.1 Dissolução X Diluição 
Quando preparamos um suco de frutas artificial, colocamos, inicialmente, o xarope 
concentrado (soluto) numa garrafa, e acrescentamos água (solvente). Assim, 
realizamos uma dissolução. 
, 
 
 
45 
 
 
Mas se ao experimentarmos esse suco preparado, sentirmos que seu gosto está forte, 
dizemos que esse suco está muito concentrado, e para deixá-lo com um sabor correto, 
acrescentaremos mais água. Assim, teremos realizado uma diluição. 
 
Diluição: consiste no acréscimo de mais solvente a uma solução já preparada. 
 
3.3.2 Misturas de Soluções 
Em nosso cotidiano, sabemos que se misturarmos uma xícara de café forte com uma 
de café fraco, não obteremos um café extremamente forte, mas sim um café com 
concentração intermediária entre as duas iniciais. 
Nas soluções preparadas no laboratório ou na indústria química,ocorre a mesma 
coisa. 
 
Conclusão 
Neste bloco, você aprendeu a calcular as concentrações das soluções de diversas 
formas, além de entender a diferença entre dissolução e diluição de uma solução. 
 
REFERÊNCIAS 
ATKINS, J.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de química: questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018. 
BOTH, J. Química geral e inorgânica. Porto Alegre: Sagah, 2018. p. 28. 
CHANG, R. Química geral. 4. ed. São Paulo: MacGraw-Hill, 2010. 
RUSSEL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 2012. v.1. 
FIOROTTO, N. R. Química: estrutura e estequiometria. 1. ed. São Paulo: Érica, 2014. 
(Disponível na Biblioteca Virtual Minha Biblioteca). 
 
 
 
, 
 
 
46 
 
 
4 CINÉTICA QUÍMICA 
Neste bloco, você irá estudar os conceitos relacionados à cinética química, área da 
química que estuda a velocidade das reações. A palavra “cinética” sugere movimento 
ou mudança; a palavra cinética refere-se aqui à velocidade de uma reação, isto é, à 
variação da concentração de um reagente ou de um produto com o tempo (M/s). 
 
4.1 Cinética Química 
A área da Química que estuda as velocidades das reações é denominada Cinética 
Química. Dessa forma, o progresso de uma reação química pode ser medido pela 
diminuição da concentração dos reagentes ou pelo aumento da concentração dos 
produtos. E de maneira simplificada, pode ser representada por: 
 
reagentes → produtos 
 
Em geral, é mais conveniente exprimir a velocidade de uma reação em termos da 
variação da concentração com o tempo (CHANG, 2010). Assim, para a reação 
representamos a velocidade como: 
 
 
Onde representam as variações das concentrações em mol por litro e é 
o intervalo de tempo. 
Ao calcularmos o notamos que ele representa um valor negativo, uma vez que o 
reagente é consumido, e para não trabalharmos com valores negativos, observe o sinal 
negativo da fórmula. 
A velocidade de uma reação é medida de forma experimental por vários métodos. Para 
as soluções aquosas, as concentrações são medidas com espectógrafos; para as 
reações que envolvem íons, usam-se medidas de condutibilidade elétrica; e para gases, 
usam-se medidas de pressão. 
, 
 
 
47 
 
Observe a tabela abaixo que mostra os dados experimentais referentes à reação de 
decomposição da água oxigenada. 
 
 
 
Tempo ( min) [ ] mol/L [ ] mol/L [ ] mol/L 
0 0,8 0 0 
10 0,5 0,3 0,15 
20 0,3 0,5 0,25 
30 0,2 0,6 0,3 
 
Utilizando os dados da tabela e a fórmula para cálculo da velocidade média, temos: 
a. para o intervalo entre 0 e 10 minutos 
Vm = − (0,5−0,8)/10−0 
Vm = 0,03 mol.L−1.min−1 
 
b. para o intervalo entre 10 e 20 minutos 
Vm = − (0,3−0,5)/20−10 
Vm = 0,02 mol.L−1.min−1 
 
c. para o intervalo entre 20 e 30 minutos 
Vm = − (0,25−0,3)/30−20 
Vm = 0,01mol.L−1.min−1 
 
Ao analisarmos os valores das velocidades médias de consumo da água oxigenada, 
percebemos que elas não são constantes e que o valor máximo é encontrado no início 
da reação. 
Em um mesmo intervalo de tempo, por exemplo, entre 0 e 10 minutos, podemos 
calcular a velocidade média das três substâncias envolvidas na reação: 
, 
 
 
48 
 
 
Fonte: Mundo Educação (2012). 
 
Velocidade de consumo da água oxigenada 
Vm = − (0,5−0,8)/10−0 
Vm = 0,03 mol.L−1.min−1 
 
Velocidade de formação da água 
Vm = − (0,3−0)/10−0 
Vm = 0,03 mol.L−1.min−1 
 
Velocidade de formação do gás oxigênio 
Vm = − (0,15−0)/10−0 
Vm = 0,015 mol.L−1.min−1 
 
Esses valores obedecem à proporção estequiométrica da reação: 2:2:1 
 
Para calcular a velocidade média da reação, basta dividir os valores das velocidades 
médias pelos respectivos coeficientes estequiométricos: 
Vmreação = VmH2O2/2 = VmH2O/2 = VmO2/1 = 0,015 mol.L
−1.min−1 
 
De maneira geral, para a reação: 
 
 
, 
 
 
49 
 
Vmreação = VmA/a = VmB/b = VmC/c 
 
Observe agora a reação do bromo molecular e do ácido fórmico e a tabela a seguir: 
 
 
 
Velocidades da reação entre o bromo molecular e o ácido fórmico a 25°C 
 
Fonte: Chang (2013, p. 567). 
 
1. As leis de velocidade são sempre determinadas experimentalmente. A partir da 
concentração dos reagentes e das velocidades iniciais da reação, determinamos a 
ordem de reação e, portanto, a constante de velocidade da reação. 
2. A ordem de reação é sempre definida em função das concentrações dos reagentes 
(não dos produtos). 
3. A ordem de um reagente não está relacionada com o coeficiente estequiométrico 
do reagente na equação global balanceada. 
 
Considere agora o efeito da concentração de bromo na velocidade da reação. Observe 
os dados da tabela acima. Compare a concentração do Br2 e a velocidade da 
reação a t = 50 s e t = 250 s. A t = 50 s, a concentração de bromo é 0,0101 M e a 
velocidade da reação é 3,52. 10−5 M/s. A t = 250 s, a concentração de bromo é 
0,00500 M e a velocidade da reação é 1,75.10−5 M/s. A concentração a t = 50 s é o 
dobro da concentração a t =250 s (0,0101 M contra 0,00500 M), e a velocidade da 
reação a t = 50 s é o dobro da velocidade a t = 250 s (3,52. 10−5 M/s contra 
, 
 
 
50 
 
1,75.10−5 M/s). Verifica-se que, quando a concentração do bromo duplica, a velocidade 
da reação também duplica. Portanto, a velocidade é diretamente proporcional à 
concentração de Br2, isto é, onde k é designado por constante de velocidade, a 
constante de proporcionalidade entre a velocidade de reação e a concentração do 
reagente (CHANG, 2010). 
Para uma reação genérica temos a seguinte expressão da lei da 
velocidade: 
 
Quando a reação ocorre em uma única etapa, dizemos que se trata de uma reação 
elementar, nesse caso, os expoentes x e y correspondem aos coeficientes 
estequiométricos da reação. 
No entanto, a maioria das reações não ocorre em uma única etapa, ou seja, não é 
elementar. O conjunto de etapas por meio das quais ocorre uma reação é denominado 
mecanismo de uma reação. 
 
4.2 Mecanismos de uma reação 
O mecanismo da reação descreve a sequência de etapas elementares para que ocorra 
a transformação de reagentes em produtos. Considere a reação: 
 
, 
 
 
51 
 
Nesse tipo de reação, a equação da velocidade é determinada pela etapa lenta da 
reação; logo, a equação da velocidade será: 
 
Reações complexas são aquelas nas quais temos mais de uma etapa elementar. As 
reações elementares que constituem o mecanismo de reação proposto devem ser 
somadas de forma a obter a reação global. Considere a reação entre o dióxido de 
nitrogênio e o monóxido de carbono. 
 
 
Observe que a soma das etapas elementares corresponde à reação global. Na primeira 
etapa, temos a produção um de nossos produtos e do NO3(g) que é um intermediário 
de reação. Intermediários são produzidos em uma etapa e consumidos em outra, de 
forma que não aparecem na reação global. A etapa mais lenta em um mecanismo de 
reação é chamada etapa determinante de velocidade ou etapa limitante de 
velocidade. 
 
4.2.1 Teoria das Colisões 
As reações químicas ocorrem como consequência de colisões entre as moléculas dos 
reagentes. Em termos da teoria das colisões da cinética química, é de se esperar que a 
velocidade de reação seja diretamente proporcional ao número de colisões 
moleculares por segundo. 
Quando colocamos os reagentes em contato, as partículas que os compõem irão 
colidir umas com as outras, e parte dessas colisões poderá originar produtos. Os 
, 
 
 
52 
 
choques que resultam em quebra e formação de novas ligações são denominados 
eficazes ou efetivos. 
No momento em que ocorre o choque em uma posição favorável, forma-se uma 
estrutura intermediária entreos reagentes e os produtos chamada de complexo 
ativado. Ele é formado quando é fornecida ao sistema uma energia mínima para a 
ocorrência da reação química, chamada de energia de ativação. 
Podemos considerar a energia de ativação uma barreira que impede as moléculas de 
menor energia de reagirem. 
 
 
Fonte: Chang (2010, p. 591) 
 
A figura acima mostra dois perfis de energia potencial para a reação: 
 
 
 
Onde denota um complexo ativado formado pela colisão entre A e B. 
 
A reação será acompanhada por uma liberação de calor se os produtos forem mais 
estáveis que os reagentes; nesse caso, a reação será exotérmica. 
Pelo contrário, se os produtos forem menos estáveis que os reagentes, a mistura 
reacional absorverá calor a partir do meio circundante e a reação será endotérmica. 
, 
 
 
53 
 
Experimentalmente, reações diferentes apresentam energias de ativação diferentes, e 
as reações que exigem menor energia de ativação ocorrem mais rapidamente, ou seja, 
com maior rapidez. 
Para reações mais complexas, é necessário considerar também um “fator de 
orientação”, ou seja, a orientação relativa das moléculas reagentes. A reação entre os 
átomos de potássio (K) e o iodeto de metila (CH3I) para dar origem ao iodeto de 
potássio (KI) e ao radical metil (CH3) ilustra esse aspecto: 
 
A configuração mais favorável para a ocorrência dessa reação corresponde a uma 
colisão frontal do átomo de K com o átomo de I do CH3I. Caso contrário, a formação de 
produtos será menor ou a reação poderá mesmo não ocorrer. 
 
 
Fonte: Chang (2010, p. 460). 
 
4.3 Catálise 
Um catalisador é uma substância que aumenta a velocidade de uma reação ao baixar a 
energia de ativação (CHANG, 2010, p. 601). Os catalisadores criam um caminho 
alternativo, que exige menor energia de ativação, fazendo com que a reação se 
processe de maneira mais rápida. 
, 
 
 
54 
 
Há três tipos genéricos de catálise, dependendo da natureza da espécie que causa o 
aumento da velocidade: catálise heterogênea, catálise homogênea e catálise 
enzimática. 
 
Catálise heterogênea 
Na catálise heterogênea, os reagentes e o catalisador encontram-se em fases 
diferentes. Em geral, o catalisador é um sólido e os reagentes são gases ou líquidos. A 
catálise heterogênea é de longe o mais importante tipo de catálise na indústria 
química, especialmente na síntese de produtos químicos essenciais. 
 
Catálise homogênea 
Na catálise homogênea, os reagentes e o catalisador estão dispersos em uma única 
fase, geralmente líquida. A catálise ácida e a catálise básica constituem os mais 
importantes tipos de catálise homogênea em solução líquida. Por exemplo, a reação 
entre acetato de etila e água para formar ácido acético e etanol é normalmente muito 
lenta para que a sua velocidade seja medida. 
A catálise homogênea apresenta várias vantagens em comparação com a catálise 
heterogênea. Em primeiro lugar, as reações normalmente podem ser realizadas sob 
condições atmosféricas, reduzindo os custos de produção e minimizando a eventual 
decomposição dos produtos a temperaturas elevadas. Além disso, é possível conceber 
e escolher catalisadores homogêneos que funcionem seletivamente em relação a um 
determinado tipo de reação. Por último, o custo dos catalisadores homogêneos é 
menor que o dos metais preciosos (por exemplo, platina e ouro) usados na catálise 
heterogênea. 
 
Catálise enzimática 
De todos os processos complexos que se desenvolveram nos organismos vivos, 
nenhum é mais impressionante ou mais essencial do que a catálise enzimática. As 
enzimas são catalisadores biológicos. O mais espantoso em relação às enzimas é que, 
além de aumentarem a velocidade das reações bioquímicas de fatores de 106 a 1018, 
elas são muito específicas. As enzimas atuam apenas sobre certas moléculas, 
, 
 
 
55 
 
chamadas substratos (isto é, reagentes), deixando inalterado o resto do sistema. 
Estima-se que uma célula viva representativa possa conter cerca de 3000 enzimas 
diferentes, cada uma delas catalisando uma reação específica na qual um substrato é 
convertido nos produtos apropriados. A catálise enzimática é em geral homogênea, 
pois o substrato e a enzima estão presentes em solução aquosa. 
 
Conclusão 
Neste bloco, você aprendeu a determinar a velocidade de uma reação química e 
verificar quais fatores afetam a velocidade de uma reação química. 
 
 
REFERÊNCIAS 
ATKINS, J.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de química: questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018. 
CHANG, R. Química geral. 4. ed. São Paulo: MacGraw-Hill, 2010. 
RUSSEL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 2012. v.1. 
FIOROTTO, N. R. Química: estrutura e estequiometria. 1. ed. São Paulo: Érica, 2014. 
(Disponível na Biblioteca Virtual Minha Biblioteca). 
MUNDO EDUCAÇÃO. Análise gráfica da velocidade de reações. Bol, 13 jan. 2012. 
Disponível em: <https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/analise-grafica-
velocidade-das-reacoes.htm>. Acesso em: 20 dez. 2019. 
 
 
 
 
 
 
 
https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/analise-grafica-velocidade-das-reacoes.htm
https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/analise-grafica-velocidade-das-reacoes.htm
, 
 
 
56 
 
 
5 EQUILÍBRIOS QUÍMICOS 
Neste bloco, vamos estudar os equilíbrios químicos. Discutiremos o equilíbrio de vários 
tipos de reações, o significado da constante de equilíbrio e os fatores que podem 
perturbar o equilíbrio de um sistema. 
 
5.1 Equilíbrios químicos 
Há reações que ocorrem completamente, ou seja, até que pelo menos um dos 
reagentes seja consumido completamente. No entanto, existem sistemas em que as 
reações direta e inversa ocorrem simultaneamente. Esses sistemas são denominados 
reversíveis e representados por uma dupla seta (⇆). 
Dizemos que o sistema atingiu o equilíbrio químico quando a velocidade da reação 
direta se iguala à velocidade da reação inversa. Assim, as concentrações dos 
participantes da reação não se alteram. É uma situação de equilíbrio dinâmico 
(RUSSEL, 2012). 
 
5.1.1 Constante de Equilíbrio em função das Concentrações Molares (KC) 
Matematicamente, para a reação genérica abaixo, tem-se: 
 
 
 
 
 
, 
 
 
57 
 
 
Ao atingir o equilíbrio químico, tem-se: 
 
 
 
 
Seguem algumas considerações importantes: 
 
 a constante de equilíbrio será um número adimensional, ou seja, sem unidade. 
 quanto maior for o valor de Kc, maior será a extensão da reação direta e quanto 
menor o valor de Kc, maior será a extensão da reação inversa. 
 Kp e Kc só variam com a temperatura. 
 
Atenção: em equilíbrios em que existam participantes sólidos, eles não devem ser 
representados na expressão da constante de equilíbrio (KC), pois suas concentrações 
são sempre constantes. 
 
 
 
Observe que até agora a expressão da constante de equilíbrio (Kc) foi dada em termos 
de concentração (mol/L), mas nos equilíbrios químicos onde pelo menos um dos 
participantes da reação é gás, a constante de equilíbrio pode ser expressa em termos 
de pressões parciais (Kp). 
, 
 
 
58 
 
 
5.1.2 Constante de Equilíbrio em função das Pressões/ Parciais (Kp) 
Matematicamente, para a reação genérica abaixo, tem-se: 
 
 
Observação: caso nenhum participante da reação esteja no estado gasoso (g) ou (v), a 
constante de equilíbrio em função das pressões parciais (Kp) não é determinada. 
 
É importante salientar que existe uma relação matemática entre as constantes de 
equilíbrio Kc e Kp, dada por: 
 
 
 
5.1.3 Grau de Equilíbrio 
Os químicos utilizam uma grandeza química denominada grau de equilíbrio, que 
expressa o rendimento da reação. O grau de equilíbrio é um número entre 0 e 1, ou 
seja, entre 0% e 100 %. Sua expressão matemática é dada por: 
 
 
 
α = número de mol que reagiu até atingir o equilíbrio/númerode mol inicial dos 
reagentes 
 
, 
 
 
59 
 
5.2 Fatores que afetam o Equilíbrio Químico I 
5.2.1 Deslocamento de Equilíbrio (Princípio de Le Chatelier) 
Pode-se alterar um equilíbrio químico por meio de ações externas chamadas 
perturbações do equilíbrio. Se sobre o equilíbrio químico for exercida uma ação 
externa, este tende a reagir de maneira a minimizar os efeitos dessa ação. Assim, pelo 
princípio de Le Chatelier: “Quando se aplica uma ação em um sistema em equilíbrio, 
ele tende a se reajustar no sentido de diminuir os efeitos dessa ação”. 
 
Observação: sabe-se que a constante de equilíbrio não se altera com variações de 
concentração, volume e pressão dos participantes da reação. 
 
Estudaremos a influência dos fatores que podem afetar a condição de equilíbrio: 
 Concentração dos participantes da reação; 
 Pressão do sistema. 
 
5.2.1.1 Variação da Concentração dos Participantes da Reação 
Para a reação química: 
 
 
Um aluno realizou uma experiência: colocou 1 mol de N2O4 em um recipiente de 1 L a 
uma dada temperatura e observou que no equilíbrio havia as seguintes concentrações 
dos participantes da reação: 
 
 
 
No equilíbrio: 0,74 mol/L 0,52 mol/L 
 
 
, 
 
 
60 
 
Se calcularmos a constante de equilíbrio Kc = 
[NO2]2 
[N2O4]
 , obteremos o valor de Kc = 0,36 
 
Se esse aluno adicionasse ao equilíbrio em questão 1 mol de N2O4, observaria que, 
instantaneamente, a concentração de N2O4 passaria ser 1,74 mol/L, ao passo que a 
concentração de NO2 permaneceria 0,52 mol/L, mostrando uma perturbação no 
equilíbrio químico (observe que o valor de Kc não seria mais 0,36). 
Porém, nos instantes seguintes, haverá consumo de N2O4 e produção de NO2 
estabelecendo-se um novo equilíbrio químico: 
 
 
 
Novo equilíbrio: 1,62 mol/L 0,76 mol/L 
 
 
 
Se calcularmos novamente a constante de equilíbrio, obteremos novamente o valor de 
Kc = 0,36. 
, 
 
 
61 
 
 
Assim: um aumento de concentração de um participante da reação desloca o equilíbrio 
no sentido de consumir este participante. 
 
5.2.2 Variação da Pressão do Sistema 
Quando aumentamos a pressão sobre um equilíbrio gasoso, à temperatura constante, 
ele se desloca no sentido da reação capaz de diminuir esse aumento de pressão, ou 
seja, ele se desloca no sentido da reação onde há menos mols gasosos (pressionam 
menos). Assim, se tivermos o equilíbrio: 
 
 
 Nas mesmas 3 volumes gasosos (3v) 2 volumes gasosos (2v) 
condições de T e P 
 
Se aumentarmos a pressão sobre esse sistema, o equilíbrio irá se deslocar para a 
direita (no sentido da reação direta) favorecendo a formação do SO3, porque nesse 
sentido há diminuição do número de mol de gás, e assim há a diminuição da pressão. 
, 
 
 
62 
 
 
 
Assim: 
 
 
Observação 1: há equilíbrios químicos que não são afetados pela pressão, ou seja, nos 
equilíbrios onde o volume gasoso é igual em ambos os lados da equação: 
 
 
, 
 
 
63 
 
 
 
Observação 2: Essas conclusões são válidas para todos os equilíbrios onde participem 
gases na reação. Sólidos e líquidos devem ser ignorados desse tipo de análise: 
 
 
 
Portanto, se aumentarmos a pressão sobre esse sistema, o equilíbrio irá se deslocar 
para a esquerda, favorecendo a formação de CaCO3. 
 
5.3 Fatores que afetam o Equilíbrio Químico II 
Estudaremos a influência dos fatores que podem afetar a condição de equilíbrio: 
 Variação da temperatura; 
 Catalisador. 
 
5.3.1 Variação da Temperatura do Sistema 
A temperatura é a única responsável por alterar a constante de equilíbrio (Kc), além de 
provocar um deslocamento do equilíbrio. Quando se aumenta a temperatura, se 
favorece a reação que ocorre com absorção de calor, ou seja, endotérmica. 
Mas quais são as principais formas de se representar uma reação endo ou exotérmica? 
Como vimos, anteriormente, uma reação endotérmica possui o valor de ∆H é positivo 
(∆H > 0), ao passo que uma reação exotérmica possui ∆H < 0. 
, 
 
 
64 
 
Assim é a reação química de síntese da amônia (Processo Haber Bosch): 
 
 
 
Pode ser representada, também por: 
 
 
 
Assim, um aumento da temperatura desloca o equilíbrio para o lado endotérmico. 
 
5.3.2 Catalisadores 
Catalisadores são substâncias que aumentam a velocidade da reação química por meio 
da diminuição da energia de ativação (Ea). Numa situação de equilíbrio químico, a 
diminuição da energia de ativação, produzida pelo catalisador, tem o mesmo valor 
para a reação direta e para a reação inversa. 
, 
 
 
65 
 
Como o aumento da velocidade produzida pelo catalisador é o mesmo tanto para a 
reação direta quanto para a reação inversa, ele não altera o equilíbrio e assim: 
 
 Catalisadores não deslocam o equilíbrio químico 
 
Podemos, portanto, concluir que a presença de um catalisador não altera a constante 
de equilíbrio nem desvia a posição de um sistema em equilíbrio. Se adicionarmos um 
catalisador a uma mistura reacional que não esteja no equilíbrio, as velocidades direta 
e inversa aumentarão de forma que se atinja mais rapidamente a mistura de equilíbrio 
(CHANG, 2010, p. 499). 
 
Conclusão 
Neste bloco, você aprendeu a determinar as constantes de equilíbrio de uma reação 
química e quais fatores afetam esse equilíbrio. Nos processos químicos, é importante o 
controle das variáveis que podem afetar a produção e comprometer o rendimento de 
um processo. 
 
 
REFERÊNCIAS 
ATKINS, J. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012. 
CHANG, R. Química geral. 4. ed. São Paulo: MacGraw-Hill, 2010. 
RUSSEL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 2012. v.1. 
FIOROTTO, N. R. Química: estrutura e estequiometria. 1. ed. São Paulo: Érica, 2014. 
(Disponível na Biblioteca Virtual Minha Biblioteca). 
 
 
 
, 
 
 
66 
 
 
6 PH – POTENCIAL HIDROGENIÔNICO 
Neste bloco, iremos estudar a escala de pH, a ionização de ácidos e bases, e a relação 
entre as constantes de ionização de ácidos e bases conjugadas. 
 
6.1 pH: Uma medida de acidez 
Medidas experimentais de condutividade elétrica e outras evidências mostram que a 
água, quando pura ou quando usada como solvente, ioniza-se em uma extensão muito 
pequena, originando o equilíbrio (CHANG, 2012): 
 
 
 
Assim, como acontece em todas as ionizações, também a ionização da água é 
reversível e vai atingir um equilíbrio, que denominamos equilíbrio iônico da água e sua 
constante de ionização será: 
 
 
Sabe-se que a ionização da água é extremamente pequena e com aparelhos precisos 
pode-se medir a condutividade elétrica da água e chegar ao seguinte valor de seu grau 
de ionização (α): 
 
 
 
O que equivale dizer que a cada 555.000.000 de moléculas de água, apenas uma 
molécula se ioniza. Então, podemos concluir que a concentração da água [H2O] é 
praticamente constante. Perceba que não faz sentido colocar [H2O] no Kc, uma vez que 
essa concentração é praticamente constante. Assim: 
 
 
, 
 
 
67 
 
 
Ou ainda: 
 
 
Na temperatura de 25 oC, o produto iônico da água é 10−14. 
 
Pela equação: vemos que por essa ionização 1 mol de H+ forma-
se junto com 1 mol de OH−, assim: 
 
 
6.1.1 Cálculo do pH e do pOH 
O termo pH (potencial hidrogeniônico) foi introduzido em 1909, pelo bioquímico 
dinamarquês