Este documento fornece uma introdução aos principais conceitos da química analítica, incluindo os tipos de soluções aquosas, classificação de eletrólitos, teorias ácido-base e equilíbrio químico. Explica que a química analítica estuda métodos para determinar a composição química de substâncias, e que soluções aquosas de eletrólitos são importantes para análises químicas.

1. PROF@ : ADRIANNE
MENDONÇA
BASE DA QUÍMICA ANÁLITICA –
módulo 1

2. INTRODUÇÃO
 Química Analítica é a ciência que estuda os princípios e a
teoria dos métodos de análise química que permitem
determinar a composição química das substâncias ou de
mistura das mesmas, e também o desenvolvimento de novas
técnicas, métodos de processo analítico.
 A química analítica encontra-se presente em praticamente
todas as atividades humanas que envolvem a química. Por
exemplo, agricultura, meio-ambiente, transformação
metalúrgica, farmacologia, etc.. O teor de nitrogênio de um
fertilizante determina seu valor comercial. Os alimentos devem
ser analisados com relação aos contaminantes ou teor de
vitaminas. A disciplina de química analítica engloba as análises
químicas qualitativas e quantitativas. Enquanto a análise
qualitativa busca identificar os elementos, íons ou compostos

3. INTRODUÇÃO
 Este material tem por objetivo orientar o
trabalho dos alunos no decorrer das aulas
práticas de química analítica.Entretanto, é
indispensável, por parte de cada aluno, a
consulta da bibliografia da área, antes,
durante ou mesmo após as aulas práticas.

4. 2 TIPOS DE SOLUÇÃO AQUOSA
 A condução da corrente é devido à presença de íons. O soluto,
neste caso, são substâncias inorgânicas que se ionizam
(produzem íons quando dissolvidos).
 O soluto, neste caso, são substâncias orgânicas que não se
ionizam em solução (não produzem íons quando dissolvidos, e
assim, não conduzem a corrente elétrica.
 A Química Analítica têm interesse nas soluções aquosas de
eletrólitos, sejam eles fortes ou fracos.
 As substancias inorgânicas, que em solução aquosa formam
íons, são: Os ácidos ionizam, geando o hidrogênio como cátion
e um ânion correspondente. As bases ionizam, gerando o íon
hidroxila como ânion e um cátion correspondente Os sais se
ionizam, geram soluções em que todas as partículas presentes
são íons.

5. 2.1 CLASSIFICAÇÃO DOS ELETRÓLITOS CONFORME O GRAU DE
IONIZAÇÃO
 ELETRÓLITOS FORTES: São aqueles que apresentam alto grau de ionização (produzem muitos
íons). Exemplo: ácidos fortes (H2SO4, HCl e HNO3), bases fortes (NaOH, KOH), sais (TODOS).
 ELETRÓLITOS FRACOS: São aqueles que mostram um baixo grau de ionização (produzem
poucos íons). Exemplo: ácidos fracos (CH3COOH, H2CO3), bases fracas (CH3NH2, NH4OH).
 As reações em Química Analítica são basicamente de 3 tipos:
 IONIZAÇÃO: reações que conduzem a formação de íons. Exemplo:
 COMPLEXAÇÃO: reações que conduzem a formação de complexos. Exemplo:
 OXI-REDUÇÃO: reações que envolvem transferência de elétrons Exemplo:
 REAÇÃO REVERSÍVEL: reações que ocorrem simultaneamente nos dois sentidos da reação. A
reação pode ocorrer tanto na reação direta quanto na inversa, tendem ao estado de equilíbrio.
 Genericamente, pode-se dizer:
 REAÇÃO DIRETA: se processa da esquerda para a direita REAÇÃO INVERSA: se processa da
direita para esquerda.
 Na química analítica as reações são iônicas e reversíveis: direta aA + bB cC + dD indireta
reversibilidade

6. 2.2 CLASSIFICAÇÃO DOS ELETRÓLITOS CONFORME O GRAU DE
IONIZAÇÃO
 Fortes: são aqueles que apresentam alto grau de ionização (produzem muitos
íons). Ex.: ácidos fortes (H2SO4, HCl e HNO3), bases fortes (NaOH e KOH),
sais (todos) α = 1 α = nº de partículas ionizadas nº total de partículas
 Grau de ionização é a relação entre o nº de partículas ionizadas e o nº total de
partículas dissolvidas.
 Fracos: são aqueles que apresentam baixo grau de ionização. Ex.: ácidos
fracos (CH3COOH, H2CO3), bases fracas (NH4OH) α << 1

7. 3 TEORIAS ÁCIDO–BASE
 Sintetizando conceitos :Arhenius Substância que produz H+
em solução aquosa
 Substância que produz OH- em solução aquosa
 Browstes – Lowry Doador de H+ Receptor de H+ Lewis
Receptor de pares de e- Doador de pares de e-
 Anfiprótico: caráter ácido ou básico.
 Auto–protólise: solventes anfipróticos podem sofrer
autoprotólise e formar um par de espécies iônicas (Vogel pág.
78).
 Como o nosso interesse é separar espécies e identificá-las, é
razoável o controle das reações. Para controlar devemos saber
quais os fatores que podem alterar as reações e as respostas
estão na LEI DO EQUILÍBRIO QUÍMICO.

8. IMPORTANTE !!!
EQUILIBRIO QUIMICO
 Na Química Analítica as reações iônicas em
meio aquoso são rápidas e reversíveis.
Considerando a seguinte reação reversível
genérica:
 aA + bB cC + dD Onde a,b,c,d são
coeficientes estequiométricos

9. IMPORTANTE !!!
EQUILIBRIO QUIMICO
 A velocidade com que a reação direta
ocorre depende de n colisões entre A e B e
a velocidade da reação inversa depende de
C e D. por unidade de tempo. De acordo
com a lei da ação das massas: a velocidade
da reação é proporcional às concentrações
molares dos reagentes, pois quanto maior a
concentração, maior o número de moléculas
(íons), maior o nº de colisões e maior a
velocidade da reação .

10. NOTE QUE !!
 Para a reação direta:
 Onde Vd = velocidade da reação direta
 Kd = constante de velocidade que é uma
medida do nº de colisões que resulta em
reação. [A] e [B] = concentrações molares de
A e B em moles/L (molar)
 Para a reação inversa: vi = Ki [C]c.[D]d
 Onde Vi = velocidade da reação inversa
 Ki = constante de velocidade [C] e [D] =

11.  Quando a reação inicia (entre A e B), Vd é alta
porque [A] e [B] (onde o nº de colisões é grande)
são grandes e a reação inversa é lenta porque as
[C] e [D] são pequenas. A medida que a reação
progride, as [A] e [B] diminuem e [C] e [D]
aumentam. Aumentando a velocidade inversa e
diminuindo a velocidade direta. Eventualmente as
velocidades se igualam e o sistema esta em
equilíbrio dinâmico.
 4.1 EQUILIBRIO DINAMICO
 No equilíbrio dinâmico: Vd = Vi
 No equilíbrio químico dinâmico as espécies estão se
interconvertendo, não estão em repouso, não é uma

12.  Progresso de uma reação química no equilíbrio:
 Vd = Vi
 Rearranjando a equação: Equação matemática da fórmula do
equilíbrio químico.
 K é a constante de equilíbrio clássica (considera as concentrações
molares)

13. BONS ESTUDOS !!!