1. O documento discute equilíbrio químico, especificamente reações reversíveis e estados de equilíbrio. Explica como sistemas ambientais podem atingir equilíbrio químico e como fatores como temperatura e concentração afetam esse equilíbrio. 2. Também aborda a constante de equilíbrio e como ela pode ser usada para quantificar sistemas em equilíbrio. Além disso, explica como a constante de equilíbrio varia com a temperatura. 3

1. 1
B.1 -Quilíbrio Químico
Para compreender parâmetros utilizados na avaliação da gualidade da água, do ar e dos
solos é necessário compreender as dinâmicas associadas ás transformação químicas que ocorrem
nestes sistemas. as reações químicas no ambiente são quase sempre incompletas. .
B.1.1 Reversibilidade de Reações Químicas
um dos fenómenos naturais mais belos é a formação de estalactites e de estalagmites nas
grutas calcárias. pode ser interpretada com base na ocorrência de uma reação química da sua
inversa.
1.1.1 Reações Químicas Incompletas
em muitas situações podem ocorrer a reação direta e a inversa, ao mesmo tempo enum
mesmo sistema. diz-se que a reação é reversível. um bom exmplo é a reação que ocorre quando o
dióxido de carbono presente na atmosfera se dissolve na água e reage com ela.
assim, podem classificar-se as reações em
reação completa – pelo menos um dos reagentes esgota-se
reação incompleta – nenhum dos reagentes se esgota
1.1.2 Estados de Equilíbro Químico
sistemas ambientais, naturais ou resultantes de intervenção humana, são porçõea de matéria
que escolhemos estudar, para aprender sobre equilíbrio químico. neles ocorrem reaçãoes
químicas, entre outros fenómenos. são sistemas ambientais, por exemplo
 a atmosfera de uma cidade ou do interior de uma igreja
 um terreno de solo agricola ou um campo de futebol
 a água de uma piscina ou de um charco
grande parte das reações químicas que ocorrem em sistemas naturais são incompletas, uma
vez que, nas condições reacionais existentes ( pressão, temperatura, disponibilidade de reagentes
e produtos) ocorrem no mesmo tempo as suas reações inversa.
reação é incompleta porque á medida que NO2 se transforma em N2O4, 2NO2(g) N2O4(g),
o produto N2O4, entretanto formado, começa a decompor-se em NO2, N2O4(g) 2 NO2(g)
como o sistema é fechado, atinge-se um estado de equilíbrio químico, isto é, as concentrações de
NO2 e de N2O4 não se alteram porque as duas reações ocorrem ao mesmo tempo e com a mesma
velocidade

2. 2
figura: evolução das reações direita e inversa
No final, quando as concentrações deixam de variar, existe um estado de equilíbrio
químico que se representa pela equação química:
2 NO2 N2O4(g)
tal significa que a nível macroscópico não se registam variações de propriedades fisoco-químicas
do sistema.num estado de equilíbrio químico coexistem reagentes e produtos da reação e as suas
concentrações mantêm-se constantes.
a dupla semisseta, , com sentidos opostos, indica que se estabeleceu um estado de equilíbrio
químico – as reações direta e inversa ocorrem com igual vlocidade. a designação de reagentes e
de produtos da reação é convencional e refere-se á reação direta.
2 NO2 N2O4(g)
a evolução da composição de sistema representa-se na figura registando-se que:
 a concentração inicial de NO2 diminui ao longo do tempo até ficar constante
 a concentração de N2O4, que é nula no inicio, aumenta ao longo do tempo até ficar
constante
 quando as concentrações de reagentes e produtos ficam constantes atinge-se um estado de
equilíbrio químico
figura – evolução d composição de uma mistura reacional de NO2 e N2O4 até se atingir um estado de equilíbrio
químico

3. a nível macroscópico a reação terminou. ou seja, as concentrações de reagentes e produtos não se
alteram
a nível sub-microscópico, as reações direta e inversa continuam a processar-se, mas com igual
velocidade. por isso diz-se que o equilíbrio químico é um equilíbrio dinâmico.
se o sistema se mantiver fechado e se a temperatura e pressão do sistema não forem alteradas, o
sistema mantém-se em equilíbrio químico
a tabela 1 generaliza a evolução de um sistema áte ao equilíbrio químico
Velocidade da Reação Concentração
Direta Inversa Reagentes Produtos
Até se atingir um estado de equilíbrio Diminui Aumenta Diminui Aumenta
Depois de se atingir o estado de equilíbrio São iguais São constantes
tabela –evolução para o equilíbrio químico a partir de reagentes
1.1.3 Equilíbrio Químicos Homogéneos e Heterogéneos
já foi referido que quando se introduz NO2(g) num recipiente fechado, parte deste gás se
transforma em N2O4(g) e, a temperatura constante, atinge-se um estado de equilíbrio químico:
2NO2(g) N2O4(g)
diz-se:
 Equilíbrio homogéneo – quando reagentes e produtos estão numa só fase
 Equilíbrio heterogéneo – quando um ou mais componentes da mistura recional, reagentes
3
ou produtos estão em fases diferentes
B.1.2 Estudo Quantitativo de Sistemas em Equilíbrio Químico
uma compreensão mais profunda das propriedades de um sistema em equilíbrio químico
implica que se faça a sua descrição quantitativa, através do conhecimento do valor da constante
de equilíbrio e da escrita da expressão deste constante. a partir dela é possível conhecer
concentrações de substâncias em estados de equilíbrio e avaliar a extensão das reações. sabendo
o valor da constante de equilíbrio é possível avaliar a extensão de uma reação química.
1.2.1 Constante de Equilíbrio
a água de uma piscina após desinfeção é um bom exemplo de um sistema ambiental com
intervenção humana a praticamente fechado, isto porque:
 logo depois de adicionado o desinfetante não podem entrar pessoas
 a água fica estagnada, o que limita as trocas gasosas com a atmosfera
 as perdas de água por evaporação ou infiltração são desprezáveis

4. neste caso, pode considerar-se que as reações entre o desinfetante e a água ocorrem áte que
se estabeleça um estado de equilíbrio químico.
um dos desinfetantes mais usados é o hipoclorito de sódio. quando se adiciona uma pequena
porção deste substância á água da piscina ocorre a reação representada pela equação química:
NaClO(s) Na+
(aq) + ClO-
(aq)
esta é uma reação completa, istoé, ela termina porque todo o hipoclorito de sódio se transforma
em iões Na+
(aq) e ClO-
(aq). Não ocorre, nesta condições, a sua inversa.
contudo, os iões hipoclorito, ClO-, reagem com iões H+, existentes na água, e formam ácido
hipocloroso, HclO, de acordo com:
ClO-
4
(aq) + H+
(aq) HClO(aq)
como se pode considerar que se trata de um sistema fechado, prevê-se que se estabelece
um estado de equilíbrio entre as espécies químicas representadas na equação anterior. A
composição do sistema nesse estado de equilíbrio químico depende das concentrações de ClO-,
H+ e HClO e daa temperatura, pelo que a quantidade de desinfetante adicionada influencia a
composição do sistema em estados de equilíbrio.
Estados de Equilíbrio [HClO]e
[ClO-]ex[H+ [ClO-] ]e e /mmol L-1 [H+]e /mmol L-1 [HClO]e mmol L-1
A 0,020 0,0340 23,1 3,4x104
B 0,016 0,0083 4,5 3,4x104
C 0,043 0,0069 10,1 3,4x104
D 0,180 0,0069 42,3 3,4x104
E 0,032 0,0320 34,8 3,4x104
Note-se que todos os estados de equilíbrio químico alcançados a uma dada temperatura
têm em comum uma relação constante entre as concentrações de ClO-, H+, e HClO.
com efeito, desde que a temperatura seja a mesma, calculando:
[HClO]e
[ClO-]ex[H+](1)
e
Lei do Equilíbrio Químico que se pode aplicar a todos os sistemas cujas reações originem
estados de equilíbrio químico. Para os vários estados de equilíbrio representados ela equação:
ClO-
(aq) + H+
(aq) HClO(aq)
[HClO]e
[ClO-]ex[H+]e
Kc=

5. 1.2.3 Variação da Constante de Equilíbrio Com a Temperatura
quando a temperatura de um sistema reacional varia, o valor da respetiva constante de
equilíbrio também varia, ou seja, para um sistema reacional, o valor da constante de equilíbrio
depende da temperatura. Então, para diferentes temperaturas de um sistema reacional existem
valores diferentes de Kc.
1.2.3 Extensao da Reação
quando maior for o valor da constante de equilíbrio mais extensa é a reação (direita). se o valor
de Kc é elevado, a reação (direta) é muito extensa.
= valor elevado reação extensa
Kc= = valor reduzido reação pouco extensa
 Heterogéneos ou homogeneous dinâmicos Dependentes da temperatura
5
[produtos]e
[reagentes]e
Kc =
singnifica que em situações de equilíbrio predominam os produtos
se o valor da constante de equilíbrio é reduzido, a reação e pouco extensa.
[produtos]e
[reagentes]e
significa que em sitação de equilíbrio predominam os reagentes
reação muito extensa valor de Kc elevado
reação pouco extensa valor de Kc reduzido
B.1.3 Não-Equilíbrios e Desequilíbrios: Principio de Le Chatelier
já foi referido que são raros os sistemas ambientais que possam ser considerados
fechados, por isso, são também raros os sistemas em que existem equilíbrios químicos. A
maioria das situações é de não-equilíbrio ou de desequilíbrio. Em todo o caso, estas situações
podem ser interpretadas com base na Lei do equilíbrio Químico e tendo em conta as sequintes
características de estados de equilíbrio químico.
1.3.1 Príncipio de Le Chatelier
as alterações de certos fatores num sistema em equilírio, ou que esteja em evolução para
um estado de equilíbrio, podem provocar desequilíbrios. A partir destes pode verificar-se
progressão para um estado de equilíbrio.
Algumas das alterações que podem provocar desequilíbrios ocorrem quando varia:
 a temperatura do sistema
 a concentração de reagentes ou de produtos

6. o efeito destas alterações pode avaliar-se de forma rápida através do princípio de Le
Chatelier, que permite prever variações da composição de mistura reacionais
Princípio de Le Châtelier: uma sistema em equilíbrio químico, sujeito a certa alteração, tende a
contrariar parcialmente essa alteração, que lhe foi imposta, até atingir um novo estado de equilíbrio
6
B.2 –Equilíbrio de Ácido-Base
o solo é uma mistura complexa que inclui uma fração sólida, uma líquida e outra gasosa.
Múltiplas interações entre estas três frações determinam a acidez do solo. O parâmetro pH é um
dos mais importantes na caraterização de solos, o que usamos como pretexto para estudar a
escala de sorensem e a diferença entre soluções ácidas, neutras e alcalinas.
o pH é também um parâmetro utilizado na caraterização de águas.
a partir das definições de ácido e de base segundo Bronsted e Lowry e de equilíbrio de
ácido-base, explicam-se capacidades diferenciadas de certas substâncias para, em soluções
aquosas, alterarem a proporção entre as concentrações dos iões hidrónio, [H3O+], e hidróxido,
[OH-]
B.2.1 Escala de Sorensen e pH
muitos líquidos, existentes no ambiente e utilizados no dia a dia, são soluções aquosas ou
outras misturas com elevada percentagem de água, como: águas naturais, fluidos orgânicos,
bebidas, produtos de limpeza, cosméticos.
a respetiva acidez, neutralidade ou alcalinidade pode ser avaliada através do valor de uma
grandeza designada por pH. A notação pH lê-se «pê-agá» e escreve-se sempre com p minúsculo
e H maiúsculo.
pH é um parâmetro particularmente importante para caracterizar solos, já que o seu valor
influencia a absorção de nutrientes pelas plantas e permite avaliar a adequação de solos para
determinadas culturas.
2.1.1 Escala de Sorensen
a escala de Sorensen é uma escala numérica que indica a acidez ou alcalinidade (também
chamada basicidade) de uma solução aquosa
na escala de Sorensen os valores de pH variam entre 0 e 14. Para a temperatura de 25oC, se:
pH < 7, a solução é ácida;
pH = 7, a solução é neutra;

7. pH > 7, a solução é básica (ou alcalina)
a acidez será tanto maior quanto menor for o valor de pH
a basicidade (ou alcalinidade) será tanto maior quanto maior for o valor de pH
por exemplo, relativamente aos seguintes materias:
vinagre, pH=3 Leite, pH = 6 água do amar = 8 Lixívia, pH = 11
podemos dizer que:
 o vinagre é mais ácido do que o liete;
 a lixívia é mais alcalina (ou mais básica) do que a água do mar;
 a solução mais ácida é o vinagre e a mais alcalina (ou mais básica) é a lixívia.
7
Também podemos dizer:
 a água do mar é mais ácida do que a lixívia;
 o vinagre é menos alcalino do que o leite.
B.2.2 Reações de ácido-Base
a adição d substâncias ácidas e básicas á água faz variar o pH, isto é, aumenta ou diminui
a sua acidez. Para se compreender o mecanismo desta variação, é útil conhecer alguns ácidos e
bases bastante comuns.
a tabela indica alguns dos ácidos mais importantes para utilização industrial e laboratorial
e que são produzidos m larga escala, embora todos eles existam no ambiente.
Nome ácido
Fórmula
química
Algumas aplicações
Ácido clorídrico HCl Usado para remover incrustações calcárias em caldeiras e
canalizações
Ácido sulfúrico H2SO4 Presente na bateria dos automóveis e nos decapantes de metais.
usado no fabrico d fertilizantes, tintas e fibras.
Ácido nítrico HNO3 Usado no fabrico de fertilizantes e explosivos
Ácido acético CH3CO2H Presente no vinagre
tal como no caso dos ácidos, também existem bases com interesse industrial que são
muito utilizadas no laboratório
Nome Base
Fórmula
química
Algumas aplicações
Hidróxido de
sódio
NaOH Presente em desentupidores químicos e limpa fornos. usado no
fabrico de sabões
Hidróxido de
potássio
KOH Presente em desentupidores químicos e limpa-fornos. Usado no
fabrico de sabões líquidos
Hidróxido de
cálcio
Ca(OH)2 Presente em cimentos. Usados para pintar paredes
Amoníaco NH3 Usado no fabrico de produtos de limpeza adubos, explosivos

8. mas como atuam essas substâncias? por que razão se chamam ácidos e bases?
estes dois conceitos, ácido e base, têm evoluido no tempo e na complexidade;
de acordo com a defenição mais antiga e masi simples, atribuida a Arrhenius
um ácido é qualquer substância que dissolvida em água origina iões H+;
uma base é qualquer substância que dissolvida em água origina iões OH-;
2.2.1 Reações de ácido-base segundo Bronsted-Lowry
uma definição de ácido e base mais abrangente, que permite explicar por exemplo, a
alcalinidade de NH3 deve-se a Bronsted e Lowry, de acordo com esta definição:
um ácido é uma espécie dadora de protões;
uma base é uma espécie recetora de protões
I. Dissociação e Ionização
o hidróxido de sódio é um composto constituído por iões. Quando dissolvido em água a sua
estrutura cristalina quebra-se e os seus iões separem-se. Chama-se a isto dissociação. Os iões são
solvaados, isto é, passam a estar rodeados por moléculas de solvente, água neste caso, com
orientações diferentes, consoante o ião for negativo ou positivo.
NaOH(s) Na+
(aq) + OH-
(aq)
na tabela compara-se dissociação com ionização:
Dissociação Ionização
8
Ocorre quando a substância é formada por
iões
Ocorre quando a substância é formada por
moléculas
Ocorre em sais (incluindo hidróxidos) Ocorre em ácidos e base
Dá-se a solvatação dos iões existentes Há reação com o solvente para formar iões
Os iões solvatados separam-se Formam-se iões e dá-se a sua solvatação os iões
solvatados separam-se
II. Reações de ácido-base segundo Bronsted-Lowry
já vimos que:
ácidos são espécies que doam protões, por isso aumenta a concentração de H+ (isto é,
H3O+) em solução aquosas
bases são espécies recetoras de protões, por isso aumentam a concentração de OH- em
soluções aquosas.

9. o cloreto de hidrogénio é um gás que, quando borbulhado em água, origina soluções
ácidas. estes fenómeno pode ser traduzido por:
HCl(aq) H2O(l) Cl-
(aq) + H3O+
(aq)
para HCl ceder o seu protão (H+) tem de existir uma espécie que o aceite, neste caso H2O.
Reação de ácido-base: reação em que há transferência de protões (H+), isto é, troca de protões entre o
ácido e base
9
2.2.3 Constante Ka e Kb
algumas substâncias contribuem mais do que outras para acidificara ou alcalinizar
soluções aquosas. A força do ácido pode ser expresa através da constante de acidez, Ka, que diz
respeito á ionização. No caso do ácido nítrico, HNO3, ocorre a reação de ionização traduzida por:
HNO3(aq) + H2O(l) NO3
-
(aq) + H3O+
(aq)
e vem:
-]ex [H3O+]e
[NO3
=
[HNO3]e
o valor da constante Ka para esta reação é muito elevado (Ka=1x103), por se trata de um
ácido forte. Quando maior for a constante de acidez, mais forte será o ácido.
note-se que não aparece o fator [H2O]e na expressão de Ka, tal como não aparece em Kw,
pela mesma razão, ou seja, porque a solução é muito diluida. Por isso, a concentração do
solvente, a água, não aparece na espressão da constante de equlíbrio.
o ácido fluorídrico, HF(aq), resulta da ionização em água de um ácido fraco, HF, o qual
não se ioniza completamente. Só uma fração pequena das suas moléculas se ioniza por reação
com água. Esta reação é pocuco extensa, ocorre também a sua inversa:
HF(aq) + H2O(l) F-
(aq) + H3O+
(aq)
a constante de acidez é expressa por:
[F-]ex[H3O+]e
[HF]e
Ka
Ka=

10. a Tabela Mostra Algumas Ácidos e Bases Fortes:
Algumas ácidos Fortes Algumas bases Forte
HCl Ácido clorídrico LiOH Hidróxido de lítio
HNO3 Ácido nítrico NaOH Hidróxido de sódio
HClO4 Ácido perclórico KOH Hidróxido de potássio
HI Ácido iodídrico Ba(OH)2 Hidróxido de bário
em ácidos e bases fortes, na equação química, utiliza-se uma seta simples, por se
10
considerar que a reação é completa.
a tabela mostra os valores das constantes de acidez e de basicidade, a 250C, para algumas
ácidos e bases
Ácidos Ka Bases Kb
Ácido clorídrico, HCl 107 Metilamina, CH3NH2 5,5x10-4
Ácido nítrico, HNO3 103 Amoníaco, NH3 1,8x10-5
Ácido flurídrico, HF 6,8x10-4 Hidroxilamina, NH2OH 6,6x10-9
Ácido acético, CH3COOH 1,8x10-5 Piridina, C5H5N 1,5x10-9
Ácido cianídrico, HCN 4,0x10-10 Anilina, C6H5NH2 4,2x10-10
B.2.3 Qualidade dos Solos
a vida de grande parte dos organismos, depende do solo, em especial da camada
superficial. O solo é um depósito natural de materias, não consolidado, que cobre a superfície da
Terra. Das suas propriedades físicas, químicas e biológicas depende a reprodução e o
crescimento das plantas e de outros seres vívos. É um meio complexo em transformação
contínua, em que se observam múltiplas interações entre os mundos vegetal, animal e mineral
sendo, por isso, crítico para todas as formas de vida.
o solo é ainda o recurso material indispensável para a agricultura e, portanto, para a
alimentação da população humana.
o solo é uma mistura heterogénea complexa de materias.
inclui três frações, correspondentes aos três estados físico da matéria
1. Fração sólida –inclui constituintes minerais e matéria orgânica. Matéria inorgânica: areia
(síca, SiO2); silicatos; calcários; óxidos de ferro; óxidos de aluminio.
matéria orgânica: matéria viva (bactérias, fungos, vermes, etc); matéria orgânica em
decomposição. Incluindo húmus e ácidos orgânicos como os fúlvicos e os húmicos.
2. Fração Líquida –inclui água e o que nela está dissolvido.
água iões (por exemplo: K+, Na+, Ca2+, Mg2+, PO4
3-, CO3
2-, NO3
-)
compostos orgânicos (ácidos orgânicos, álcoois,...)
3. Fração Gasosa –inclui substâncias existentes no ar e outros gases provenientes da
atividade química no solo.
constituintes do ar: N2; O2; CO2; H2O;....

11. 11
2.3.1 Acidez Ativa e Acidez Potencial
O pH solos é um dos mais importantes fatores que influenciam a produção agricola. O
seu valor pode variar entre 3,5 e 11, mas o cerscimento ideal das plantas requer valores entre 5,0
e 8,5. Para cada cultura existe uma gama de pH adequada, tal como se indica na tabela
Cultura pH Cultura pH
Alfase 6,0-7,0 Couve 6,0-7,5
Amendoim 5,5-6,0 Cravo-da-índia 6,0-6,8
Ananás 5,0-6,0 Feijão mungo Superior a 5,5
Arroz 5,5-6,5 (ótimo: 6,6) Gengibre 5,5-6,0
Avelã 6,0-7,0 Inhame 5,5-6,0
Banana 5,0-7,0 Limão 6,0-7,0
Batata doce 4,5-7,7 Maçã 5,0-6,5
Cacau Próximo de 7 Mandioca 5,5-7,0
Café 5,0-6,0 Milho 5,5-7,5
Cebola 6,0-7,0 Pepino 5,5-6,5
Coco Próximo de 7 Soja 5,5-7,5
2.3.2 Correção do pH de Solos
Numa agricultura racional deve medir-se o valor de pH dos solos para avaliar da sua
adequação, ou não, para determinadas culturas. Pode corrigir-se o pH do solo de modo a torná-lo
adequando para certa cultura e, então, torna-lo mais produtivo. A correção do pH do solo permite
obter produtos agrícolas em variedade e quantidade. Para corrigir a acidez excessiva de solos
pode adicionar-se óxido de cálcio, CaO, vulgarmente chamdo cal, ou hidróxido de cálcio,
Ca(OH)2:
CaO(s) H2O(l) Ca(OH)2(s) equação (1)
Ca(OH)2(s) + 2H3O+
(aq) Ca2+
(aq) + 4H2O(l) equação (2)
o hidróxido de cálcio formado na reação representada pela equação (1) reage de acordo com a
equação (2)
também se pode usar carbonato de cálcio, CaCO3;
CaCO3(s) + 2H3O+
(aq) Ca2+
(aq) + CO2(g) + 3H2O(l)
B.2.4 Medição de pH de Solos
existem várias técnicas para medir o pH de solos
a tabela sintetiza informações sobre diversas técnicas de medição de pH

12. 12
Indicadores de ácido-Base
Soluções cuja cor depende do
pH do meio
- Funcionam num intervalo pH (normalmente 2 unidades), chamado
zona de viragem, para o qual a cor é mal definida. Esta resulta da
sobre posição das cores da forma ácida e da forma alcalina do
indicador
- Fornecem apenas indicações qualitativas
- São baratos e simples de utilizar
Paple indicador
Papel impregnado com vários
indicadores. A cor que
apresenta depende do pH do
meio em que se utiliza
- Permite medições semi-quantitativas
- O processo de utilização é simples
- Para poucas medições, é barato
- Para muitas medições, torna-se caro, pois cada porção de papel
apenas permite uma utilização.
- Não permite medições em soluções muito coradas ou turvas, por
não se conseguir ver as cores do papel
Medidores de pH
Cada medidor é constituído
por um conjunto de dois
eléctrodos, combinados na
mesma sonda, que produz uma
deferença de potencial esta
depende do pH do meio e
permite medir diretamente
valores de pH
- As medições são quantitativas e rigorosos
- Permitem medições em soluções muito coradas ou turvas
- Não podem ser utilizados em soluções fortemente alcalinas, pois
estas corroem o vidro da sonda.
- São frágeis e caros
- É necessário proceder a calibração, processo demorado, o que
aumenta o tempo necessário para medir o pH