Química Analítica Qualitativa

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FACULDADE ÚNICA 
DE IPATINGA 
QUÍMICA ANALÍTICA 
QUALITATIVA 
 
Tiago Marcel Oliveira 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Menu de Ícones 
Com o intuito de facilitar o seu estudo e uma melhor compreensão do conteúdo 
aplicado ao longo do livro didático, você irá encontrar ícones ao lado dos textos. 
Eles são para chamar a sua atenção para determinado trecho do conteúdo, cada um 
com uma função específica, mostradas a seguir: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
São sugestões de links para vídeos, documentos 
científico (artigos, monografias, dissertações e teses), 
sites ou links das Bibliotecas Virtuais (Minha Biblioteca e 
Biblioteca Pearson) relacionados com o conteúdo 
abordado. 
 
Trata-se dos conceitos, definições ou afirmações 
importantes nas quais você deve ter um maior grau de 
atenção! 
 
São exercícios de fixação do conteúdo abordado em 
cada Unidade do livro. 
 
São para o esclarecimento do significado de 
determinados termos/palavras mostradas ao longo do 
livro. 
 
Este espaço é destinado para a reflexão sobre questões 
citadas em cada Unidade, associando-o a suas ações, 
seja no ambiente profissional ou em seu cotidiano. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
INTRODUÇÃO À QUÍMICA ANALÍTICA .................................................... 5 
1.1 INTRODUÇÃO .......................................................................................................... 5 
1.2 DIVISÃO DA QUÍMICA ANALÍTICA ........................................................................ 7 
1.3 A ESCOLHA DO MÉTODO ANALÍTICO ................................................................... 8 
1.4 SELEÇÃO DA AMOSTRA PARA ANÁLISE ................................................................ 9 
1.5 PROCESSAMENTO DA AMOSTRA EM LABORATÓRIO ......................................... 10 
1.6 REMOÇÃO DE INTERFERÊNCIAS ........................................................................... 12 
 FIXANDO O CONTEÚDO ...................................................................................... 14 
SOLUÇÕES AQUOSAS DE SUBSTÂNCIAS INORGÂNICAS ...................... 19 
2.1 INTRODUÇÃO ........................................................................................................ 19 
2.2 ELETRÓLITOS E NÃO ELETRÓLITOS ......................................................................... 20 
2.3 A NATUREZA DA CONDUTÂNCIA ELETROLÍTICA ................................................. 21 
2.4 PROPRIEDADES DAS SOLUÇÕES AQUOSAS ........................................................ 25 
2.5 TEORIA DA DISSOCIAÇÃO ELETROLÍTICA ........................................................... 25 
2.6 GRAU DE DISSOCIAÇÃO ...................................................................................... 26 
2.7 TEORIA MODERNA DOS ELETROLITOS FORTES ..................................................... 26 
 FIXANDO O CONTEÚDO ....................................................................................... 29 
EQULÍBRIO QUÍMICO/IÔNICO E A LEI DE AÇÃO DAS MASSAS ............ 34 
3.1 INTRODUÇÃO ........................................................................................................ 34 
3.2 EQUILÍBRIO DA DISSOCIAÇÃO ÁCIDO-BASE ..................................................... 37 
3.3 EQUILÍBRIO IÔNICO EM MEIO AQUOSO ............................................................. 43 
3.4 HIDRÓLISE SALINA ................................................................................................. 47 
3.5 SOLUÇÃO TAMPÃO (BUFFER) ............................................................................... 51 
 FIXANDO O CONTEÚDO ....................................................................................... 53 
TÉCNICAS LABORATORIAIS DE ANÁLISE QUALITATIVA INORGÂNICA . 57 
4.1 INTRODUÇÃO ........................................................................................................ 57 
4.2 REAÇÕES POR VIA SECA ...................................................................................... 58 
4.3 REAÇÕES POR VIA ÚMIDA ................................................................................... 61 
4.4 APARELHAGEM E OPERAÇÕES SEMIMICROANÁLITICAS ................................... 64 
 FIXANDO O CONTEÚDO ....................................................................................... 68 
IDENTIFICAÇÃO SISTEMÁTICA DE CÁTIONS ......................................... 72 
5.1 INTRODUÇÃO ........................................................................................................ 72 
5.2 ANÁLISE DE CÁTIONS ........................................................................................... 75 
5.3 PROCEDIMENTOS DE SEPARAÇÃO DOS GRUPOS ............................................... 78 
5.4 PROCEDIMENTOS DE SEPARAÇÃO DOS CÁTIONS E IDENTIFICAÇÃO NO 
GRUPO ................................................................................................................... 82 
 FIXANDO O CONTEÚDO ....................................................................................... 87 
IDENTIFICAÇÃO SISTEMÁTICA DOS PRINCIAIS ÂNIONS ....................... 91 
6.1 INTRODUÇÃO ........................................................................................................ 91 
6.2 PROCEDIMENTO DE IDENTIFICAÇÃO DOS PRINCIPAIS ÂNIONS ....................... 93 
 FIXANDO O CONTEÚDO ..................................................................................... 100 
RESPOSTAS DO FIXANDO O CONTEÚDO .............................................. 104 
REFERÊNCIAS .................................................................................... 105 
UNIDADE 
02 
UNIDADE 
03 
UNIDADE 
01 
UNIDADE 
04 
UNIDADE 
05 
UNIDADE 
06 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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CONFIRA NO LIVRO 
 
Veremos nessa Unidade uma introdução à química analítica, sua 
importância na sociedade e sua aplicação. A divisão da química 
analítica em áreas específicas. Como escolher um método 
analítico. Qual a forma correta de selecionar e processar uma 
amostra para análise. 
Veremos nessa Unidade sobre soluções aquosas de substâncias 
inorgânicas. A natureza da condutância eletrolítica. Propriedades 
das soluções aquosas. Teoria da dissociação eletrolítica. Teoria 
moderna dos 
 
 
Veremos nessa Unidade sobre a definição físico-química de 
equilíbrio químico. O cálculo da constante de equilíbrio. O 
equilíbrio da dissociação ácido-base, o equilíbrio iônico e o cálculo 
de pH. A hidrólise salina e a teoria de tampão químco. 
 
Nessa Unidade veremos as principais operações realizadas em 
laboratório que são empregadas na análise qualitativa inorgânica. 
 
 
 
Nessa Unidade aprenderemos a analisar uma amostra e identificar 
os cátinos presentes nessa amostra desvendando assim a 
composição química da amostra 
Nessa Unidade aprenderemos a analisar uma amostra e identificar 
os principais ânions presentes nessa amostra desvendando assim a 
composição química da amostra 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5 
 
 
 
INTRODUÇÃO À QUÍMICA 
ANALÍTICA 
 
 
 
1.1 INTRODUÇÃO 
A sociedade nos dias atuais possui uma série de demandas. As demandas 
da sociedade perpassam por produzir alimentos que consiga atender a toda uma 
população mundial, produzir artefatos tecnológicos como aparelhos de televisão, 
computadores, tabletes, produzir tintas e vernizes, produzir aço, ligas metálicas, 
produzir materiais cerâmicos, cimentos e outros. 
Para produzir tudo que a sociedade demanda é necessário, uma planta 
química industrial que atenda às necessidades. Além da produção a todo 
momento é requisitado laudos de qualidade para a subsidiar a produção que 
consta a composição da matéria prima ou dos produtos produzidos. Também a 
nível laboratorial é necessário realizar ensaios de análise química visando obter 
laudos médicos nos laboratórios de análises clínicas 
É nesse contexto que a química analítica se enquadra. A química analíticaé 
a ciência dentro da química que visa fornecer os laudos analíticos, sempre 
subsidiando qualquer área que necessite dela, para melhorar ou possibilitar a 
produção de insumos, para produzir diagnósticos de saúde, para produzir laudos 
periciais, para produzir laudos de fertilidade de solo visando uma maior produção 
agrícola e para diagnosticar o grau de poluição de um corpo hídrico, do solo ou 
do ar. Vejamos abaixo o que Skoog et al (2014, p. 01) diz sobre a química analítica: 
 
A química analítica é uma ciência de medição que consiste em um 
conjunto de ideias e métodos poderosos que são úteis em todos os 
campos da ciência, engenharia e medicina. Alguns fatos excitantes 
que ilustram o potencial e relevância da Química Analítica 
ocorreram, estão ocorrendo e vão ocorrer nas explorações 
espaciais da NASA no planeta Marte. Em 04 de julho de 1997, a nave 
espacial Pathfinder liberou o jipe-robô sojouner para a superfície 
marciana. Instrumentos analíticos fornecem informações sobre a 
composição química de pedras e do solo. As investigações feitas 
pela nave espacial e pelo jipe sugeriram que Marte já foi aquecido 
e úmido com água líquida na superfície e vapor de água na 
atmosfera. Em janeiro de 2004, os jipes-robôs espaciais Spirit e 
Oportunity chegaram a Marte para uma missão de três meses. Um 
UNIDADE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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resultado importante do espectrômetro de raios-X de partícula alfa 
(APXS) e do espectrômetro de Mossbauer foi encontrar depósitos 
concentrados de sílica e, em local diferente, altas concentrações de 
carbonato. O Spirit continuou a explorar e transmitir dados até 2010, 
superando até as previsões mais otimistas. Mais impressionante 
ainda, o Oportunity continua viajando pela superfície de Marte e, 
por volta de março de 2012, ele tinha coberto mais de 33 km 
explorando e transmitindo imagens de crateras e pequenas 
montanhas, entre outras. 
 
Podemos observar na citação acima a importância da química analítica 
para a evolução científica da sociedade. Assim podemos então formular um 
conceito que tente descrever a química analítica. Podemos relacionar a química 
analítica com qualquer área do conhecimento. Vejamos abaixo a Figura 1 que 
expressa essa relação. 
 
Figura 1: Relações entre a Química Analítica, outras áreas da Química e outras ciências. 
 
Fonte: Skoog et. al., (2014, p. 03) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7 
 
 
 
1.2 DIVISÃO DA QUÍMICA ANALÍTICA 
A química analítica por sua importância é uma área muito extensa. No 
entanto com sua evolução foi se dividindo em áreas do conhecimento dentro da 
química analítica. Sendo assim temos comumente conhecidas três importantes 
divisões da química analítica, sendo elas, A Química Analítica Qualitativa, A 
Química Analítica Quantitativa e A Química Analítica Instrumental. Vamos aqui 
entender cada uma delas. 
A Química Analítica Qualitativa tem como objetivo realizar a abertura 
(preparação) de uma amostra e realizar ensaios físico-químicos que visem obter a 
determinação da composição das espécies químicas que fazem parte da 
amostra, tais como tipos de átomos, íons e moléculas. No popular podemos dizer 
que a análise qualitativa determina a “qualidade da amostra” ou o que realmente 
tem na amostra, mas não o quanto tem. 
A Química Analítica Quantitativa tem como objetivo realizar a abertura da 
amostra e realizar ensaios físico-químicos que visem obter a determinação da 
composição em quantidade das espécies químicas presentes tais como átomos, 
íons ou moléculas. Essa determinação pode ser expressa em concentração 
massa/massa, massa/volume, em porcentagem, em massa absoluta ou em termos 
equivalentes. No popular podemos dizer que análise quantitativa determina a 
composição percentual da amostra ou seja, já sabendo o que tem na amostra a 
análise quantitativa visa determinar o quanto tem do que já se sabia. 
A Química Analítica Instrumental é área da Química Analítica que utiliza de 
uma instrumentação para realizar a análise. Tem como base a tecnologia robótica 
e computacional acoplada a ensaios físico-químicos para obter resultados 
qualitativos em menor quantidade e quantitativos em maior quantidade. Vejamos 
o que Passos (2011, p. 09), aborda sobre a análise instrumental: 
 
Os métodos analíticos instrumentais consistem na medida das 
propriedades físicas do analito, tais como condutividade, potencial 
de eletrodo, absorção ou emissão de luz, razão massa/carga e 
fluorescência. Nestes métodos envolvem a utilização de 
equipamentos sofisticados, mas também pode envolver reações 
químicas em algumas etapas. Muitas vezes são menos precisas do 
que os métodos clássicos, embora sejam mais rápidos. São utilizados 
na quantificação e identificação dos constituintes minoritários. 
 
Portanto escolher uma análise clássica quantitativa ou instrumental depende 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
8 
 
 
 
dos objetivos do analista. A análise instrumental geralmente se emprega para 
ganhar velocidade, maior produtividade no laboratório e na análise de 
concentrações baixas (traço) devido ao seu limite de detecção. 
 
 
 
1.3 A ESCOLHA DO MÉTODO ANALÍTICO 
A escolha do método é uma etapa muito importante dentro do processo 
analítico. O processo analítico muitas vezes é chamado de “marcha analítica”. 
Podemos dizer que a escolha do método é a primeira etapa quando vai realizar 
uma análise. Em grande parte das vezes a escolha é complexa e requer muita 
experiência e intuição científica do analista. 
Quando vai realizar a escolha, existe algumas questões que norteiam. A 
primeira podemos dizer que é o nível de exatidão necessário para a análise em 
questão. Sabemos que exatidão demanda recursos e assim é necessário realizar a 
escolha contrastando interesses entre exatidão necessária, tempo disponível e 
recursos disponíveis para a análise. Uma segunda questão é o número de amostras 
passarão por análises. Se o analista possui muitas amostras para analisar, o mesmo 
poderá escolher um método com muitas operações preliminares. Se tem uma ou 
poucas amostras é melhor escolher um método que não seja necessário as 
operações preliminares. E também finalizando o processo de escolha não 
podemos deixar de destacar que o número de componentes presentes e também 
a complexidade da amostra material influencia também a escolha do método. 
O método analítico escolhido precisa reunir algumas características no qual 
é destacado sua eficiência, quando possível, objetivo, rápido; não pode causar 
dano aos materiais onde a amostra será aberta e analisada; importante não ser 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
9 
 
 
 
passível a ocorrência de erros sistemáticos; necessário que sua seletividade seja 
conhecida; deverá exigir mínima manipulação e, os resultados obtidos precisam 
ter a máxima segurança operacional. 
 
1.4 SELEÇÃO DA AMOSTRA PARA ANÁLISE 
A obtenção da amostra para análise é uma parte muito importante do 
processo analítico, já que obter uma amostra que represente o todo ou seja que 
representa todo o material de onde ela foi retirada é necessário para que seu 
resultado seja representativo. Muitos pensam que esse cuidado só é importante 
em uma análise quantitativa já que o resultado da amostra precisa ser 
proporcional e representativo. Está certo que esse cuidado interfere mais na 
análise quantitativa, mas na análise qualitativa também pode interferir, sendo que 
ao selecionar uma amostra quando os cuidados não são rigorosos, o componente 
a ser retirado pode estar em uma concentração menor que o limite de detecção 
da técnica e assim proporcionar um falso negativo. Por isso também é importante 
cuidar da seleção da amostra. 
Para produzir dados representativos, a análise necessita ser processada com 
uma amostra que possui composição semelhante do material do qual ela foi 
obtida. Sendo o material a ser analisado de grande extensão e heterogêneo, é 
necessário um processo complexo para se obter uma amostraque represente o 
todo ou seja representativa. Considere, por exemplo, um contêiner que carrega 30 
toneladas de minério de ferro. Quem comprou e quem vendeu o minério 
necessitam entrar em consenso com o preço acordado, o preço deve ser 
proporcional a quantidade de ferro presente na carga do material. O minério 
podemos afirmar que é um material com características heterogêneas, sendo que 
muitos torrões variam em seus tamanhos e também no conteúdo de ferro. A 
aferição dessa carga será processada em uma amostra que pesa 
aproximadamente um grama. No entanto é necessário todo um cuidado especial 
para que nesse um grama selecionado esteja representado proporcionalmente 
todos as 30 toneladas do carregamento, tornando assim a análise significativa do 
ponto de vista estatístico. 
Uma forma muito empregada para selecionar a amostra representativa 
estar em realizar diversas e pequenas coletas ao longo de todo o material sendo 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
10 
 
 
 
nas suas extremidades e interior de forma que a distribuição seja homogênea da 
coleta do ponto de vista geométrico espacial. Após essa coleta todo o material é 
colocado junto e misturado sendo homogeneizado. Após a homogeneização é 
iniciado um processo denominado quarteamento no qual toda a amostra é 
transformada em formado de um circunferência, e sempre 2/4 opostos são 
selecionados e misturados novamente e os outros 2/4 são desprezados retornando 
a carga de origem para ser utilizada no processo industrial. O quarteamento é 
repetido até que chegue a amostra no tamanho necessário para realizar a sua 
próxima etapa no laboratório ou seja a amostra está pronta para ir a análise. 
Podemos observar melhor esse processamento na Figura 2. 
 
Figura 2: Esquema de quarteamento para obtenção de amostra laboratorial 
 
Fonte: Adaptado de Freitas (2016) 
 
1.5 PROCESSAMENTO DA AMOSTRA EM LABORATÓRIO 
Após a seleção da amostra de forma correta é iniciado a etapa de 
processamento da amostra em laboratório que também podemos denominar de 
abertura da amostra. Somente é descartado essa etapa quando a amostra 
dispensa o que é difícil de ocorrer, como exemplo podemos citar quando 
obtermos uma amostra de água de um rio, a análise de pH pode ser feita 
diretamente dispensando essa etapa, mas na maioria das vezes é uma amostra 
sólida ou com características que faz necessário o processamento da amostra. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
11 
 
 
 
Quando a amostra é muito heterogênea, a primeira etapa de preparação é 
seu trituramento com o objetivo de reduzir o tamanho das partículas presentes na 
amostra e então é misturada para proporcionar um algo grau de homogeneidade 
no material a ser analisado. Lembremos que de acordo com a característica do 
material como exemplo se ele é higroscópico ou não, poderá ocorrer nesse 
momento a absorção de água e alguns casos a liberação de água. Precisamos 
ficar atentos, já que a umidade pode alterar a composição de sólidos a assim 
interferir na análise, no entanto é recomendável que realizemos no início um 
processo de secagem da amostra. 
Se a amostra for líquida, alguns cuidados precisam ser tomados, pois se 
deixadas em frascos abertos o solvente pode então evaporar ocorrendo assim a 
alteração da concentração do analito. Se o analito presente for um gás dissolvido 
é então recomendo que a amostra fique contida em um recipiente fechado 
durante toda a análise no intuito de evitar perdas por volatilização ou absorção de 
gases atmosféricos. 
Quando a amostra é sólida é necessário realizar o procedimento de ataque 
a amostra realizando sua dissolução já que muitas análises são realizadas por meio 
de soluções. O solvente a se escolher é o que a amostra é solúvel nele, mas 
também é importante o solvente não alterar a composição da amostra não 
realizando perdas no analito em questão. O tempo de dissolução também deverá 
ser levado em consideração, já que é necessário a dissolução rápida e completa 
da amostra. Muitos materiais que são analisados em laboratório não são solúveis 
em solventes comuns como exemplo de solvente comum a água. Podemos 
destacar como exemplo desses materiais polímeros de alta massa molar, minerais 
contendo silício, e amostras de tecido animal, assim serão necessários alguns 
procedimentos mais exaustivos de dissolução, o que torna a tarefa mais difícil e 
demorada. A amostra terá que ser aquecida em meio a soluções de ácidos fortes, 
bases fortes ou até mesmo em meio a algumas substâncias oxidantes ou redutoras 
como peróxidos ou fundentes. Também poderá ser necessário realizar a 
combinação de alguns desses reagentes para realizar a completa dissolução da 
amostra. Observe como exemplo a Figura 3. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
12 
 
 
 
Figura 3: Digestão em chapa de aquecimento. 
 
Fonte: Sousa et al., (2017, p. 17) 
 
É necessário o uso do vidro de relógio sobre o béquer, para realização do 
refluxo. A superfície do vidro de relógio é fria suficiente para condensar o vapor 
produzido durante o aquecimento. 
 
1.6 REMOÇÃO DE INTERFERÊNCIAS 
Após ser realizado todo o processamento da amostra e o analito se 
encontrar na condição de ser determinado em meio a solução produzida, é a 
hora de eliminarmos qualquer tipo de interferência que possa causar um falso 
positivo ou uma determinação errônea. A propriedades físicas e químicas de um 
analito são importantes para sua determinação, mas suas propriedades não são 
exclusividades apenas do analito, ou seja, outras substâncias presentes na solução 
a ser analisada também apresentarão as mesmas propriedades, então podemos 
entender que essas propriedades fazem parte de um grupo de compostos ou 
elementos com características semelhantes. 
Assim é necessário que antes de iniciar a análise final propriamente dita, que 
seja confeccionado uma rota analítica objetivando eliminar as possíveis 
interferências que por ventura existir no sistema a ser analisado. É necessário que 
fique claro que não existe regras claras para essa eliminação, pois essa é a parte 
mais difícil de uma análise e que demanda conhecimento e intuição científica de 
quem conduz. Compreender métodos de separação, propriedades da substância, 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
13 
 
 
 
constante do produto de solubilidade e equilíbrio iônico são pré-requisitos 
fundamentais a quem conduz a análise. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
14 
 
 
 
FIXANDO O CONTEÚDO 
1. A química analítica é uma ciência de ___________ que consiste em um conjunto 
de ideias e ____________ poderosos que são úteis em todos os campos da 
____________, engenharia e medicina. 
 
De acordo com o que foi estudado na Unidade I, Marque a opção que melhor 
completa as lacunas acima: 
 
a) Medição, métodos e ciência 
b) Ciência, medição e métodos 
c) Métodos, ciência e medição 
d) Ciência, métodos e medição 
e) Medição, ciência e métodos 
 
2. Leia as afirmativas abaixo: 
 
I. A química analítica é a ciência dentro da química que visa fornecer os laudos 
analíticos, sempre subsidiando qualquer área que necessite dela. 
II. Para produzir tudo que a sociedade demanda é necessário, uma planta 
química industrial que atenda às necessidades. 
III. A química analítica é a área da química que tem como objetivo realizar a 
determinação da composição de uma determinada amostra seja ela no que 
tange as espécies dos componentes químicos presentes ou a quantidade de 
cada um desses componentes presentes. 
 
Julgue as afirmativas acima e acordo com o que foi estudado na Unidade I, 
Marque a opção que melhor representa: 
 
a) Apenas I e II são corretas 
b) Somente II é correta 
c) Somente I é correta 
d) Apenas II e III são corretas 
e) I, II e III são corretas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
15 
 
 
 
3. De acordo com o estudado na Unidade I, associe a primeira coluna com a 
segunda coluna: 
 
1 Realiza a abertura (preparação) de umaamostra e 
ensaios físico-químicos que visem obter a 
determinação da composição das espécies químicas 
que fazem parte da amostra, tais como tipos de 
átomos, íons e moléculas. 
(X) Química Analítica 
Quantitativa 
2 Realiza a abertura da amostra e ensaios físico-químicos 
que visem obter a determinação da composição em 
quantidade das espécies químicas presentes tais como 
átomos, íons ou moléculas. 
(X) Química Analítica 
Instrumental 
3 Utiliza de uma instrumentação para realizar a análise. 
Tem como base a tecnologia robótica e 
computacional acoplada a ensaios físico-químicos 
para obter resultados qualitativos em menor 
quantidade e quantitativos em maior quantidade. 
(X) Química Analítica 
Qualitativa 
 
A correta associação respectivamente é: 
 
a) 1, 2 e 3 
b) 2, 1 e 3 
c) 2, 3 e 1 
d) 3, 2 e 1 
e) 2, 1 e 3 
 
4. Leia trecho abaixo: 
 
Os métodos analíticos ____________ consistem na medida das _____________ 
físicas do __________, tais como condutividade, potencial de eletrodo, absorção 
ou emissão de luz, razão massa/carga e fluorescência. 
 
De acordo com o que foi estudado na Unidade I, Marque a opção que melhor 
completa as lacunas acima: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
16 
 
 
 
a) Analito, instrumentais e propriedades 
b) Instrumentais, propriedades e analito 
c) Propriedades, analito e instrumentais 
d) Propriedades, instrumentais e analito 
e) Instrumentais, analito e propriedades 
 
5. Leia as afirmativas abaixo: 
 
I. A escolha do método é uma etapa secundária dentro do processo analítico. 
O processo analítico muitas vezes é chamado de “marcha analítica”. 
II. Podemos dizer que a escolha do método é a primeira etapa quando vai 
realizar uma análise. 
III. Quando vai realizar a escolha, existe algumas questões que norteiam. A 
primeira podemos dizer que é o nível de exatidão necessário para a análise 
em questão. 
 
Julgue as afirmativas acima e acordo com o que foi estudado na Unidade I, 
Marque a opção que melhor representa: 
 
a) Apenas I e II são corretas 
b) Somente II é correta 
c) Somente I é correta 
d) Apenas II e III são corretas 
e) I, II e III são corretas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
17 
 
 
 
6. De acordo com o estudado na Unidade I, associe a primeira coluna com a 
segunda coluna: 
 
1. Sabemos que exatidão 
demanda 
( ) Métodos com muitas operações 
preliminares 
2. Se o analista possui muitas 
amostra para analisar 
( ) é destacado sua eficiência, quando 
possível, objetivo, rápido; não pode 
causar dano aos materiais onde a 
amostra será aberta e analisada; 
3. O método analítico escolhido 
precisa reunir algumas 
características no qual 
( ) recurso 
 
A correta associação respectivamente é: 
 
a) 1, 2 e 3 
b) 2, 1 e 3 
c) 2, 3 e 1 
d) 3, 2 e 1 
e) 2, 1 e 3 
 
7. A obtenção da amostra para análise é uma parte muito importante do processo 
analítico, já que obter uma amostra que represente o todo ou seja que 
representa todo o material de onde ela foi retirada é necessário para que seu 
resultado seja representativo. Podemos dizer que um método comum de obter a 
amostra é realizar 
 
a) O quarteamento 
b) A abertura 
c) A volatilização 
d) A divisão tripartiti 
e) Nenhuma das alternativas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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8. Leia as afirmativas abaixo: 
 
I. Quando a amostra é muito heterogênea, a primeira etapa de preparação é 
seu trituramento com o objetivo de reduzir o tamanho das partículas. 
II. Para produzir dados representativos, a análise necessita ser processada com 
uma amostra que possui composição semelhante do material do qual ela foi 
obtida. 
III. Antes de iniciar a análise final propriamente dita, que seja confeccionado 
uma rota analítica objetivando eliminar as possíveis interferências que por 
ventura existir no sistema a ser analisado. 
 
Julgue as afirmativas acima e acordo com o que foi estudado na Unidade I, 
Marque a opção que melhor representa: 
 
a) Apenas I e II são corretas 
b) Somente II é correta 
c) Somente I é correta 
d) Apenas II e III são corretas 
e) I, II e III são corretas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
19 
 
 
 
SOLUÇÕES AQUOSAS DE 
SUBSTÂNCIAS INORGÂNICAS 
 
 
 
2.1 INTRODUÇÃO 
Uma solução aquosa é quando temos um soluto completamente dissolvido 
em um solvente formando assim um sistema homogêneo, cuja, suas propriedades 
são iguais em toda a sua extensão. Uma solução aquosa de substância inorgânica 
primeira é uma solução como já definimos acima, mas é formada por substâncias 
consideradas inorgânicas o que resulta em íons (cátions e ânions) presentes nessa 
solução. 
Essas definições parecem óbvias, mas traz consigo algumas análises 
importantes do ponto de vista do comportamento físico-químico do sistema. A 
água é um solvente que possui propriedades muito peculiares e sua interação com 
um soluto ocorre de forma muita própria e varia de acordo com a natureza do 
soluto. Assim quando falamos de substâncias inorgânicas estamos enfatizando que 
esse soluto quando em uma solução aquosa ele se encontra na forma de íons e 
terá um comportamento semelhante quanto à sua natureza, mas distinto à medida 
que sua concentração varia no sistema (solução). 
No entanto já que a solução é aquosa, o solvente obviamente é água, 
então passa ser importante saber qual ou quais os solutos que se encontram 
dissolvidos em meio ao solvente, digo dissolvido nesse momento, mas veremos 
ainda nessa Unidade outra terminologia para nos referimos a essa dissolução. 
Ocorrendo a dissolução total até que o sistema entre em equilíbrio, ou seja, libere 
ou absorva energia a depender se a dissolução é endotérmica (absorve calor) ou 
exotérmica (libera calor), o soluto ficar distribuído proporcionalmente por toda a 
extensão do sistema pois irá se formar uma solução homogênea, e assim conferir as 
mesmas propriedades (o que discutiremos à frente) em todas as partes. Observe 
algumas soluções inorgânicas na Figura 4. 
 
UNIDADE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
20 
 
 
 
Figura 4: Exemplo de algumas soluções inorgânicas 
Fonte: UFRJ 
 
2.2 ELETRÓLITOS E NÃO ELETRÓLITOS 
Quando é produzida uma solução de substâncias inorgânica por meio da 
dissolução de um ácido, uma base, um óxido ou sais, essa dissolução será 
acompanhada de uma dissociação quando base ou sal, de uma reação química 
quando o óxido (exceção dos óxidos neutros) e posterior dissociação e ionização 
no caso dos ácidos. O que tem em comum o produto dos fenômenos relatados 
acima é que todos irão produzir íons em meio da solução aquosa. 
A análise qualitativa inorgânica sistemática que objeto do nosso livro, ocorre 
sempre em meio a uma solução com essas características, ou seja, em um meio 
rico em íons (cátions e ânions). No entanto é extremamente importante ter um rico 
conhecimento sobre as propriedades físico-químicas das soluções aquosas de 
substâncias inorgânicas. 
No entanto podemos classificar as soluções produzidas em dois grandes 
grupos, um primeiro grupo são as soluções que conduzem corrente elétrica ao ser 
submetida a uma diferença de potencial elétrico, e nesse caso acompanhando 
com a condução elétrica também ocorre reações químicas modificando assim a 
composição da solução em questão, assim esse primeiro grande grupo são 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
21 
 
 
 
denominados de eletrólitos ou eletrolíticas. E um segundo grupo que são soluções 
que submetidas a uma diferença de potencial elétrico não conduzem corrente 
elétrica (não condutoras) e que consequentemente não alteram sua composição 
química, ou seja, não ocorre reações químicas permanecendo sua composição 
constante, esse segundo grupo são denominados de não-eletrólitos ou não 
eletrolítica. Observe a Figura 5 para que você possa compreender melhor. 
 
Figura 5: Solução não-eletrolítica e eletrólítca 
 
Fonte: Adaptado de Feltre (2004b)2.3 A NATUREZA DA CONDUTÂNCIA ELETROLÍTICA 
Quando realizamos a dissolução de um soluto em meio a um solvente, o 
solvente só consegue realizar esse processo devido ao fato dele ter interação com 
o soluto. No entanto essa interação faz a quebra da estrutura por meio da 
dissociação ou ionização como dissemos anteriormente em cada caso. Assim o 
solvente que é porção que está em maior quantidade vai envolver o soluto por um 
fenômeno que denominamos de solvatação. 
Agora que entendemos como ocorre a físico-química da dissolução, vamos 
ver especificamente o caso das soluções aquosas, ou seja, quando o solvente é a 
água. Para isso primeira precisamos entender as propriedades da água. A água é 
uma substância formada por ligações covalentes de um oxigênio com dois 
hidrogênios. Assim a estrutura possui duas ligações simples de cada hidrogênio 
como o oxigênio e na camada de valência do oxigênio possuem dois pares de 
elétrons não ligantes. De acordo com a teoria VSEPR ( Valence Shell Electronic Pair 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
22 
 
 
 
Repulsion) os pares não ligantes são pares estereoativos que irão conformar essa 
molécula em geometria angular. Veja na Figura 6. 
 
Figura 6: Geometria da molécula da água 
 
Fonte: Adaptado de Feltre (2004b) 
 
Devido a geometria angular, aos pares não ligantes de elétrons o momento 
dipolo resultante da molécula da água não é igual a zero, no entanto quando 
diferente de zero a molécula é polar, mas no caso da água destaca-se por uma 
elevada polaridade. Vejamos na Figura 7. 
 
Figura 7: Momento dipolo elétrico da molécula de água 
 
Fonte: Fogaça (2020, online) 
 
Com essa polaridade a água quando está pura, somente moléculas de 
água, a região positiva que de acordo com a Figura 7 são os hidrogênios realiza 
uma interação com a região negativa que são os oxigênio no qual denominamos 
ligações de hidrogênio. Ao adicionar um soluto iônico, esse íons possui carga, no 
entanto existe interação do soluto com o solvente já que a água é polar, a 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
23 
 
 
 
constante dielétrica da água é elevada, a 25°C é 78,5, o que quer dizer que ela vai 
quebrar o soluto iônico dissociando o em cátions e ânions. Assim um cátion tem 
carga positiva e o ânion carga negativa, ocorrerá então a reorganização das 
interações entre soluto e solvente para a formação da solvatação (fenômeno no 
qual o solvente interage com o soluto). 
Ocorre a formação de micelas no qual a parte da molécula de água cuja 
sua polaridade é acentuadamente negativa rodeia cátions do soluto no qual o 
cátion fica o centro e em volta solvatando por moléculas de água, como uma 
esfera simétrica. Já a parte da molécula de água cujo o caráter é 
acentuadamente positivo, rodeia ânions do soluto formando também micelas no 
qual o ânion é o centro e as moléculas de água em volta solvatando como 
também uma esfera simétrica. Como as interações são ligações química e a 
termoquímica explica que a quebra de ligações absorve calor e a formação libera 
calor, essa solvatação será endotérmica se as ligações quebradas forem mais 
fortes que as formadas, e será exotérmica se as ligações formadas (solvatação) 
forem mais fortes que as quebradas. Vejamos a Figura 8 para entendermos melhor 
a solvatação. 
 
Figura 8: Solubilização de um cristal iônio pela água 
 
Fonte: Adaptado de Voet, Voet e Pratt (2004) 
 
Ao submeter uma solução eletrolítica aquosa a uma diferença de potencial 
elétrico, é de se considerar de acordo com que já abordamos acima que se é 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
24 
 
 
 
solução é homogêneo, se é eletrolítico possui íons e se é aquosa possui solvatação 
água-soluto. 
Quando se passa a corrente elétrica por meio da solução eletrolítica ocorre 
uma reação que denominamos de eletrólise. Ou seja, dois eletrodos (metais) são 
imersos em uma cuba no qual possui a solução eletrolítica. A corrente elétrica 
pode ser gerada por meio de uma bateria, assim o eletrodo negativo é 
denominado cátodo e o positivo ânodo. No entanto os eletrodos atraem a 
mobilidade dos íons que estão em meio as micelas da solvatação cada um para 
seu respectivo oposto, ou seja, o eletrodo positivo atrai o ânion e o eletrodo 
negativo atrai o cátion. 
As reações químicas podem ser observadas bem próximo aos eletrodos, elas 
ocorrem durante a passagem da corrente elétrica. Muitas das vezes são reações 
de decomposição simples. Como exemplo podemos citar a eletrólise de uma 
solução de ácido clorídrico, no ânodo libera cloro já no cátodo libera gás 
hidrogênio. Assim podemos concluir também que em uma célula eletrolítica ocorre 
transporte de material. Observe melhor na Figura 9. 
 
Figura 9: Esquema de uma eletrólise aquosa 
 
Fonte: Fogaça (2014, online) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
25 
 
 
 
 
 
2.4 PROPRIEDADES DAS SOLUÇÕES AQUOSAS 
Quando temos uma solução de eletrólitos e não eletrólitos temos algumas 
diferenças nas variações de suas propriedades. Como por exemplo, Duas soluções 
de não eletrólito equimolares (mesmo número de mols) elas vão possuir as mesmas 
variações em suas propriedades se dissolvidas na mesma quantidade de solvente. 
Terão mesma efeito sobre a redução de suas pressões de vapores, terão mesma 
pressão osmótica, semelhante redução do ponto de congelamento e semelhante 
aumento do ponto de ebulição. Isso ocorre devido ao fato de um não eletrólito ao 
ser dissolvido ele não sofre um processo de dissociação ou ionização, então suas 
partículas são unitárias antes de depois da dissolução. 1 mol de não eletrólito terá 
após dissolvidos um mol de partículas solvatadas na solução, assim todos, quanto 
equimolares alteram na mesma proporção a interação soluto-solvente. 
Não podemos dizer o mesmo das soluções eletrolíticas, sendo que o soluto 
que irá gerar essa solução sofre um processo de dissociação ou ionização e muitas 
das vezes se tornando o dobro, triplo ou até mais partículas se comparado ao 
número antes da dissolução. Assim um composto que libera 3 partículas irá alterar 
mais as propriedades do que um que libera 2 partículas. 
 
2.5 TEORIA DA DISSOCIAÇÃO ELETROLÍTICA 
Para entendermos como funciona a condução elétrica em meio de uma 
solução eletrolítica iremos abordar a teoria clássica da dissociação eletrolítica 
desenvolvida em 1887 por Arrhenius. 
Para Arrhenius um eletrólito quando dissolvido em água, se dissocia em 
grupamentos carregados denominados íons que irão conduzir corrente elétrica 
quando migrarem aos eletrodos de cargas opostas. A dissociação eletrolítica que 
é um processo reversível, também temos o grau de dissociação que é a 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
26 
 
 
 
quantidade do eletrólito que que se dissocia, o grau varia de acordo com a 
diluição da solução. Como exemplo de dissociação temos: 
 
𝐾𝐶𝑙( ) ⎯ 𝐾( ) + 𝐶𝑙( ) 
 
𝑀𝑔𝐶𝑙 ( ) ⎯ 𝑀𝑔 ( ) + 2𝐶𝑙( ) 
 
Quando ocorre a dissociação a solução permanece neutra, no entanto é 
necessário que exista um balanço de carga no que tange ao número de íons, 
assim o número total de cargas positivas é igual ao número total de cargas 
negativas. 
 
2.6 GRAU DE DISSOCIAÇÃO 
Para classificarmos um eletrólito como fraco ou forte pela teoria de Arrhenius 
é necessário calcularmos o quanto ele dissocia. Para realizar esse cálculo 
importante calcularmos o Alfa conforme a equação (1). 
 
 
𝛼 = 
𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑐𝑖𝑎𝑑𝑎𝑠
𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠
 (1) 
 
O valor varia entre 0 a 1. Quando o 𝛼 é numericamente 0 significa que não 
há dissociação do composto em meio a solução e quando o 𝛼 é numericamente 
igual a 1, significa que 100% do composto foi dissociado. 
 
 
 
2.7 TEORIA MODERNA DOS ELETROLITOS FORTES 
A teoria desenvolvida por Arrhenius explica bem a dissociação de eletrólitos 
fracos, ou seja, eletrólitos cujo seu alfa se aproxima de 0. Com o passar do tempo, 
novas teorias explicaram a natureza de umsólido iônico, e hoje, sabemos que esse 
sólido não é composto por moléculas e sim por íons em um arranjo cristalino de 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
27 
 
 
 
forças eletrostáticas coesas. Assim o processo de dissolução desse sólido é um 
processo físico no qual as forças que unem os íons são quebradas, e não uma 
molécula é quebrada para formar íons. 
Vale lembrar toda a discussão anterior que explicamos como a água solvata 
um íon, isso tem a ver com sua estrutura e polaridade. No entanto, ao adicionar um 
cristal iônico em meio de água, as moléculas de água se aproximarão dos íons da 
rede pela superfície externa do cristal e assim forças eletrostáticas extrairão os íons 
para a formação das micelas hidratadas como discutimos no tópico 2.3 em 
natureza da condutância eletrolítica. Para entender melhor retorno e observe a 
Figura 8 que representa esquematicamente bem o processo de dissolução e a 
formação das micelas de solvatação dos íons. 
A medida que esse modelo é consolidado pela comUnidade científica para 
explicar a o processo de dissolução de eletrólitos fortes, começam a surgir algumas 
discrepâncias. Como falamos anteriormente e de acordo com a teoria de 
Arrhenius estava consolidado que a condução eletrolítica varia diretamente 
proporcional com a variação da concentração do eletrólito em solução, ou seja, 
quanto maior a concentração, maior a condução. 
Em 1923, Debye e Huckel e mais tarde em 1925 Onsanger explicaram melhor 
como ocorre a condutância em meio eletrolítico, no entanto ao formar a micela 
de solvatação os íons estão envoltos por moléculas de água. Ao passar corrente 
elétrica com eletrodos de cargas opostas surge uma atração eletrostática dos íons. 
Assim surgem dois fenômenos que alteram a condução. Os efeitos Eletroforético e 
Assimétrico. 
O primeiro é o efeito Eletroforético. O efeito eletroforético é devido ao fato 
do íon migrar para o eletrodo de carga oposta ele irá passar próximo de íons de 
carga oposta já que eles estarão contra a corrente, assim a atração dos íons de 
carga oposta e a quantidade de moléculas das micelas de água na hidratação 
dos íons irão retardar sua migração até o eletrodo de carga oposta. 
O segundo efeito é denominado Assimétrico. O efeito assimétrico se dá no 
momento da atração dos íons de carga oposta pelo eletro, já que para ele migrar 
ele precisa de quebrar a simetria da micela de solvatação e sair do seu centro, 
assim ocorre uma reatração do íon pela micela retardando assim sua migração, 
esse efeito é mais acentuado quanto maior for a concentração do eletrólito em 
solução. Esse efeito também pode ser chamado de distensão pois caso o a 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
28 
 
 
 
corrente seja interrompida o sistema irá demorar algum tempo para retornar as 
micelas de equilíbrio e esse tempo é denominado tempo de distensão e que pode 
ser determinado por parâmetros mensuráveis da solução sendo inversamente 
proporcional à concentração. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
29 
 
 
 
FIXANDO O CONTEÚDO 
1. Leia trecho abaixo: 
 
Uma ____________ aquosa é quando temos um ________ completamente 
dissolvido em um solvente formando assim um sistema homogêneo, cuja, suas 
_________ são iguais em toda a sua extensão. 
De acordo com o que foi estudado na Unidade II, Marque a opção que melhor 
completa as lacunas acima: 
 
a) Solução, soluto e propriedades 
b) Propriedades, solução e soluto 
c) Soluto, solução e propriedades 
d) Propriedades, soluto e solução 
e) Solução, propriedades e soluto 
 
2. Leia as afirmativas abaixo: 
 
I. soluções que conduzem corrente elétrica ao ser submetida a uma diferença 
de potencial elétrico, e nesse caso acompanhando com a condução 
elétrica também ocorre reações químicas modificando assim a composição 
da solução em questão, assim esse primeiro grande grupo são denominados 
de eletrólitos ou eletrolíticas. 
II. soluções que submetidas a uma diferença de potencial elétrico não 
conduzem corrente elétrica (não condutoras) e que consequentemente 
não alteram sua composição química, ou seja, não ocorre reações químicas 
permanecendo sua composição constante, esse segundo grupo são 
denominados de não-eletrólitos ou não eletrolítica. 
III. Quando realizamos a dissolução de um soluto em meio a um solvente, o 
solvente só consegue realizar esse processo devido ao fato dele ter 
interação com o soluto. 
 
Julgue as afirmativas acima e acordo com o que foi estudado na Unidade II, 
Marque a opção que melhor representa: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
30 
 
 
 
a) Apenas I e II são corretas 
b) Somente II é correta 
c) Somente I é correta 
d) Apenas II e III são corretas 
e) I, II e III são corretas 
 
3. De acordo com o estudado na Unidade II, associe a primeira coluna com a 
segunda coluna: 
 
1. Devido a geometria angular, pares de elétrons 
livres e diferença de eletronegativa a molécula 
é polar 
(X) Eletrólise 
2. Ao passar corrente elétrica ocorre reações 
químicas nas proximidades dos eletrodos 
(X)Solução não 
eletrolítica 
3. Não conduz corrente elétrica (X) Molécula da água 
 
A correta associação respectivamente é: 
a) 1, 2 e 3 
b) 2, 1 e 3 
c) 2, 3 e 1 
d) 3, 2 e 1 
e) 2, 1 e 3 
 
4. Leia trecho abaixo: 
Duas soluções de não eletrólito _____________ (mesmo número de mols) elas vão 
possuir as mesmas _____________ em suas propriedades se dissolvidas na mesma 
quantidade de _____________. 
De acordo com o que foi estudado na Unidade II, Marque a opção que melhor 
completa as lacunas acima: 
a) Solvente, variações e equimolares 
b) Equimolares, variações e solvente 
c) Variações, solvente e equimolares 
d) Solvente, equimolares e variações 
e) Equimolares, solvente e variações 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
31 
 
 
 
5. Leia as afirmativas abaixo: 
 
I. Em Soluções eletrolíticas, o soluto passa por um processo de dissociação ou 
ionização e muitas das vezes se tornando o dobro, triplo ou até mais 
partículas se comparado ao número antes da dissolução. 
II. Um composto que libera 3 partículas não irá alterar mais as propriedades de 
uma solução do que um que libera 2 partículas. 
III. Para Arrhenius um eletrólito quando dissolvido em água, se dissocia em 
grupamentos carregados denominados íons que irão conduzir corrente 
elétrica quando migrarem aos eletrodos de cargas opostas. 
 
Julgue as afirmativas acima e acordo com o que foi estudado na Unidade II, 
Marque a opção que melhor representa: 
 
a) Apenas I e II são corretas 
b) Somente II é correta 
c) Somente I é correta 
d) Apenas I e III são corretas 
e) I, II e III são corretas 
 
6. De acordo com o estudado na Unidade II, associe a primeira coluna com a 
segunda coluna: 
 
1 – Alfa próximo a zero (X) solução neutra 
2 – Alfa igual a 1 (X) Eletrólito forte 
3 – Balanço de carga (X) Eletrólito fraco 
 
A correta associação respectivamente é: 
a) 1, 2 e 3 
b) 2, 1 e 3 
c) 2, 3 e 1 
d) 3, 2 e 1 
e) 2, 1 e 3 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
32 
 
 
 
7. A medida que o modelo de Arrhenius é consolidado pela comUnidade científica 
para explicar a o processo de dissolução de eletrólitos fortes, começaram a 
surgir algumas discrepâncias. A teoria de Arrhenius estava consolidado que a 
condução eletrolítica: 
 
a) varia diretamente proporcional com a variação da concentração do eletrólito 
em solução 
b) varia inversamente proporcional com a variação da concentração do eletrólito 
em solução 
c) não varia diretamente proporcional com a variação da concentração do 
eletrólito em solução 
d) se mantém constante mesmo com a variação da concentração do eletrólito 
em solução 
e) Nenhuma das alternativas 
 
8. Leia as afirmativas abaixo: 
 
I. Em 1923, Debye e Huckel e mais tarde em 1925 Onsanger explicaram melhor 
como ocorre a condutância em meio eletrolítico, no entanto ao formar a 
micela de solvatação os íons estãoenvoltos por moléculas de água. 
II. O efeito eletroforético é devido ao fato do íon migrar para o eletrodo de 
carga oposta ele irá passar próximo de íons de carga oposta já que eles 
estarão contra a corrente, assim a atração dos íons de carga oposta e a 
quantidade de moléculas das micelas de água na hidratação dos íons irão 
retardar sua migração até o eletrodo de carga oposta. 
III. O efeito assimétrico se dá no momento da atração dos íons de carga oposta 
pelo eletro, já que para ele migrar ele precisa de quebrar a simetria da micela 
de solvatação e sair do seu centro, assim ocorre uma reatração do íon pela 
micela retardando assim sua migração, esse efeito é mais acentuado quanto 
maior for a concentração do eletrólito em solução. 
 
Julgue as afirmativas acima e acordo com o que foi estudado na Unidade II, 
Marque a opção que melhor representa: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
33 
 
 
 
a) Apenas I e II são corretas 
b) Somente II é correta 
c) Somente I é correta 
d) Apenas II e III são corretas 
e) I, II e III são corretas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
34 
 
 
 
EQULÍBRIO QUÍMICO/IÔNICO E A 
LEI DE AÇÃO DAS MASSAS 
 
 
3.1 INTRODUÇÃO 
Dentre as reações químicas, existem dois tipos que estão relacionados com 
variáveis termodinâmicas do sistema. Podemos dizer que existem as reações 
irreversíveis e as reações reversíveis. Quais variáveis termodinâmicas são essas? 
Então vamos lá, lembremos que existe a entalpia (H), cuja a definição da sua 
variação ∆H é a igual a variação de ∆U em um sistema de pressão constante. 
Explicando melhor essa definição temos a equação (2): 
 
 ∆U = q + w (2) 
 
 Sendo ∆U a variação da energia interna; 
 q o calor absorvido ou perdido pelo sistema ; 
 e w o trabalho realizado pelo sistema sobre a vizinhança ou realizado pela 
vizinhança sobre o sistema. 
 
Para calcular empregando a equação 2 devemos inserir o valor de q e w 
com o + (positivo) ou o – (negativo) de acordo como o sentido físico. Exemplo: Se o 
sistema absorveu calor então positivo ( endotérmico) e se perdeu calor (-) 
exotérmico. 
Assim para quando a pressão é constante temo na equação w = −P∆V 
onde P é a pressão e ∆V é a variação do volume. Se a pressão é constante a 
variação do volume é igual a zero. Assim w = −P(0) = 0, então se o w = zero, 
temos que ∆𝐔 = 𝐪. Assim podemos afirmar que a pressão constante o calor 
trocado em uma reação química é igual a variação de energia interna, que 
também é igual a sua variação de entalpia ou seja ∆𝐔 = ∆𝐇. 
No entanto processos que possuem ∆𝐇 acentuadamente exotérmicos 
tendem a ser espontâneos e acentuadamente endotérmicos tendem a não serem 
espontâneos, mas isso não é uma regra, pode existir um processo com ∆𝐇 
UNIDADE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
35 
 
 
 
acentuadamente exotérmico que não é espontâneo e a recíproca verdadeira. No 
entanto sabemos que o que definir e a variação da energia livre de Gibbs, pois 
nela é relacionado um maior número de variáveis termodinâmicas propiciando 
assim uma melhor análise para definição da espontaneidade de um processo. 
Vejamos como obtê-la com a equação (3). 
 
 ∆G = ∆H − T∆S (3) 
 
 G = energia livre de Gibbs 
 H = entalpia 
 S = entropia (∆𝐒 = ∆𝐪/𝐓) 
 
Agora sim, entendendo a importância da energia livre de Gibbs para 
definição da espontaneidade de um processo conseguiremos deixar mais claro 
essa concepção assim como definir equilíbrio que é nosso objetivo nessa Unidade. 
A energia livre de Gibbs será o “árbitro” para definir a espontaneidade de um 
processo ficando da seguinte forma: 
 
Se ∆𝐆 < 𝟎, A reação química é espontânea. 
Se ∆𝐆 > 𝟎, A reação química é não espontânea. 
Se ∆𝐆 = 𝟎, A reação química está em equilíbrio. 
 
Podemos assim definir equilíbrio químico em termos de um valor mínimo de 
energia livre de Gibbs quanto a sua relação com à extensão de uma reação 
química. Se formos analisarmos em outras variáveis mais concretas ao nosso 
cotidiano laboratorial, podemos definir o equilíbrio químico quanto ao ponto em 
que em uma reação reversível a velocidade da reação direta é igual a 
velocidade da reação inversa fazendo com que a concentração dos 
participantes se mantenham constantes em função do tempo, assim, caso passe a 
se alterar é porque a reação saiu da condição de equilíbrio. 
 
aA + bB ⇌ cC + dD 
V = V 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
36 
 
 
 
Sendo VD velocidade da reação direta e VI velocidade da reação inversa. 
Assim pela Lei de Guildenberg Wage temos, que V = K [A] [B] e V =
 K [C] [D] , onde K é a constante da reação (sendo K da reação direta e K da 
reação inversa), e entre colchete as concentrações molares dos componentes já o 
expoentes a ordem de reação. 
Sendo 
 
V = V 
 
Então 
K [A] [B] = K [C] [D] 
Logo 
 
K 
K
=
[C] [D]
[A] [B]
 
 
Onde 
 
KD
KI
= K = K 
 
Onde, K constante de equilíbrio e K constante de equilíbrio em termos de 
concentração. Logo obtem-se a equação (4): 
 
 
K =
[C] [D]
[A] [B]
 (4) 
 
O valor da constante K é importante para compreendermos o quanto 
cada componente coexiste na fase de equilíbrio, pois quanto maior for o valor da 
constante maior é a tendência de coexistir mais produtos do que reagentes na 
condição de equilíbrio e a recíproca é verdadeira. Vejamos então graficamente o 
comportamento de um sistema reacional em equilíbrio químico na Figura 10. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
37 
 
 
 
Figura 10: Gráfico de equilíbrio químico 
 
Fonte: Adaptado de Feltre (2004b) 
 
Pela análise do gráfico podemos concluir que exatamente onde a 
velocidade da reação direta se iguala a velocidade da reação inversa 
estabelece-se o equilíbrio químico (∆𝐆 = 𝟎) e as concentrações permanecem 
constantes. O equilíbrio químico é um equilíbrio dinâmico e nunca estático, isso 
quer dizer que as reações, tanto direta quanto inversa continuam ocorrendo, mas 
as concentrações não se alteram devido ao fato de ser consumidos e produzidos 
na mesma velocidade. 
 
 
 
3.2 EQUILÍBRIO DA DISSOCIAÇÃO ÁCIDO-BASE 
Um ácido ou uma base quando em meio aquoso ocorre um processo de 
dissociação (no caso do ácido é correto chamarmos de ionização). Esse pode ser 
representado abaixo pela equação (5): 
 
 HA ⇌ H( ) + A( ) (5) 
O princípio de Le Chatelier afirma que em um sistema em equilíbrio ao ser realizado um 
perturbação, o sistema irá reagir contrário a perturbação no sentido de restabelecer a 
condição de equilíbrio químico.
 
 
 
 
 
 
 
 
 
38 
 
 
 
 
Aplicando-se a lei de ação das massas no processo que o ácido sofreu, é 
possível também encontrarmos uma equação de equilíbrio como abordamos na 
equação (4), temos no entanto a equação (6): 
 
 
K =
[H ][A ]
[HA]
 (6) 
 
No entanto essa constante como é para um ácido podemos denominá-la 
de K sendo o a relativo ao ácido. Assim, a equação (6) se transforma na equação 
(7): 
 
 
K =
[H ][A ]
[HA]
 (7) 
 
O K é a constante de equilíbrio do ácido em questão, e que também pode 
ser usado para medir sua força, uma vez que vimos anteriormente que o valor da 
constante de equilíbrio pode levar a uma compreensão se na condição de 
equilíbrio prevalece maior quantidades de produtos (no caso do ácido íons) ou 
reagentes (no caso do ácido na forma molecular) e assim possibilitando saber 
relativamente o potencial de ionização do ácido em questão. 
Se for a uma base o raciocínio é o mesmo, somente a constante Keq é então 
denominada K devido ser uma base. Vejamos abaixo a dissociação de uma base 
em meio aquoso: 
 
 MOH ⇌ M( ) + OH( ) (8) 
 
Assim temos a relação dada pela equação (9): 
 
 
K =
[M ][OH ]
[MOH]
 (9) 
 
Como exemplo numérico vejamos abaixo na Figura 11 uma tabela 
contendo os principais ácidos e o valor de suas constantes de ionização. Observe 
também que é possível correlacionara força de um ácido com sua constante 
conforme é expresso raciocínio na Figura 11. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
39 
 
 
 
Figura 11: Constantes de ionização (dissociação) de alguns ácidos a 25 ºC 
 
Fonte: Adaptado de Skoog et. al. (2014) 
 
Ácidos que contém apenas um hidrogênio ionizável em sua estrutura é 
denominado ácido monoprótico, isso se dever ao fato do ácido se ionizar e liberar 
apenas 1 H , já o hidrogênio na sua forma isotópica mais abundante e neutra ele 
possui um próton e 1 elétron em sua estrutura ao se ionizar ele perde esse elétron e 
fica apenas um próton, daí o nome monoprótico. A ionização dos ácidos 
monopróticos já apresentamos anteriormente seu processo de ionização e o 
cálculo de sua constante K , mas existe ácidos que são polipróticos, ou seja, 
possuem 2 ou mais hidrogênios ionizáveis. Assim essa ionização ocorre em estágios. 
Vejamos o exemplo abaixo da ionização do ácido sulfúrico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
40 
 
 
 
H SO ( ) → + HSO ( ) 1°estágio de ionização 
HSO ( ) → H( ) + SO ( ) 2°estágio de ionização 
H SO ( ) → 2H( ) + SO ( ) ionização total 
 
Assim podemos ver que a ionização total é a soma das duas etapas de 
ionização, como a espécie HSO ( ) aparece como reagente e produtos em 
etapas diferentes em quantidades equimolares, ao somar para achar a equação e 
ionização total elas podem ser simplificadas não aparecendo, isso quer dizer 
quimicamente falando que a espécie HSO ( ) (bissulfato ou hidrogeno sulfato) no 
segundo estágio de ionização é totalmente consumido para se converter em 
ânion. 
Cada estágio de ionização do ácido possui um processo de equilíbrio e 
portanto, cada um pode ter uma equação de K . Vejamos abaixo: 
 
H SO ( ) → + HSO ( ) 1°estágio de ionização 
 
K =
[H ][HSO ]
[H SO ]
= 4 ∙ 10 (a 20 ºC) 
 
HSO ( ) → H( ) + SO ( ) 2°estágio de ionização 
 
K =
[H ][SO ]
[HSO ]
= 1,27 ∙ 10 (a 20 ºC) 
 
Observe que K > K , isso se deve por um princípio de equilíbrio químico 
no qual o primeiro estágio será sempre mais completo que o segundo estágio. 
Sendo assim, em um ácido poliprótico podemos generalizar que K > K >
 K . . . . > K . 
 
Exemplo: Calcule a concentração de íons HS e S numa solução saturada de 
gás sulfídrico. Sabemos que uma solução de gás sulfídrico quando se encontra a 
20°C e 1 atm de pressão é aproximadamente 0,1 M. Dados: K = 8,73 ∙ 10 e 
K = 3,63 ∙ 10 ambos a 20°C (VOGEL, 1981). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
41 
 
 
 
RESOLUÇÃO: 
 
K =
[H ][HS ]
[H S]
= 8,73 ∙ 10 
 
K =
[H ][S ]
[HS ]
= 3,63 ∙ 10 
 
Observando o valor da segunda constante podemos perceber que o valor é 
muito pequeno, assim podemos concluir que o valor de [S ] é acentuadamente 
pequeno. Nesse caso, precisamos considerar apenas o primeiro estágio de 
ionização e então aplicamos a correlação: 
 
[H ] = [S ] 
 
Como observamos que a ionização total é bem baixa das duas etapas, 
podemos considerar a concentração 0,1M como a concentração do H S não 
dissociado. Para entender melhor pense e um valor X, agora pense em um valor 
muito menor que X, assim X – o valor que pensou é quase igual a X, já que o valor 
que pensou é insignificante perto de X. Assim o valor ionizado menos o 0,1M do H S 
não dissociado pode ser considerado 0,1M. 
 
[H S] = 0,1 M 
 
Tem-se que: 
 
K =
[H ][HS ]
[H S]
 
 
Reorganizando-se a equação obtem-se: 
 
K ∙ [H S] = [H ][HS ] 
 
Sendo que a reação se processa 1:1 (Já que na reação [H ] = [HS ]) 
podemos usar um artifício matemático, pois quando temos duas variáveis 
algébricas em que temos certeza de que seus valores são iguais (não sabemos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
42 
 
 
 
qual o valor mas sabemos que são iguais), podemos usar apenas a que queremos 
determinar ao quadrado quando ambas são um produto. Sendo assim: 
 
[HS ] = K . [H S] 
 
[HS ] = 8,73 ∙ 10 ∙ 0,1 = 2,95 ∙ 10 
 
Para calcularmos [S ] procedemos então: 
 
K =
[H ][S ]
[HS ]
 
 
Assim: 
 
K ∙ [HS ] = [H ][S ] 
 
Então: 
 
[S ] = K
[HS ]
[H ]
 
 
Já que [H ] = [HS ] podemos simplificar os dois termos na equação ficando: 
 
[S ] = K
[HS ]
[H ]
= K 
 
Assim definimos que: 
 
[S ] = K = 3,63 ∙ 10 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
43 
 
 
 
A ionização de ácidos fortes em água, ou seja, de 𝐾 elevado, produz um 
efeito que é denominado de efeito nivelador. Esse efeito ocorre porque a água não 
consegue distinguir a força de um ácido, sendo que ao ionizar o H se liga na água 
formando o íon hidrônio H O (cátion). Assim quando o K é elevado, quanto mais 
ácido tiver na água, maior a ionização e consequente formação de hidrônio. 
Podemos dizer no popular que a ionização de um ácido forte em termos da 
concentração H na água “não faz diferença a natureza do ácido”, ou seja, 
“qualquer um ácido, sendo forte, produz o mesmo efeito”. Assim ao invés de 
representarmos a ionização liberando o H , podemos representar conforme a 
equação (10) abaixo sendo HA um ácido forte: 
 
 HA( ) + H O( ) ⇌ H O( ) + A( ) (10) 
 
3.3 EQUILÍBRIO IÔNICO EM MEIO AQUOSO 
A água quando no seu estado líquido possui um processo de equilíbrio entre 
os íons que ela produz por um processo de auto ionização. Sua autoionização 
pode ser representada abaixo pela equação (11): 
 
 H O( ) ⇌ H(aq)
+ + OH(aq)
− (11) 
 
Como esse processo ocorre até que chegue em um equilíbrio, lembremos 
que todo equilíbrio depende da temperatura, então a variação de temperatura 
altera esse estado de equilíbrio e pelo princípio de Le Chatelier o sistema buscará 
novamente o estado de equilíbrio. Podemos então escrever a equação (6) e 
determinar a constante de equilíbrio desse processo (12). Vejamos abaixo: 
 
 
K =
[H ][OH ]
[H O]
 (12) 
 
Como substâncias puras ou sólidas não fazem parte da equação podemos 
escrever essa equação retirando a água e substituindo K por K (sendo que 
água em inglês se escreve water). A nova relação de equilíbrio se torna então na 
equação (13): 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
44 
 
 
 
 
 
 K = [H ][OH ] (13) 
 
Foi Friedrich Kohlrausch (1840-1910) que comprovou que a água mesmo em 
uma intensidade muito pequena conduz corrente elétrica. Assim o valor da 
constante varia de acordo com a temperatura como discutimos no início desse 
tópico. Veja na Tabela 1 a variação da constante K em função da temperatura. 
 
Tabela 1: Variação de Kw em função da temperatura 
Temperatura (ºC) 𝐊𝐰 
0 0,114 ∙ 10 
25 1,01 ∙ 10 
50 5,97 ∙ 10 
Fonte: Adaptado de Skoog et. al. (2014) 
 
Assim como podemos ver na Tabela 1, a temperatura ambiente de 25°C o 
valor de Kw é 1,01 ∙ 10 , assim como 1,01 é próximo de um e a ordem 10 é bem 
pequena, podemos arredondar para 1 em vez e 1,01 e assim falarmos que Kw= 
K = 10−14. 
Se: 
K = [H ][OH ] 
 
Então: 
10 = [H ][OH ] 
 
Podemos assim usar o mesmo raciocínio que usamos para determinar no 
exemplo anterior a concentração de HS-, para acharmos aqui a concentração de 
H já que o valor de [H ] = [OH ] devido ao fato serem equimolares 1:1 na reação 
acima demonstrada de autoionização. 
Assim: 
[H ] = 10 
 
Então: 
 [H ] = √10 
 
Portanto 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
45 
 
 
 
 [H ] = 10 
 
Lembremos que se está entre colchete e estamos usando as Unidade 
concentração mol. L , o nosso resultado também será em mol. L . Podemos assim 
concluir que a 25°C temperatura que usamos o K , a água possui uma 
concentração de íons em equilíbrio (lembre-se que equilíbrio não quer dizer 
necessariamente igual, nesse caso é) sendo: 
 
[H ] = [OH ] 
[10 ] = [10 ] 
 
A maior confirmação que temos que está em equilíbrio é que o produto 
iônico dos dois íons é igual a 10 (mol. L ) , sendo assim caso aumente a 
concentração de H para 10 (mol. L ), a concentração de OH passará a ser 
10 (mol. L ), já que o produto (multiplicação) entre os dois deve ser a constante 
Kw que é igual a 10 (mol. L). 
No entanto um grande Químico de nome conhecido Soren Sorensen 
trabalhando com processos em uma cervejaria propôs uma melhor forma de 
compreendermos esse equilíbrio transformando em uma forma mais fácil de 
trabalhar. Como a concentração hidrogeniônica e hidroxiliônica está na escala de 
expoente na ordem 10, ou seja, comportamento exponencial, ele transformou com 
um cálculo empegando uma função inversa, a função logarítmica, pois ao aplicar 
a função logarítmica em expoentes de ordem pequena, passam a uma escala de 
números maiores e mais fáceis de serem visualizados. Assim com o K é igual a 
10 (mol. L ) , as escalas variam de 0 a 14. Foram assim propostas duas escalas 
sendo pH e pOH. 
O p indica a aplicação do – log, já o H a concentração hidrogeniônica (14) 
(de hidrogênio) e OH a concentração hidroxiliônica (15) (de hidroxila) ficando da 
seguinte forma: 
 
 pH = −log[H ] (14) 
 
 pOH = −log[OH ] (15) 
 
Assim podemos calcular o pH da água pura a 25°C, já que anteriormente 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
46 
 
 
 
vimos pelo K que a água pura possui uma concentração hidrogeniônica igual a 
10 mol. L . Assim o pH será igual a: 
pH = −log[10 ] 
 
Como a base do log é 10, existe uma propriedade que estabelece que base 
do logaritmo igual ao logaritmando, o resultado é igual ao expoente, ou seje, -7, 
como tem um menos no log, então resultado igual a 7. 
 
pH = −log[7] 
 
Nessa condição a água pura é neutra, ou seja [H ] = [OH ] sendo assim além 
de igual existe o equilíbrio, ao adicionar ácido base alteramos as concentrações 
ficando em uma das duas condições abaixo: 
 
[H ] > [OH ] 
 
Ou 
 
[H ] < [OH ] 
 
Mesmo estando em uma das duas condições acima o sistema se encontra 
em equilíbrio, o que vai alterar é que na condição em que [H ] > [OH ] o pH é 
abaixo de 7 já que a concentração de H+ é maior que 10 mol. L , e, na condição 
em que [H ] < [OH ] o pH é maior que 7 já que a concentração de H+ é menor que 
10 mol. L . O mesmo raciocínio é válido para a escala de pOH, mas essa escala é 
pouco usada, é comum empregarmos a escala de pH. 
 
 
 
 
 
https://bit.ly/3mpoZfw 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
47 
 
 
 
3.4 HIDRÓLISE SALINA 
Espécies salinas ao se dissociar em meio aquoso nem sempre deixam de 
alterar o pH do meio demonstrando não ter uma ração neutra. Isso é devido a 
reação dos íons presentes nos sais com os íons H e OH da autoionização da 
água. O que vai fazer com que essa reação não seja neutra é a constante de 
equilíbrio (força) das espécies que forneceram os íons para produzir o sal em 
questão. Teremos 4 casos distintos que nos dão subsidio para analisar caso a caso. 
Vejamos então quais são os 4 casos em questão: 
 
 Reação de um sal proveniente de um ácido forte e uma base forte 
 Reação de um sal proveniente de um ácido fraco e uma base forte 
 Reação de um sal proveniente de um ácido forte e uma base fraca 
 Reação de um sal proveniente de um ácido fraco e uma base fraca 
 
Para isso vamos a cada caso para que assim tenhamos uma melhor 
compreensão. 
 
Sal proveniente de um ácido forte e uma base forte: Como exemplo para este caso 
temos o NaCl, pois o sal ao ser obtido por meio de uma reação química é produto 
de uma reação de neutralização do NaOH (hidróxido de sódio) e o HCl (ácido 
clorídrico). Nesse caso tanto a base que foi empregada para obter o sal assim 
como o ácido são fortes. Então vamos analisar a reação de hidrólise desse sal. 
 
NaCl( ) + H O( ) ⇌ NaOH( ) + HCl( ) 
 
Observe que os produtos são os mesmos que dão origem ao sal, então ele 
possui um alfa de dissociação próximo de 100%. Assim as substâncias os íons 
envolvidos continuam dissociados e presentes da mesma forma na água, com 
dizemos que esse sal não sofre hidrólise, já que se evaporamos a água presente o 
Na e Cl por uma forte atração eletrostática retornarão à condição de um sólido 
iônico ao final do processo. Com isso, sais desse tipo não alteram o pH do meio, se 
a água for neutra ela permanecerá neutra com seu pH igual a 7. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
48 
 
 
 
Sal proveniente de um ácido fraco e uma base forte: Vejamos como exemplo da 
nossa análise o acetato de sódio (CH COONa). Sendo o sal obtido por meio de uma 
reação química que é produto de uma reação de neutralização do NaOH 
(hidróxido de sódio) e o CH COONa (ácido acético ou ácido etanoico). Nesse caso 
a base que foi empregada para obter o sal é forte o ácido é fraco. Podemos 
concluir analisando a constante do ácido acético, o K do ácido acético é 1,76 ∙
 10 a 20°C. Como o valor da constante é muito baixo, isso indica que ele é um 
ácido fraco como vimos nos tópicos anteriores, ou seja, a maior fração do ácido 
em solução permanece em sua forma molecular e apenas uma pequena porção 
na sua forma ionizada. Então vamos analisar a reação de hidrólise desse sal. 
 
CH COONa( ) + H O( ) ⇌ CH COOOH( ) + NaOH( ) 
 
Observe que temos como produto dessa reação o hidróxido de sódio e o 
ácido acético. Vamos analisar cada produto. O hidróxido de sódio é uma base 
forte possui um alfa próximo de 100%, assim permanecerá totalmente na forma 
iônica em meio da solução, já o ácido acético é um ácido fraco, ou seja, ao ser 
formado sua maior parte irá fica na forma molecular e uma pequena parte na 
forma de íons liberando H . Assim ao dissolver um certo número de mol do sal em 
meio aquoso e ocorrendo a hidrólise, o hidróxido de sódio deixa disponível em 
meio aquoso 100% de íons OH , já o ácido acético disponibiliza apenas uma 
pequena quantidade de íons H , já que ele fica na sua maior parte na forma 
molecular. Assim ocorre um desequilíbrio na quantidade de íons OH e H . No 
entanto como temos uma liberação de OH maior que H podemos concluir que 
[OH ] > [H ] 
No entanto nesse caso ocorre alteração do pH devido ao aumento da 
concentração de OH e redução da concentração de H no equilíbrio. O 
pH resultante nesse caso é alcalino. Para calcularmos o novo pH empregamos a 
equação (16): 
 
 
pH = 7 +
1
2
 pK + 
1
2
 log(C) (16) 
 
Sendo C a concentração do sal em questão. Vamos calcular o pH de uma 
solução de acetato de sódio 0,1M estando à temperatura ambiente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
49 
 
 
 
Anteriormente falamos que a constante K do ácido acético é 1,76 ∙ 10 nessas 
condições. Assim precisamos primeiro achar o pK. Nessa Unidade no tópico 3.2 
fornecemos a seguinte equação (17): 
 pK = − log(K ) (17) 
 
Vamos então aplica-la para determinarmos o K . 
 
pK = − log(K ) 
 
pK = − log(1,76 ∙ 10 ) 
 
pK = − log(4,76) 
 
Como o pK determinado, agora é empregarmos a equação (16) desse 
caso (lembrando que C do sal é 0,1M): 
 
pH = 7 +
1
2
 4,76 + 
1
2
 log(0,1) 
 
pH = 7 +
4,76
2
−
1
2
 
 
pH = 8,88 
 
Com vimos na parte teórica o pH resultante é alcalino, assim o valor desse 
caso é 8,88 o que indica uma maior concentração de OH em relação a H no 
equilíbrio. 
 
Sal proveniente de um ácido forte e uma base fraca: Vejamos como exemplo da 
nossa análise o cloreto de amônio (NH Cl). Sendo o sal obtido por meio de uma 
reação química que é produto de uma reação de neutralização do NH OH 
(hidróxido de amônio) e o HCl (ácido clorídrico). Nesse caso a base que foi 
empregada para obter o sal é fraca o ácido é forte. Podemos concluir analisando 
a constante da base, o K do hidróxido de amônio é 1,71 ∙ 10 a 20°C. Como o 
valor da constante é muito baixa, isso indica que ele é uma base fraca como 
vimos nos tópicos anteriores, ou seja, a maior fração da base em solução 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
50 
 
 
 
permanece em sua forma não dissociada e apenas uma pequena porção na sua 
forma dissociada. Então vamos analisar a reação de hidrólise desse sal. 
 
NH Cl ( ) + H O( ) ⇌ HCl( ) + NH OH( ) 
 
Observe que temos como produto dessa reação o hidróxido de amônio e o 
ácido clorídrico. Vamos analisar cada produto. O hidróxidode amônio é uma base 
fraca ao ser formado sua maior parte irá fica na forma molecular e uma pequena 
parte na forma de íons liberando OH . Já o ácido clorídrico é um ácido forte com 
alfa próximo a 100% ficando totalmente ionizado em solução. Assim ao dissolver um 
certo número de mol do sal em meio aquoso e ocorrendo a hidrólise, o HCl deixa 
disponível em meio aquoso 100% de íons H , já o NH OH disponibiliza apenas uma 
pequena quantidade de íons OH , já que ele fica na sua maior parte na forma 
molecular. Assim ocorre um desequilíbrio na quantidade de íons OH e H . No 
entanto como temos uma liberação de H maior que OH podemos concluir que 
[H ] > [OH ]. 
No entanto nesse caso ocorre alteração do pH devido ao aumento da 
concentração de H e redução da concentração de OH no equilíbrio. O 
pH resultante nesse caso se encontra na região de acidez. Para calcularmos o novo 
pH temos o mesmo raciocínio e varáveis do exemplo anterior mas empregamos 
agora uma nova equação (18) sendo ela abaixo: 
 
 
pH = 7 −
1
2
 pK − 
1
2
 log(C) (18) 
 
Sal proveniente de um ácido fraco e uma base fraca: Nesse caso o processo de 
hidrólise é um pouco mais complexo, mas não muito diferente do anterior. Agora 
vamos lembrar que tanto ácido ou base que deram origem ao sal são fracos, 
todavia cada uma possui uma constante K ou capacidade de se dissociar 
diferente mesmo sendo fraco. Assim temos: 
 
 Sendo K > K - se o ácido que deu origem ao sal for mais forte que base que 
deu origem ao sal o equilíbrio ficará [H ] > [OH ] e a solução será ácida. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
51 
 
 
 
 Sendo K > K - se a base que deu origem ao sal for mais forte que o ácido que 
deu origem ao sal o equilíbrio ficará [OH ] > [H ] e a solução será alcalina. 
 Sendo K = K - se forem fracos na mesma intensidade, então [H ] = [OH ] e da 
mesma forma que no primeiro caso que iniciamos estudando em hidrólise a 
solução permanecerá neutra não alterando seu pH. 
Para determinarmos um valor aproximado para [H ] empregamos outra 
equação (19) desde que K e K não sejam diferentes demais, sendo ela: 
 
 1
[H ]
= K
K
K
 (19) 
 
 
 
3.5 SOLUÇÃO TAMPÃO (BUFFER) 
Uma solução tampão é formada por um sistema contendo íons comuns, e 
seu mecanismo de ação é através do efeito do íon comum que pode ser 
explicado pelo princípio de Le Chatelier que vimos acima, ou seja, um sistema em 
equilíbrio reage contrário a perturbação ocorrida para retornar a condição de 
equilíbrio. 
Vamos analisar um sistema formado por um sal e um ácido e ambos 
possuindo o mesmo ânion, ou seja, o ânion é o íon comum. Como exemplo vamos 
usar uma solução de ácido acético e acetato de sódio. O íon comum nesse caso 
será o acetato. Vejamos suas equações de dissociação: 
 
 
CH COOH( ) ⇌ CH COO ( ) + H ( )
 
CH COONa ( ) ⇌ CH COO ( ) + Na ( )
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
52 
 
 
 
Observe que ambos liberam o ânion acetato (CH COO ) que nesse caso é o 
íon comum, e somente a primeira libera H . Obviamente o acetato de sódio 
sofrerá uma hidrólise e até que chegue no equilíbrio o teremos um valor de pH. No 
entanto a partir desse momento a solução estará tamponada (pH tenderá a ficar 
constante) com o efeito do íon comum, sendo que se adicionarmos uma 
quantidade pequena (dentro do que o sistema suporta) de OH , esse OH 
adicionado irá reagir com H , e assim pode pensar que isso fará o pH alterar, o que 
não ocorre, já que quando adicionamos o acetato no sistema na forma do sal o 
sistema estava em equilíbrio, então o acetato deslocou o equilíbrio, sendo que 
adicionamos um produto do equilíbrio e esse deslocamento pelo princípio de Le 
Chatelier foi para a esquerda (sentido dos reagentes), assim fez “um estoque de H 
na forma molecular” e tendo um determinado valor de pH. E ao adicionar o OH 
como relatamos, ele realmente consome o H , mas ao retirarmos OH ocorre pelo 
princípio de Le Chatelier o descolamento para a direita (produto) adicionando 
novamente H (o que foi consumido é reposto) e assim mantendo a concentração 
constante do H e em equilíbrio. Assim o pH não altera, até que o tamponamento 
aguente. Para calcularmos a concentração de H usamos a equação (20), Onde 
C é a concentração do sal e C é do ácido. 
 
 
[H ] = K
C
C
 (20) 
 
Para calcularmos o pH podemos usar a concentração de H determinada 
na equação anterior e com a equação de pH ( pH = − log[H ] )calcularmos ou 
então podemos empregar diretamente a equação (21): 
 
 
pH = pK + log
C
C
 (21) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
53 
 
 
 
FIXANDO O CONTEÚDO 
1. Cloreto de anilina, muitas vezes citado como cloreto ou cloridrato de anilina é 
um sal de amônio aromático. Pode ser preparado pela reação de anilina com 
ácido clorídrico: 
 
C H NH + HCl → C H NH Cl 
 
Em solução aquosa, a dissociação do sal para formar Cl- e C6H5NH3+ é completa. 
O ácido fraco C6H5NH3+ se dissocia de acordo com o que segue: 
 
C H NH
( )
+ H O( ) ⇌ C H NH ( ) + H O( ) 
 
Dados: 
K (C H NH ) = 2,51 ∙ 10 
H O = C H NH 
 
 
Podemos afirma que a concentração do íon hidrônio em uma solução de cloreto 
de anilina (C H NH Cl) 2,0 x10-4mol L-1 é: 
 
a) 7,09 x 10-5 mol.L-1 
b) 9,2 x 10-3 mol.L-1 
c) 5,2 x 10-4 mol.L-1 
d) 1,2 x 10-3 mol.L-1 
e) 9,2 x 10-6 mol.L-1 
 
2. A consntante K de equilíbrio está associado a cada etapa de ionização de um 
ácido politprótico. Marque a opção correta quanto a relação entre valores K 
para uma ionização de ácidos com relação a sua etapa. 
 
a) K = K = K = K 
b) K > K > K 
c) K < K < K3 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
54 
 
 
 
d) Não existe correlação entre K 
e) K > K > K 
 
3. Em relação a uma solução de pH = 5 a 25 ºC e 1 atm foram feitas algumas 
afirmações: 
 
I) [H ] = 10 mol/L 
II) o meio é ácido 
III) pH = log[ H ] 
IV) 14 = [H ] + [OH ] 
 
São verdadeiras as afirmativas: 
a) I e III 
b) I e II 
c) II e III 
d) II, III e IV 
e) I, II, III e IV 
 
4. Considerando soluções aquosas a 25 ºC e 1 atm, associe a coluna da direita de 
acordo com a esquerda. 
 I) soluções ácidas (MM) [H ] = 10 mol/L 
 II) soluções básicas (MM) [OH ] = 10 mol/L 
 III) soluções neutras (MM) [H ] = 10 mol/L 
 
(MM) [OH ] = 10 mol/L 
(MM) [H ] = 10 mol/L 
 
 A sequência CORRETA de associação, de cima para baixo, é: 
a) I, II, III, I, III 
b) I, III, II, I, II 
c) I, II, III, I, II 
d) I, II, II, I, I 
e) I, III, I, II, III 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
55 
 
 
 
5. Constatou-se que uma amostra de suco de laranja possui pH = 4. As 
concentrações de H+ e OH no suco são, em mol/L, respectivamente: 
 
a) 10 2 e 10 12 
b) 10 7 e 10 7 
c) 10 4 e 10 10 
d) 10 8 e 10 6 
e) 10 6 e 10 8 
 
6. A tabela a seguir fornece a concentração hidrogeniônica ou hidroxiliônica a 
25°C, em mol/L, de alguns produtos: 
 
 
Com base nesses dados, NÃO é correto afirmar que: 
 
a) a água do mar tem pOH = 6; 
b) a água com gás tem pH maior do que a Coca-Cola e menor do que o leite de 
vaca; 
c) a água do mar tem pH básico; 
d) a clara de ovo é mais básica que o leite de vaca; 
e) a clara de ovo tem maior pH do que a água do mar. 
 
7. Qual o pH de uma solução de cloreto de amônio 0,1M sabendo que o hidróxido 
de amônio apresenta um Kb nas condições dadas de 1,71 x 10-5. 
 
a) 2,0 
b) 3,5 
c) 2,18 
d) 5,17 
e) 4,85 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
56 
 
 
 
8. Soluções tampões são empregadas para controlar o pH de sistemas que ao 
receberem pequena quantidade de ácido ou base o seu pH não altere 
significativamente, pois este mecanismo está elucidado no efeito do íon comum. 
Considerando uma solução tampão preparada com volumes iguais de uma 
solução que é 0,400 mol. L em ácido fórmico e 1,00 mol. L em formiato de 
sódio. Dados: (K = 1,80 ∙ 10 ). O seu pH é: 
 
a) 5,5 
b) 4,14 
c) 4,7 
d) 3,8 
e) 5,17