Cálculos Estequiométricos, Equilíbrio Químico e Reações de Ácido-Base 1. O documento discute cálculos estequiométricos baseados em equações químicas, reagente limitante, impurezas e rendimento de reações. 2. Também aborda equilíbrio químico, princípio de Le Chatelier, constante de equilíbrio e deslocamento do equilíbrio. 3. Por fim, explica teoria de ácidos e bases, equilíbrio ácido-base

1. RESUMO: Cálculos Estequiométricos baseados em equações químicas
Para efetuar cálculos estequiométricos deve-se ter sempre em atenção a equação química correcta.
Reagente limitante de uma reação química – é o reagente que apresenta menor quociente entre a sua
quantidade (em moles) e o respetivo coeficiente estequiométrico, isto é existe em menor quantidade relativa.
Impurezas: os reagentes podem conter quantidades significativas de impurezas inertes para a reacção química
em que participam. Isto significa que só a quantidade do reagente puro é consumida durante a reacção. Na
resolução do problema deve-se calcular, em primeiro lugar, a quantidade de reagente puro que a amostra
contém.
Rendimento ( ) de uma reacção química é o quociente entre a quantidade (massa ou volume) real de produto
obtido e a quantidade (massa ou volume) teoricamente esperada, prevista pela equação química
correspondente.
1 – Por combustão do etanol, obtém-se dióxido de carbono e vapor de água.
a) Escreva a equação química que traduz esta reacção química.
b) Que quantidade de dióxido de carbono, se obtém quando se queimam 184 g de álcool?
c) Que quantidade de oxigénio se consome na combustão de 2,30 g de álcool?
d) Que volume de dióxido de carbono, nas condições PTN, se obtém se queimar 184 g de álcool?
e) Que quantidade de água se forma quando se obtém 179,2 cm3 de dióxido de carbono, nas condições PTN?
2 – O arsénio é um metal altamente prejudicial para a saúde.
O arsénio reage com o NaHO de acordo com a seguinte equação: 2 As (s) + 6 NaHO (aq) 2 Na3AsO3 (aq)+ 3 H2 (g)
Quando 75g de arsénio reagem com NaOH suficiente, produzem 25,2L de H2, nas condições normais de pressão e
temperatura.
Qual é o rendimento da reacção?
3 – O processo de obtenção do ferro a partir da hematite (Fe2O3), nos altos-fornos obedece à seguinte equação
química (não acertada): Fe2O3 (s) + C (s) Fe (s) + CO (g)
Faz-se reagir 20 kg de Fe2O3 com 30% de impurezas, com 5 kg de carvão com 20% de impurezas.
a) Acerte a equação química
b) Indique o reagente limitante
c) Calcule a massa de ferro obtida.
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Prof. Adelino Queiroz
Professor: Adelino Queiroz
Assuntos:
Cálculos Estequiométricos
Equilíbrio Químico

2. Reacção Reversível - ocorre quando em sistema fechado os produtos de reacção reagem entre si, originando de
novo os reagentes. Neste caso ocorrem duas reacções simultaneamente: a reacção directa e a reacção inversa.
N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)
e
e e
KC (constante de equilíbrio) depende do valor da temperatura.
Se Kc >> 1 a extensão da reacção directa é superior à extensão da reacção inversa (maior a quantidade de produto)
Se Kc << 1 a extensão da reacção inversa é superior à extensão da reacção directa (maior a quantidade de reagente)
Quociente da Reacção (QC) – serve para verificar se um dado estado é ou não um estado de equilíbrio.
Se Qc = Kc O sistema está em equilíbrio.
Se Qc > Kc O sistema evolui no sentido da reacção inversa.
Se Qc < Kc O sistema evolui no sentido da reacção directa.
Princípio de Le Châtelier – Se se introduzir uma perturbação num sistema em equilíbrio, este vai evoluir no
sentido de contrariar essa perturbação.
(1) Efeito da variação da concentração (relaciona-se com a adição ou remoção de um reagente ou um
produto da reacção)
(2) Efeito da variação da pressão em sistemas gasosos
Se a pressão aumenta (diminui), o sistema evolui no sentido de diminuir (aumentar) a pressão, isto
é, no sentido no menor (maior) número de moles de substâncias no estado gasoso.
Se o número de moles dos reagentes for igual ao número de moles dos produtos da reacção, a
variação da pressão não afecta o estado de equilíbrio.
(3) Efeito da temperatura (relaciona-se com os conceitos de reacção endotérmica H>0 e reacção
exotérmica H<0)
(4) Adição de catalisadores – não afectam o estado de equilíbrio, apenas contribuem para a alteração da
velocidade da reacção.
RESUMO: Equilíbrio Químico e o Princípio de Le Chatelier
QC

3. 1 – Na reação seguinte, a 500 ºC, encontram-se em equilíbrio: 2 mol de CH2O; 0,5 mol de CO e 0,5 mol de H2, num
recipiente com a capacidade de 2 L.
H2 (g) + CO (g) CH2O (g)
Calcule a constante de equilíbrio.
2 – Colocou-se num vaso reactor fechado de 8 dm3
, 3,00 mol de trióxido de enxofre (SO3), que se decompôs em
dióxido de enxofre e oxigénio, de acordo com a seguinte equação química.
2 SO3 (g) 2 SO2 (g) + O2 (g)
Quando o equilíbrio é atingido estão presentes 0,58 mol de O2.
Determine o valor da constante de equilíbrio.
3 – A constante de equilíbrio a 500 ºC, da seguinte reacção é 5,6.
H2O (g) + CO (g) H2 (g) + CO2 (g)
Num recipiente fechado com 2,0L de capacidade colocaram-se: 0,20 mol de H2O; 0,20 mol de CO; 0,10 mol de H2
e 0,10 de CO2, e aqueceu-se a mistura a 500 ºC.
Determine as concentrações, no equilíbrio, dos reagentes e dos produtos a esta temperatura.
4 – Os gráficos seguintes mostram a variação das concentrações
molares dos participantes da reação:
A (g) + B (g) AB (g)
à medida que prossegue, até atingir o equilíbrio à temperatura
T1, no gráfico I e T2 > T1, no gráfico II.
a) Calcule os valores das constantes de equilíbrio às temperaturas T1 e T2.
b) Explique se a reação é endotérmica ou exotérmica, no sentido da formação de AB.
5 – Considere o seguinte equilíbrio químico:
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (g) + CO2 (g); H <0
Indique em que sentido é deslocado o equilíbrio quando:
a) Se aumenta a concentração de água.
b) Se diminui a pressão do sistema.
c) Se aumenta a temperatura do sistema.
d) Se diminui a temperatura do sistema.
e) Se adiciona um catalisador.
6 – Considere o equilíbrio
Que efeito produzem no equilíbrio as seguintes alterações?
a) Remoção de N2O3. b) Adição de NO. c) Diminuição da temperatura do sistema.
d) Aumento do volume do sistema. e) Adição de um catalisador.

4. RESUMO: Ácidos e bases e Equilíbrio ácido-base
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Prof. Adelino Queiroz
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Assuntos:
Ácidos e Bases
Equilíbrio ácido-base
Ácido e base segundo Bronsted-Lowry:
Ácido – espécie química que cede protões (H+
).
Base – espécie química que aceita protões (H+
).
Pares ácido-base conjugados – é constituído por duas espécies químicas que diferem num protão.
Espécies anfotéricas/ anfipróticas ou anfóteros – espécies que em certas situações comportam-se como ácidos
e noutras como bases.
Força relativa dos ácidos e das bases – aspecto qualitativo
Um ácido (uma base) é tanto mais forte quanto maior a sua capacidade de ceder protões (aceitar protões).
A reação de um ácido forte com a água é praticamente completa (1), por outro lado a reação de um ácido
fraco com a água é incompleta (2):
(1)
(2)
Constante de acidez (Ka) e Constante de basicidade (Kb)
No caso dos ácidos e bases fracos em que as reações são incompletas aplicam-se os princípios do equilíbrio
químico.
Assim para a ionização do ácido acético (ácido fraco), temos:
Para bases braças como o amoníaco, cuja reação de ionização é:
Quanto mais forte for o ácido (a base) maior é o valor de Ka (Kb)
Ka Kb = KW (KW = 1,0 10 -14
, a 25 ºC). KW aumenta com o aumento da temperatura.
KW = [H3O+
] [HO -
]. A relação existente entre as concentrações destes iões é que permite classificar as
soluções em ácidas, básicas ou neutras. Assim:
Solução ácida: [H3O+
]>[HO -
] Solução básica: [H3O+
]<[HO -
] Solução neutra: [H3O+
]=[HO -
]
O valor do pH – permite classificar uma solução como ácida, básica ou neutra. A escala de pH (escala Sorensen,
a 25 ºC) vai de zero (solução fortemente ácida) a 14 (solução fortemente básica).
pH= - log [H3O+
] [H3O+
]= 10 - pH
pH + pOH = 14 pOH = - log [OH -
]

5. 1 – Complete o seguinte quadro, considerando que as soluções se encontram à temperatura de 25 ºC.
[H3O+] (mol dm-3) [OH-] (mol dm-3) pH Carácter químico
3,6 10 -3
4,6 10
-4
10,0
2 – Considere os seguintes esquemas químicos:
A – CH3COOH (aq) + H2O (l) ________ (aq) + ________ (aq)
B – CO 2
3 (aq) + ________ (l) ________ (aq) + HO-
(aq)
C – H2CO3 (aq) + H2O (l) HCO 3 (aq) + ________ (aq)
a) Recorrendo à Teoria de Bronsted-Lowry complete os esquemas de modo a obter equações correctas.
b) Indique os pares ácido-base conjugados.
c) Das espécies presentes nas reacções A, B e C, quais apresentam comportamento anfotérico?
3 – Um grupo de alunos dissolveu 0,4 g de hidróxido de sódio em 100 ml de água à temperatura de 25 ºC. Determine o
valor do pH da solução.
4 – Fez-se reagir 1mg de potássio em 200 ml de água, em condições PTN, tendo-se formado o respectivo hidróxido e
di-hidrogénio.
a) Determine o valor do pH da solução resultante, considerando que não houve variação de volume.
b) Determine o volume de di-hidrogénio que se formou.
5 – Questão de Exame (1ª Fase 2009)

6. RESUMO: Reações de ácido-base. Titulação ácido-base.
Reações de ácido-base:
No geral quando se adiciona um ácido (aq) a uma base (aq) forma-se um sal (aq) e água (l).
O carácter químico do sal determina o carácter químico da solução final.
Se o sal tiver carácter neutro a reacção designa-se por Neutralização.
Titulação – técnica que permite determinar a concentração de uma solução através
da reacção completa com outra de concentração conhecida.
A titulação realiza-se pela adição de uma solução contida numa bureta (Titulante), a
uma solução contida num balão de erlenmeyer (Titulado), até que se atinja o ponto
de equivalência – instante da titulação em que o titulado reagiu completamente
com o titulante.
O ponto de equivalência atinge-se quando as quantidades de ácido e de base estão
nas proporções estequiométricas da reação.
O pH da solução titulada sofre alteração, quando se adiciona o titulante. Perto do
ponto de equivalência o pH sofre uma variação brusca, o que permite a detecção
com recurso a um indicador ácido-base apropriado.
Quando o indicador ácido-base muda de cor diz-se que foi atingido o ponto final da
titulação.
Se o indicador for o adequado, o ponto final estará muito próximo do ponto de
equivalência.
O indicador adequado poderia ser qualquer que tivesse uma zona de viragem entre 3 e 10, ou seja:
o Fenolftaleína – zona de viragem entre 8,2 e 10,0.
o Azul de bromotimol – zona de viragem entre 2,8 e 4,6.
o Alaranjado de metilo – zona de viragem entre 3,2 e 4,2.
 O ponto de equivalência é 7 uma vez que os iões do sal formado não se hidrolisam
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Assuntos:
Reações de ácido-base
Titulação ácido-base.

7. 1 – Questão de Exame (1ª Fase 2009)
2 – Escolha de entre as seguintes afirmações a(s) correcta(s).
A. Numa titulação ácido-base, o pH do ponto de equivalência é sempre 7.
B. A titulação de um volume V de solução de HCl 0,1 mol dm-3
ou de uma solução de HF (ácido fraco), também
0,1 moldm-3
, consome a mesma quantidade de base.
C. O pH do ponto de equivalência de uma titulação ácido-base deve estar sempre contido na zona de viragem do
indicador utilizado.
D. A zona de viragem de um indicador ácido-base corresponde ao intervalo de pH em que não é predominante
qualquer das cores desse indicador.

8. 3 – Para titular 10,00 mL de uma solução de ácido metanóico, HCOOH (Ka = 1,8 x 10-4
), gastaram-se 22,24 mL de uma
solução de hidróxido de sódio, NaHO, de concentração molar 0,150 moldm-3
, a 25ºC.
a) Escreva a equação química que traduz esta reacção.
b) Calcule a concentração molar da solução ácida.
c) Calcule o pH da solução ácida.
d) Calcule o valor da constante de basicidade Kb do ião metanoato (HCOO-).
e) No ponto de equivalência, o titulado apresenta características ácidas, neutras ou alcalinas? Justifique.
4– De acordo com o relatório efectuado por um aluno, para efectuar uma titulação, procedeu como se indica:
encheu uma bureta de 25,00 mL com a solução de hidróxido de sódio;
leu o volume inicial e registou Vinic = 3,0 mL ;
mediu, com uma proveta de 25 mL, 20,00 mL da solução de ácido acético para um matraz;
adicionou ao titulado 50 mL de água desionizada, medidos com pipeta volumétrica de 25 mL, e três gotas
de solução alcoólica de fenolftaleína;
adicionou, gota a gota, a solução contida na bureta ao titulado até a solução ficar vermelho-intenso;
registou o volume final como Vfinal = 20,5 mL .
a) Identifique os procedimentos que julga incorrectos e diga como se deveria proceder.
b) Em relação às leituras efectuadas, corrija as que não estão de acordo com a precisão do instrumento de
medida
5 – Numa aula, procedeu-se ao doseamento de uma solução de ácido etanóico (CH3COOH) por uma titulação ácido-
base. Fizeram-se vários ensaios, usando sempre 20,00 mL daquela solução e usando como titulante solução aquosa,
recentemente padronizada, de NaHO 0,09876 moldm-3
. Os volumes de titulante gastos em cada ensaio foram:
17,25 17,43 17,27 17,20 cm3
a) Esboce a curva de titulação que se adequa a este caso e justifique, escrevendo todas as equações químicas
necessárias.
b) Para realizar esta titulação, tem de se escolher um indicador ácido-base. Enuncie os critérios que lhe
permitiriam efectuar essa escolha.
c) Calcule a concentração de ácido acético da solução problema.

9. RESUMO: Reações de oxidação-redução.
As reações de oxidação-redução consistem na transferência de electrões de uma espécie química para
outra.
A corrosão do ferro pode ser traduzida pela seguinte equação iónica: Fe (s) + 2 H
+
(aq) Fe2+
(aq) + H2 (g)
A carga eléctrica do átomo de ferro passou de 0 para +2. Ao aumento da carga eléctrica de uma espécie química
chama-se oxidação. Mas, simultaneamente, a carga elétrica do átomo de hidrogénio passou de +1 para 0. Á
diminuição da carga eléctrica de uma espécie química chama-se redução. Como estas duas reacções coexistem
designam-se por reações de oxidação-redução ou redox.
As semi-reacções podem ser traduzidas pelas equações:
Diz-se que o ferro foi oxidado (cedeu 2 electrões), é a substância redutora e o hidrogénio foi reduzido (recebeu
2 electrões), é a substância oxidante.
Pares conjugados de oxidação-redução: são constituídos oxidante/redutor, que diferem entre si de uma ou
mais cargas eléctricas.
EX: Fe2+
/Fe e H+
/H2
Para saber, numa reação de oxidação-redução, que espécie se oxidou e a que se reduziu criou-se o conceito
de número de oxidação (n.o). O número de oxidação de um elemento corresponde à sua carga eléctrica real
ou atribuída. Existem regras para determinar o número de oxidação de um elemento:
1. Nas substâncias elementares n.o= zero;
2. Em iões monoatómicos n.o= à sua carga eléctrica;
3. Geralmente, n.o(O)= -2 (com exceção nos peróxidos que é -1) e o n.o(H)=+1 (com exceção nos hidretos
que é -1);
4. Em espécies poliatómicas, a soma nos n.o de cada elemento multiplicados pelo número de átomos
respectivos é igual à carga eléctrica da espécie.
Relatividade dos conceitos de oxidante e de redutor.
Algumas espécies químicas podem comportar-se como espécie oxidada ou como espécie reduzida, consoante
a outra espécie química com que reagem. EX:
6Fe2+
(aq) + Cr2O7
2-
(aq) + 14H+
(aq) 6Fe3+
(aq) + 2Cr3+
(aq) + 7H2o (l)
Fe2+
(aq) +Zn (s) Zn2+
(aq) + Fe(s)
Nas reações de oxidação-redução perdem eletrões as espécies com maior tendência para se oxidarem, em
relação à outra espécie com que reagem.
Uma série electroquímica é uma linha (estabelecida experimentalmente) de espécies químicas, organizada
por ordem crescente do seu poder redutor (ou de tendência para a oxidação).
Cada metal oxida-se em presença dos iões dos metais que se encontram atrás.
Os iões de um metal reduzem-se em presença de outro metal que se encontre à frente.
A corrosão de um metal é a sua oxidação não desejada. Para evitar a corrosão de um metal faz-se a sua
protecção usando outro metal.
Peças de ferro, ou ligas de ferro, utilizadas em meio aquoso são, habitualmente galvanizadas – é-lhes
depositada uma camada de zinco que protege o ferro da corrosão. Dá-se a oxidação do zinco em vez da
do ferro.
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Assuntos:
Reações de
oxidação-redução.
Os iões ferro (II) oxidam-se na
presença de iões dicromato, em
meio ácido.
Os iões ferro (II) reduzem-se na presença do zinco.
- oxidação: Fe (s) Fe2+
(aq) + 2e-
- redução: 2H+
(aq) + 2e-
H2 (g)

11. RESUMO: Solubilidade de sais. Reacções de precipitação.
Solubilidade de uma substância (s), a uma dada temperatura, é a quantidade de soluto que se pode
dissolver numa quantidade fixa de solvente. A solubilidade em água exprime-se em gramas de soluto que se
pode dissolver em 100 g de água. Pode também exprimir-se em mol/dm3
, que a unidade de concentração.
Solução saturada, a uma dada temperatura, é aquela em que não é possível dissolver mais soluto.
Na maioria dos sais, a solubilidade aumenta com o aumento da temperatura.
Para igual temperatura, a solubilidade de cada sal em água é diferente:
Sais muito solúveis: são os dos metais alcalinos, de amónio, a maioria dos cloretos, brometos, iodetos e
sulfatos;
Sais medianamente solúveis: sulfatos de cálcio e de prata;
Sais pouco solúveis: cloretos, brometos e iodetos de prata, de mercúrio (I) e de chumbo; sulfatos de
bário, de mercúrio (II) e de chumbo.
Produto de solubilidade.
Considere-se uma solução saturada de cloreto de prata e o equilíbrio dinâmico que se estabelece entre o
sal não dissolvido e os iões em solução.
AgCl (s) Ag
+
(aq) + Cl
-
(aq)
KS (produto de solubilidade): KS = [Ag +
]e [Cl-
]e = s s = s2
- depende da temperatura; da [iões presentes] e por vezes do pH do meio.
No Geral: AmBn (s) m A n+
(aq) + n B m –
(aq), sendo s a solubilidade do sal em água e de acordo
com a estequiometria da reacção, temos:
[An+
]e = m s e [B m -
]e = n s KS = [A n+
]m
[B m -
]n
= (m s)m
(n s)n
É possível comparar a solubilidade de dois compostos iónicos a partir dos valores de KS, quando os
compostos são constituídos por iões em proporções estequiométricas iguais ou inversas. (relação
catião/ anião). Isto é com a expressão de KS igual.
EX: Ag2CO3 e Zn(HO)2 (2:1)/(1:2) KS = 4 s3
Precipitação selectiva de sais. Reacções de precipitação.
Conhecendo os valores dos produtos de solubilidade (KS), pode prever-se a formação ou não de precipitados
por reacção entre dos compostos em solução. A previsão consiste em comparar KS com Q (quociente da
reacção ou produto iónico) Q = [A n+
]m
0 [B m -
]n
0 (concentrações dos iões no início)
Se Q = KS Solução saturada; Se Q > KS forma-se precipitado; Se Q < KS não se forma precipitado
Fatores que afectam a solubilidade de um composto iónico numa solução.
o A solubilidade de um composto iónico diminiu em geral por efeito do ião comum;
o A presença de um ácido forte (ex: HCl) favorece a solubilidade de sais pouco solúveis com aniões
derivados de ácidos fracos;
o Os metais de transição têm grande tendência a formarem iões complexos. A formação de iões leva
a um aumento da solubilidade dos sais.
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Assuntos:
Solubilidade de sais.
Reacções de precipitação.
Ag+
Cl -

12. 1.
2. Considere os sais cloreto de prata e carbonato de prata.
a) Calcule a solubilidade, s, do cloreto de prata, AgCl (s), e do carbonato de prata Ag2CO3 (s), em água,
sabendo que a esta temperatura: KS (AgCl) = 1,6 10-10
e KS (Ag2CO3) = 1,6 10-10
b) Explique a razão para que o cloreto de prata, com maior valor de KS, seja menos solúvel em água do que o
carbonato de prata.
3. À Temperatura de 25º, adicionaram-se 50,0 cm3
de uma solução aquosa 0,100 mol dm-3
em nitrato de chumbo
(Pb(NO3)2), a igual volume de solução aquosa, 0,050 mol dm-3
em iodeto de potássio (KI). Terá havido
formação de precipitado? Justifique a resposta com cálculos.
KS(Pb(NO3)2) = 1,4 10-8
4. kk
5.
4.1.
4.2.
4.3.