Química geral 3 CEDERJ

Elementos de Química Geral
Volume 3 Isabella Ribeiro Faria

Apoio:

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Material Didático
ELABORAÇÃO DE CONTEÚDO Departamento de Produção
Isabella Ribeiro Faria
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DESENVOLVIMENTO INSTRUCIONAL José Meyohas Fabiana Rocha
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Marcelo Bastos Marcus Knupp Fábio Rapello Alencar
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MATERIAL DIDÁTICO PRODUÇÃO
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eletrônico, mecânico, por fotocópia e outros, sem a prévia autorização, por escrito, da Fundação.

F224e
Faria, Isabella Ribeiro.
Elementos de química geral. v. 3 / Isabella Ribeiro Faria. – Rio
de Janeiro: Fundação CECIERJ, 2007.
78p.; 21 x 29,7 cm.

ISBN: 85-7648-333-5

1. Química. 2. Equilibrio químico. 3. Diluição. 4. Mistura de
soluções. I. Título.
CDD: 540
2007/2
Referências Bibliográﬁcas e catalogação na fonte, de acordo com as normas da ABNT.

Governo do Estado do Rio de Janeiro

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Sérgio Cabral Filho

Secretário de Estado de Ciência e Tecnologia
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NORTE FLUMINENSE DARCY RIBEIRO RIO DE JANEIRO
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Reitora: Malvina Tania Tuttman

Elementos
de Química Geral Volume 3

SUMÁRIO Aula 29 – Equilíbrio químico – princípios gerais _____________________ 7
Aula 30 – Deslocamento de equilíbrio ____________________________ 23
Aula 31 – Equilíbrio iônico de ácidos e bases_______________________ 35
Aula 32 – Esta aula será enviada posteriormente____________________ 55
Aula 33 – Unidades de concentração_____________________________ 57
Aula 34 – Diluição e mistura de soluções__________________________ 69

29
AULA
Equilíbrio químico
– princípios gerais

Meta da aula
Conceituar equilíbrio químico.
objetivos

Ao ﬁnal desta aula, você deverá ser capaz de:
• analisar as idéias centrais de um equilíbrio
químico;
• entender o conceito de constante de equilíbrio;
• resolver problemas que envolvam cálculo
de constante de equilíbrio;
• deﬁnir grau de equilíbrio;
• diferenciar constante de equilíbrio e grau
de equilíbrio.

Elementos de Química Geral | Equilíbrio químico – princípios gerais

INTRODUÇÃO Quando nos perguntamos se a água dentro de um frasco fechado evapora,
a primeira resposta talvez seja que não, pois não percebemos diminuição no
nível da água no frasco. Mas esta resposta não está correta. No frasco estão
ocorrendo dois processos opostos com a mesma velocidade: a evaporação e
a condensação. Dizemos então que esse sistema está em equilíbrio. Reações
reversíveis, em que reagentes e produtos estão em equilíbrio, são processos
importantes que ocorrem em grande número no metabolismo dos seres vivos
e na atmosfera.

Uma reação é dita reversível quando ocorre nos dois sentidos simultaneamente.

DEFINIÇÃO DE EQUILÍBRIO

A maioria das reações que nós trabalhamos, quando realizadas
num sistema fechado, é reversível. Quando colocamos substâncias num
recipiente e elas começam a reagir, vão formando novas substâncias
chamadas produtos. Após determinado tempo, estes produtos reagem
entre si, produzindo as substâncias iniciais. Este processo ilustra uma
reação reversível, como demonstrado na equação genérica a seguir:

A + B C + D

Esse tipo de reação pode ser visualizada por meio do seguinte
exemplo:

1 mol de N2O4, que é um gás incolor, foi colocado num recipiente
transparente, fechado, com capacidade de 1 litro e aquecido a 100oC.
Nessas condições, as colisões entre moléculas desse gás favorecem sua
decomposição, conforme a equação apresentada a seguir:

N2O4(g) 2 NO2(g)
(incolor) (castanho)

Com o tempo, diminui o número de moléculas de N2O4 e aumenta
a quantidade de moléculas de NO2. Portanto, nada impede que entre
as moléculas de NO2 ocorram colisões que favoreçam a regeneração de
moléculas de N2O4, como veriﬁcamos na equação:

2 NO2(g) N2O4(g)
(castanho) (incolor)
8 CEDERJ

29
Assim, após determinado tempo, para cada molécula de N2O4 que

AULA
se decompõe, duas outras moléculas de NO2 se combinam, formando
uma outra molécula de N2O4.

colisão reação direta

v1

v2

reação inversa colisão

Figura 29.1: Duas reações opostas ocorrendo num mesmo sistema.

Quando a velocidade da reação direta for igual à da reação inversa,
teremos um sistema em equilíbrio em que coexistirão moléculas de N2O4
e NO2.

N2O4(g) 2 NO2(g)

Figura 29.2: Sistema entrando em equilíbrio.
CEDERJ 9


A situação descrita nos permite perceber que o sistema se
encontra num equilíbrio dito dinâmico, pois a quantidade de N2O4 que
se decompõe (reação direta) é igual à quantidade de N2O4 que é formada
(reação inversa).

!
O equilíbrio químico é caracterizado quando a velocidade da reação direta é
igual à velocidade da reação inversa. Conseqüentemente, as concentrações
dos participantes da reação não se alteram.

Retomemos a equação mencionada anteriormente.

N2O4(g) 2 NO2(g)

No início da reação foi colocado 1 mol de N2O4 em um recipiente
de 1 litro. Portanto, essa concentração molar de N2O4 é de 1 mol por
litro, e pode ser representada por [N2O4] = 1mol/L. À medida que o
tempo passa, o N2O4 é consumido e, portanto, sua concentração vai
diminuindo.

2,0

1,5

1,0
[N2O4]

0,5

0
Tempo

Gráﬁco 29.1: Concentração de N2O4 em mol/L.

10 CEDERJ

29
Em contrapartida, a [NO2], concentração molar de NO2, que

AULA
inicialmente era nula, vai aumentando com o tempo.

2,0

1,5

1,0
[NO2]

0,5

0
Tempo

Gráfico 29.2: Concentração de NO2 em mol/L.

Depois de certo tempo, essas concentrações não mais variam,
momento esse em que fica caracterizado o equilíbrio químico.

2,0

1,5

1,0
[N2O4] = 0,74 mol/L

0,5
[NO2] = 0,52 mol/L

0
Tempo

A partir deste instante as concentrações
passam a ser constantes.
(Equilíbrio)

Gráfico 29.3: Equilíbrio químico da reação de N2O4 e NO2.

CEDERJ 11


LEI DA VELOCIDADE DA REAÇÃO E CONSTANTE DE
EQUILÍBRIO (KC)

Vamos agora observar o que ocorre com a velocidade dessas
reações (direta e inversa). A velocidade de uma reação é diretamente
proporcional ao produto das concentrações em mol/L dos reagentes dessa
reação (Lei de Ação das Massas ou Lei de Guldberg-Waage). Considere
REAÇÃO a REAÇÃO ELEMENTAR genérica:
ELEMENTAR
aX + bY produtos
É aquela que se
processa em uma
única etapa. A expressão da velocidade de uma reação pode ser assim
representada:

v = k[X]a [Y]b

v = velocidade da reação num determinado instante;
k = constante da velocidade da reação (um valor numérico
característico da reação e da temperatura);
[X] e [Y] = concentração em mol/L dos reagentes X e Y;
a e b são os coeﬁcientes da equação.
Exemplo:

2 NO2 + H2 N2O + H2O
v = k [NO2]2 [H2]

A explicação para a existência de um termo elevado ao quadrado
é que poderíamos escrever a equação anterior da seguinte forma:

NO2 + NO2 + H2 N2O + H2O

Então, a expressão da velocidade seria v = k [NO2][NO2][H2],
que corresponde à expressão apresentada anteriormente v = k [NO2]2
[H2].
Voltemos à nossa reação.

N2O4(g) 2 NO2(g)

Podemos escrever a expressão da velocidade da reação direta (da
esquerda para a direita) v1:
v1= k1 [N2O4]

12 CEDERJ

29
E a expressão para a reação inversa (da direita para a esquerda)

AULA
v2 será:

v2 = k2 [NO2]2

Quando o sistema atinge o equilíbrio, podemos igualar v1 e v2:

[ NO2 ]
2
k
v1 = v2 ⇒ k1 [N2O4] = k2 [NO2] ⇒ 1 = 2
k2 [ N2O4 ]
k1
como k1 e k2 são constantes, então também é uma constante. Essa nova
k2
constante é chamada constante de equilíbrio, e é simbolizada por Kc.

Para o equilíbrio N2O4(g) 2 NO2(g), temos:

[ NO2 ]
2

Kc =
[ N 2 O4 ]
Essa expressão de K c nos diz que, independentemente das
[ NO2 ] é igual a um valor
2

condições iniciais, o resultado do cálculo
[ N2O4 ]
numérico fixo, para determinada temperatura.
Na temperatura de 100oC, o valor da concentração de Kc para
essa reação é 0,36. Esse valor foi calculado experimentalmente, e toda
vez que realizarmos essa reação num sistema fechado à temperatura de
100oC, encontraremos sempre esse mesmo valor.

Concluindo:
A Lei de equilíbrio (Kc) expressa em função das concentrações
é definida como a multiplicação das concentrações, em mol/L, dos
produtos, divididas pelas concentrações dos reagentes, todas elevadas
aos respectivos coeficientes estequiométricos.

aX + bY produtos
[C]c [D]d
aA + bB cC + dD Kc =
[A]a [B]b
Observe que o valor da constante de equilíbrio para uma reação,
em determinada temperatura, não depende das concentrações iniciais de
reagentes e produtos, e sim de suas concentrações no equilíbrio.

Outro exemplo: H2(g) + I2(g) 2 HI(g)
[HI ]2
Kc =
[H 2 ][I2 ]
CEDERJ 13


ATIVIDADE

1. Escreva a expressão da Lei de Equilíbrio (K c) para os seguintes
sistemas:

a. 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)

b. Fe2+ (aq) + Cu2+(aq) Fe3+(aq) + Cu+(aq)

c. 2 NO2(g) 2 NO(g) + O2(g)

SIGNIFICADO DE KC

Qual informação podemos retirar do fato de conhecermos o Kc de uma
reação?
Pois bem, se o Kc de uma reação for muito alto, podemos concluir
que, ao atingir o equilíbrio, haverá muito mais produto do que reagente,
logo, será maior a extensão da reação direta. Por outro lado, se os
valores de Kc forem muito baixos, observaremos que a reação direta
será pouco favorecida, ou seja, no equilíbrio teremos mais reagentes do
que produtos.
Vamos exempliﬁcar alguns problemas envolvendo Kc.

Exemplo 1
Em um sistema em equilíbrio a 25oC, as concentrações de NOCl(g),
NO(g) e Cl2(g) são, respectivamente, iguais a 5mol/L, 5x10–5 mol/L e
2 mol/L.
a. Calcule a constante de equilíbrio(Kc), a 25oC, para a reação:

2 NOCl(g) 2NO(g) + Cl2(g)

Vamos primeiramente escrever a expressão de Kc para essa reação.
[NO]2 [Cl2 ]
Kc =
[NOCl ]2
substituindo os valores na expressão:

(5 ⋅ 10−5 )2 ⋅ 2 25 ⋅ 10−10 ⋅ 2
Kc = = = 2 ⋅ 10−10
52 25

14 CEDERJ

29
b. Se você adicionar NOCl em um frasco vazio, a 25oC, a

AULA
decomposição em NO e Cl2 será muito intensa? Justiﬁque.

A questão é saber se a decomposição do NOCl ocorre facilmente. Isto é
’
possível analisando o valor da sua constante de equilíbrio Kc = 2x102.
Este valor muito baixo indica que no equilíbrio a [NOCl] é muito alta,
logo o processo de decomposição do NOCl é difícil.

Exemplo 2
Para a reação representada a seguir, em que todas as substâncias estão
em fase gasosa:

2CO + O2 2CO2

realizada a uma dada temperatura, o valor da constante de equilíbrio
é 40 e as concentrações do CO = 0,05 mol/L e do CO2 = 0,10 mol/L.
Calcule a concentração em mol/L de gás oxigênio nesse equilíbrio.
Vamos escrever a expressão de Kc para esse equilíbrio,
[CO2 ]2
Kc =
[CO]2 [O2 ]
substituindo os valores dados:

(0, 10)2 0, 01
40 = ⇒ [O2 ] = ⇒ [O2 ] = 0, 10 mol/L
(0, 05) ⋅ [O2 ]
2
25 ⋅ 10−4 ⋅ 40

ATIVIDADES

2. Em determinadas condições de temperatura e pressão, existe 0,5 mol/L
de N2O4 em equilíbrio com 2 mol/L de NO2, segundo a equação

N2O4(g ) 2 NO2(g).

Qual o valor da constante desse equilíbrio em função das concentrações
em mol/L, nas condições da experiência?

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3. Em altas temperaturas, N2 reage com O2 produzindo NO, um poluente
atmosférico:

N2 + O2 2 NO

À temperatura de 2.000 Kelvin, a constante do equilíbrio descrito
anteriormente é igual a 4,0 x 10–4. Nessa temperatura, se as concentrações
de equilíbrio de N2 e O2 forem, respectivamente, 4,0 x 10–3 e 1,0 x 10–3
mol/L, qual será a concentração molar de NO no equilíbrio?

SISTEMAS GASOSOS

Em sistemas gasosos, a quantidade de reagente e produtos também
PRESSÃO PARCIAL pode ser veriﬁcada pela PRESSÃO PARCIAL de cada um dos gases participantes
Pressão exercida da reação, porque a concentração molar de um gás é diretamente
por um gás, se
este ocupasse proporcional a sua pressão parcial. Para comprovar esta relação, basta
sozinho o volume
analisado. observar a lei dos gases ideais.

n n
PV = nRT ou P = RT em que a relação corresponde à
V V
concentração mol/L .

Quando utilizamos as pressões parciais para descrever um sistema em
equlíbrio, chamamos a constante de equilíbrio de Kp. Vamos exempliﬁcar
por meio da reação entre gás nitrogênio e gás hidrogênio na produção
de amônia.

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

A Lei de Equilíbrio desta reação pode ser descrita em função das
[ NH3 ] ,
2

concentrações molares, como visto anteriormente, Kc =
[ N 2 ][H2 ]
3

P 2 NH 3
ou em função das pressões parciais, K p = .
PN2 P3H 2

16 CEDERJ

29
Exemplo 3

AULA
O gás SO3 pode ser decomposto em dióxido de enxofre e oxigênio a
altas temperaturas, de acordo com a equação: 2 SO3(g) 2 SO2(g)
+ O2(g).
As pressões parciais dos componentes no equilíbrio são: para O2 = 12 atm;
para SO2 = 4 atm e para SO3 = 8 atm. Determine o valor da constante
de equilíbrio Kp para este sistema.
Vamos primeiramente escrever a Lei de Equílíbrio em função das
P 2 so2 Po2
pressões parciais para esta reação K p = . Substituindo os
P 2 so3
valores, teremos:

42 × 12
Kp = ⇒ Kp = 3.
82

RELAÇÃO ENTRE KP E KC

Para algumas reações, os valores de Kp e Kc são iguais. Porém,
para muitas outras, as duas constantes apresentam valores diferentes.
Portanto, é necessário que nós possamos calcular uma a partir da outra.
A equação que nos permite fazer esse cálculo é deduzida a partir da lei
dos gases ideais.

Kp= Kc(RT)∆n

Nesta equação, ∆n é variação do número de mols (número de mols dos
produtos gasosos – número de mols dos reagentes gasosos) na equação
química. Para a reação

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g),

temos que ∆n = 2 – (1+3) = –2.
Observe que quando o valor de ∆n for igual a zero, as constantes Kp e
Kc terão o mesmo valor.

GRAU DE EQUILÍBRIO

Considere um frasco fechado, inicialmente, com 9,0 mols de
ozônio (O3). Admita que no equilíbrio entre ozônio e oxigênio existam
6,0 mols de O3 e 4,5 mols de O2.
Para calcular o número de mols de O3 que reagiram, temos:
n (reagiram) = 9,0 – 6,0 = 3,0 mols de ozônio.

CEDERJ 17


Vamos agora determinar a porcentagem de mols de O3 que reage:

Início 9,0 mols ––––– 100%
Reagem 3,0 mols ––––– α
3x100
Logo, α = = 33%
9
Essa porcentagem é denominada grau de equilíbrio (α).
Podemos calcular o grau de equilíbrio para determinado reagente
diretamente pela expressão:

quantidade de mols consumidos
α=
quantidade inicial de mols

É muito importante que você saiba diferenciar grau de equilíbrio
e constante de equilíbrio.

Grau de equilíbrio(α) Constante de equilíbrio (Kc)

Alterando as
varia Não varia
concentrações
Alterando a
varia varia
temperatura

A uma temperatura constante, o grau de equilíbrio é variável,
porque depende da concentração inicial do reagente que estiver sendo
analisado. Entretanto, a constante de equilíbrio, como o próprio nome
indica, terá valor ﬁxo para cada equilíbrio.

Exemplo 4
1) A tabela a seguir é válida para o seguinte equilíbrio de decom-
posição, realizado a 500oC:

2 NH3 N 2 + 3 H2

[NH3] [NH3] Kc

inicial no equilíbrio
a
1 experiência 1,0 0,2 16

2a experiência 5,0 1,6 16

18 CEDERJ

29
a. Por que o valor de Kc não varia?

AULA
O valor de Kc não varia, porque, mantida a temperatura constante,
a constante de equilíbrio não depende das concentrações iniciais dos
reagentes ou dos produtos.

b. Calcule o grau de decomposição da amônia, em cada experiência,
considerando o volume do recipiente igual a 1 litro.

1a experiência
início: NH3 = 1,0 mol
equilíbrio: NH3 = 0,2 mol
reage: 1,0 – 0,2 = 0,8 mol

quantidade de mols consumidos 0, 8
α= α= = 0, 8 = 80%
quantidade inicial de mols 1, 0

2a experiência
início: NH3 = 5,0 mol
equilíbrio: NH3 = 1,6 mol
reagem: 5,0 – 1,6 = 3,4 mol

quantidade de mols consumidos 3, 4
α= α= = 0, 68 = 68%
quantidade inicial de mols 5, 0

CONCLUSÃO

O equilíbrio químico pode existir somente em sistemas fechados
em que o conteúdo material não é aumentado nem diminuído, perma-
necendo assim com as concentrações constantes.

CEDERJ 19


ATIVIDADES FINAIS

1. O gráﬁco a seguir mostra a variação, em função do tempo, das concentrações de
A, B, C e D durante a reação de 3,5 mol/L de A com 3,5 mol/L de B, a 25°C. Observe
que as concentrações A, B, C e D para o cálculo de Kc estão indicadas no gráﬁco.

4,0

3,5

3,0
C + D
2,5

2,0

1,5

1,0
A + B
0,5

0
5 10 15 20 Tempo (min)

Considerando a reação A + B C + D:

a. em que tempo de reação o equilíbrio foi atingido?

b. qual o valor da constante desse equilíbrio?

2. Para o equilíbrio CO2 + H2 CO + H2O numa determinada temperatura,
a constante Kc vale 8,4.

Uma análise apontou os seguintes resultados, em determinado instante de uma
experiência:

[CO2] = 0,2 mol/L

[H2] = 0,3 mol/L

[CO] = 1,2 mol/L

20 CEDERJ

29
[H2O] = 0,4 mol/L

AULA
Com base nessas informações, veriﬁque se o sistema já atingiu o equilíbrio no
instante considerado.

3. Em um recipiente de 1 litro, colocou-se 1 mol de PCl5. Suponha o sistema:

PCl5 PCl3 + Cl2, homogêneo e em temperatura tal que o PCl5 esteja 80%
dissociado. Determine a constante de equilíbrio para esse sistema.

4. Dado Kc = 61 para a reação N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) a 500K, calcule se
mais amônia tenderá a se formar quando a mistura de composição 2,23 x 10–3
mol/L de N2, 1,24 x 10–3 mol/L de H2 e 1,12 x 10–1 mol/L de NH3 estiver presente em
um recipiente a 500K.

RESUMO

• O equilíbrio químico é uma reação reversível na qual a velocidade da reação direta
é igual à velocidade da reação inversa e, conseqüentemente, as concentrações
de todas as substâncias participantes permanecem constantes.

[C]c [D]d
• Para a reação a A +bB cC + dD Kc =
[A]a [B]b

• Kc não varia com a concentração das substâncias, mas varia com a temperatura
em que se processa a reação.

• Em sistemas gasosos podemos determinar a constante de equilíbrio em função
das pressões parciais (Kp).

• O grau de equilíbrio (α) varia com a temperatura e com a concentração.

CEDERJ 21


INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA

Na nossa próxima aula, vamos saber como podemos perturbar um sistema em
equilíbrio e as conseqüências na reação dessa perturbação.

RESPOSTAS

Atividade 1
[SO3 ]2
a. Kc =
[SO2 ]2 [O2 ]

[Fe3+ ][Cu+ ]
b. Kc =
[Fe2 + ][Cu2 + ]

[NO]2 [O2 ]
c. Kc =
[NO2 ]2

Atividade 2
[ NO2 ]
2
22
Kc = = =8
[ N 2 O4 ] 0, 5

Atividade 3

4,0 x 10–5 mol/L

Atividades Finais

1. a. 10 minutos

2, 5 x 2, 5
b. = 6, 25
1, 0 x 1, 0

1, 2 x 0, 4
2. = 8 ≠ Kc logo, o sistema ainda não atingiu o equilíbrio.
0, 2 x 0, 3

0, 8 x 0, 8
3. Kc = = 3, 2
0, 2

[NH3 ]2
4. Não, pois o valor para está muito maior que o Kc indicado.
[N 2 ][H 2 ]3

22 CEDERJ

30
AULA
Deslocamento de equilíbrio

Meta da aula
Apresentar a aplicação do Princípio de Le Chatelier
em equilíbrio químico.
objetivos

Ao final desta aula, você deverá ser capaz de:

• identificar os fatores que alteram um
sistema em equilíbrio;
• verificar como esses fatores provocam um
deslocamento de equilíbrio.

Elementos de Química Geral | Deslocamento de equilíbrio

INTRODUÇÃO Esta aula é a continuação do conteúdo Equilíbrio Químico, trabalhado na
Aula 29. Como você viu naquela aula, um sistema, após atingir o equilíbrio,
apresenta uma quantidade constante das substâncias participantes se não
houver alterações externas que perturbem esse equilíbrio.
Em 1888, o químico francês Henry Louis Le Chatelier desenvolveu um trabalho
que permite prever o que ocorrerá a um sistema em equilíbrio quando
perturbado.

!
A conclusão deste trabalho é conhecida como o Princípio de Le Chatelier:
“Quando um sistema em equilíbrio é perturbado, ele reage no sentido de
anular o efeito dessa perturbação.”

Quem foi Le Chatelier?
Henry Louis Le Chatelier nasceu em Paris no dia 8 de outubro de 1850.
Os primeiros ensinamentos em Matemática e Química foram dados
pelo pai, o engenheiro Louis Le Chatelier. Mais tarde, pai e ﬁlho
trabalhariam juntos na criação de uma indústria de alumínio.
Toda a linha de pesquisa de Le Chatelier era voltada para as aplicações
práticas. Publicou trabalhos sobre cimento e, preocupado com os
acidentes em minas de carvão, fez um minucioso estudo sobre
combustão do metano, determinando a temperatura de ignição e
outras variáveis.
Durante toda a vida, Le Chatelier dedicou-se à Educação. Considerado
um inovador na Educação em Química, criou métodos próprios que
sempre despertavam interesse em seus alunos.
Texto adaptado, em outubro de 2005, do site www.woodrow.org/
teachers/chemistry/institutes/1992/LeChatelier.html

Os principais fatores externos que podem influenciar um
equilíbrio são:

• concentração dos participantes;
• temperatura;
• pressão total do sistema.

ALTERANDO AS CONCENTRAÇÕES

Vamos tomar como exemplo o seguinte sistema em equilíbrio:

1
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) + calor
2

24 CEDERJ

30
Se adicionarmos a esse sistema uma determinada quantidade de

AULA
H2, o equilíbrio irá se deslocar no sentido de consumir esse H2 colocado
a mais. A reação que consome H2 é a reação 1 (reação direta). Então,
durante um determinado tempo, a velocidade da reação 1 será maior
que a velocidade da reação 2 (v1 > v2), o que acarretará aumento da
concentração de NH3.

1
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) + calor
2

Após certo tempo, é estabelecido um novo equilíbrio, mas sem
alteração no valor da constante Kc.
Se aumentarmos a concentração de NH3, o sistema irá se deslocar
no sentido de consumir esse NH3. A reação que consome NH3 é a reação
2 (reação inversa). Então, durante certo tempo, v2 > v1, o que acarretará
aumento da concentração de N2 e H2.

1
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) + calor
2

Essas velocidades se tornarão iguais após certo tempo e o equilíbrio
será estabelecido, mas com o mesmo valor para sua constante Kc.

O que ocorrerá com esse equilíbrio se retiramos NH3 do sistema?
Segundo o Princípio de Le Chatelier, o sistema terá de anular essa
alteração. Para isso, ele deverá produzir uma maior quantidade de NH3,
favorecendo, assim, a reação 1 (reação direta), durante determinado
tempo, até o equilíbrio ser novamente atingido.

1
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) + calor
2

Exemplo 1
Considere o equilíbrio: Fe3O4(s) + 4 H2(g) 3 Fe(s) + 4H2O(g)
o
a 150 C, em recipiente fechado.
a. Escreva a expressão da constante de equilíbrio da reação.

[produtos ]
Como vimos na Aula 29, Kc = .
[reagentes ]

CEDERJ 25


Quando temos substâncias no estado sólido, essas não participam
da expressão da constante de equilíbrio, pois não apresentam
concentração molar.
[ H2O]
4

Logo, para nossa reação: Kc = .
[ H2 ]
4

b. Preveja, justificando, qual será o efeito da adição ao sistema
em equilíbrio de:
(I) H2 (g).
Segundo Le Chatelier, o sistema deverá consumir H2 para retornar
ao equilíbrio, favorecendo a reação direta.
(II) Fe (s).
Como o ferro se apresenta no estado sólido, a quantidade dessa
substância não afeta o equilíbrio.
(III) Um catalisador.
O catalisador é uma substância adicionada a uma reação para
aumentar a sua velocidade, como ocorre com as enzimas em
sistemas biológicos. Ela não influi em um sistema em equilíbrio.

ATIVIDADE

1. Considere a reação em equilíbrio representada a seguir:
1
4 HCl (g) + O2 (g) 2 H2O (g) + 2Cl2 (g)
2

O que ocorrerá com o equilíbrio dessa reação se:
a. a concentração de gás oxigênio diminuir?
b. for adicionado um catalisador?
c. a concentração de Cl2 aumentar?

Alterando a pressão total do sistema

Em equilíbrios que envolvem gases, poderá haver variações de
volume, dependendo da proporção do número de moléculas dado pelos
coeficientes da reação. No nosso exemplo, temos:

1
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) + calor
2
1 + 3 = 4 volumes 2 volumes
⇓ ⇓
maior pressão menor pressão

26 CEDERJ

30
Pelo Princípio de Le Chatelier, um aumento de pressão no sistema

AULA
deverá deslocar o equilíbrio no sentido de anular essa alteração, ou seja,
no sentido de menor pressão, favorecendo, no nosso exemplo, a reação
1 (reação direta). Logo, o aumento de pressão desloca o equilíbrio para
o lado de menor número de mols gasosos.
Por outro lado, se diminuirmos a pressão do sistema, ele irá se
deslocar no sentido de maior pressão, favorecendo a reação 2 (reação
inversa). Logo, a diminuição de pressão desloca o equilíbrio para o lado
de maior número de mols gasosos.
Quando alteramos a pressão total de um sistema em equilíbrio,
ele será perturbado por um tempo e voltará ao equilíbrio sem alteração
no valor da constante Kc.

ATIVIDADE

2. Há dois sistemas gasosos em equilíbrio, cujas constantes de equilíbrio
são dadas pelas expressões (I) e (II):

[H 2 O]2 [Cl2 ]2 [CH 4 ][H 2 S]2
(I) (II)
[HCl ]4 [O2 ] [CS 2 ][H 2 ]4
Nessas condições:

a. Escreva a equação para cada um dos sistemas em equilíbrio.
b. Qual será o efeito do aumento de pressão total sobre cada um dos
sistemas?

ALTERANDO A TEMPERATURA

Se aumentássemos a temperatura, estaríamos, em outras palavras,
fornecendo calor para o sistema. Segundo Le Chatelier, o equilíbrio irá
se deslocar no sentido de anular esse efeito, ou seja, irá consumir calor.
A reação que consome calor é chamada reação endotérmica. No nosso
exemplo, a reação que consome calor é a reação 2 (reação inversa).
Com o aumento da temperatura, teremos, durante certo tempo:

1
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) + calor, até o equilíbrio
2
ser restabelecido.

CEDERJ 27


Se diminuíssemos a temperatura, estaríamos retirando calor do
sistema; com isso, o equilíbrio iria se deslocar no sentido de produzir
calor. A reação que produz calor é chamada exotérmica. No nosso
exemplo, a reação que produz calor é a reação 1 (reação direta).
Com a diminuição da temperatura, teremos, durante um certo
tempo:

1
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) + calor, até o equilíbrio
2
ser restabelecido.
Desta forma, em um sistema em equilíbrio, com pressão constante,
o aumento da temperatura provoca o deslocamento do equilíbrio no
sentido da reação endotérmica. Logo, a diminuição da temperatura
desloca a reação no sentido inverso, ou seja, no sentido da reação
exotérmica.
Quando alteramos a temperatura de um sistema, estamos
alterando a sua energia. Com isso, o novo equilíbrio que será atingido
apresentará um novo valor da constante Kc.
Podemos ilustrar a importância do Princípio de Le Chatelier com
o exemplo da origem das cáries dentárias.

Exemplo 1
O esmalte dos dentes é formado por uma substância insolúvel
chamada hidroxiapatita, e a destruição dessa substância é chamada de
desmineralização.
Na boca, há o equilíbrio:

Ca5 (PO4) 3 OH (s) 5 Ca2+(aq) + 3 PO43–(aq) + OH–(aq)

Entretanto, a fermentação de alimentos, como o açúcar, produz íons
H+ por meio de um processo ácido. Esses íons retiram OH– para formar
H2O. Dessa forma, os íons se tornam responsáveis pelo deslocamento
do equilíbrio para a direita e, assim, pela destruição do esmalte.
A adição de ﬂúor ajuda a prevenir as cáries, porque os íons F–
substituem os íons OH– do esmalte, formando ﬂuorapatita, Ca5(PO4)3F,
muito resistente ao ataque de ácidos.

28 CEDERJ

30
Exemplo 2

AULA
O ozônio é formado, somente na estratosfera ou em laboratório, sob a
ação de radiações eletromagnéticas (ultravioleta, onda de rádio etc.). Sua
formação ocorre mediante a seguinte reação endotérmica:

3 O2 2 O3

a. O aumento da temperatura favorece ou dificulta a formação de
ozônio? Justifique.

Como, segundo o enunciado, a reação da formação de ozônio é
endotérmica, o aumento de temperatura favorecerá essa reação.

!
Lembre-se: o aumento da temperatura favorece a reação endotérmica.

b. E o aumento da pressão? Justifique.

O aumento da pressão desloca o equilíbrio para o lado de menor
volume. Logo, favorecerá a reação de formação do ozônio.

ATIVIDADE

3. Considere o sistema em equilíbrio representado pela equação química:

CO (g) + 2 H2 (g) CH3OH (g) + calor

Com base nesse sistema, classifique as afirmativas a seguir em verdadeira
ou falsa, em relação ao deslocamento do equilíbrio.
I – Desloca-se para a direita, com o aumento da temperatura ( ).
II – Desloca-se para a esquerda, com o aumento da concentração de
metanol (CH3OH) ( ).
III – Desloca-se para a direita, diminuindo a concentração de hidrogênio ( ).
IV – Desloca-se para a esquerda, com a diminuição da temperatura ( ).
V – Desloca-se para a esquerda, com o aumento da concentração de
monóxido de carbono ( ).

CEDERJ 29


As equações a seguir representam sistemas em equilíbrio. O único sistema
que não se desloca por alteração de pressão é:

a. SO2 (g) + 1/2 O2 (g) SO3 (g)
b. CO2 (g) + H2 (g) CO (g) + H2O (g)
c. N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
d. 2 CO2 (g) 2 CO (g) + O2 (g)

CONCLUSÃO

O conhecimento do comportamento de sistemas em equilíbrio
frente a fatores como temperatura, pressão e concentração dos
participantes foi importante para viabilizar muitos processos industriais
e práticas de laboratório.

ATIVIDADES FINAIS

1. Nas lâmpadas comuns, quando estão acesas, o tungstênio (W) do filamento
sublima, depositando-se na superfície interna do bulbo. No interior das chamadas
“lâmpadas halógenas” há iodo, a fim de diminuir a deposição de tungstênio. Estas,
quando acesas, apresentam uma reação de equilíbrio representada por:

W (s) + 3 I2 (g) WI6 (g)

Na superfície do filamento (região de temperatura elevada), o equilíbrio está
deslocado para a esquerda. Próximo à superfície do bulbo (região mais fria), o
equilíbrio está deslocado para a direita.

a. Escreva a expressão para a constante de equilíbrio.

b. A formação do WI6(g), a partir dos elementos conforme a equação dada, é
exotérmica ou endotérmica? Justifique.

30 CEDERJ

30
2. Em um recipiente fechado, é realizada a seguinte reação a temperatura constante:

AULA
SO2 (g) + 1/2 O2 (g) SO3 (g)

a. Sendo v1 a velocidade da reação direta e v2 a velocidade da reação inversa, qual
v1
a relação no equilíbrio?
v2
b. Se o sistema for comprimido mecanicamente, ocasionando um aumento de
pressão, o que acontecerá com o número total de moléculas?

3. O equilíbrio entre a hemoglobina (Hm), o monóxido de carbono (CO) e o
oxigênio (O2) pode ser representado pela equação:

Hm•O2 (aq) + CO (g) Hm•CO (aq) + O2 (g),

sendo a constante de equilíbrio dada por:

[Hm • CO][O2 ]
K= = 210
[Hm • O2 ][CO]

Estima-se que os pulmões de um fumante sejam expostos a uma concentração
de CO igual a 2,2x10-6 mol/L e de O2 igual a 8,8x10-3 mol/L. Nesse caso, qual a
razão entre a concentração de hemoglobina ligada ao monóxido de carbono e a
concentração de homoglobina ligada ao oxigênio, [Hm•CO] / [Hm•O2]?

4. O hidrogênio molecular pode ser obtido, industrialmente, pelo tratamento
do metano (CH4) com o vapor d'água. O processo envolve a seguinte reação
endotérmica:

CH4 (g) + H2O (g) CO (g) + 3 H2 (g)

Com relação ao sistema em equilíbrio, pode-se aﬁrmar, corretamente, que:

a. a presença de um catalisador afeta a composição da mistura.

b. a presença de um catalisador afeta a constante de equilíbrio.

c. o aumento da pressão diminui a quantidade de metano.

d. o aumento da temperatura afeta a constante de equilíbrio.
CEDERJ 31


RESUMO

• Princípio de Le Chatelier: Quando se exerce uma ação sobre um sistema
em equilíbrio, ele se desloca no sentido que produz uma anulação da ação
exercida.

• Um aumento da concentração de um participante do equilíbrio desloca-o no
sentido da reação em que ele é consumido e a diminuição da concentração
de um participante do equilíbrio desloca-o no sentido da reação em que ele é
formado.

• Um aumento da pressão desloca o equilíbrio para a reação que ocorre com
contração do volume; já uma diminuição da pressão desloca-o para a reação
que ocorre com expansão do volume.

• Um aumento da temperatura desloca o equilíbrio para a reação endotérmica e
a diminuição da temperatura para reação exotérmica.

RESPOSTAS

1.a. Desloca-se no sentido 2.

1.b. Nada ocorre ao equilíbrio.

1.c. Desloca-se no sentido 2.

2. a. Para o sistema:

(I) 4 HCl (g) + O2 (g) 2 H2O (g) + 2 Cl2 (g)

(II) CS2 (g) + 4 H2 (g) CH4 (g) + 2 H2S (g)

32 CEDERJ

30
2.b. O aumento da pressão desloca o equilíbrio para o lado de menor volume.

AULA
Logo, favorecerá a reação direta nos dois sistemas.

(I) 4 HCl (g) + O2 (g) 2 H2O (g) + 2 Cl2 (g)

5 volumes 4 volumes

(II) CS2 (g) + 4 H2 (g) CH4 (g) + 2 H2S( g)

5 volumes 3 volumes

3. ( F ) (V) (F) (F) (F)

4. A letra b, pois o número de mols gasosos é igual nos reagentes e produtos.

Atividades Finais

[ WI6 ]
1. a. K =
c [I 2 ]3

1. b. Exotérmica, pois é favorecida em temperaturas mais baixas.

2. a. O equilíbrio é caracterizado pela igualdade das velocidades das reações direta
e inversa, logo v1/v2 = 1.

2. b. O sistema se deslocará no sentido de menor pressão (para direita), diminuindo
o número total de moléculas.

[Hm•CO]8,8 x 10- 3 [Hm•CO]
- 6 ⇒ [Hm•O ]
[Hm•O2 ]2,2 x 10 2

4. A letra d, pois toda constante de equilíbrio varia com a temperatura do sistema.

CEDERJ 33

31
AULA
Equilíbrio iônico de
ácidos e bases

Meta da aula
Apresentar uma visão de equilíbrios iônicos que
envolvem as forças de ácidos e bases.
objetivos

Após o estudo do conteúdo desta aula,
esperamos que você seja capaz de:
• definir ácidos e bases segundo as teorias
de Arrhenius e Brönsted & Lowry;
• definir constantes de ionização de ácidos
e bases;
• definir e aplicar em problemas o conceito
de pH e pOH;
• definir solução-tampão.

Elementos de Química Geral | Equilíbrio iônico de ácidos e bases

INTRODUÇÃO O conceito de equilíbrio, já estudado, tem mais uma aplicação quando
trabalhamos com sistemas iônicos. Dentre os sistemas iônicos, os mais
importantes referem-se ao equilíbrio de ácidos e bases.

ÁCIDOS E BASES

O cientista sueco Svante Arrhenius, em 1887, definiu ácidos como
substâncias que, em solução aquosa, se ionizam e liberam íons H+ e base
como substâncias que em solução aquosa se ionizam e liberam íons OH–.
Sendo assim, o cloreto de hidrogênio (HCl) é dito um ácido de Arrhenius,
pois, em solução aquosa, sofre ionização, produzindo íons hidrogênio
e íons cloreto (equação 1),

H2O
equação 1 HCl -H+ + Cl -

já a soda cáustica (NaOH) é uma base, pois gera íons sódio (Na+) e íons
hidroxila (OH–) (equação 2).

H2O
equação 2 HaOH Na+ + OH-

Em resumo, a teoria de Arrhenius indicava que o próton (H+)
era responsável pelas propriedades ácidas e o íon hidroxila (OH-), pelas
propriedades básicas.
Em 1923, Brönsted, na Dinamarca, e Lowry, na Inglaterra, em
estudos independentes, sugeriram outra definição de ácido-base, que
complementaria a Teoria Ácido-Base de Arrhenius.
A teoria de Brönsted & Lowry define, como ácido, uma espécie química
capaz de doar próton e, como base, uma espécie química capaz de
aceitar próton. Uma reação ácido-base é uma reação de transferência
de prótons.
Essa definição leva a um melhor entendimento da formação do
próton hidratado (H3O+), pois o ácido, ao sofrer ionização, não forma o
íon hidrogênio, mas doa um próton para a molécula de água. Retornando
ao exemplo do cloreto de hidrogênio, sua molécula doa um próton (H+) à
água, comportando-se assim como um ácido. A água, por sua vez, como

36 CEDERJ

31
recebe o íon hidrogênio (próton), funciona como base. Esta reação é

AULA
reversível, o que signiﬁca que o íon cloreto (Cl-) pode receber o próton
de volta do íon hidrônio (H3O+). Portanto, o íon cloreto é uma base e o
íon hidrônio, um ácido. (equação 3).

HCl + H2O H3O+ + Cl -
equação 3 Ácido 1 + Base 2 Ácido 2 + Base 1

A amônia é classiﬁcada como uma base segundo Brönsted &
Lowry, porque, ao entrar em contato com a água recebe um próton
(H+). Desta forma, surge o íon amônio (NH4+), seu ácido conjugado.
A água, como doadora do próton, comporta-se como ácido de Brönsted
& Lowry e gera o íon hidroxila, que é a sua base conjugada:

NH3 + H2O NH4+ + OH-
Base 1 + Ácido 2 Ácido 1 + Base 2

A força de um ácido é dada pela sua maior ou menor tendência de
doar um próton: quanto maior a sua facilidade para ceder o H+, maior a
sua força ácida, enquanto a base forte é aquela que tem maior tendência
a receber esse próton.
Se prepararmos, por exemplo, duas soluções aquosas diluídas
de ácidos diferentes, a uma mesma temperatura, visualmente não
conseguimos perceber nenhuma diferença entre elas.

1 L de solução aquosa 1 L de solução aquosa
0,1 mol/L de ácido 0,1 mol/L de ácido
cloridrico (HCI) acético (CH3COOH)

Figura 31.1: Béqueres contendo soluções ácidas.

No entanto, com a utilização de uma aparelhagem simples,
podemos perceber que elas apresentam condutibilidades elétricas
diferentes:

CEDERJ 37


Lâmpada com brilho intenso Lâmpada com pouco brilho

127 V 127 V
corrente corrente
alternada alternada

HCI(aq) 1M CH3COOH(aq)
1M
Figura 31.2: Condutibilidade elétrica dos ácidos.

Você percebeu
que no caso do Quanto mais intenso o brilho da lâmpada, maior a concentração
ácido acético
tanto faz escrever de íons presentes e maior a condutibilidade elétrica da solução. Podemos
a fórmula
concluir, observando a Figura 31.2, que o ácido clorídrico (HCl) está mais
H3CCOOH ou
CH3COOH? ionizado e é um ácido mais forte do que o ácido acético (H3CCOOH).

CONSTANTE DE ACIDEZ (Ka)

Vamos analisar separadamente os equilíbrios existentes nas duas
soluções ácidas.
No caso do ácido clorídrico, temos:

HCI (aq) H+(aq) + Cl - (aq)

A expressão da constante de equilíbrio para essa equação, que
por se tratar de sistema em equilíbrio iônico, pode ser chamada Ki e,
mais particularmente, por ser equação de ionização de ácido, pode ser
chamada Ka.

[H+ ][Cl- ]
K i = Ka =
[HCl]

Experimentalmente, determinou-se que o valor de Ka do HCl a
25oC é aproximadamente 103.

[H+ ][Cl- ]
Ka = = 103 (valor alto)
[HCl]

38 CEDERJ

31
O alto valor de Ka significa que o numerador é cerca de mil vezes

AULA
maior que o denominador. Logo, na situação de equilíbrio, há muito
mais moléculas ionizadas. Isto confirma o dado da experiência em que
vimos ser o HCl um ácido bem forte.

Para o ácido acético, temos:

H3CCOO(aq) H+(aq) + H3CCOO- (aq)

Logo, a expressão de Ka será:

[H+ ][H3CCOO- ]
Ka = = 1, 8· 10- 5 (a 25oC)
[H3CCOOH]

Como esse valor é muito baixo, podemos concluir que, na situação
de equilíbrio, há mais moléculas não-ionizadas (denominador) do que
íons em solução, o que justifica a baixa condutibilidade elétrica.
Portanto, pode-se afirmar que, quanto maior o valor de Ka, mais
ionizado estará o ácido, ou seja, maior será a sua força.

!
Quanto maior o Ka, maior o número de moléculas que se ionizam; logo, mais
forte será o ácido.

CONSTANTE DE BASICIDADE (Kb)

Assim, como definimos a constante de ionização para ácidos (Ka),
também podemos definir a constante de dissociação para as bases: Kb.
Considere uma base genérica BOH; o equilíbrio em solução aquosa
pode ser representado da seguinte forma:

BOH(aq) B+(aq) + OH- (aq)

Podemos definir a constante de dissociação dessa base como:

[B+ ][OH- ]
K b=
[BOH]

CEDERJ 39


Veja o exemplo do gás amônia (NH3) que forma soluções aquosas
básicas, nas quais a base pode ser representada por NH4OH.

NH4OH(aq) NH4+(aq) + OH- (aq)

[NH 4+ ][OH- ]
Kb = = 1, 7 · 10- 5 (a 25oC)
[NH 4OH]

O valor baixo de Kb indica que, no equilíbrio da amônia em
água, poucas moléculas se dissociam. Isso caracteriza a amônia como
uma base fraca.

ATIVIDADE

1. Frutas cítricas, como o limão e a laranja, contêm ácido cítrico e ácido
ascórbico (vitamina C). As constantes de ionização (Ka), a 25oC, são dadas
abaixo:

Ácido cítrico Ka = 8x10-4
Ácido ascórbico Ka = 8x10-5

A respeito desses dados, julgue os itens a seguir em verdadeiros ( V ) ou
falsos ( F ).
(I) O ácido cítrico é mais forte que o ascórbico ( ).
(II) Esses dois ácidos são mais fortes que o ácido clorídrico ( ).
(III) Os equilíbrios de ionização desses ácidos devem estar deslocados
para a esquerda ( ).

EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA

Experiências de condutibilidade elétrica e outras evidências
mostram que a água, quando pura, se ioniza muito pouco, originando
o equilíbrio:

H2O(1) + H2O(1) H3O+(aq) + OH- (aq)

Figura 31.3: Representação da reação de ionização da água.
40 CEDERJ

31
Ou, de maneira simpliﬁcada:

AULA
H2O(1) H+(aq) + OH- (aq)

Na água pura, a concentração de íons H+ é sempre igual à
concentração de íons OH–, pois cada molécula de água ionizada origina
um íon H+ e um íon OH–.
Na temperatura de 25oC, as concentrações em mol/L de H+ e
OH– são iguais entre si e apresentam um valor de 10–7 mol/L. Por esse
valor, podemos perceber o quão pouco a água se ioniza.

PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA

Considerando o equilíbrio de ionização da água

H2O(1) H+(aq) + OH- (aq)

Podemos escrever a expressão da sua constante de equilíbrio:

[H+ ][OH- ]
Kc =
[H 2O]

Sabendo que a água apresenta um baixíssimo grau de ionização, podemos
considerar que a [H2O] é constante, pois praticamente não se altera.
Logo:

Kc [H2O] = [H+][OH-]
Kw

Kw é chamado de constante de ionização da água, cujo valor pode
ser calculado a 25oC, com os valores de [H+] e [OH–] conhecidos:

Kw = [H+][OH–]
Kw = (10–7)(10–7) ⇒ Kw = 10–14

O fato de Kw ser constante, a uma dada temperatura, nos permite
chegar às seguintes conclusões:

CEDERJ 41


• Toda solução aquosa contém íons H+ e OH–.
• Uma solução ácida poderá possuir alta concentração de íons
H+, no entanto, haverá sempre uma certa quantidade de OH– de modo
que: [H+][OH–] = Kw = constante.
• Numa solução básica, em que temos maior concentração de
íons OH–, também teremos presente íons H+, tal que: [H+][OH–] = Kw
= constante.
• Com base nessas observações podemos aﬁrmar que a 25oC
teremos para qualquer solução aquosa: [H+][OH–] = Kw = 10–14.

Podemos resumir o conceito de soluções ácidas, básicas (também
chamadas alcalinas) e neutras:
• Solução ácida [H+] > [OH–]
• Solução básica [H+] < [OH–]
• Solução neutra [H+] = [OH–]

Exemplo 1

Considere que o suco de laranja apresente [H+] = 1,0 · 10–4 mol/L, a 25°C.
(Dados: a 25 °C, Kw =10–14)
a. Determine a concentração molar dos íons OH– presentes nesse suco.

Para qualquer solução aquosa : Kw = [H+][OH–] = 10–14
Como [H+] = 1,0 · 10–4, substituindo este valor na equação, temos:
10- 4 = 1, 0 · 10- 4 [OH- ]
10- 14
[OH- ] = -4
= 1, 0 · 10- 10 mol / L
1, 0 · 10

b. Demonstre que o suco de laranja é uma solução ácida.

Como [H+] é maior que [OH–], o suco de laranja é ácido.
Podemos veriﬁcar através dos valores:
1,0 · 10–4 > 1,0 · 10–10
[H+] > [OH–]

42 CEDERJ

31
Exemplo 2

AULA
Um comprimido antiácido, que contém bicarbonato de sódio
(NaHCO3), origina uma solução em que a concentração de íon OH– é
igual a 1,0 · 10–5 mol/L, a 25°C. Demonstre que [OH–] > [H+]. (Dados:
a 25° C, Kw =10–14)

Empregando a equação Kw = [H+][OH–] = 10–14, temos:

Kw 10- 14
[H + ] = = = 1, 0 · 10- 9 mol / L
[OH- ] 1, 0 · 10- 5

1,0 · 10–5 > 1,0 · 10–9
[OH-] > [H+]

O QUE É PH? E POH?

O caráter ácido ou básico de uma solução é usualmente
determinado em função da concentração em mol/L dos íons H+. No
entanto, como essas concentrações normalmente são indicadas por
números de base decimal com expoente negativo (por exemplo, 10–2, 10–7)
trabalhar com esses números pode acarretar dificuldades matemáticas.
Assim, em 1909, o bioquímico dinamarquês Peter Sörensen (1868-1939)
propôs o uso da escala de pH (potencial hidrogeniônico) como método
de determinação da acidez de uma solução. O pH foi definido como: pH
= –log [H+], sendo definido com logaritmo na base 10.

Assim, sendo para a água pura, em que a [H+] = 10–7, o pH é:
pH = –log 10–7 ⇒ pH = 7. Esse valor é considerado o padrão
de neutralidade.

Exemplo 3

Uma solução que apresenta [H+] > 10–7 é considerada ácida.
Exemplo disso é a solução de um suco de tomate, cuja concentração
de íons H+ é igual a 0,0001 mol/L, ou seja, 10–4 mol/L. Qual será o pH
dessa solução?

CEDERJ 43


[H+]= 10-4 mol/L
pH= - log [H+]
pH= - log 10-4
pH= - (-4) log 10
1
pH = 4
Assim:
pH= - log 10-4
pH = 4

Assim como deﬁnimos pH, podemos fazer o mesmo com pOH
(potencial hidroxiliônico): pOH = –log[OH–] .

ATIVIDADE

2. Produtos de limpeza que possuem amoníaco apresentam [OH–] = 0,001
mol/L, ou seja, 10–3mol/L. Determine o pOH dessa solução.

RELAÇÃO ENTRE PH E POH

Vamos retomar a expressão do produto iônico da água:
[H+][OH–] = Kw
Aplicando a notação logarítmica, teremos:
log [H+] + log [OH–] = log Kw
multiplicando por (–1)
(–log [H+] ) + (–log [OH–] ) = – log Kw como Kw = 10–14,

(–log [H+] ) + (–log [OH–] ) = –log 10–14 = 14

(–log [H+] ) + (–log [OH–] ) = –log 10–14 = 14
pH pH

44 CEDERJ

31
!

AULA
pH + pOH = 14

O termo pH é muito mais utilizado que o pOH em situações do
cotidiano.

Vamos, então, caracterizar os diferentes tipos de soluções que encontraremos
em nossos estudos:

Soluções neutras:
Uma solução neutra apresentará concentrações iguais de H+ e OH–.
[H+] = [OH–] = 10–7
pH = –log 10–7 = 7
Logo, pH = pOH = 7

Soluções ácidas:
Uma solução ácida apresenta [H+] > 10–7
Logo: pH < 7

Soluções básicas:
Em uma solução básica temos [H+] < 10–7
Logo: pH > 7

Resumindo:
Solução pH pOH

Neutra 7 7
Ácida <7 >7
Básica >7 <7

ESCALA DE PH

A escala de pH apresenta valores que variam de zero a 14 e nos
indicam o grau de acidez ou basicidade de uma solução a 25oC.

Neutro
Ácido Básico

0 7 14

Figura 31.4: Escala de pH.

CEDERJ 45


Em um laboratório, a maneira mais precisa e prática de se
determinar o pH de uma solução é por meio da utilização de um aparelho
elétrico chamado pHmetro. Durante seu curso de Biologia, você terá
oportunidade de trabalhar com esse aparelho e determinar os pHs de
algumas soluções e materiais comuns em nosso dia-a-dia.

Exemplo 4
Considere que a solução de H2SO4 da bateria de carro tenha pH
=1,0 e que o suco de limão tenha pH = 2,0.
a. Qual é a solução mais ácida?
A solução de H2SO4 é mais ácida porque possui o menor valor de pH.

b. Qual a relação entre as respectivas concentrações de íons H+?
Sabendo que log a = b ⇒ a = 10b, então:
– log [H+] = pH ou log [H+] = – pH ⇒ [H+] = 10–pH
Para a solução de H2SO4, temos:
pH = 1 ⇒ [H+] = 10–1
Para o suco de limão temos:
pH = 2 ⇒ [H+] = 10–2
Essa questão nos mostra que quando os valores de pH variam de
uma unidade, as concentrações de H+ variam com o fator 10.

Exemplo 5
A bile, segregada pelo fígado, é um líquido amargo, esverdeado
e muito importante na digestão. Sabendo que a concentração de H+ na
bile é 10–8 mol/L, determine o pH da bile e discuta se é ácida, básica ou
neutra.
Por deﬁnição, sabemos que pH = – log [H+].
No nosso problema, a [H+] = 10–8 .
Logo: pH = –log 10– 8 ⇒ pH = 8.
Por ter pH >7, essa solução é básica.

46 CEDERJ

31
ATIVIDADE

AULA
3. A análise de uma amostra de sabão revelou que a concentração de OH– é
igual a 10–4. Calcule o pH dessa solução.

O PH NO NOSSO CORPO

Nas células do nosso corpo, o CO2 é continuamente produzido
como um produto do metabolismo. Parte desse CO2 se dissolve no sangue,
estabelecendo o equilíbrio:

CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3-

Quando a respiração é deficiente, acarreta um aumento da
concentração de CO2 no sangue, o que provoca o deslocamento
do equilíbrio para a direita, aumentando a concentração de H +,
conseqüentemente, diminuindo o pH sangüíneo. Essa situação é chamada
de acidose.
Por outro lado, se uma pessoa respira muito rápido (hiperventilação),
acarreta uma diminuição da quantidade de CO2, o que provoca o
deslocamento do equilíbrio para a esquerda, diminuindo a concentração
de H+, conseqüentemente, aumentando o pH do sangue. Essa situação é
chamada de alcalose.

ATIVIDADE

4. Determine o pH de uma solução 0,004 M de certo monoácido cujo grau
de ionização é de 2,5%, nessa concentração.

CEDERJ 47


SOLUÇÃO-TAMPÃO

Em muitas soluções, inclusive nas presentes em nosso corpo, o pH
deve ser mantido em determinada faixa de valores. Por exemplo: o nosso
sangue deve apresentar pH entre 7,3 e 7,5. Se o pH sangüíneo variar
acima ou abaixo dessa faixa, mesmo sendo pequena a variação, poderá
causar sérios distúrbios ao organismo. Uma das maneiras de se controlar
o pH de uma solução, é mediante o uso de uma solução-tampão.

!
Solução-tampão é uma mistura cujo pH praticamente não se altera com adição
de um ácido ou de uma base em quantidade limitada.

Uma solução-tampão é formada por duas substâncias:
• um ácido fraco e um sal desse ácido, exemplo: CH3COOH +
CH3COONa (ácido acético e acetato de sódio);
ou
• uma base fraca e um sal dessa base, exemplo: NH4OH + NH4Cl
(hidróxido de amônio e cloreto de amônio).

COMO FUNCIONA UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO?

Vamos explicar o funcionamento de uma solução-tampão tomando
como exemplo um sistema-tampão encontrado no nosso sangue: H2CO3
(ácido carbônico) e NaHCO3 (bicarbonato de sódio).
A ação do tampão está relacionada aos seguintes equilíbrios
iônicos existentes na solução:

H2CO3 H+ + HCO3- (ácido)
NaHCO3 Na+ + HCO3- (sal)

Nessa solução, temos, simultaneamente:
• alta concentração de H2CO3, pois sendo fraco, esse ácido se encontra
muito pouco ionizado; e
• alta concentração de HCO3– proveniente da dissociação do sal.

48 CEDERJ

31
O que ocorreria a esse sistema se:

AULA
• adicionarmos ácido?
Vamos aplicar o Princípio de Le Chatelier trabalhado na Aula 30.
Suponha que certa quantidade de H+ tenha sido introduzida
no sangue. Esses íons irão se combinar com o ânion HCO3–,
proveniente do sal que se encontra em grande quantidade,
originando ácido carbônico (H2CO3). Portanto, não sobrariam
íons H+ livres para ocorrer um abaixamento de pH.

• adicionarmos base?
Agora, uma certa quantidade de íon OH– foi introduzida no
sangue. Esses íons irão retirar o H+ do equilíbrio do ácido no
processo de neutralização, fazendo com que esse ácido se ionize
e produza mais H+ para neutralizar o OH– introduzido.

Observe que nem a adição de ácido nem a adição de base
ocasionou uma variação signiﬁcativa de pH no sangue.

Para calcular o pH de uma solução-tampão, utilizamos a equação de
Henderson-Hasselbach:

[ânion do sal]
pH = pKa + log
ácido

pKa = –log Ka (constante de ionização do ácido)
[ânion do sal] = concentração em mol/L do ânion proveniente da
dissociação do sal;
[ácido] = concentração em mol/L do ácido fraco utilizado.

No exemplo da solução-tampão do sangue, teríamos:

[HCO3- ]
pH = pKa + log
[H 2CO3 ]

Exemplo 6
Calcule o pH de uma solução-tampão contendo 0,04 mol/L de
CH3COONa e 0,004 mol/L de CH3COOH, sabendo que a constante
desse ácido é igual a 10–5, em determinada temperatura.

CEDERJ 49


Vamos organizar os dados:

[CH3COO–] = 0,04 mol/L
[CH3COOH] = 0,004 mol/L
pKa = –log Ka = –log10 –5 = 5
aplicando a equação de Henderson-Hasselbach teremos:

[CH3COO-]
pH = pKa + log
[CH3COOH]
0, 04
pH = 5 + log ⇒ pH = 5 + log10–1 ⇒ pH = 5 – 1 = 4
0, 004

ATIVIDADE

5. Suponha uma solução formada por 0,2 mol/L de ácido acético e 0,2
mol/L de acetato de sódio (dado: Ka = 10–5).
Decida quais as informações a seguir são verdadeiras e quais são falsas.
a. A solução constitui um sistema tamponado ( ).
b. O pH da solução formada pelo ácido e o sal correspondente é 5 ( ).
c. O pH da solução, após a adição de pequenas quantidades de NaOH 0,1
M, é pouco maior que 5 ( ).
d. Se fossem adicionadas algumas gotas de um ácido forte, o pH seria
pouco menor que 5 ( ).
e. Ao adicionarmos NaOH, as hidroxilas são retiradas da solução pelas
moléculas não-ionizadas do ácido acético, evitando grande variação de
pH ( ).

CONCLUSÃO

A utilização da escala de pH pode, no primeiro momento, parecer
um complicador por usar o conceito matemático de logaritmo, mas, como
pudemos estudar, essa escala é de fato um facilitador para o trabalho
cotidiano, pois utilizamos números contidos na faixa de 0 a 14.

50 CEDERJ

31
ATIVIDADES FINAIS

AULA
1. Sabendo que a clara do ovo tem [OH–] = 10–6 mol/L , determine o valor de seu pH.

2. Um suco de limão apresenta pH = 3. Determine a concentração de H+ na solução,
em mol/L.

3. Admita que a chuva não-poluída tenha pH = 6 e que uma chuva ácida tenha
pH = 4. Analisando a relação:

[H+] na chuva ácida
______________________
[H+] na chuva poluída

Determine o valor de x.

4. Uma solução de hidróxido de amônio 0,25 M a uma temperatura de 25ºC
apresenta grau de ionização igual a 0,4%. O pH dessa solução nas condições
descritas é:

(a) 1 (b) 2,5 (c) 3 (d) 11 (e) 11,5

5. A indústria de conservas de frutas e hortaliças é a base da economia de alguns
municípios do sul do Brasil. Entre os diversos produtos industrializados, destacam-se
as compotas de pêssego e figo.

Nas compotas de pêssego, o pH da calda está em torno de 4,0 e, nas compotas de
figo, está em torno de 5,0.

a. Calcule o pOH da calda da compota de pêssego e da compota de figo.

b. Calcule a concentração hidrogeniônica [H+] dos dois tipos de calda.

c. Sabendo que, em pH menos ácido, há maior possibilidade de proliferação do
Clostridium botulinum, qual tipo de compota é mais propício ao aparecimento
dessa bactéria?

CEDERJ 51


6. Admite-se que a sensação de cansaço, após a prática de exercícios físicos, é
conseqüência do acúmulo de ácido lático nos músculos. Calcule o pH de um tampão
formado por ácido lático 0,12 mol/L e lactato de sódio 0,10 mol/L.

(Dados: Ka = 1,4 x 10–4 ; log 1,4 = 0,14 ; log 0,83 = –0,08)

RESUMO

• Quanto maior a tendência a doar H+, mais forte é o ácido; quanto maior a
tendência a receber H+, mais forte é a base.
∴
• Produto iônico da água: Kw = 10–14 (25oC).

• pH = –log [H+] ∴ pH = n para [H+] = 10 – nmol/L.

• pOH = –log [OH–] ∴ pOH = n para [OH–]= 10 – nmol/L.

• pH + pOH = 14 (25oC).

• Solução ácida apresenta pH < 7.

• Solução neutra pH = 7.

• Solução básica pH > 7.

• Solução-tampão: mantém o pH aproximadamente constante quando a ela são
adicionados íons H+, ou íons OH–.

• Para o cálculo de pH de uma solução-tampão aplicamos a equação de
Henderson-Hasselbach: pH = pK + log [ânion do sal] .
a
ácido

52 CEDERJ

31
AULA
RESPOSTAS

1. I ( V); II (F ); III (V)

2.

[OH+]= 10-3 mol/L
pOH= - log [OH-]
pOH= - log 10-3
pOH= - (-3) log 10
1
pH = 3
Assim:
[OH+]= - log 10-3 mol/L
pOH = 3

3. Como nos foi dado o valor da [OH–] = 10–4 , vamos calcular o pOH dessa
solução.

pOH = –log [OH–]

pOH = –log 10–4 ⇒ pOH = 4

Sabendo que em toda solução: pH + pOH = 14

pH + 4 = 14 logo, pH = 14 – 4 ⇒ pH = 10.

4. Para o cálculo de pH, necessitamos do valor da concentração dos íons H+. Essa
concentração pode ser calculada pela expressão: [H+] = Mα.

No nosso problema, temos que M = 0,004 e α = 2,5% = 0,025. Substituindo os
dados na expressão temos que:

[H+] = 0,004 0,025 = 10– 4 mol/L

CEDERJ 53


Agora podemos calcular o pH, pois : pH = –log [H+]

pH = –log 10– 4 ⇒ pH = 4

5.

a. verdadeira

b. verdadeira

c. verdadeira

d. verdadeira

e. falsa

Atividades Finais

1. pH = 8

2. [H+] = 10–3 mol/L

3.

10-4
______ = 102
10-6

4. letra d

5.a. pOH = 10 (pêssego)

pOH = 9 (figo)

5.b. [H+] = 10–4 (pêssego)

[H+] = 10–5 (figo)

5.c. nas compotas de figo

6. pH = 3,78

54 CEDERJ

32
AULA
Esta aula será enviada
posteriormente

33
AULA
Unidades de concentração

Meta da aula
Trabalhar os conceitos de unidades de concentração
em diferentes situações de preparo de soluções.
objetivos

Após o estudo do conteúdo desta aula,
esperamos que você seja capaz de:
• calcular concentração comum em gramas
por litro;
de concentração comum;
• conceituar concentração molar;
de concentração molar;
• conceituar concentração em partes por
milhão (ppm) e partes por bilhão (ppb);
• conceituar concentração molal;
de concentração molar.

Elementos de Química Geral | Unidades de concentração

INTRODUÇÃO Ao trabalhar com soluções, além de conhecer as substâncias que formam a
solução, é de vital importância estabelecer as relações entre a quantidade de
soluto e a quantidade de solvente. Estas relações numéricas são chamadas
concentração da solução. Há várias maneiras diferentes de se expressar a
concentração de uma solução. Nós vamos estudar aqui as mais utilizadas e de
maior relevância: a concentração comum, a concentração molar, a concentração
molal e partes por milhão.

CONCENTRAÇÃO COMUM (G/L)

Essa unidade de concentração relaciona a massa do soluto (m)
ao volume da solução (V).

m
C=
V

Fique atento para o fato de o volume em questão não ser o
volume de solvente (água) e, sim, o volume total da solução (soluto +
solvente).

Exemplos
Se adicionarmos 4,0 gramas de hidróxido de sódio num balão
volumétrico de 500 mililitros e completarmos o volume com água até a
marca do balão, prepararemos uma solução que apresenta: m = 4,0 g de
NaOH (soluto) e volume de 0,5 litro de solução. Logo, sua concentração
4, 0
comum será: C = = 8,0 g/L (leia-se oito gramas por litro).
0, 5

500mL

Figura 33.1: Balão volumétrico.

58 CEDERJ

Química geral 3 CEDERJ

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