UERJ QUÍMICA 8

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Constante de Equilíbrio Kp
No texto Constante de Equilíbrio foi mostrado que geralmente a constante de equilíbrio é dada em termos de concentração em quantidade de matéria (em mol/L) e, por essa razão, essa constante é simbolizada por Kc, sendo que, na expressão, a concentração das substâncias envolvidas em uma reação em equilíbrio é simbolizada por [ ]. Essa expressão é feita colocando-se no numerador o produto da concentração dos produtos elevado ao valor do coeficiente da equação química balanceada respectivo de cada substância; no denominador, coloca-se o produto da concentração dos reagentes elevado aos seus coeficientes respectivos também.
 
De modo simplificado, temos:
Kc = [produtos]coeficiente na equação química balanceada
            [reagentes]coeficiente na equação química balanceada
 
Ou, para a reação genérica: a A + b B ↔ c C + d D, temos:
Kc = [C]c . [D]d
          [A]a . [B]b
Mas quando na reação que atingiu o equilíbrio houver pelo menos uma substância no estado gasoso, pode-se também expressar a constante de equilíbrio em termos das pressões parciais dos gases, passando a ser simbolizada por Kp:
Ou, para a reação genérica: a A + b B ↔ c C + d D, temos a seguinte expressão de Kp:
Kc = (pC)c. (pD)d
        (pA)a. (pB)b
Sendo que p é a pressão parcial de cada substância no equilíbrio.
Assim como Kc, Kp é adimensional, ou seja, é expresso por um número puro, sem unidade relacionada com alguma grandeza. Essa constante também só sofrerá variação para determinada reação se houver variação na temperatura.
Veja agora alguns exemplos de como escrever a expressão de Kp para diversas reações em equilíbrio:
 
2 CO(g) + O2(g) ↔ 2 CO2(g)                   Kp = (pCO2 )2
                                                                                  (pCO)2. (pO2 )
C(s) + O2(g) ↔ CO2(g)                           Kp = (pCO2 )
                                                                 (pO2 )
CuO(s) + H2(g) ↔ Cu(s) + H2O(?)           Kp =    1  
                                                                   (pH2)
2 SO3(g) ↔ 2 SO2(g) + O2(g)                       Kp = (pSO2 )2. (pO2 )
                                                                         (pSO3 )2
N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g)                      Kp = (p NH3)2
                                                                                    (pN2). (pH2)2
CO2(g) + H2(g) ↔ CO(g) + H2O(?)          Kp =   (pCO)  
                                                               (pCO2). (pH2)
CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g)                Kp = (pCO2)
Zn(s) + 2HCl(aq) ↔ ZnCl2(aq) + H2(g)        Kp = (pH2)
Zn(s) + Cu2+(aq) ↔ Zn2+(aq) + Cu(s)        Kp = não é definido.
 Antes de ler este texto, se você tiver quaisquer dúvidas sobre o que é a constante de equilíbrio Kp e sobre como escrever a sua expressão para reações em equilíbrio, leia o texto Constante de equilíbrio Kp.
Tendo essas informações esclarecidas, agora vamos aprender como calcular o valor de Kp. Geralmente, os passos necessários para tal são:
1º) Determinar a fração molar (x) de cada gás;
2º) Determinar as pressões parciais de cada gás;
3º) Substituir os valores das pressões parciais na expressão de Kp.
A fração molar (x) de cada gás é dada pela fórmula:
xgás = ngás
           ntotal
Sendo que “n” é o número em quantidade de matéria (mol). Esse passo é necessário porque, conforme explicado no texto Pressão parcial (Lei de Dalton), a lei das pressões parciais criada por Dalton estabelece que “a pressão total do sistema corresponde à soma das pressões parciais exercidas por cada um dos gases que compõem a mistura (Ptotal = P1 + P2 + P3 + P4… ou P = Σp)”. Essa lei diz também que “essa pressão exercida pela mistura gasosa está diretamente relacionada com a quantidade de partículas de cada gás”. Por isso, temos para um determinado gás:
Pgás = ngás
 Ptotal   ntotal
ou
                                                             Pgás = xgás → Pgás =Ptotal . xgás
                                                             Ptotal
Consideremos um exemplo:
Em um cilindro dotado de êmbolo, como esquematizado abaixo, há vários gases em equilíbrio à temperatura constante. A pressão parcial do sistema é 10 atm, e a temperatura, 24ºC. Determine a constante de equilíbrio (Kp) para o sistema no sentido considerado. (Dado: 0,082 atm . L . K-1 . mol-1).
Cilindro com êmbolo em exercício sobre constante de equilíbrio (Kp)
Resolução:
Considerando os dois gases acima, temos a seguinte reação em equilíbrio
N2O4(g) ↔ 2 NO2(g)
Sua expressão da constante de equilíbrio, em termos de pressões parciais, é:
Kp = (pNO2)2
          pN2O4
Vamos, então, seguir os três passos indicados mais acima:
1º) Determinar a fração molar (x) de cada gás:
xN2O4 = nN2O4              xNO2 = nNO2
                 ntotal                          ntotal
xN2O4 = 6 mol              xNO2 = 2 mol
        8 mol                         8 mol
xN2O4 = 0,75               xNO2 = 0,25
2º) Determinar as pressões parciais de cada gás:
Conforme a Lei de Dalton, temos:
PN2O4 = Ptotal . xN2O4                PNO2 = Ptotal . xNO2
PN2O4 = 10 . 0,75               PNO2 = 10 . 0,25
PN2O4 = 7,5 atm                         PNO2 = 2,5 atm
3º) Substituir os valores das pressões parciais na expressão de Kp:
Kp = (pNO2)2
 pN2O4
Kp = (2,5)2
 7,5
Kp = 6,25
 7,5
Kp = 0,83
A constante de equilíbrio (Kp) para o sistema no sentido considerado, a 24 ºC, é de 0,83. 
EQUILÍBRIO QUÍMICO
A maior parte das reações químicas terminam quando termina a quantidade de regentes. Alguns processos não se completam. O fato disto ocorrer pode ser explicado pela reversibilidade da reação. Após formar os produtos, estes produtos voltam a formar os reagentes originais. Se certas modificações não forem modificadas, essas reações não chegarão ao final. Elas tendem a atinir o equilíbrio químico. 
O equilíbrio químico é representado por setas inversas:  ↔
REAÇÕES REVERSÍVEIS
Seja a reação genérica:
Onde:
V1 e V2 são as velocidades
No momento do equilíbrio, as concentrações [A], [B], [C], [D] são constantes, mas não necessariamente iguais. 
Reação Reversível = É aquela que ocorre simultaneamente nos dois sentidos. Ao mesmo tempo, os reagentes se transformam em produtos e os produtos se transformam em reagentes.
No gráfico abaixo, os regentes são representados por B e os produtos por A.
Fonte: http://curriculodequimica.blogspot.com/2009_05_01_archive.html
Fonte: cesarmauriciosantos-fisqui.blogspot.com/2008
No início da reação, há uma grande quantidade de reagentes. À medida que o tempo vai passando, essa quantidade vai diminuindo e a velocidade também. Enquanto isso, no início da reação, não há produtos, a quantidade é zero. Ao decorrer da reação, os produtos vão sendo formados e a velocidade inicial é zero e vai aumentando até igualar com a velocidade dos reagentes. Neste momento, as velocidades permanecerão iguais e constantes. As concentrações também serão constantes. Quando as velocidades dos produtos e dos reagentes chegam neste ponto, dizemos que a reação está em equilíbrio. 
Classificação do Equilíbrio
Pode-se classificar os equilíbrios em função das fases das substâncias envolvidas na reação química.
Equilíbrio Homogêneo 
É aquele onde todas as substâncias estão na mesma fase (estado físico). Geralmente, ocorrem em sistemas gasosos e aquosos.
Exemplos:
Equilíbrio Heterogêneo
É aquele onde as substâncias estão em fases diferentes. Geralmente, envolvem substâncias sólidas e líquidas.
Exemplos:
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO ( Kc )
Observe a seguinte reação química,
Sendo a reação direta 1 e a reação inversa 2.
De acordo com a lei cinética ou lei da velocidade:
No instante do equilíbrio: 
Isolando K :    
A divisão de duas constantes, em matemáticaorigina uma terceira constante:
KC = constante de equilíbrio em função das concentrações
Então: 
Conhecendo-se o valor das concentrações das substâncias no momento do equilíquio, pode-se calcular a constante KC. A constante de equilíbrio não possui unidade, é adimensional. 
A constante de equilíbrio KC é dada pela razão (divisão) das concentrações dos produtos pela concentração dos reagentes da reação direta, elevados a expoentes iguais aos seus coeficientes estequiométricos da reação química.
Esta fórmula representa a Lei da ação das massas ou a Lei de Guldberg-Waage. 
 Propriedades das Constantes
É possível, a partir das constantes de equilíbrio da reação direta, obter a constante de equilíbrio da reação inversa. Também podemos multiplicar as constantes.
Reação Inversa
Seja a reação química:
Exemplo:
 
A sua reação inversa será:
Adição de uma  Reação
Se duas reações são adicionadas, o novo KC será o produto das constantes originais. 
Multiplicação de uma Reação
Se duas reações são multiplicadas por um determinado número, a sua nova KC será elevada à este valor.
Veja o modelo:
Divisão de uma Reação
Se duas reações são divididas por um determinada número, a sua nova KC será a sua raíz.
Veja o modelo:
Reação com Substância Pura Líquida ou Sólida
As substâncias puras líquidas e sólidas possuem concentração constante,  onde o valor está incorporado ao da constante KC. Por este motivo, nas expressões de constante de equilíbrio, não se coloca as suas concentrações no cálculo da KC.
Exemplo: 
Constante de Equilíbrio em Função das Pressões Parciais(Kp )
Se uma determinada reação química apresentar substâncias no estado gasoso, a constante de equilíbrio pode ser dada em função das suas pressões parciais.
Exemplo:
Para o cálculo da pressão parcial, utiliza-se o conceito de fração molar (x). 
Calcula-se a fração molar e em seguida, a pressão parcial do gás. 
Exemplo:
3 mols de PCl5(g) são colocados em um recipiente, atingindo o seguinte equilíbrio:
No momento do equilíbrio, 60% do reagente sofre dissociação. Sabendo que a pressão total do sistema é 4,8atm, calcule o valor de KP:
1°) calcular a quantidade de mols, sendo 60%:
2°) montar a tabela do equilíbrio químico:
	 
	PCl5
	PCl3
	Cl2
	início
	3
	-
	-
	reagiu/formou
	1,8
	1,8
	1,8
	equilíbrio
	3 -1,8=1,2
	1,8
	1,8
3°) calcular as frações molares:
nT = número total de mols
4°) calcular a pressão parcial dos gases: 
O somatório das pressões parciais deve ser igual à pressão total:
Ou seja: 
5°) calcular a KP :
DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO QUÍMICO
Para que um sistema esteja em equilíbrio químico, a velocidade da reação direta deve ser igual a velocidade da reação inversa. As condições que envolvem estas reação não devem ser modificiadas. Caso isso ocorra, haverá uma alteração no equilíbrio. Estas modificações podem ser:
- concentração de reagentes e produtos
- pressão
- temperatura
- presença de catalisador
Estas modificações podem beneficiar a reação em um dos sentidos (direto ou inverso). Chamamos estas perturbações de deslocamento do equilíbrio. 
Deslocamento do Equilíbrio – É toda e qualquer alteração da velocidade da reação direta ou da reação inversa, causando modificações nas concentrações das substâncias e levando o sistema a um novo estado de equilíbrio químico.
Quando a velocidade da reação direta aumenta é porque o equilíbrio está se deslocando para a direita.
Quando a velocidade da reação inversa aumenta é porque o equilíbrio está se deslocando para a esquerda. 
Princípio de Le Chatelier
O estudo dos deslocamentos de equilíbrio foi desenvolvido pelo químico francês Le Chatelier. 
É possível prever o que acontece com a reação, de acordo com a alteração que é feita. 
Enunciado de Le Chatelier:
“Quando um fator externo age sobre um sistema em equilíbrio, este se desloca, procurando minimizar a ação do fator aplicado.”
 
Influência da Concentração
Um aumento em qualquer das concentrações resulta em um deslocamento de equilíbrio para o outro lado. 
A retirada de alguma substância provoca o deslocamento para o seu lado. 
Durante as modificações, os valores de todas as concentrações são alteradas, porém o valor de KC mantém-se o mesmo. 
Sendo:
Se aumenta a concentração de reagente, a reação precisa produzir mais quantidade de produto, por isso desloca-se para a direita.
Se diminui a concentração de reagente, a reação precisa produzir mais quantidade do próprio reagente, por isso desloca-se para a esquerda.
Se aumenta a concentração de produto, a reação precisa produzir mais quantidade de reagente, por isso desloca-se para a esquerda.
Se diminui a concentração de produto, a reação precisa produzir mais quantidade do próprio produto, por isso desloca-se para a direita.
 Influência da Pressão
A pressão de um gás está associada ao volume deste gás. 
O aumento da pressão beneficia a reação com menor volume e a diminuição da pressão beneficia a reação com maior volume.
Aumento do volume do gás = EXPANSÃO
Diminuição do volume do gás = CONTRAÇÃO
Seja a reação química:
O volume ocupado por regentes e produtos, obedece à proporção estequiométrica. Neste caso, o produto possui menor volume. Com um aumento da pressão, o equilíbrio será deslocado para o sentido dos produtos, sentido direito, porque tem menor volume. 
Aumento da pressão = EQ para lado com menor volume
Diminuição da pressão = EQ para lado com maior volume
Para estas alterações, não há modificação no valor da KC. 
Influência na Temperatura
É a única alteração que pode modificar o valor da KC. 
O aumento da temperatura beneficia a reação endotérmica.
A diminuição da temperatura beneficia a reação exotérmica.
Influência da Presença de Catalisador
A presença de um catalisador (substância química que acelera a reação química) não altera o valor da KC. O catalisador promove a diminuição do momento do equilíbrio. Altera tanto na reação direta como na reação inversa. 
Resumo de Deslocamento de Equilíbrio Químico
	Perturbação Externa
	Deslocamento do Equilíbrio
	Alteração de Kc ou Kp
	Adição de um participante
	No sentido oposto ao do participante
	Não
	Retirada de um participante
	No sentido do participante
	Não
	Aumento da pressão total
	No sentido do menor volume
	Não
	Diminuição da pressão total
	No sentido do maior volume
	Não
	Aumento da temperatura
	No sentido endotérmico
	Sim
	Diminuição de temperatura
	No sentido exotérmico
	Sim
	Presença de catalisador
	Não 
	Não 
 
Equilíbrio Químico – 2 
Constante de Acidez (Ka) e Constante de Basicidade (Kb)
Quando um ácido entra em contato com água dizemos que ocorreu uma ionização. Para as bases, utilizamos o termo dissociação. Veja o que acontece quando ácido clorídrico é adicionado em água:
A sua constante de equilíbrio é dada por:
Observe que a substância líquida água não deve participar da constante de equilíbrio porque a sua concentração é constante. Então se a concentração de água for multiplicada por KC, teremos o aparecimento de uma nova constante, a constante de acidez, Ka. 
A constante de acidez indica a força do ácido. Quanto menor o valor do Ka, mais fraco é o ácido. Menos ionizado é este ácido. Utiliza-se esta constante para os ácidos fracos. Ácidos fortes não tem Ka , já que dissociam completamente e não apresentam equilíbrio (reação direta  e inversa). 
A constante de acidez está ligada ao grau de ionização de um ácido. 
Quanto maior o Ka , maior é o grau de ionização, portanto, ácido forte.
Quanto menor o Ka , menor o grau de ionização, portanto, ácido fraco. 
Observe a tabela de ácidos com diferentes valores de Ka  e sua força ácida:
	ÁCIDOS
	Ka (25°C)
	FORÇA ÁCIDA
	HClO4
	10+10
	Muito Forte
	HCl
	10+7
	Muito Forte
	H2SO4
	10+3
	Forte
	H2SO3
	1,5.10-2
	Forte
	H3PO4
	7,6.10-3
	Fraco 
	HNO2
	4,3.10-4
	Fraco 
	HF
	3,5.10-4
	Fraco 
	CH3COOH
	1,8.10-5
	Fraco
	H2CO3
	4,3.10-7
	FracoH2S
	1,3.10-7
	Fraco 
	HCN
	4,9.10-10
	Muito Fraco
Podemos utilizar, também para demonstrar o valor da constante de acidez, a constante de ionização, Ki.
A constante de basicidade é dada por Kb, e indica a força da base e o seu grau de dissociação. É semelhente ao Ka, porém agora, refere-se às bases. 
EFEITO DO ÍON COMUM
Em um equilíbrio de íons, a adição de espécies químicas pode contemplar íons que já existam no sistema ou não. Se o íon adicionado já existe no equilíbrio (íon comum), seu comportamento será como na adição de qualquer substância que já existe na reação. Se for adicionada alguma espécie que não possui no sistema e ela reagir com alguma presente no equilíbrio, devemos estudar o efeito da diminuição da concentração desta segunda substância. Se a substância adicionada não reagir no equilíbrio, seu acréscimo não modificará o sistema.
Veja o exemplo a seguir:
De acordo com o lado que o equilíbrio se desloca, a solução troca de cor.
Veja o que pode acontecer se for adicionado a esta reação:
- adição de HCl(aq) – o ácido HCl se ioniza formando o íon cátion H+(aq). Provoca, portanto o aumento da concentração deste íon no sistema. Desloca o equilíbrio para a direita, até consumir o exceso adicionado. O íon H+(aq) é o íon comum ao sistema. 
- adição de NaOH – a base NaOH se dissocia formando o íon ânion OH-(aq) que reage com o cátion H+(aq), provocando a formação de água e diminuindo a concentração de H+(aq). Desloca o equilíbrio para a esquerda para repor a quantidade removida deste íon. O  íon OH-(aq) é o íon não-comum ao equilíbrio. 
EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA (KW)
A água pura se ioniza muito fracamente da seguinte forma:
A constante de equilíbrio KC é dada pela expressão:
Como a água está no estado líquido, a sua concentração mantém-se constante então não participa da fórmula e podemos mulitiplicá-la pelo KC obtendo uma nova constante. Neste caso, a KW, ou seja, o produto iônico da água. 
O KW é a constante de equilíbrio iônico da água. A letra w vem da palavra inglesa water que significa água.  
Esta constante depende da temperatura. A 25°C a constante de equilíbrio iônico da água vale:
A unidade é adimensional, assim como as demais constantes de equilíbrio. 
Veja algumas constantes para temperaturas diferentes:
	TEMPERATURA (°C)
	KW
	0
	0,11.10-14
	40
	3,0.10-14
	100
	51,3.10-14
Tipos de Soluções Aquosas
As soluções aquosas das substâncias quimicas podem ser classificadas em três tipos: 
- solução ácida
- solução básica
- solução neutra
Solução Ácida
É a solução que contém a concentração do íon H+ maior do que a concentração do íon OH-. 
Solução Básica
É a solução que contém a concentração do íon OH- maior do que a concentração do íon H+. 
Solução Neutra
É a solução que contém a concentração do íon OH- igual à concentração do íon H+. 
 A constante de equilíbrio é um valor que relaciona as concentrações das espécies reagentes e do produto no momento em que ocorre o equilíbrio.
Onde Kc representa o valor das constantes de equilíbrio em uma temperatura determinada , em função da concentração da espécies em mol L -1 ou [ ] mol L-1 . Em caso da ocorrência da reação em fase gasosa, a constante é comumente expressa Kp, em função das pressões parciais das espécies presentes no equilíbrio.
Exemplo: Reação onde as espécies apresentam-se em fase gasosa no equilíbrio:
Para a reação genérica a abaixo:
As substâncias presentes no equilíbrio podem estar em diferentes estados físicos (líquido, sólido e/ou gasoso), formando um equilíbrio heterogêneo nesse caso a constante K não considera, as concentrações do líquidos e sólidos puros, uma vez que, nesse contexto a sua variação de concentração será desprezível.
Como exemplos temos a reação de calcinação do Carbonato de Cálcio, dada por:
Como o [CO2] é uma espécie em fase gasosa podemos relacionar as constantes Kc eKp de acordo com equação mencionada a seguir:
Kp = Kc . RT (Δn)
Onde:
Kp é a constante de equilíbrio em função da pressão.
Kc é a constante de equilíbrio em função da concentração.
R é a constante de Clapeyron ou seja R= 0,082 L atm-1
T é temperatura em Kelvins (K) onde K= T em °C + 273,15
Δn é a variação do número de mols ou seja  Δn = (n produto)-(n reagentes)
Relação das Constantes de equilíbrio e grandezas Termodinâmicas:
A variação de energia livre ΔG de um sistema representa a energia requerida para que seja realizado trabalho útil, em sua mudança de estado. No decorrer da reação observamos que a capacidade de realização de trabalho útil vai gradativamente diminuindo, com o consumo dos reagentes e formação de produto deste modo o sistema atinge o equilíbrio dinâmico, o que mostra que a ΔG tanto dos produtos quanto dos reagentes são iguais fornecendo ΔG=0. De acordo com o diagrama abaixo conclui-se que:
	ΔG= 0
	Sistema atingiu equilíbrio dinâmico
	ΔG= positiva
	A reação ocorre em favor dos reagentes
	ΔG= negativa
	Segue para o estado de equilíbrio
Ou expressando por meio das equações:
Ionização
A ionização é uma reação química que origina íons a partir de substâncias moleculares colocadas em água.
Assim, podemos dizer que a ionização é o processo de formação de íons.
Os ácidos são exemplos de substâncias que sofrem ionização quando colocados em água.
Processo de ionização
Veja como ocorre o processo de ionização através do seguinte exemplo:
Quando colocado em água, o ácido clorídrico (HCl) sofre ionização. A ligação química entre o H e Cl é quebrada e formam-se os íons H+ e Cl-, que são circundados pela água.
Como vimos, o H+ perdeu um elétron e o Cl- recebeu um elétron. Porém, o H+ precisa se estabilizar e por isso une-se à água.
Assim, a reação de ionização do HCl também pode ser representada da seguinte forma:
Agora observamos a formação do cátion hidrônio (H3O+), resultado da união do H+ e de H2O.
É importante ressaltar também que nesse exemplo o Cl recebe o elétron porque é o elemento mais eletronegativo, ou seja, ele apresenta tendência a ganhar elétrons. Por isso, atraiu com facilidade os elétrons para si.
Confira outros exemplos de ionização:
1) 
2) 
A energia de ionização ou potencial de ionização é uma propriedade periódica que indica a quantidade de energia necessária para transferir o elétron de um átomo em estado fundamental.
Dissociação e Ionização
A dissociação é um fenômeno físico, não é uma reação química. Ela refere-se a liberação de íons já existentes, a partir de compostos iônicos em água.
A principal diferença entre a dissociação e a ionização é:
Ionização: são formados íons;
Dissociação: os íons já existentes, se separam.
O processo de dissociação ocorre apenas com sais e bases. Exemplo: NaCl, o sal de cozinha.
A dissociação e a ionização são processos importantes para que as reações químicas possam ocorrer, pois os íons livres são mais reativos do que moléculas.
Para você entender o fenômeno da ionização é necessário primeiramente saber o que são íons. Observe a explicação abaixo:
Todo átomo possui o mesmo número de prótons e elétrons; portanto, todo átomo é eletricamente neutro. Além disso, as substâncias formadas por grupos de átomos também possuem equilíbrio de carga elétrica, sendo eletricamente neutras.
No entanto, um átomo ou um grupo de átomos pode perder ou ganhar elétrons; quando isso ocorre, eles perdem a neutralidade e se tornam íons.
Se o átomo ou grupo de átomos perder elétrons, ele ficará com carga positiva e será um íon denominado cátion. Entretanto, se ganhar elétrons, a carga será negativa e o íon será um ânion.
As substâncias inorgânicas são iônicas ou têm a capacidade de formar íons.
Uma das maneiras de se formar íons é colocando em água substâncias moleculares, ou seja, formadas por ligações covalentes, em que há compartilhamento de elétrons.
Por exemplo, se testarmos a condução elétrica do ácido clorídrico (HCl) em solução aquosa (cloreto de hidrogênio dissolvido em água), veremos que a solução é eletrolítica, ou seja, conduz corrente elétrica, porqueexistem íons nessa solução.
Isso significa que a água atuou como um reagente, formando íons a partir do ácido clorídrico. Isso ocorre segundo a reação abaixo:
Observe que, antes de colocar o cloreto de hidrogênio na água, não havia íons. Porém, as moléculas dele reagiram com a água e formaram-se íons positivos H3O+ (cátions) e negativos Cl- (ânions). Visto que o cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio, ele atrai o par de elétrons da ligação covalente para perto dele e forma o ânion. Já o hidrogênio é atraído pelo oxigênio da água, que é mais eletronegativo que o cloro; e entre o hidrogênio e o oxigênio é formada uma ligação covalente, originando o cátion hidrônio. A esse fenômeno de formação de íons damos o nome de ionização.
Com base na explicação acima, podemos definir ionização da seguinte maneira:
Note que os íons não existiam antes, pois, se eles existissem, como no caso da dissolução de compostos iônicos, teríamos uma dissociação iônica e não uma ionização.
Todos os ácidos colocados em contato com a água sofrem ionização. Entretanto, nem todo composto molecular sofre ionização.Por exemplo, o açúcar (C12H22O11) é molecular, porém, quando colocado em água, não formam-se íons, ele apenas se dissolve originando uma solução molecular não eletrolítica, que não conduz eletricidade.
Ionização é o processo em que átomos ou um grupo de átomos neutros são carregados eletricamente, isto é, adquirem carga elétrica. Quando um ou mais elétrons se desprendem do seu grupo original, são formados os íons positivos, os cátions e quando esses elétrons livres se unem a um novo grupo carregando-o negativamente, são formados os ânions. Assim, um átomo de sódio, por exemplo, com carga positiva é um cátion, representado como Na+ e um átomo de flúor com carga negativa é um ânion, representado como F-. Um exemplo de cátion “poliatômico” (grupo de átomos) é o íon amônio, NH4+ e um exemplo de ânion poliatômico é o sulfato, SO42-.
Um íon pode ser criado em diversas situações, seja em líquidos, sólidos ou gases. Pode ocorrer, por exemplo, numa solução líquida em que moléculas neutras de HCℓ reagem com moléculas de H2O produzindo os íons H3O+ e Cℓ-, de acordo com a equação:
HCℓ(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cℓ-(aq)
Todo ácido de Brönsted-Lowry em contato com a água sofrerá ionização, liberando H+ e ânions em solução. Porém, é importante destacar que a ionização trata-se de uma reação entre compostos moleculares, produzindo íons não antes existentes. Isso significa que dissolução de compostos iônicos (dissolução de sal de cozinha na água, por exemplo, gerando Na+ e Cℓ-) não é considerada uma ionização, mas sim uma dissociação iônica.
No caso dos ácidos, a ionização ocorre devido ao surgimento de cargas parciais, decorrentes da diferença de eletronegatividade entre os átomos. Assim, quanto maior essa diferença, mais ionizável será a molécula e, portanto, mais forte o ácido. Por isso, ácidos como HCℓ são mais fortes que ácidos orgânicos, cujas cargas parciais não são tão pronunciadas.
Uma ionização também pode ocorrer por emissão de radiação. Quando se emite energia suficiente para que, durante a interação com o átomo ou molécula, elétrons possam se energizar até o ponto de se desprenderem de suas órbitas, fazendo com que o átomo seja ionizado.
Por isso na atmosfera terrestre existe certa quantidade de íons, formados a partir de gases que continuamente recebem radiação cósmica e radiação ultravioleta proveniente do Sol.
Aplicação da ionização
O processo de ionização possui extrema importância para a indústria e muitas pesquisas científicas. Um dos exemplos mais conhecidos são as pilhas e baterias, que através da formação de íons conseguem manter uma diferença de potencial elétrico num sistema e assim, fornecer energia através de correntes elétricas. No interior de baterias de carros, placas de chumbo (Pb) são intercaladas com placas revestidas de óxido de chumbo IV (PbO2) e mergulhadas em uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4). As placas de chumbo são denominadas ânodo (polo negativo) da bateria, pois elas perdem elétrons para solução:
Pb + HSO4- + H2O ⇄ PbSO4 + H3O+ + 2e-
Já as placas revestidas de óxido de chumbo IV são chamadas de cátodo (polo positivo) da bateria, pois recebem os elétrons perdidos pelas outras placas, gerando corrente elétrica:
PbO2 + HSO4- + H3O+ + 2e- ⇄ PbSO4 + 5 H2O
Esse tipo de processos é estudado na eletroquímica, onde reações envolvendo trocas de elétrons são importantes.
Bases são substâncias inorgânicas formadas pela interação de um metal (Me) qualquer ou grupo amônio (NH4+) com o grupo hidroxila (OH-), cuja fórmula geral está representada abaixo.
MeOH ou NH4OH
Em virtude da presença de elemento metálico na sua composição, as bases são exemplos de compostos iônicos, que, em água, têm a tendência de sofrer o fenômeno físico da dissociação.
Dissociação é o fenômeno no qual um composto iônico, ao ser dissolvido em um solvente bastante polar, como a água, libera íons (cátion e ânion). Uma dissociação é representada sempre por meio de uma equação:
XY(aq) → X(aq)+ + Y(aq)-
OBS.: O termo (aq) localizado à direita da fórmula do composto indica que ele está dissolvido na água.
Veja a representação geral de uma equação de dissociação das bases:
MeOH(aq) → Me(aq)+ + OH(aq)-
ou
NH4OH(aq) → NH4(aq)+ + OH(aq)-
Para construir uma equação de dissociação de bases, basta seguir estes passos:
Passo 1: Escrever a fórmula da base acompanhada da sigla (aq);
Passo 2: Escrever a seta após a fórmula da base;
Passo 3.: Escrever o elemento que acompanha a hidroxila na forma de cátion (com carga positiva) junto ao ânion da base, que sempre será o OH-1;
Passo 4: Colocar a quantidade de hidroxilas na carga do cátion e no OH-.
Acompanhe agora vários exemplos de equações de dissociação de bases:
Exemplo 1: Hidróxido de césio- CsOH
Seguindo os passos indicados para montar uma equação de dissociação, temos que:
Passo 1: escrever a fórmula da base com (aq);
Passo 2: Colocar a seta na frente da fórmula da base;
Passo 3: escrever o Cs na forma de cátion (Cs+1) e o OH na forma de ânion (OH-);
Passo 4: colocar 1 na carga do cátion e 1 na frente do hidróxido, haja vista que a base apresenta apenas uma hidroxila.
Assim:
CsOH(aq) → Cs(aq)+ + OH(aq)-
Exemplo 2: Hidróxido de zinco- Zn(OH)2
Seguindo os passos indicados para montar uma equação de dissociação, temos que
Passo 1: escrever a fórmula da base com (aq);
Passo 2: Colocar a seta na frente da fórmula da base;
Passo 3: escrever o Zn na forma de cátion (Zn+2) e o OH na forma de ânion (OH-);
Passo 4: colocar 2 na carga do cátion e 2 na frente do hidróxido, haja vista que a base apresenta duas hidroxilas.
Assim:
Zn(OH2)(aq) → Zn(aq)+ + 2 OH(aq)-
Exemplo 3: Hidróxido de ouro III- Au(OH)3
Passo 1: escrever a fórmula da base com (aq);
Passo 2: Colocar a seta na frente da fórmula da base;
Passo 3: escrever o Au na forma de cátion (Au+3) e o OH na forma de ânion (OH-);
Passo 4: colocar 3 na carga do cátion e 3 na frente do hidróxido, haja vista que a base apresenta três hidroxilas.
Assim:
Au(OH)3(aq) → Au(aq)+3 + 3 OH(aq)-
Exemplo 4: Hidróxido de chumbo IV- Pb(OH)4
Passo 1: escrever a fórmula da base com (aq);
Passo 2: Colocar a seta na frente da fórmula da base;
Passo 3: escrever o Pb na forma de cátion (Pb+4) e o OH na forma de ânion (OH-);
Passo quatro: colocar 4 na carga do cátion e 4 na frente do hidróxido, haja vista que a base apresenta quatro hidroxilas.
Assim:
Pb(OH)4(aq) → Pb(aq)+4 + 4 OH(aq)-
Exemplo 5: Hidróxido de antimônio V- Sb(OH)5
Passo 1: escrever a fórmula da base com (aq);
Passo 2: Colocar a seta na frente da fórmula da base;
Passo 3: escrever o Sb na forma de cátion (Sb+5) e o OH na forma de ânion (OH-);
Passo 4: colocar 5 na carga do cátion e 5 na frente do hidróxido, haja vista que a base apresenta cinco hidroxilas.
Assim:
Sb(OH)5 (aq) → Sb(aq)+5 + 5 OH(aq)-
Exemplo 6: Hidróxido de amônio- NH4OH
Passo 1: escrever a fórmula da base com (aq);
Passo 2: Colocar a seta na frente da fórmulada base;
Passo 3: escrever o NH4 na forma de cátion (NH4 +) e o OH na forma de ânion (OH-);
Passo 4: colocar 1 na carga do cátion e 1 na frente do hidróxido, haja vista que a base apresenta apenas uma hidroxila.
Assim:
NH4 OH(aq) → NH4(aq)+ + OH(aq)-
O químico sueco Svante Arrhenius realizou diversos experimentos para observar a passagem de corrente elétrica em soluções aquosas e, com base nas suas observações, concluiu que para tal fenômeno ocorrer, deveriam haver partículas carregadas (íons) nestas soluções. A partir dessa conclusão, em 1889, ele estabeleceu a Teoria da Dissociação Iônica (também conhecida como Teoria da Dissociação Eletrolítica) que lhe rendeu o prêmio Nobel de Química em 1903 “em reconhecimento dos extraordinários serviços prestados ao avanço da química através de sua teoria da dissociação eletrolítica”.
Segundo Arrhenius, uma substância, ao ser dissolvida em água, divide-se em partículas menores. Quando essa divisão forma moléculas, a solução não conduz energia, e quando forma íons, a solução se torna condutora. É importante ressaltar que quando Arrhenius publicou sua teoria, os prótons, nêutrons e elétrons ainda não eram conhecidos, então ele designou os “íons” como partículas carregadas eletricamente positivas e negativas, em igual quantidade, resultando em uma solução eletricamente neutra.
Arrhenius percebeu também que quanto maior a concentração de íons em solução, maior é a velocidade com que se deslocam e consequentemente, maior a condutividade elétrica da solução. Mais tarde, foi comprovado também que a dissociação é um processo reversível e dependente da diluição, sendo praticamente completa em soluções muito diluídas. Este fato está de acordo com a Lei da Diluição de Ostwald, proposta no final do século XIX.
Se considerarmos que para haver dissociação iônica a substância a ser dissolvida em água deve ser iônica, este fenômeno só ocorrerá em bases e sais. A Teoria ácido-base de Arrhenius foi desenvolvida observando-se esses íons presentes em solução.
Segundo Arrhenius, base é toda substância que em solução aquosa, sofre dissociação iônica, liberando como único ânion os íons OH‒ (hidroxila).
Exemplo: NaOH  + H2O → Na+ + OH‒
Os ácidos não sofrem dissociação iônica, mas sim dissociação eletrolítica pois, por serem compostos moleculares, precisam sofrer ionização para liberar íons em solução.
Exemplo: HCl + H2O → H3O+ + Cl‒
A formação dos sais se dá por um processo de neutralização que consiste na união dos íons hidrogênio e hidroxila para formação de água e ocorre quando unimos uma base e um ácido.
Exemplo: NaOH + HCl → NaCl + H2O
Resumidamente, dizemos que dissociação iônica é a separação dos íons de uma substância iônica, quando ela se dissolve em água. A função da água na dissociação iônica é separar os íons já existentes no aglomerado iônico (retículo cristalino) – esse fenômeno é conhecido como solvatação. Já na ionização, a água atua como reagente, sendo determinante para a formação dos íons.
Se colocarmos cloreto de sódio, o sal de cozinha (NaCl), em um recipiente contendo água, o que ocorrerá é que os íons já existentes no retículo cristalino do sal serão separados. Os íons já existiam antes porque o cloreto de sódio é formado por meio de uma ligação iônica entre o sódio (Na) que doa um elétron para o Cloro (Cl), formando os íons Na+ e Cl-.
Nesse caso, temos uma dissociação iônica, também denominada dissociação eletrolítica. Portanto, dissociação iônica é quando íons que já existiam antes são separados, ou seja, só ocorre com compostos iônicos.
Agora, coloca-se na água um composto formado por apenas ligações covalentes, um composto molecular; é o caso, por exemplo, do ácido clorídrico (HCl). Nesse composto não existem íons, pois a ligação covalente se dá por compartilhamento de elétrons.
Porém, ao se solubilizar na água, ocorre a quebra das moléculas de HCl, em que o par de elétrons compartilhado fica com o cloro, que é mais eletronegativo, formando, então, os íons H+ e Cl-.
Na realidade, o mais correto é dizer que houve a formação do cátion hidrônio (H3O+) e não do cátion H+, pois o que ocorre é que a água atua como reagente: seu oxigênio, carregado negativamente, atrai fortemente o hidrogênio do HCl, pois o oxigênio é mais eletronegativo que o cloro e o hidrogênio está carregado positivamente. Assim, entre o hidrogênio e o oxigênio da água se estabelece uma ligação covalente, formando o cátion H3O+.
Quando temos uma reação química em que há a formação de íons, como essa citada, dizemos que ocorreu uma ionização.
Resumidamente temos:
Bases são substâncias inorgânicas formadas pela interação de um metal (Me) qualquer ou grupo amônio (NH4+) com o grupo hidroxila (OH-), cuja fórmula geral está representada abaixo.
MeOH ou NH4OH
Em virtude da presença de elemento metálico na sua composição, as bases são exemplos de compostos iônicos, que, em água, têm a tendência de sofrer o fenômeno físico da dissociação.
Dissociação é o fenômeno no qual um composto iônico, ao ser dissolvido em um solvente bastante polar, como a água, libera íons (cátion e ânion). Uma dissociação é representada sempre por meio de uma equação:
XY(aq) → X(aq)+ + Y(aq)-
OBS.: O termo (aq) localizado à direita da fórmula do composto indica que ele está dissolvido na água.
Veja a representação geral de uma equação de dissociação das bases:
MeOH(aq) → Me(aq)+ + OH(aq)-
ou
NH4OH(aq) → NH4(aq)+ + OH(aq)-
Para construir uma equação de dissociação de bases, basta seguir estes passos:
Passo 1: Escrever a fórmula da base acompanhada da sigla (aq);
Passo 2: Escrever a seta após a fórmula da base;
Passo 3.: Escrever o elemento que acompanha a hidroxila na forma de cátion (com carga positiva) junto ao ânion da base, que sempre será o OH-1;
Passo 4: Colocar a quantidade de hidroxilas na carga do cátion e no OH-.
Acompanhe agora vários exemplos de equações de dissociação de bases:
Exemplo 1: Hidróxido de césio- CsOH
Seguindo os passos indicados para montar uma equação de dissociação, temos que:
Passo 1: escrever a fórmula da base com (aq);
Passo 2: Colocar a seta na frente da fórmula da base;
Passo 3: escrever o Cs na forma de cátion (Cs+1) e o OH na forma de ânion (OH-);
Passo 4: colocar 1 na carga do cátion e 1 na frente do hidróxido, haja vista que a base apresenta apenas uma hidroxila.
Assim:
CsOH(aq) → Cs(aq)+ + OH(aq)-
Exemplo 2: Hidróxido de zinco- Zn(OH)2
Seguindo os passos indicados para montar uma equação de dissociação, temos que
Passo 1: escrever a fórmula da base com (aq);
Passo 2: Colocar a seta na frente da fórmula da base;
Passo 3: escrever o Zn na forma de cátion (Zn+2) e o OH na forma de ânion (OH-);
Passo 4: colocar 2 na carga do cátion e 2 na frente do hidróxido, haja vista que a base apresenta duas hidroxilas.
Assim:
Zn(OH2)(aq) → Zn(aq)+ + 2 OH(aq)-
Exemplo 3: Hidróxido de ouro III- Au(OH)3
Passo 1: escrever a fórmula da base com (aq);
Passo 2: Colocar a seta na frente da fórmula da base;
Passo 3: escrever o Au na forma de cátion (Au+3) e o OH na forma de ânion (OH-);
Passo 4: colocar 3 na carga do cátion e 3 na frente do hidróxido, haja vista que a base apresenta três hidroxilas.
Assim:
Au(OH)3(aq) → Au(aq)+3 + 3 OH(aq)-
Exemplo 4: Hidróxido de chumbo IV- Pb(OH)4
Passo 1: escrever a fórmula da base com (aq);
Passo 2: Colocar a seta na frente da fórmula da base;
Passo 3: escrever o Pb na forma de cátion (Pb+4) e o OH na forma de ânion (OH-);
Passo quatro: colocar 4 na carga do cátion e 4 na frente do hidróxido, haja vista que a base apresenta quatro hidroxilas.
Assim:
Pb(OH)4(aq) → Pb(aq)+4 + 4 OH(aq)-
Exemplo 5: Hidróxido de antimônio V- Sb(OH)5
Passo 1: escrever a fórmula da base com (aq);
Passo 2: Colocar a seta na frente da fórmula da base;
Passo 3: escrever o Sb na forma de cátion (Sb+5) e o OH na forma de ânion (OH-);
Passo 4: colocar 5 na carga do cátion e 5 na frente do hidróxido, haja vista que a base apresenta cinco hidroxilas.
Assim:
Sb(OH)5 (aq) → Sb(aq)+5 + 5 OH(aq)-
Exemplo 6: Hidróxido de amônio-NH4OH
Passo 1: escrever a fórmula da base com (aq);
Passo 2: Colocar a seta na frente da fórmula da base;
Passo 3: escrever o NH4 na forma de cátion (NH4 +) e o OH na forma de ânion (OH-);
Passo 4: colocar 1 na carga do cátion e 1 na frente do hidróxido, haja vista que a base apresenta apenas uma hidroxila.
Assim:
NH4 OH(aq) → NH4(aq)+ + OH(aq)-
A partir das experiências do físico-químico sueco August Arrhenius, realizadas com a passagem de corrente elétrica através de soluções aquosas, formulou-se a hipótese de que estas continham os íons, partículas carregadas. Diante disso, Arrhenius instituiu a teoria da dissociação iônica, baseado nos seguintes princípios: 
- Segundo Arrhenius, os íons positivos, os cátions, os íons negativos, e os ânions são oriundos de determinadas substâncias dissolvidas em água.
- Duas soluções aquosas: uma de sal de cozinha (NaC?) e outra de soda cáustica (NaOH) foram utilizadas para experimentar a condutividade elétrica.
- O fenômeno da dissociação iônica foi comprovado por Arrhenius, quando verificou em ambos os casos a passagem de corrente elétrica associando-a a existência de íons livres nas soluções.
Dissociação iônica do NaC? em água, através desta reação podemos constatar que:
1. A água é uma substância constituída por moléculas polares, o pólo negativo está situado no átomo de oxigênio e o pólo positivo está nos átomos de hidrogênio.
2. A solução iônica é obtida da interação entre H2O e NaC?.
3. Água de solvatação são as moléculas de água que abrangem os íons.
Arrhenius atentou para os seguintes fatos, ao experimentar a condutividade de compostos moleculares, como o açúcar (C12H22O11) e o ácido clorídrico (HC?):
 
- Concluiu que nessa solução não existem íons, devido à solução aquosa de açúcar não conduzir corrente elétrica. Sendo assim, o açúcar dissolveu somente na água.
- Concluiu a existência de íons livres, devido à condução de corrente elétrica pela solução aquosa de ácido clorídrico.
- O HC? é um composto constituído por moléculas, sendo assim os íons são formados mediante a quebra dessas moléculas pela água. Esse fenômeno é designado ionização.
Um ácido, de acordo com uma de suas definições, trata-se de uma espécie química capaz de ionizar-se, liberando íons de hidrogênio (H+) em meio aquoso. Sua identificação teórica pode se dar com relação à presença do elemento hidrogênio em sua molécula, ou experimentalmente por sua propriedade de liberação desse hidrogênio no estado gasoso quando em reação química com metal mais reativo do que o hidrogênio.
Abaixo são mostrados dois exemplos de ácidos de elevada importância, tanto para a indústria como no laboratório de pesquisa, o primeiro um hidrácido (não apresenta oxigênio em sua molécula) e o segundo um oxiácido (apresenta o oxigênio).
HCl: ácido clorídrico
H2SO4: ácido sulfúrico
Quando um ácido se ioniza em água, passa a ocorrer um processo de equilíbrio, representado por:
HA + H2O ↔ A- + H3O+
Ou ainda, de modo simplificado:
HA ↔ A- + H+
O grau de ionização de um ácido é denominado de constante de acidez, e representado por Ka. O nome de constante de ionização também é empregado, e pode ser definido matematicamente conforme mostrado abaixo:
Ka=[A−].[H3O+][HA]
As espécies representadas entre conchetes representam suas concentrações molares. Dessa forma, o cálculo da constante de acidez considera o quociente entre o produto da concentração molar de sua base conjugada e de seu número de íons de hidrogênio, pelo de suas partículas não ionizadas. Deste modo, seu valor de Ka é diretamente proporcional à concentração iônica, o que indica que quanto maior for o valor de Ka para um ácido, maior será sua ionização e maior será a força desse ácido.
A Tabela 1 mostra o valor de constante de acidez para alguns ácidos, na temperatura de 25°C (a temperatura interfere significativamente no Ka de um ácido).
	ÁCIDOS
	Ka 
	FORÇA ÁCIDA
	HCl
	10+7
	Muito Forte
	H2SO4
	10+3
	Muito Forte
	H2SO3
	1,5.10-2
	Forte
	H3PO4
	7,6.10-3
	Fraco
	HNO2
	4,3.10-4
	Fraco
	HF
	3,5.10-4
	Fraco
	CH3COOH
	1,8.10-5
	Fraco
	H2CO3
	4,3.10-7
	Fraco
	H2S
	1,3.10-7
	Fraco
	HCN
	4,9.10-10
	Muito Fraco
Tabela 1. Constante de acidez de alguns ácidos 1.
No topo da tabela estão os ácidos mencionados no início deste texto. Tanto o ácido clorídrico quanto o ácido sulfúrico apresentam elevado Ka, tratando-se de ácidos muito fortes. Já o ácido cianídrico, em contraponto, apresenta um baixo Ka, tratando-se de um ácido muito fraco. Dessa forma, podemos concluir que uma solução de ácido clorídrico ou de ácido sulfúrico apresenta uma grande parte de íons em solução, já uma solução a partir do ácido cianídrico apresenta grande parte de moléculas dissolvidas.
Experimentalmente pode-se averiguar esse comportamento ao se fazer tais soluções serem atravessadas por uma corrente elétrica, compondo um circuito capaz de acender uma lâmpada, por exemplo. Observa-se então que em todas as soluções há passagem de corrente elétrica, mas a lâmpada está mais intensa na medida em que o ácido é mais forte (apresenta um maior número de partículas iônicas em solução, responsáveis pela transmissão de corrente elétrica).
EQUILÍBRIO QUÍMICO
 * Constante de Equilíbrio
Onde:
KC = constante de equilíbrio em função das concentrações
P = concentração dos produtos
p = coeficiente estequiométrico dos produtos
R = concentraçãos dos reagentes
r = coeficiente estequiométrico dos reagentes
Dica: a constante de equilíbrio é adimensional, ou seja, não tem unidade.
 
* Constante de equilíbrio com substância líquida e sólida
Não se coloca a concentração de substância em estado físico líquido ou sólido, assim como a água. Apenas substâncias no estado gasoso e em meio aquoso.
Exemplo: 
O CaO e o CaCO3 está no estado sólido então não devemos colocá-lo na constante de equilíbrio. 
* Constante de equilíbrio em função das pressões parciais
Para a constante Kp (em função das pressões parciais) também não coloca-se sunstância no estado sólido e líquido. 
Exemplo: 
 
* Constante de acidez e basicidade
Para o Ka calcula-se da mesma forma que as demais constantes. 
Exemplo:
Dica: O Ka  serve para dizer o quanto um ácido é forte ou fraco. Quanto menor o Ka mais fraco é o ácido. 
Geralmente ácido forte não tem Ka, já que significa equilíbrio. Se um ácido é forte ele dissocia completamete, portanto não está em equilíbrio. 
O mesmo serve para a constante de basicidade (Kb). Quanto menor o valor de Kb mais fraca é a base. 
* Kw
O produto iônico da água é dado por:
* pH
O cáluclo de pH serve para calcular o valor da concentração de íons H+ em uma solução. 
É uma função de p, assim como pOH é uma função, mas que calcula a quantidade de íons OH- em uma solução. 
Dica: A faixa de pH varia de 0 a 14. Se uma solução está entre 0 e 7 ela é considerada ácida. Se é 7, será considerada neutra. Se a faixa está entre 7 e 14 é uma solução básica. 
Pode-se calcular o pH através do pOH e vice-versa:
Veja a fórmula utilizada:
Ionização de ácidos 
Equilíbrio iônico é um caso particular de equilíbrio químico em que aparecem íons. Uma substância que, ao ser adicionada à água, produz íons livres é chamada eletrólito. Os equilíbrios iônicos mais comuns são os que ocorrem com os ácidos, as bases e os sais quando em presença da água, devido ao fenômeno da ionização ou dissociação iônica. Porém, o equilíbrio iônico só é caracterizado quando se refere a um eletrólito fraco, pois se considerarmos que 100% das moléculas, do ácido ou da base, se ionizam, o equilíbrio não é estabelecido, e a reação terá um só sentido.
Quando adicionamos moléculas de um ácido em água, ocorre o fenômeno da ionização. Se for um ácido fraco, como o HCN, ele irá se ionizar conforme a equação a seguir:
HCN(aq) ⟺ H+(aq) + CN−(aq) 
A água provoca a ruptura das moléculas de HCN originando os íons H+ e CN−. Esta solução é um sistema em equilíbrio, pois, à medida que o processo de ionização acontece, dando origemaos íons, ocorre também a associação iônica, regenerando a molécula de HCN. As duas reações (ionização e associação) se processam simultaneamente e com velocidades iguais, caracterizando um equilíbrio iônico.
Para esta reação, temos a seguinte expressão da constante de equilíbrio:
Ki=[H+]⋅[CN−][HCN]
Utilizamos a constante Kipara compostos moleculares em geral, mas no caso de ácidos substituímos esta constante por Ka:
Ka=[H+]⋅[CN−][HCN] 
Pelo valor do Ka podemos prever a força de uma ácido. Quanto mais alto for o valor de Ka, mais forte será o ácido, ou seja, maior é sua tendência em liberar o íon H+. A tabela abaixo mostra alguns ácidos e seus respectivos valores de Ka:
Constante de ionização em ácidos (Foto: Colégio Qi)
Quando o ácido em apresentar mais de um hidrogênio ionizável em sua molécula, a ionização deste ácido ocorrerá em etapas. Cada etapa apresentará uma constante de ionização, como mostra a tabela a seguir:
Tabela com constante de ionização após equilíbrio (Foto: Colégio Qi)
Ionização de bases 
A constante de equilíbrio aplicada a um equilíbrio iônico constituído por bases recebe o nome de Kb. Para a base fraca NH4OH, temos a seguinte equação de ionização:
NH4OH(aq) ⟺ NH+4(aq)+ OH−(aq)
A expressão da constante de equilíbrio da base será:
Kb=[NH+4]⋅[OH−][NH4OH]
Quanto maior for o valor de Kb, mais forte é a base. Veja o valor de Kb para algumas bases:
Valor da constante de ionização de algumas bases (Foto: Colégio Qi)
Lei de Ostwald 
Esta lei relaciona a constante de equilíbrio, o grau de ionização e a molaridade dos eletrólitos. Ela é expressa por: 
Ki=M⋅α1−α
Como se trata de eletrólitos fracos, α é muito pequeno, logo a expressão é simplificada:
Ki=M⋅α2
Onde:
M é a molaridade (mol/L);
α é o grau de ionização;
Kié a constante de ionização. 
Em uma solução, ao aumentarmos o volume por acréscimo de solvente, teremos uma solução mais diluída, e consequentemente a concentração em quantidade de matéria diminui, e o grau de ionização aumenta, tendendo a 100%. 
Dessa forma, a lei de diluição de Ostawald estabelece que o acréscimo de solvente em uma solução provoca um aumento no grau de ionização. Quanto menor for a molaridade, maior é o grau de ionização do eletrólito, pois o valor de Kié constante.
Efeito do íon comum
Efeito do íon comum é o nome dado ao deslocamento do equilíbrio iônico ocasionado pela adição de um íon já existente no equilíbrio. Considerando o seguinte equilíbrio:
CH3COOH ⟺ H+ + CH3COO−
Se adicionarmos a essa solução acetato de sódio, poderemos observar um aumento na concentração de íons acetato no equilíbrio. A dissociação do acetato de sódio é dada pela equação:
NaCH3COO CH3COO− + Na+ 
Segundo o princípio de Le Chatelier, a adição dos íons CH3COO- farão com que eles fiquem em excesso, e o sistema então tentará consumi-los, fazendo-os reagir com os íons H+, favorecendo o equilíbrio no sentido da reação inversa. Como consequência, a concentração dos íons H+ diminui. O mesmo acontece em soluções básicas. 
Exercícios 
(PUC-MG) Numa solução de ácido acético (HAc), temos o seguinte equilíbrio:
HAc ⟺ H+ + Ac− 
Se adicionarmos acetato de sódio (NaAc) a essa solução: 
a) a concentração de íons H+ deverá diminuir. 
b) a concentração de íons H+ permanecerá a mesma. 
c) a concentração de íons H+ deverá aumentar. 
d) a concentração de HAc não dissociado diminuirá. 
e) nada acontecerá com o equilíbrio. 
Gabarito
Letra A. Ao ser adicionado na solução, o acetato de sódio sofrerá dissociação, liberando o ânion Ac-(CH3COO−), já presente no equilíbrio em questão. De acordo com o princípio de Le Chatelier, o sistema irá consumir os íons Ac−, que irão reagir com os íons H+, para que o sistema recupere o equilíbrio. Dessa forma, a reação no sentido de formação do ácido acético será favorecida, aumenta a concentração das moléculas desse átomo, e a concentração dos íons H+ diminuirá.
(PUC) O ácido acético, em solução aquosa 0,02 molar e a 25° C, está 3% dissociado. Sua constante de dissociação, nessas condições, é aproximadamente:
a) 1,8 x 10−5                                                                  
b) 1,2 x 10−4                                                              
c) 2,0 x 10−2
d) 3,6 x 10−2                                                                   
e) 6,0 x 10−2
Gabarito
Letra A. Pela expressão da lei de Ostwald podemos calcular o valor de Ka:
Ka = M ⋅α2
Dados:
α = 0,03
M = 0,02
Substituindo:
Ka = 0,02 x (0,03)2 
Ka= 0,000018
Ka= 1,8 x 10−5  
Equilíbrio iônico é o estudo dos equilíbrios químicos envolvendo soluções aquosas de ácidos fracos e bases, que apresentam partículas iônicas e moléculas não ionizadas.
Ácidos (Ka)
HA <--> H+ + A-
Ka = [H+] . [A-] / [HA-]
Ex: HCl <--> H+ + Cl-
Ka = [H+] . [Cl-] / [HCl-]
Bases (Kb)
BOH <--> B+ + OH-
Kb = [B+] . [OH-] / [BOH]
Ex: KOH <--> K+ + OH-
Kb = [K+] . [OH-] / [KOH]
Constante de Ionização
Para ácidos: Ka
Maior Ka = maior força ácida
Para Bases: Kb
Maior Kb = maior força básica
Grau de Ionização (α) 
É a grandeza que indica a porcentagem do ácido que sofreu ionização na solução. Quanto maior o α, mais forte é o ácido ou a base.
α = número de moléculas ionizadas / número de moléculas inicial
Ex:
CH3COOH α = 5%
CH3COOH <--> H+ + CH3COOH-
De cada 100 moléculas de ácido, apenas 5 sofrem a ionização acima.
Mg(OH)2 α = 20%
Mg(OH)2 à Mg+2 + 2OH-
De cada 100 moléculas de base, apenas 20 sofrem a dissociação acima.
Maior α = maior força
A constante de ionização ou constante de dissociação pode ser definida como um valor que expressa a relação entre as concentrações dos eletrólitos dissociados em meio aquoso, ou mais precisamente aplicando a lei da ação das massas podemos afirmar que é o equilíbrio iônico em solução aquosa, de acordo com lei da ação das massas é também um equilíbrio químico onde a dissociação iônica é uma reação reversível.
Assim como as demais constantes de equilíbrio esta constante, nada mais é do que o quociente entre as concentrações dos íons em solução e a concentração do eletrólito.
Para o ácido genérico:
Observe que nesta reação de dissociação chamaremos de Ka a constante de ionização do H+ , quando temos um ácido forte a  concentração do íon hidrogênio [H+] é elevada e portanto teremos um alto valor .
Para a base genérica:
Existe um parâmetro que podemos aplicar para definir a força de um ácido que é o grau de ionização (α) ou grau de equilíbrio iônico, que é o quociente entre a quantidade de um reagente que realmete reagiu até o equilíbrio ser atingido e a quantidade de mols do referido reagente. Portanto temos dois fatores que informam a força de um ácido, sendo estes o valor de sua Ka e seu α. Um cientista chamado Ostwald relacionou esses 2 parametros numa lei, a qual chamamos de Lei da Diluição de Ostwald.
alpha=fractextnodissociadostextnototal
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Onde:
αé o grau de ionização
Ki é a constante de ionização
M é a concentração molar da solução.
É importante ainda salientar que 1 mol de um ácido ou de uma base durante a ionização libera um mol de cada íon como por exemplo.
1mol de HCl= 1mol de H+ e 1 mol de Cl-
1mol de H2SO4 = 2 mol de H+ e 1mol de SO4-2
1mol de NaOH= 1 mol de Na+ e 1mol de OH-
1mol de Ca(OH)2= 1 mol de Ca+ e 2 mol de OH-
Constante de ionização para o Ácido Acético:
Constante de ionização da base Hidróxido de Amônio:
Constante de ionização para um ácido diprótico:
Os estágios de ionização dos ácidos polipróticos ocorrem de acordo com o número de hidrogênios ionizáveis como, por exemplo, o ácido fosfórico, H3PO4 K1,K2 e K3, e assim sucessivamente.
Sabe-se que o equilíbrio em Química trata das reações reversíveis, isto é, aquelas que ocorrem tanto direta quanto inversamente, ao mesmo tempo. Quando falamos em equilíbrio iônico, estamos nos referindo a situações especiais de equilíbrio químico em que íons estão presentes nas reações reversíveis.
A ionização de ácidose bases em solução aquosa são os casos mais importantes de equilíbrio iônico.
Os ácidos, quando postos em contato com a água, se dissociam e produzem íons H+, as bases também se dissociam em solução aquosa, produzindo íons OH–.
Veja alguns exemplos:
 
·      ácido clorídrico: HCℓ   H+ +   C?–
·      hidróxido de sódio: NaOH Na+     +    OH–
É muito raro que todas as moléculas dos ácidos e das bases sofram ionização em solução aquosa, normalmente, apenas uma parte delas é ionizada. Dessa forma, dizemos que cada ácido e cada base apresenta um grau de ionização, grandeza que determina a porcentagem das moléculas que foram ionizadas em solução aquosa. O grau de ionização é representado pela letra ? e corresponde à razão da quantidade de moléculas ionizadas pela quantidade inicial de moléculas dissolvidas. Logo:
α =  nº de moléculas ionizadas
       nº inicial de moléculas
O ácido clorídrico, por exemplo, tem um elevado grau de ionização: 92% das suas moléculas são ionizadas em solução aquosa. Já o ácido cianídrico (HCN), ao contrário, apresenta um baixo grau de ionização, pois, do total de suas moléculas em solução aquosa, apenas 4% se ionizam.
Assim como em outras situações de equilíbrio químico, no equilíbrio iônico também existe uma constante de equilíbrio, que é particularmente chamada de constante de ionização. Essa constante é representada por Ki, ou ainda, Ka (constante de acidez) para os ácidos e Kb (constante de basicidade) para as bases. Assim, teremos as seguintes constantes para os exemplos acima:
HCℓ (aq) H+ +   Cℓ– 
 Ka = [H+][ Cℓ–] 
[HCℓ] 
NaOH(aq) Na+     +    OH–
Kb = [Na+][OH–]
         [NaOH]
A partir do valor numérico de Ki, podemos considerar duas hipóteses:
quando o valor numérico de K é alto (denominador da fração bem maior que o numerador), o valor de α é próximo de 100%, logo, a ionização também é alta e, nesse caso, dizemos que se trata de um ácido ou uma base forte;
quando o valor numérico de K é baixo (denominador da fração bem menor que o numerador), o valor de α é próximo de 0%, logo, a ionização também é baixa e, dizemos, então, que se trata de uma base fraca ou ácido fraco.
É importante ressaltar que, em geral, a constante de equilíbrio iônico se aplica a eletrólitos fracos e soluções diluídas, uma vez que o valor de K permanece realmente constante apenas nessas situações. Quando se admite que 100% das moléculas do ácido ou da base se ionizam, dizemos que não se trata de uma situação de equilíbrio iônico, pois a reação possui apenas um sentido, não sendo, portanto, uma reação reversível.
O deslocamento em equilíbrios iônicos segue o princípio de Le Chatelier da mesma forma que um equilíbrio envolvendo um processo químico sem íons. Assim, todos os sistemas sempre tendem a minimizar uma perturbação sofrida para retornar ao estado de equilíbrio.
No caso dos equilíbrios iônicos, a variação da pressão do sistema não promove o seu deslocamento porque eles quase sempre ocorrem em soluções, principalmente em meio aquoso. O que mais influencia um equilíbrio iônico é a temperatura e a concentração (quantidade de íon ou substância).
Temos um equilíbrio iônico quando uma reação química ocorre em um solvente e possui pelo menos um íon. Quando os sais cromato de potássio (K2CrO4) e dicromato de potássio (K2Cr2O7), por exemplo, são dissolvidos em água com presença de ácido sulfúrico, forma-se o seguinte equilíbrio iônico:
Equilíbrio iônico entre os sais K2CrO4 e K2Cr2O7
Nesse equilíbrio iônico, os íons cromato transformam-se em íons dicromato na reação direta (para a direita), e os íons dicromato transformam-se em íons cromato na reação inversa (para a esquerda).
OBS.: No equilíbrio, não foi representado o potássio (K) porque ele faz parte dos dois sais que foram utilizados. O sulfato (SO4-2) do ácido também não foi representado porque é um ânion oriundo de um ácido forte e, por isso, não interage com nenhum componente do equilíbrio ou adicionado a ele.
Quando o cromato (CrO4-2) está na presença de ácido, forma uma solução de cor amarela. O dicromato (Cr2O7-2), quando dissolvido em água, forma uma solução de cor alaranjada. Quando juntos em um equilíbrio iônico, não percebemos a prevalência de nenhuma das duas cores.
Representação da coloração de reagentes e produtos do equilíbrio
Se ocorrer uma perturbação no sistema, poderemos ter o deslocamento desse equilíbrio iônico e, com isso, ocorrer a prevalência de uma cor. Veja possíveis casos de perturbação em um equilíbrio iônico:
1- Adição de íon ou substância que participa do equilíbrio
a) Adição de um ácido forte como o HBr 
Como o ácido bromídrico é um ácido forte, logo, em solução, sofre ionização e produz muitos cátions hidrônio (H+) e ânions brometo (Br-) no meio a que foi adicionado:
Equação de ionização do HBr
A ionização do HBr fornece ao equilíbrio (CrO4-2/ Cr2O7-2) o íon H+, como podemos observar:
Equilíbrio iônico entre os sais K2CrO4 e K2Cr2O7
Nesse exemplo, teremos deslocamento do equilíbrio da direita e a prevalência da coloração alaranjada. Isso ocorre porque, segundo o princípio de Le Chatelier, quando há o aumento da concentração (quantidade) de um componente do equilíbrio, imediatamente o equilíbrio desloca-se no sentido de consumi-lo.
Resultado do deslocamento do equilíbrio após adição de HBr
2- Adição de íon ou substância que reage com componentes do equilíbrio
a) Adição de uma base forte como o Ca(OH)2 
Como o hidróxido de cálcio [Ca(OH)2] é uma base forte, logo, em solução, sofre dissociação e libera muitos cátions cálcio (Ca+2) e ânions hidróxido (OH-) no meio a que foi adicionado:
Equação de dissociação do Ca(OH)2
A dissociação do Ca(OH)2 fornece ao equilíbrio (CrO4-2/ Cr2O7-2) o íon OH-, o qual tem grande afinidade com os íons H+ presentes no equilíbrio:
Equilíbrio iônico entre os sais K2CrO4 e K2Cr2O7
Quando os íons OH- e H+ interagem, ocorre a formação da substância água:
Equação da formação da água a partir de íons
Nesse exemplo, teremos o deslocamento do equilíbrio iônico para a esquerda, já que os íons H+ são consumidos pelos ânions OH-, ocorrendo a prevalência da coloração amarela. Isso ocorre porque, segundo o princípio de Le Chatelier, quando um componente do equilíbrio tem a sua concentração diminuída, imediatamente o equilíbrio desloca-se no sentido de formar a substância ou íon consumido.
Resultado do deslocamento do equilíbrio após adição de Ca(OH)2
A água é uma substância anfótera, ou seja, em determinadas situações, ela comporta-se como ácido e, em outras, como base. Segundo a teoria ácido-base de Brönsted-Lowry, um ácido é toda substância que doa prótons (o termo “prótons” é usado em referência ao cátion hidrogênio, H+), e as bases são as substâncias que recebem prótons.
Assim, conforme pode ser observada a seguir, uma molécula de água pode atuar como ácido, doando um de seus prótons para outra molécula de água, que, por sua vez, atuará como base.
Ilustração de autoionização da água
Veja que a molécula que recebeu o próton (base) forma o cátion hidrônio (H3O+), que é o ácido conjugado, e a que perdeu o próton (ácido) forma o ânion hidróxido (OH-), que é a base conjugada. Isso significa que ocorreu uma autoionização da água. A equação mostrada acima nos mostra o equilíbrio iônico da água.
Esse equilíbrio pode também ser expresso de forma mais simplificada assim:
H2O(l) ↔ H+(aq) + OH-(aq)
No entanto, a água é um eletrólito fraco, ou seja, o seu grau de ionização (α) é muito pequeno e, consequentemente, a sua constante de ionização em termos de quantidade de matéria (KC) também é pequena. Isso é comprovado quando se testa a condutividade elétrica da água pura (água destilada), que é realmente muito baixa.
Por meio dessas medidas de condutividade elétrica experimentais, determinou-se que, a 25 ºC, a concentração desses íons na água é igual a 1 . 10-7 mol. L-1. Isso significa que a cada 1 bilhão (1 000 000 000 ou 109) de moléculas de água, apenas duas sofrem a ionização que mencionamos. Por isso a água é um eletrólito tão fraco.Esse fato indica que o equilíbrio iônico da água está deslocado no sentido inverso, ou seja, para a esquerda, no sentido de formação das moléculas de H2O. Isso é indicado pela seta dupla na representação mais acima.
Todo equilíbrio apresenta uma constante de equilíbrio Kc, cuja expressão, conforme mostrado no texto Constante de Equilíbrio, é dada por:
Denominador: multiplicação das concentrações dos produtos da equação elevadas aos expoentes, que são iguais aos respectivos coeficientes das substâncias na equação química;
Numerador: multiplicação das concentrações dos reagentes da equação elevadas aos expoentes, que são iguais aos respectivos coeficientes das substâncias na equação química.
A expressão da constante de ionização ou da constante de dissociação iônica, Ki, é feita da mesma forma, com a única diferença de que possui íons. Assim, para o equilíbrio iônico da água, temos a seguinte expressão da sua constante de dissociação iônica Ki:
2 H2O(l) ↔ H3O+(aq) + OH-(aq)      ou      H2O(l) ↔ H+(aq) + OH-(aq)
Ki = [H3O+] . [OH-]                     ou        Ki = [H+] . [OH-]
            [H2O]2                                                                  [H2O]
Porém, é necessário lembrar que as substâncias sólidas e líquidas não são colocadas na expressão de Kc porque as concentrações em quantidade de matéria não podem sofrer variação nesses sistemas. Participam dessa expressão somente os sistemas gasosos e em soluções aquosas. Por isso, a concentração das moléculas de água não é escrita no numerador. Desse modo, a expressão fica assim:
Ki = [H3O+]. [OH-]      ou      Ki = [H+]. [OH-]
Como se trata do equilíbrio iônico da água, costuma-se substituir a constante de dissociação iônica Ki por KW, em que “w” vem de water, que é água em inglês. A constante KW é chamada de constante de dissociação da água, de constante autoprotólise ou, principalmente, de produto iônico da água.
Kw = [H+]. [OH-]
Na equação mostrada mais acima, que representa o equilíbrio iônico da água, vimos que a quantidade de íons H3O+e OH- formados é igual e na mesma proporção de 1 : 1. Então, a concentração desses dois íons na água destilada a 25ºC é a mesma, isto é, igual a 1 . 10-7 mol. L-1. Desse modo, temos:
Kw = [H+]. [OH-]
Kw = (1 . 10-7 mol. L-1) . (1 . 10-7 mol. L-1)
Kw = 1 . 10-14 (mol. L-1)2
Isso lembra o conceito de pH (potencial hidrogeniônico), que é definido como o logaritmo negativo da concentração de íons H+ na base 10:
colog [H+] = - log [H+]
pH = - log [H+]
[H+] = 10-pH
Visto que para a água temos [H+] = 10-7 a 25ºC, então, o pH da água é igual a 7. Veja:
pH = - log [H+]
pH = - log 10-7
pH = 7
O mesmo se aplica ao pOH, que também é igual a 7, mostrando, assim, que a água destilada é neutra.
A água destilada é neutra a 25ºC, com pH igual a 7
Mas os valores de KW variam com a temperatura. Observe por meio dos valores fornecidos na tabela a seguir que as concentrações dos íons H3O+e OH- em água aumentam com o aumento da temperatura. Consequentemente, o valor do KW também aumenta:
Tabela de produto iônico da água em diferentes temperaturas
Assim, o valor de KW da água no estado de vapor é maior que o da água líquida, que, por sua vez, é maior que o do gelo.
As condições para que a reação esteja em equilíbrio é que as velocidades de reação sejam iguais, ou seja, V1 = V2, quando as concentrações de produtos e reagentes ficam constantes.
Dada à reação:
aA + bB <--> cC + dD
V1 = K1 . [A]a . [B]b
V2 = K2 . [C]c . [D]d
Equilíbrio: V1 = V2
K1 . [A]a . [B]b = K2 . [C]c . [D]d
K1/K2 = [C]c . [D]d / [A]a . [B]b
Kc = [Produto] / [Reagente]
Kc é a constante de equilíbrio em termos de concentração. Nos mostra a porção de produtos formados em relação a quantidade de reagentes que reagiram.
Constante de Equilíbrio em termos de Pressão Parcial (Kp) 
Da mesma forma do Kc temos:
Kp = P produtos / P reagentes
Observe que essa equação é válida apenas para gases.
Ex: 1N2(g) + 3H2(g) <--> 2NH3(g)
Kp = P2 NH3 / P N2 . P3 H2
É importante lembrar que os líquidos e sólidos puros não participam das expressões de Kc e Kp.
Ex:
- Cgraf + O2(g) <--> CO2(g)
Kc = [CO2] / [O2]
- CaCO3(s) <--> CaO(s) + CO2
Kc = [CO2]
O equilíbrio químico é um fenômeno que acontece nas reações químicas reversíveis entre um reagente e um produto.
Ele ocorre quando atingem um ponto de equilíbrio onde a velocidade das reações direta e inversa ficam iguais.
O equilíbrio químico é medido por duas grandezas: o grau de equilíbrio e a constante de equilíbrio.
Reações Químicas Reversíveis
Lembre-se que a maior parte das reações ou fenômenos químicos são reversíveis. Assim, nas reações diretas os reagentes formam produtos (reagentes → produtos). Já nas reações inversas os produtos formam reagentes (produtos → reagentes).
Exemplo de Equação Química: 2H2 + O2 → 2H2O
No primeiro membro (antes da seta) aparecem os reagentes, ou seja, as substâncias que entram na reação.
No segundo membro (depois da seta) estão os produtos, isto é, as substâncias que foram formadas pela reação.
Já numa reação reversível ela pode ocorrer nos dois sentidos:
N2 + 3H2 ↔ 2NH3
No exemplo acima, a reação direta ocorre da esquerda para a direita; e a reação inversa, da direita para a esquerda.
Obs: As reações reversíveis podem ser demostradas por duas flechas em sentidos opostos:
Grau de Equilíbrio
O grau de equilíbrio (α) é a uma grandeza que caracteriza o equilíbrio químico. Ele corresponde ao rendimento de uma reação química por meio da relação entre o reagente e a quantidade de mols desse reagente.
Dessa forma, o grau de equilíbrio indica a porcentagem em mols de uma substância até atingir o equilíbrio químico.
Note que quanto maior for o grau de equilíbrio, maior a chance da reação atingir o equilíbrio. Essa grandeza é dada pela seguinte expressão:
Constante de Equilíbrio
A constante de equilíbrio (Kc) é uma grandeza que caracteriza o equilíbrio químico de uma reação.
Foi estabelecida em 1864 pelos cientistas noruegueses: Cato Maximilian Guldberg e Peter Waage.
Ambos elaboraram a teoria que ficou conhecida como “Lei de Ação das Massas” ou “Lei de Guldberg-Waage”.
Assim sendo, eles analisaram os aspectos cinéticos das reações químicas e as soluções em equilíbrio dinâmico. Para eles, no equilíbrio químico as taxas de reação de um sentido de reação e seu inverso devem ser iguais.
A constante de equilíbrio pode ocorrer em sistemas homogêneos e heterogêneos;
Homogêneos: os reagentes e os produtos formam um sistema homogêneo.
Heterogêneos: os reagentes e os produtos formam um sistema heterogêneo.
Exemplo:
Dada a reação: A + B ↔ C + D, temos:
V1 = K1 [A] [B] (velocidade da reação direta)
V2 = K2 [C] [D] (velocidade da reação inversa)
No equilíbrio, temos que V1 = V2
Logo,
K1 [A] [B] = K2 [C] [D]
Sendo assim, essa grandeza pode ser calculada pela fórmula:
Onde, os numeradores C e D são os produtos; e os denominadores A e B, são os reagentes da reação.
Exemplo: N2 + 3H2 ↔ 2NH3
Deslocamento do Equilíbrio Químico
O deslocamento de equilíbrio corresponde a uma alteração da velocidade de uma reação direta ou inversa. Esse processo provoca modificações nas concentrações das substâncias (reagentes e produtos) envolvidas na reação.
O resultado desses deslocamentos gera um novo estado de equilíbrio no sistema químico. Além da concentração, a pressão e a temperatura influenciam nesse processo.
O deslocamento pode ocorrer de duas maneiras:
Reações deslocadas para a direita: quando a velocidade da reação direta aumenta.
Reações deslocadas para esquerda: quando a velocidade da reação inversa aumenta.
O deslocamento da reação está intimamente relacionado com o “Princípio de Chatelier” que postula:
“Quando um fator externo age sobre um sistema em equilíbrio, este se desloca, sempre no sentido de minimizar a ação do fator aplicado.”
Várias reações químicas são consideradas reversíveis, ou seja, à medida que os produtos vão sendo formadosa partir da reação entre os reagentes, os produtos reagem entre si e regeneram novamente os reagentes. Esse processo continua nos dois sentidos até que se atinja o equilíbrio químico, que é quando a taxa de desenvolvimento ou velocidade dos dois sentidos da reação (direto e inverso) torna-se igual.
Por exemplo, o sulfato de cobre penta-hidratado apresenta cor azul e podemos causar uma transformação química por aquecê-lo. Assim, ele perde sua água de hidratação e fica da cor branca. Mas essa reação é reversível, pois basta adicionar água ao sal desidratado que ele volta a ficar azul.
Existem muitas outras reações na natureza que são reversíveis e podem atingir o equilíbrio químico. Macroscopicamente nós achamos que o sistema está parado, como se não houvesse mais reação. Porém, microscopicamente o equilíbrio é dinâmico, os reagentes estão constantemente se transformando nos produtos e os produtos, nos reagentes, com a mesma velocidade. Isso é simbolizado na equação química pela dupla seta (↔).
Nos textos desta seção você verá vários exemplos do equilíbrio químico no cotidiano e na natureza, verá como ele pode sofrer um deslocamento, quais os fatores que ocasionam isso, verá também aspectos quantitativos, tais como o que é a constante do equilíbrio, o que é um equilíbrio iônico e a sua constante, a constribuição de Ostwald para este estudo, a determinação do pH e do pOH, o que é o produto iônico da água, a hidrólise salina, o efeito do íon comum e o que são as soluções-tampão.
Um equilíbrio químico se faz presente onde reações diretas e inversas ocorrem simultaneamente. Esses sistemas são denominados reversíveis e representados por .
A seta com sentidos duplos indica que a reação está em equilíbrio, ou seja, ela pode ocorrer tanto da esquerda para a direita (reação direta), como da direita para esquerda (reação inversa). A seguir temos um exemplo prático dessa reação.
A água líquida entra em equilíbrio químico quando é armazenada em recipiente fechado.
Vd = velocidade de vaporização.
Vi = velocidade de condensação.
O processo é reversível dentro do frasco fechado: as moléculas de água passam continuamente do estado líquido para o vapor (representado por Vd) e do vapor para o líquido (Vi).
O instante exato de equilíbrio é quando a velocidade de vaporização (Vd) fica igual à de condensação (Vi). Acompanhe o gráfico que representa esse e outros equilíbrios:
 
Uma consequência importante do fato de as duas velocidades serem iguais na situação de equilíbrio é que a quantidade dos reagentes e produtos permanece constante.
A tabela a seguir demonstra uma reação reversível, do início até o estabelecimento do equilíbrio, onde o tempo é dado em segundos:
 
Nas reações químicas reversíveis, a velocidade inicial (t=0) da reação direta é máxima, pois a concentração em mol/L do reagente também é máxima. Com o passar do tempo, a velocidade da reação direta diminui, ao passo que a velocidade da inversa aumenta, é o que podemos observar passados 20 segundos (nesse instante temos uma maior quantidade de produtos).
Somente decorridos 30 segundos do começo da reação teremos o equilíbrio químico, daí então ele permanece constante até o fim do processo.
Em vez de continuar até que os reagentes acabem e a reação cesse, determinadas reações químicas são reversíveis, ou seja, ocorrem em dois sentidos simultâneos, em que os reagentes são transformados em produtos e os produtos são transformados em reagentes ao mesmo tempo.
Se essas reações simultâneas ocorrerem com a mesma taxa de desenvolvimento, isto é, com a mesma velocidade, temos então um equilíbrio químico.
Esse equilíbrio químico não é estático, mas sim dinâmico. Apesar de macroscopicamente não ocorrerem alterações e parecer que está estabilizado em certo estado, na realidade as trocas ou compensações entre as partes do sistema ou entre o sistema e a sua vizinhança continuam acontecendo microscopicamente.
Cada reação reversível possui uma constante de equilíbrio característica e que depende somente da temperatura.
Por meio da leitura dos textos abaixo, você verá que o estudo do equilíbrio químico tem uma importância econômica e biológica considerável. Por exemplo, a regulação desse equilíbrio afeta o rendimento dos produtos fabricados nas indústrias químicas e também afeta o funcionamento do organismo humano e dos animais, como no sistema-tampão que o sangue apresenta, mantendo o seu pH estável.
Algumas reações ocorrem por completo, ou seja, os reagentes se misturam e não voltam mais ao estado inicial, mas em outras a reação pode ser reversível, é nestes casos que o Equilíbrio químico se manifesta.
Como exemplo de reação irreversível temos a combustão, quando um determinado material é queimado, ele jamais volta a ser como era antes, ou seja, vira cinzas e assim permanece. Então o que seria uma reação reversível? Ela ocorre tanto em processos químicos como em processos físicos e consiste na junção das reações direta e inversa.
Exemplo: se colocarmos uma quantidade de água líquida em um recipiente fechado percebe-se que as moléculas de H2O passam simultaneamente do estado líquido para o gasoso, e vice-versa. Para confirmar esta afirmação é só reparar que o recipiente fica embaçado, ou seja, o vapor de água é responsável por este aspecto.
Veja a equação do processo:
H2O(l) ↔ H2O(v)
A seta dupla indica que a reação ocorre da forma direta e inversa, a água líquida se transforma em vapor, e o vapor se converte em líquido novamente. Sendo assim, podemos afirmar que no sentido direto da reação o reagente líquido forma o produto H2O (v), e no sentido inverso o produto reage para formar H2O(l).
Mas o que o Equilíbrio químico tem a ver com esta história?
Ah sim! Antes disso vamos recapitular as mudanças de estado: na reação direta da equação acima temos a vaporização (líquido para vapor) e na reação inversa teremos a condensação (vapor para líquido). Então podemos dizer que em uma mesma reação estão presentes as velocidades de vaporização e de condensação. O Equilíbrio químico só ocorre quando estas duas velocidades se igualam:
Velocidade de vaporização ? Velocidade de condensação
O Equilíbrio Químico nada mais é do que a estabilidade entre os produtos e reagentes.
EQUILÍBRIO QUÍMICO
A maior parte das reações químicas terminam quando termina a quantidade de regentes. Alguns processos não se completam. O fato disto ocorrer pode ser explicado pela reversibilidade da reação. Após formar os produtos, estes produtos voltam a formar os reagentes originais. Se certas modificações não forem modificadas, essas reações não chegarão ao final. Elas tendem a atinir o equilíbrio químico. 
O equilíbrio químico é representado por setas inversas:  ↔
REAÇÕES REVERSÍVEIS
Seja a reação genérica:
Onde:
V1 e V2 são as velocidades
No momento do equilíbrio, as concentrações [A], [B], [C], [D] são constantes, mas não necessariamente iguais. 
Reação Reversível = É aquela que ocorre simultaneamente nos dois sentidos. Ao mesmo tempo, os reagentes se transformam em produtos e os produtos se transformam em reagentes.
No gráfico abaixo, os regentes são representados por B e os produtos por A.
Fonte: http://curriculodequimica.blogspot.com/2009_05_01_archive.html
Fonte: cesarmauriciosantos-fisqui.blogspot.com/2008
No início da reação, há uma grande quantidade de reagentes. À medida que o tempo vai passando, essa quantidade vai diminuindo e a velocidade também. Enquanto isso, no início da reação, não há produtos, a quantidade é zero. Ao decorrer da reação, os produtos vão sendo formados e a velocidade inicial é zero e vai aumentando até igualar com a velocidade dos reagentes. Neste momento, as velocidades permanecerão iguais e constantes. As concentrações também serão constantes. Quando as velocidades dos produtos e dos reagentes chegam neste ponto, dizemos que a reação está em equilíbrio. 
Classificação do Equilíbrio
Pode-se classificar os equilíbrios em função das fases das substâncias envolvidas na reação química.
EquilíbrioHomogêneo 
É aquele onde todas as substâncias estão na mesma fase (estado físico). Geralmente, ocorrem em sistemas gasosos e aquosos.
Exemplos:
Equilíbrio Heterogêneo
É aquele onde as substâncias estão em fases diferentes. Geralmente, envolvem substâncias sólidas e líquidas.
Exemplos:
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO ( Kc )
Observe a seguinte reação química,
Sendo a reação direta 1 e a reação inversa 2.
De acordo com a lei cinética ou lei da velocidade:
No instante do equilíbrio: 
Isolando K :    
A divisão de duas constantes, em matemática origina uma terceira constante:
KC = constante de equilíbrio em função das concentrações
Então: 
Conhecendo-se o valor das concentrações das substâncias no momento do equilíquio, pode-se calcular a constante KC. A constante de equilíbrio não possui unidade, é adimensional. 
A constante de equilíbrio KC é dada pela razão (divisão) das concentrações dos produtos pela concentração dos reagentes da reação direta, elevados a expoentes iguais aos seus coeficientes estequiométricos da reação química.
Esta fórmula representa a Lei da ação das massas ou a Lei de Guldberg-Waage. 
 
Propriedades das Constantes
É possível, a partir das constantes de equilíbrio da reação direta, obter a constante de equilíbrio da reação inversa. Também podemos multiplicar as constantes.
Reação Inversa
Seja a reação química:
Exemplo:
 
A sua reação inversa será:
Adição de uma  Reação
Se duas reações são adicionadas, o novo KC será o produto das constantes originais. 
Multiplicação de uma Reação
Se duas reações são multiplicadas por um determinado número, a sua nova KC será elevada à este valor.
Veja o modelo:
Divisão de uma Reação
Se duas reações são divididas por um determinada número, a sua nova KC será a sua raíz.
Veja o modelo:
Reação com Substância Pura Líquida ou Sólida
As substâncias puras líquidas e sólidas possuem concentração constante,  onde o valor está incorporado ao da constante KC. Por este motivo, nas expressões de constante de equilíbrio, não se coloca as suas concentrações no cálculo da KC.
Exemplo: 
Constante de Equilíbrio em Função das Pressões Parciais(Kp )
Se uma determinada reação química apresentar substâncias no estado gasoso, a constante de equilíbrio pode ser dada em função das suas pressões parciais.
Exemplo:
Para o cálculo da pressão parcial, utiliza-se o conceito de fração molar (x). 
Calcula-se a fração molar e em seguida, a pressão parcial do gás. 
Exemplo:
3 mols de PCl5(g) são colocados em um recipiente, atingindo o seguinte equilíbrio:
No momento do equilíbrio, 60% do reagente sofre dissociação. Sabendo que a pressão total do sistema é 4,8atm, calcule o valor de KP:
1°) calcular a quantidade de mols, sendo 60%:
2°) montar a tabela do equilíbrio químico:
	 
	PCl5
	PCl3
	Cl2
	início
	3
	-
	-
	reagiu/formou
	1,8
	1,8
	1,8
	equilíbrio
	3 -1,8=1,2
	1,8
	1,8
3°) calcular as frações molares:
nT = número total de mols
4°) calcular a pressão parcial dos gases: 
O somatório das pressões parciais deve ser igual à pressão total:
Ou seja: 
5°) calcular a KP :
DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO QUÍMICO
Para que um sistema esteja em equilíbrio químico, a velocidade da reação direta deve ser igual a velocidade da reação inversa. As condições que envolvem estas reação não devem ser modificiadas. Caso isso ocorra, haverá uma alteração no equilíbrio. Estas modificações podem ser:
- concentração de reagentes e produtos
- pressão
- temperatura
- presença de catalisador
Estas modificações podem beneficiar a reação em um dos sentidos (direto ou inverso). Chamamos estas perturbações de deslocamento do equilíbrio. 
Deslocamento do Equilíbrio – É toda e qualquer alteração da velocidade da reação direta ou da reação inversa, causando modificações nas concentrações das substâncias e levando o sistema a um novo estado de equilíbrio químico.
Quando a velocidade da reação direta aumenta é porque o equilíbrio está se deslocando para a direita.
Quando a velocidade da reação inversa aumenta é porque o equilíbrio está se deslocando para a esquerda. 
Princípio de Le Chatelier
O estudo dos deslocamentos de equilíbrio foi desenvolvido pelo químico francês Le Chatelier. 
É possível prever o que acontece com a reação, de acordo com a alteração que é feita. 
Enunciado de Le Chatelier:
“Quando um fator externo age sobre um sistema em equilíbrio, este se desloca, procurando minimizar a ação do fator aplicado.”
 
Influência da Concentração
Um aumento em qualquer das concentrações resulta em um deslocamento de equilíbrio para o outro lado. 
A retirada de alguma substância provoca o deslocamento para o seu lado. 
Durante as modificações, os valores de todas as concentrações são alteradas, porém o valor de KC mantém-se o mesmo. 
Sendo:
Se aumenta a concentração de reagente, a reação precisa produzir mais quantidade de produto, por isso desloca-se para a direita.
Se diminui a concentração de reagente, a reação precisa produzir mais quantidade do próprio reagente, por isso desloca-se para a esquerda.
Se aumenta a concentração de produto, a reação precisa produzir mais quantidade de reagente, por isso desloca-se para a esquerda.
Se diminui a concentração de produto, a reação precisa produzir mais quantidade do próprio produto, por isso desloca-se para a direita.
 Influência da Pressão
A pressão de um gás está associada ao volume deste gás. 
O aumento da pressão beneficia a reação com menor volume e a diminuição da pressão beneficia a reação com maior volume.
Aumento do volume do gás = EXPANSÃO
Diminuição do volume do gás = CONTRAÇÃO
Seja a reação química:
O volume ocupado por regentes e produtos, obedece à proporção estequiométrica. Neste caso, o produto possui menor volume. Com um aumento da pressão, o equilíbrio será deslocado para o sentido dos produtos, sentido direito, porque tem menor volume. 
Aumento da pressão = EQ para lado com menor volume
Diminuição da pressão = EQ para lado com maior volume
Para estas alterações, não há modificação no valor da KC. 
Influência na Temperatura
É a única alteração que pode modificar o valor da KC. 
O aumento da temperatura beneficia a reação endotérmica.
A diminuição da temperatura beneficia a reação exotérmica.
Influência da Presença de Catalisador
A presença de um catalisador (substância química que acelera a reação química) não altera o valor da KC. O catalisador promove a diminuição do momento do equilíbrio. Altera tanto na reação direta como na reação inversa. 
Resumo de Deslocamento de Equilíbrio Químico
	Perturbação Externa
	Deslocamento do Equilíbrio
	Alteração de Kc ou Kp
	Adição de um participante
	No sentido oposto ao do participante
	Não
	Retirada de um participante
	No sentido do participante
	Não
	Aumento da pressão total
	No sentido do menor volume
	Não
	Diminuição da pressão total
	No sentido do maior volume
	Não
	Aumento da temperatura
	No sentido endotérmico
	Sim
	Diminuição de temperatura
	No sentido exotérmico
	Sim
	Presença de catalisador
	Não 
	Não 
 
Equilíbrio Químico – 2 
Constante de Acidez (Ka) e Constante de Basicidade (Kb)
Quando um ácido entra em contato com água dizemos que ocorreu uma ionização. Para as bases, utilizamos o termo dissociação. Veja o que acontece quando ácido clorídrico é adicionado em água:
A sua constante de equilíbrio é dada por:
Observe que a substância líquida água não deve participar da constante de equilíbrio porque a sua concentração é constante. Então se a concentração de água for multiplicada por KC, teremos o aparecimento de uma nova constante, a constante de acidez, Ka. 
A constante de acidez indica a força do ácido. Quanto menor o valor do Ka, mais fraco é o ácido. Menos ionizado é este ácido. Utiliza-se esta constante para os ácidos fracos. Ácidos fortes não tem Ka , já que dissociam completamente e não apresentam equilíbrio (reação direta  e inversa). 
A constante de acidez estáligada ao grau de ionização de um ácido. 
Quanto maior o Ka , maior é o grau de ionização, portanto, ácido forte.
Quanto menor o Ka , menor o grau de ionização, portanto, ácido fraco. 
Observe a tabela de ácidos com diferentes valores de Ka  e sua força ácida:
	ÁCIDOS
	Ka (25°C)
	FORÇA ÁCIDA
	HClO4
	10+10
	Muito Forte
	HCl
	10+7
	Muito Forte
	H2SO4
	10+3
	Forte
	H2SO3
	1,5.10-2
	Forte
	H3PO4
	7,6.10-3
	Fraco 
	HNO2
	4,3.10-4
	Fraco 
	HF
	3,5.10-4
	Fraco 
	CH3COOH
	1,8.10-5
	Fraco
	H2CO3
	4,3.10-7
	Fraco 
	H2S
	1,3.10-7
	Fraco 
	HCN
	4,9.10-10
	Muito Fraco
Podemos utilizar, também para demonstrar o valor da constante de acidez, a constante de ionização, Ki.
A constante de basicidade é dada por Kb, e indica a força da base e o seu grau de dissociação. É semelhente ao Ka, porém agora, refere-se às bases. 
EFEITO DO ÍON COMUM
Em um equilíbrio de íons, a adição de espécies químicas pode contemplar íons que já existam no sistema ou não. Se o íon adicionado já existe no equilíbrio (íon comum), seu comportamento será como na adição de qualquer substância que já existe na reação. Se for adicionada alguma espécie que não possui no sistema e ela reagir com alguma presente no equilíbrio, devemos estudar o efeito da diminuição da concentração desta segunda substância. Se a substância adicionada não reagir no equilíbrio, seu acréscimo não modificará o sistema.
Veja o exemplo a seguir:
De acordo com o lado que o equilíbrio se desloca, a solução troca de cor.
Veja o que pode acontecer se for adicionado a esta reação:
- adição de HCl(aq) – o ácido HCl se ioniza formando o íon cátion H+(aq). Provoca, portanto o aumento da concentração deste íon no sistema. Desloca o equilíbrio para a direita, até consumir o exceso adicionado. O íon H+(aq) é o íon comum ao sistema. 
- adição de NaOH – a base NaOH se dissocia formando o íon ânion OH-(aq) que reage com o cátion H+(aq), provocando a formação de água e diminuindo a concentração de H+(aq). Desloca o equilíbrio para a esquerda para repor a quantidade removida deste íon. O  íon OH-(aq) é o íon não-comum ao equilíbrio. 
EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA (KW)
A água pura se ioniza muito fracamente da seguinte forma:
A constante de equilíbrio KC é dada pela expressão:
Como a água está no estado líquido, a sua concentração mantém-se constante então não participa da fórmula e podemos mulitiplicá-la pelo KC obtendo uma nova constante. Neste caso, a KW, ou seja, o produto iônico da água. 
O KW é a constante de equilíbrio iônico da água. A letra w vem da palavra inglesa water que significa água.  
Esta constante depende da temperatura. A 25°C a constante de equilíbrio iônico da água vale:
A unidade é adimensional, assim como as demais constantes de equilíbrio. 
Veja algumas constantes para temperaturas diferentes:
	TEMPERATURA (°C)
	KW
	0
	0,11.10-14
	40
	3,0.10-14
	100
	51,3.10-14
Tipos de Soluções Aquosas
As soluções aquosas das substâncias quimicas podem ser classificadas em três tipos: 
- solução ácida
- solução básica
- solução neutra
Solução Ácida
É a solução que contém a concentração do íon H+ maior do que a concentração do íon OH-. 
Solução Básica
É a solução que contém a concentração do íon OH- maior do que a concentração do íon H+. 
Solução Neutra
É a solução que contém a concentração do íon OH- igual à concentração do íon H+. 
PRODUTO HIDROGENIÔNICO (pH)
Sendo KW = [H+] . [OH-] e KW =1.10-14, calcule o valor da concentração de íons H+ e de íons OH-:
Então se 1.10-7 é a solução neutra. Se houver maior quantidade de íons H+,  a solução será ácida. Se houver maior quantidade de íons OH-, a solução será básica. Os químicos inventaram uma maneira mais simplificada para expressar esse valores. Foi utilizado o conceito de pH para calcular a quantidade de íons nestas soluções aquosas. 
pH é o produto hidrogeniônico da água e é uma escala criada para medir a acidez de soluções aquosas. 
pOH mede a quantidade de íon OH- nas soluções aquosas. 
Veja a escala feita com os valores calculados anteriormente:
	CONCENTRAÇÃO (mol/L)
1.10-14
1.10-7
1.10-1
	TIPO DE SOLUÇÃO
Básica
Neutra
Ácida
	pH
14
7
1
A faixa de pH varia de 0 a 14. O logaritmo é uma função utilizada para reduzir a escala.
De acordo com cada pH, há um tipo de solução:
	0  1  2  3  4  5  6
	7
	8  9  10  11  12  13  14
	Ácida
	Neutra
	Básica
A determinação do pH hoje em dia, é muito importante, como por exemplo, em piscinas, num aquário, no solo, em um rio, no nosso organismo, etc. 
Pode determinar se uma solução é mais ácida ou mais básica. 
Observe a tabela com diferentes valores de pH encontrados no nosso cotidiano:
	SISTEMA
	pH a 25°C
	Água de bateria
	1,0
	Suco gástrico
	1,6
	Suco de limão
	2,2-2,4
	Vinagre
	2,6-3,0
	Suco de laranja
	3,0-4,0
	Vinho
	3,5
	Cerveja
	4,0
	Chuva ácida
	4,0
	Café 
	5,0
	Saliva
	6,5
	Leite de vaca
	6,7
	Água pura
	7
	Água potável
	7,2
	Sangue e lágrima
	7,4
	Clara do ovo
	8,0
	Água do mar
	8,0
	Creme dental 
	9,9
	Sabonete
	10,0
	Leite de magnésia
	10,5
	 Alvejante 
	12,0
	Soda cáustica “diabo-verde” 
	14,0
Resumindo: 
	Água Pura
	pH = 7
	pOH = 7
	Solução ácida
	pH < 7
	pOH > 7
	Solução básica
	pH > 7
	pOH < 7
 Exemplo:
- Calcule o pH de uma solução 0,1mol/L de NaOH:
                 
pH + 1 = 14
pH = 14-1
pH = 13
Observe que a mesma concentração da solução de NaOH é a mesma concentração de íons OH-. 
Calcula-se primeiro o pOH e em seguida o pH. 
- Calcule o pH de uma solução 0,002mol/L de HCl. Dado: log 2 = 0,3
A concentração da solução é igual a concentração de íons H+.
Como medir o pH na prática?
O aparelho utilizado para medir o pH é o peagâmetro. 
São aparelhos que medem a condutividade elétrica da solução e possuem uma escala já graduada em valores de pH.
Coloca-se o eletrodo dentro da solução que deseja-se descobrir o pH e faz-se a leitura do peagâmetro. 
 
 Também é utilizado diversos indicadores ácido-base (substâncias orgânicas que mudam de cor em contato com substância ácida e básica), como a fenolftaleína, azul de bromotimol, alaranjado de metila.  
Veja a coloração que os principais indicadores podem adquirir ao entrar em contato com um ácido ou uma base:
	INDICADOR
	ÁCIDO
	BASE
	NEUTRO
	FENOLFTALEÍNA
	INCOLOR
	ROSA
	INCOLOR
	TORNASSOL
	ROSA
	AZUL
	-
Fenolftaleína em meio básico
Geralmente, a viragem de pH destes indicadores ocorre em faixas de pH diferentes. 
Utiliza-se muito também os indicadores universais, que são mistura de várias substâncias indicadoras. É uma escala com valores de pH e cores. A cor destes indicadores varia gradativamente, mostrado qual é o pH da solução. É muito utilizado em laboratórios químicos. 
Outro indicador muito utilizado em laboratórios é o papel tornassol, que é um papel filtro impregnado com tornassol. É impróprio para indicar um valor exato de pH. Mostra apenas se a solução é ácida ou básica.
Se o papel fica vermelho, a solução é ácida. Se o papel fica azul, a solução é básica. 
Conceito de pH e pOH
Segundo a teoria de Arrhenius, os ácidos são compostos que reagem com água e sofrem ionização, originando como único cátion o hidrônio (H3O+(aq)). Já as bases são compostos que, em meio aquoso, sofrem dissociação iônica, liberando como único ânion a hidroxila (OH-(aq)).
Mas existem várias substâncias diferentes no cotidiano, além de soluções químicas usadas em laboratórios e indústrias que apresentam diferentes níveis de acidez e basicidade. Só para citar um exemplo, o café é ácido, mas quase todos sabem que o ácido sulfúrico é um ácido bem mais forte que o café. Assim, para medir o grau de acidez e de basicidade das soluções, foram criadas as escalas de pH e pOH, respectivamente.
A sigla pH significa potencial (ou potência) hidrogeniônico e indica o teor de íons hidrônio (H3O+(aq)) livres por unidade de volumeda solução. Quanto mais hidrônios houver no meio, mais ácida será a solução. Por consequência, podemos dizer que quanto mais íons OH-(aq) houver no meio, mais básica ou alcalina será a solução.
Em uma solução aquosa, sempre há esses dois íons (H3O+ e OH-), pois a própria água sofre uma autoionização. Veja:
2 H2O ↔ H3O+ e OH-
Assim, para ser ácida, uma solução deve ter uma concentração maior de cátions H3O+ do que de OH- livres em seu meio, e o contrário ocorre com as soluções básicas.
Ácidas: [H3O+] > [OH-]
Básicas: [H3O+] < [OH-]
No caso da água, a quantidade desses íons no meio é igual ([H3O+] = [OH-]), por isso, ela é neutra.
Isso nos ajuda a entender melhor a escala de pH, que costuma ser usada entre os valores de 0 a 14, em temperatura de 25ºC. A temperatura precisa ser especificada porque ela altera a quantidade de íons no meio. Se aumentarmos a temperatura, por exemplo, a energia das partículas também aumentará. Por isso, elas se movimentarão mais rápido, o que resultará em um maior número de choques entre elas e, portanto, em uma maior quantidade de íons produzidos.
Veja a escala de pH a seguir e algumas soluções do cotidiano com o seu pH aproximado:
Escala de pH com exemplos de soluções com pH próximo ao indicado
Quanto menor o valor do pH, mais ácida é a solução, pois a escala de pH é definida como o logaritmo negativo da concentração de íons H3O+, ou H+, na base 10. Veja como ele pode ser determinado a seguir:
colog [H+] = - log [H+]
pH = - log [H+]
[H+] = 10-pH, em mol/L
Se temos uma solução de concentração igual a 0,01 mol . L1-, por exemplo, isso quer dizer que seu pH é igual a 3. Veja:
0,01 mol . L1-= 10-2 mol . L1-
10-2 mol de H3O1+ ---------- 1000 mL
pH = - log [H3O1+]
pH = - log [10-2]
pH = - (-2)
pH = 2
Os cálculos acima também nos levam à conclusão de que, a cada unidade de pH diminuída, a solução fica com 10 vezes menos íons H3O+. Se temos uma solução com pH igual a 2 e outra com pH igual a 3, por exemplo, a primeira possui dez vezes mais íons hidrônio do que a segunda.
Agora vamos falar sobre o pOH ou potencial hidroxiliônico. Essa escala refere-se à concentração dos íons OH- na solução. Analogamente ao cálculo que mostramos para o pH, temos para o pOH:
pOH = - log [OH-]
[OH-] = 10-pOH, em mol/L
Voltando à autoionização da água, temos que a água destilada (totalmente pura) possui pH igual a 7, por isso, é neutra. Dessa forma, o seu pOH também é igual a 7, pois, conforme dito, a concentração desses dois íons na água é igual. À temperatura ambiente de 25ºC, o Kw (produto iônico da água) é igual a 1,0 . 10-14 (mol/L)2. Sendo assim, chegamos à seguinte conclusão para a água:
Kw = [H+] . [OH-] = 1,0 . 10-14 mol/L
[H+] = [OH-] = 1,0 . 10-7 mol/L
pH = - log [H+] pOH = - log [OH-]
pH = - log 1,0 . 10-7 pOH = - log 1,0 . 10-7
pH = 7 pOH = 7
Visto que, como mostrado acima, [H+] . [OH-] = 1,0 . 10-14 mol/L, então, em todos os casos, sejam as soluções ácidas, básicas ou neutras, a soma do pH com o pOH sempre resuta em um total de 14. Veja como isso é verdadeiro quando aplicamos o fator (-log) nos dois lados da equação:
- log ([H+] . [OH-]) = - log 1,0 . 10-14
- log [H+] - log[OH-] = 14
pH + pOH = 14
Se temos uma solução ácida, por exemplo, com pH igual a 4, sabemos que o seu pOH é igual a 10. Os valores de 0 a 14 da escala de pH podem ser medidos precisamente por meio de um equipamento chamado pHmetro (também chamado de peagômetro).
PHmetro usado em laboratório para medir o pH de uma solução básica
Porém, em muitos casos, são utilizados também indicadores ácido-base, ou seja, substâncias que mudam de cor de acordo com o pH da solução. Um indicador ácido-base sintético, por exemplo, é a fenolftaleína, que apresenta cor rosa quando está em contato com um meio básico, mas fica incolor se o meio é ácido.
Outros dois indicadores são o papel de tornassol, que fica vermelho na presença de ácidos e azul na presença de bases, e o indicador universal, que apresenta cores diferentes para cada valor de pH.
Exemplos de indicadores ácido-base sintéticos
É muito comum ouvirmos alguém dizer que o pH da água de uma piscina precisa ser controlado, assim como o pH da água de um aquário ou de um solo, para favorecer um determinado plantio. Até mesmo nosso sangue deve manter um pH sempre entre os valores de 7,35 e 7,45. Uma variação de 0,4 pode ser fatal! O que exatamente é o pH e o que significam seus valores?
Produto Iônico da Água
Considere um copo com água. Será que essa água é composta apenas por moléculas de H2O? Não, pois como essas moléculas estão em constante movimento, elas se chocam o tempo todo. Resultado: uma molécula de água pode colidir e reagir com outra molécula de água! O equilíbrio gerado é conhecido como auto-ionização da água:
HOH ↔ H+ + OH-
ou
HOH + HOH ↔ H3O+ + OH-
Como já é sabida, a concentração da água ─ [H2O] ≈ 55,6 mol/L ─ será desprezivelmente alterada caso alguma nova substância seja adicionada (como um ácido, por exemplo) para a formação de soluções diluídas como as que estamos estudando (dificilmente mais de 0,5 mol de água será consumido na formação dessas soluções. Começar com 55,6 mol e terminar a experiência com 55,1 mol de água não é uma alteração significativa). Portanto, vamos considerar [H2O] constante.
Como a água pura é neutra (já que para cada íon H+, forma-se também um íon OH-), temos que [H+] = [OH-], a 25 °C, quando [H+].[OH-] = 1,0.10-14, temos que [H+] = [OH-] = 10-7 mol/L.
Como a concentração molar da água é praticamente constante, retomando a constante de equilíbrio, podemos escrever:
K.[H2O] = [H+].[OH-]
do que resulta uma única constante (o produto de duas constantes), ou seja:
Kw = [H+].[OH-]
que é o chamado produto iônico da água, onde o w se deve à palavra inglesa water.
Caráter das Soluções Aquosas
Solução ácida:
[H+] > 10-7 mol/L e [OH-] < 10-7 mol/L
Solução básica:
[H+] < 10-7 mol/L e [OH-] > 10-7 mol/L
Solução neutra:
[H+] = 10-7 mol/L e [OH-] = 10-7 mol/L
pH
Sörensen definiu pH como sendo o logaritmo (decimal) do inverso da concentração hidrogeniônica:
pH = log 1/[H+]
Ou ainda, como o cologaritmo da concentração hidrogeniônica:
pH = colog [H+]
Ou seja:
pH = log 1/[H+] → pH = log 1 – log [H+]
Como log 1 = 0:
pH = -log[H+] ou pH = colog [H+]
que é igual ao inverso do log.
Vejamos a variação do pH em função das concentrações de H+ e OH-, a 25 °C:
Meio neutro: pH = 7
Meio ácido: pH < 7
Meio básico: pH > 7
pOH
Por analogia, define-se pOH como sendo o logaritmo (decimal) do inverso da concentração hidroxiliônica:
pOH = log 1/[OH-]
Ou ainda, como sendo o cologaritmo da concentração de OH-:
pOH = colog [OH-]
Assim:
pOH = log 1/[OH-] → pOH = log 1 – log [OH-]
Como log 1 = 0:
pOH = -log[OH-] ou pOH = colog [OH-]
Vejamos a variação do pOH em função das concentrações de OH- e H+:
Meio neutro: pOH = 7
Meio ácido: pOH > 7
Meio básico: pOH < 7
Relação entre pH e pOH:
pH + pOH = 14 (25 °C)
Observação:
Os conceitos de pH e pOH indicam que em qualquer solução coexistem H+ e OH-. Por mais ácida que seja a solução, sempre existirão, embora em pequeno número, íons OH-. Nas soluções básicas também estarão presentes os íons H+. As concentrações desses íons jamais se anulam.
A água possui caráter anfótero, comportando-se como bases, aceitando prótons, e como ácidos, doando prótons. Quando as moléculas de água se chocam, devido ao seu constante movimento, há uma transferência de próton (H+) de uma molécula para outra, gerando uma autoionização, representada a seguir:
H2O(l) ⟺ H+(aq) + OH−aq) 
Para o sistema anterior, temos a seguinte expressão da constante de equilíbrio:
Ki = [H+][OH−][H2O] 
Em 1 L de água, a massa é de aproximadamente 1 Kg, e a concentração é constante e igual a 55,5 mol/L. Visto que a concentração da água não sofre variação, obtemos então uma nova constante de ionização: 
Kw = [H+][OH−]Essa nova constante é representada por Kw e recebe o nome de produto iônico da água. Experimentalmente à temperatura ambiente, verifica-se que Kw = 10−14, alterando-se apenas com a mudança de temperatura. Logo:
10−14 = [H+][OH−]→[H+]=[OH−]=10−7mol/L 
Esses baixos valores justificam o fato de a água ser um eletrólito tão fraco. A neutralidade da água pura deve-se ao fato da concentração dos íons H+ (10−7 mol/L) ser igual a concentração dos íons OH− (10−7 mol/L). Porém, quando uma substância é adicionada à água essas concentrações podem sofrer alterações, afetando o equilíbrio iônico da água. A adição de uma substância ácida ao sistema neutro provocará o aumento da concentração dos íons H+, formando uma solução ácida, e, consequentemente, diminuindo a concentração dos íons OH−.
[H+] > 10−7 mol/L 
[OH−] < 10−7 mol/L
[H+] [OH−] = 10−14 
Se a concentração de OH−sofrer um aumento significa que a substância adicionada ao meio sofreu ionização liberando íons OH−, tornando a solução básica e, consequentemente diminuindo a concentração de íons H+, devido ao deslocamento do equilíbrio.
[H+] < 10−7
[OH−] > 10−7 
[H+][OH−] = 10−14 
Mesmo se a adição de uma substância resultar na formação de uma solução ácida ou básica, o produto das concentrações de H+ e OH− mantém-se constante, igual a Kw.
pH e pOH 
A concentração molar dos íons H+ e OH−de uma solução são geralmente potências de dez com expoente negativo. O químico dinamarquês Peter Lauritz Sörensen propôs uma maneira mais simples de indicar a acidez ou basicidade de uma solução, através do uso de logaritmos. Sörensen criou o conceito de pH (potencial hidrogeniônico) e pOH (potencial hidroxiliônico):
➢ Potencial hidrogeniônico - É o logaritmo negativo da concentração molar de íons H+.
pH = -log [H+]
Os valores de pH compreendem uma faixa de 0 a 14 unidades. Quando a solução possuir um valor de pH entre 0 e 7, será uma solução ácida. Se o valor de pH estiver entre 7 e 14, a solução é considerada básica. Quando o pH for igual a 7, trata-se de um meio neutro.
	Substância 
	pH 
	vinagre 
	2,8 
	suco de laranja 
	3,0 
	vinho 
	3,8 
Exemplos de substâncias ácidas:
➢ Potencial hidroxiliônico - É o logaritmo negativo da concentração molar de íons OH−.
pOH = -log [OH−]
Assim como os valores de pH, os valores de pOH também compreendem uma faixa de 0 a 14 unidades. Quando o valor do pOH for maior que 0 e menor que 7, significa que o meio em questão é básico. Se o valor do pOH for maior que 7 significa que o meio é ácido. E se o pOH for igual a 7, o meio é neutro.
Exemplos de substâncias básicas:
	Substância 
	 pH
	água do mar
	8,0
	sangue humano 
	7,4 
	soda cáustica
	13,5 
A soma dos valores de pH e pOH é igual a 14. Resumidamente temos:
	Meio ácido 
	Meio neutro 
	Meio básico 
	 pH > 7
	pH = 7 
	pH > 7 
	 pOH > 7
	pH = 7 
	pH < 7 
	                                                                               pH + pOH = 14
Indicadores
Os indicadores são espécies que apresentam cores diferentes conforme o pH do meio em que se encontram. Assim, se desejamos identificar se um meio é básico ou ácido, preparamos soluções desses indicadores para serem gotejadas na substância que se quer identificar. Seguem alguns exemplos:
Fenolftaleína Se adi
Se adicionarmos solução de fenolftaleína em um meio ácido ou neutro, ela se mantém incolor. Sua cor se altera a partir de pH = 8,2, ou seja, em meios básicos, ficando com coloração rosa.
Azul de bromotimol 
Este indicador em meio ácido adquire coloração amarela, mais precisamente em pH abaixo de 6. Em meio básico com pH acima de 7,6, adquire coloração azul, e na faixa de neutralidade da  solução a coloração fica esverdeada.
Peagâmetro: aparelho mede pH por condução elérica (Foto: MEC)
Outros exemplos são o alaranjado de metila, papel de tornassol, indicadores naturais como o suco de repolho roxo, entre outros. Um método bastante preciso é a utilização do peagâmetro, que é um aparelho que detecta o pH de substâncias por meio da condutibilidade elétrica.
Exercícios 
(UFRJ) Em um potenciômetro, se faz a leitura de uma solução 0,001M de hidróxido de sódio (utilizado na neutralização do ácido lático). Sabendo-se que o grau de dissociação é total, o valor do pH encontrado corresponde a:
a) 2,7.        
b) 5,4.         
c) 12,0.        
d) 11,0.       
e) 9,6.
Gabarito
Letra D. O hidróxido de sódio (NaOH) encontra-se totalmente dissociado, e isso significa que a concentração dos íons [OH−] no meio é a mesma do NaOH anteriormente, ou seja, 0,001M, ou 10−3. A partir disso, podemos calcular o pOH:
pOH = -log[OH−]
pOH = -log 10−3
pOH= 3*log 10
pOH = 3
Substituindo o valor na equação:
pH + pOH = 14
pH = 14 – 3 = 11
(Mackenzie-SP) A análise feita durante um ano de chuva da cidade de São Paulo forneceu um valor médio de pH igual a 5. Comparando-se esse valor com o do pH da água pura, percebe-se que a [H+] na água da chuva é, em média: 
a) duas vezes menor.
b) cinco vezes maior.
c) cem vezes maior.
d) duas vezes maior.
e) cem vezes menor.
Gabarito
Letra C. O pH da água pura é igual a 7, a concentração de íons H+é de 10-7 mol/L. A água da chuva em questão possui pH igual a 5,logo a concentração dos íons H+ é igual a 10−5. Logo, a relação entre as concentrações é: 
10−510−7 = 100
A concentração dos íons H+ na água da chuva da cidade de São Paulo é 100 vezes maior que na água pura.
O bioquímico dinamarquês Peter Lauritz Sorensen (1868-1939) trabalhava no laboratório Carlsberg, em Copenhague, na Dinamarca, estudando reações enzimáticas e controle de qualidade da cerveja (nos quais a concentração dos íons de hidrogênio tem papel fundamental). Porém, as concentrações tanto do hidrônio [H3O+(aq)] quanto do íon hidróxido [OH-(aq)], em soluções aquosas, aparecem em uma extensa faixa de números com expoentes negativos.
Isso pode ser visto em vários casos, como os mostrados abaixo:
Observe que todas as concentrações dos íons hidrônio e hidróxido são mostradas em notação exponencial, com valores muito pequenos. Para evitar trabalhar com esse tipo de notação e tornar mais fácil a comparação de certos valores relacionados a esses estudos, como os valores das constantes de ionizações de ácidos e base, Sorensen propôs a transformação desses valores em escala logarítmica, que seria a escala de pH.
O termo pH significa potencial (ou potência) hidrogeniônico, portanto, refere-se à concentração de [H+] ( ou H3O+) em uma solução.
O pH de uma solução é o cologarítimo decimal de base dez, conforme expresso abaixo:
colog [H+]  = - log [H+]
pH = - log [H+]
[H+] = 10-pH, em mol/L
O mesmo se aplica ao pOH (potencial hidroxiliônico), que se refere à concentração dos íons OH- na solução:
pOH = - log [OH-]
[OH-] = 10-pOH, em mol/L
Por exemplo, a água pura é uma solução que apresenta, a 25ºC, as concentrações de ambos os íons iguais a 1 . 10-7 mol/L. Assim, vejamos como calcular o pH e o pOH da água:
[H+] = [OH-] = 1 . 10-7 mol/L
pH = - log [10-7]                     pOH = - log [10-7-]
pH = - log [10-7]                     pOH = - log [10-7]
pH = - (-7)                             pOH = - (-7)
pH = 7                                  pOH = 7
Veja que ambos são iguais a 7, o que significa que a água é uma solução neutra. Em casos em que o pH é menor que o pOH, a solução é considerada ácida. Assim, o pH < 7 e o pOH >7. Já em soluções básicas, o pOH é maior que o pH: o pH > 7 e o pOH <7.
A soma do pH e do pOH dá 14 e a escala de pH é geralmente feita numa faixa numérica que vai de 0 a 14. Quanto menor o pH, mais ácida é a solução.
pH e pOH
Controlar o pH da piscina, fazer exames para detectar o pH do sangue, dizer que o leite é alcalino, que a substância fundamental da nossa digestão é ácida (ácido clorídrico). Tudo isso já faz parte do nosso cotidiano, de modo que os indicadores pH e pOH realmente estão mais próximos de nós do que podemos imaginar, inclusive, no funcionamento do nosso próprio organismo.
O pH e pOH são escalasque servem para medir a concentração de íons de H+ e de OH- (respectivamente) em uma solução ou outro tipo de substância. Isso é capaz de determinar se aquele material analisado é ácido ou básico, como você verá em detalhes daqui a pouco.
A descoberta e utilização dessas escalas foi fundamental para o avanço das análises químicas e biológicas, oferecendo a elas muito mais precisão. E o responsável por isso foi o dinamarquês Peter Lauritz Sorensen, um bioquímico que trabalhava em um laboratório de Copenhague. Ele estudava o controle de qualidade da cerveja (onde os íons de hidrogênio fazem toda a diferença).
Peter percebeu que, até aquele momento, as quantidades de H3O+ (H+) e de OH- eram dadas em números com expoente negativo, o que resultava em um valor extremamente baixo. Além disso, trabalhar com aquele tipo de notação acabava sendo um processo mais demorado.
Por isso, para simplificar as análises laboratoriais, o bioquímico dinamarquês colocou os valores na forma de logaritmos e criou uma escala, que facilitaria as comparações das amostras encontradas. Essa escala de H3O+ e OH- é justamente a escala de pH e pOH. Agora, vamos entender individualmente o que é e como se aplica cada uma delas.
O que é o pH?
Na verdade, você verá que pH e pOH são valores que sempre caminham juntos, mas, para facilitar a compreensão, vamos falar de cada um deles separadamente.
A palavra pH é uma espécie de abreviatura para Potencial Hidrogeniônico, ou Potencial Hidrogênio Iônico. Como já foi dito anteriormente, ele mede a quantidade de íons H+, ou H3O+ em uma substância. O interessante é que, quanto maior é a concentração desses íons, menor é o valor do pH, e mais ácida é a solução em questão.
A escala de pH varia de 0 a 14. Embora seja possível encontrar substâncias que tenham um pH menor do que 0 ou maior do que 14, elas são extremamente raras na natureza e não seria possível fazer essa medição com os recursos mais usuais nos laboratórios.
As substâncias que possuem um pH de 0 até 6, são consideradas ácidas; as que têm esse valor em torno de 7 são as substâncias neutras, e as que contêm pH maior do que 7 são básicas, também chamadas de alcalinas.
Em laboratórios, são usados alguns indicadores que indicam uma cor quando a substância é ácida e outra quando ela é básica. A Fenolftaleína, Azul de Bromotimol e Alaranjado de Metila são os mais comuns. Outro indicador usado é o papel tornassol, que fica vermelho em presença de soluções muito ácidas e azul quando submetido a substâncias muito básicas.
No nosso próprio organismo, temos diversas indicações de pH. Por exemplo: o suco gástrico, que fica em nosso estômago, tem um pH aproximado entre 1,5 e 2, é extremamente ácido, graças à presença do ácido clorídrico. Já o pH do sangue de uma pessoa saudável deve sempre ficar na margem de 7,4, pois, se for abaixo disso, cria-se um ambiente propício para o desenvolvimento de doenças.
Confira o valor do pH de algumas substâncias bem comuns no nosso dia a dia:
• Saliva humana: de 6,5 a 7,4
• Cloro: 12,5
• Água pura: 7 (a água que bebemos não tem exatamente esse valor por causa do tratamento pelo qual passa)
• Coca-Cola: 2,5
O que é pOH?
É a abreviatura de Potencial Hidroxiliônico da substância, que se refere à concentração de íons OH- presentes nela. E sabe por que pH e pOH estão tão relacionados? Porque são complementares, quanto maior é o pH de uma substância, menor é o seu pOH. E mais: a soma do pH e do pOH resulta sempre no total da escala, ou seja, 14.
Como dissemos, a escala serve para facilitar as comparações. Por exemplo, vamos analisar a acidez do soro fisiológico. A concentração de íons dele é a seguinte:
[OH-] = 10 elevado a -5
[H+] = 10 elevado a -8
O número que vai para a escala de pH e pOH é o valor da potência, mas com o sinal positivo. Portanto, o pOH do soro fisiológico corresponde a 5 e o pH é 8, indicando que ele é levemente básico.
Já a concentração dos íons da água pura é a seguinte:
[OH-] = 10 elevado a -7
[H+] = 10 elevado a -7
Quer dizer que a água é neutra por ter 7 de pH e pOH.
Sendo assim, se você tiver o valor de um deles, pode encontrar o segundo sabendo que os dois somam 14.
Sabemos que as quantidades de íons H+ e OH– determinam o caráter ácido-base de uma solução. Mas, para que possamos compreender melhor como se dá essa medida de acidez e basicidade de soluções, primeiro é preciso entender os mecanismos de um processo muito importante: o equilíbrio iônico da água. Observe a seguinte equação:
H2O(ℓ) H+(aq) + OH–(aq)
Em estado liquido, uma pequena parte das moléculas de água se dissocia, dando origem aos íons H+ e OH– aquosos. Na reação inversa, esses mesmos íons se combinam e produzem novamente a água líquida. Assim, dizemos que o comportamento da água pura caracteriza uma situação de equilíbrio, que recebe o nome de equilíbrio iônico da água.
Por se tratar de um caso de equilíbrio iônico, podemos determinar a constante de equilíbrio da água, ou seja, a razão entre as concentrações dos seus produtos sobre a concentração dos seus reagentes. Veja:
Kw = [H+][OH–]
Kw = 10-7 . 10-7 = 10-14 (a 25 °C)
Mas, por que não aparece a concentração da água no cálculo que fizemos? A resposta é simples: a concentração da água é absolutamente constante (isso pode ser facilmente compreendido se pensarmos que não existe água concentrada nem água diluída). O resultado que obtivemos a partir do cálculo é o que chamamos de produto iônico da água, representado pelo símbolo Kw (K vem de constante e w de water, água em inglês).
Perceba que, na água pura, a concentração de H+ (1 x 10-7) é igual à concentração de OH– (1 x 10-7), por isso dizemos que a água pura é neutra a temperatura ambiente. Quando, porém, a concentração de íons H+ é maior que a concentração de OH– de uma solução, dizemos que se trata de uma solução ácida. Ao contrário, quando uma solução apresenta uma concentração de OH– maior que a de H+, dizemos que ela é uma solução básica.
Quanto maior a concentração de H+ mais ácida será a solução
Quanto maior a concentração de OH– mais básica (ou alcalina) será a solução
Quando as concentrações de H+ e OH– são iguais, a solução será neutra
Baseando-se nesse conhecimento, o bioquímico dinamarquês Soren Sorensen criou duas definições muito importantes: pH (potencial hidrogeniônico) e pOH (potencial hidroxiliônico). Tais conceitos foram criados porque os números que determinam o caráter ácido-base das soluções são expressos com expoentes negativos (10-7, 10-2), o que torna o cálculo mais complexo. A partir disso, Sorensen sugeriu a aplicação de logaritmos para converter esses valores em números mais fáceis de se trabalhar. Para calcular o pH e/ou o pOH de uma solução, utilizamos a seguintes expressões matemáticas:
	pH = -log [H+]
pOH = -log [OH–]
Veja alguns exemplos:
	  [H+] = 10-3 mol L-1pH = -log [H+]
pH = -log 10-3
pH = – (-3) . log 10
pH = 3
	  [OH–] = 10-4 mol L-1pOH = – log [OH–]
pOH = – log 10-4
pOH = -(-4) . log 10
pOH = 4
Se uma solução apresenta, por exemplo, [H+] = 10-3 será classificada como ácida, pois terá um pH = 3. Enquanto uma solução que tem [OH–] = 10-4 é básica, pois apresenta pOH = 4. As soluções neutras têm pH e pOH = 7. Resumindo:
pH + pOH = 14
	Soluções ácidas
	Soluções neutras
	Soluções básicas
	pH < 7pOH > 7
Ex.: suco gástrico, vinagre, suco de limão.
	pH = 7pOH = 7
Ex.: água pura, sangue humano, saliva.
	pH > 7pOH < 7
Ex.: leite de magnésia, água do mar, cremes dentais.
Naturalmente, a escala de pH do que a escala de pOH por ser mais simples.
Com o objetivo de auxiliar o estudante na preparação para o Enem, este texto fornece dicas importantes sobre o pH (potencial hidrogeniônico) e pOH (potencial hidroxiliônico) no Enem.
O pH e o pOH são amplamente estudados pela Química e, portanto, serão exigidos na prova de Ciências da Natureza. Eles estão ligados com a ocorrência da autoionização da água, isto é, a água produz espontaneamente baixíssimas concentrações de hidrônios (H3O+) e hidroxilas (OH-), sendo o produtodessas concentrações ([H3O+].[OH-]) sempre uma constante (constante de ionização da água ou Kw).
Pelo fato de uma solução aquosa sempre apresentar os íons hidrônio e hidróxido, as siglas pH e pOH podem ser utilizadas isoladamente ou em conjunto, mas sempre indicam o caráter ácido, básico ou neutro de uma solução.
Vamos às dicas?
1a Dica: Significado de pH e pOH
pH é a sigla utilizada para indicar a concentração em mol/L de cátions hidrônio (H3O+) em uma solução.
pOH é a sigla utilizada para indicar a concentração em mol/L de ânions hidróxido (OH-) em uma solução.
2a Dica: Fórmula geral para cálculos envolvendo pH e pOH
pH + pOH = 14
A expressão geral para cálculo de pH e pOH está relacionada com as concentrações de cátions hidrônio e ânions hidroxila provenientes da autoionização da água a 25oC. Essas concentrações apresentam o mesmo valor (10-7 mol/L), logo, o produto iônico ([H3O+].[OH-]) delas será 10-14.
3a Dica: Interpretação do valor do pH
pH > 7: indica que a concentração de cátions hidrônio é menor que a concentração de ânions hidróxido na solução, por isso, a solução é considerada básica;
pH = 7: indica que a concentração de cátions hidrônio e a de ânions hidróxido na solução são iguais, por isso, a solução é considerada neutra;
pH < 7: indica que a concentração de cátions hidrônio é maior que a concentração de ânions hidróxido na solução, por isso, a solução é considerada ácida.
4a Dica: Interpretação do valor do pOH
pOH > 7: indica que a concentração de cátions hidrônio é maior que a concentração de ânions hidróxido na solução, por isso, a solução é considerada ácida;
pOH = 7: indica que a concentração de cátions hidrônio e a de ânions hidróxido na solução são iguais, por isso, a solução é considerada neutra;
pOH < 7: indica que a concentração de cátions hidrônio é maior que a concentração de ânions hidróxido na solução, por isso, a solução é considerada básica.
5a Dica: Como calcular o pH
Para calcular o pH de uma solução, podemos utilizar duas expressões, que utilizam obrigatoriamente a concentração de cátions hidrônio (H3O+):
pH = -log [H3O+]
ou
10-pH = [H3O+]
6a Dica: Como calcular o pOH
Para calcular o pOH de uma solução, podemos utilizar duas expressões, que utilizam obrigatoriamente a concentração de ânions hidróxido (OH-):
pOH = -log [OH-]
ou
10-pOH = [OH-]
7a Dica: Determinação da concentração de hidrônios ou hidróxidos pela lei da diluição de Ostwald 
Caso o exercício não forneça as concentrações de hidrônios ou hidróxidos para calcular o pH e o pOH, podemos determiná-las na expressão da diluição de Ostwald, desde que tenhamos a constante de ionização (Ki) e a molaridade (M) do soluto na solução.
Ki = α2. M
Após encontrar o valor do grau de ionização (α), basta multiplicar a molaridade fornecida por ele:
[H3O+] = M. α
ou
[OH-] = M. α
OBS.: Caso o ácido tenha mais de um H3O+ ou a base tenha mais de um grupo OH-, devemos multiplicar essa quantidade nas expressões acima para determinar as concentrações ([H3O+] ou [OH-]).
Exemplo de cálculo de pH e pOH no Enem
(Enem 2014) Um pesquisador percebe que o rótulo de um dos vidros em que guarda um concentrado de enzimas digestivas está ilegível. Ele não sabe qual enzima o vidro contém, mas desconfia de que seja uma protease gástrica, que age no estômago digerindo proteínas. Sabendo que a digestão no estômago é ácida e no intestino é básica, ele monta cinco tubos de ensaio com alimentos diferentes, adiciona o concentrado de enzimas em soluções com pH determinado e aguarda para ver se a enzima age em algum deles. O tubo de ensaio em que a enzima deve agir para indicar que a hipótese do pesquisador está correta é aquele que contém:
a) cubo de batata em solução com pH = 9.
b) pedaço de carne em solução com pH = 5.
c) clara de ovo cozida em solução com pH = 9.
d) porção de macarrão em solução com pH = 5.
e) bolinha de manteiga em solução com pH = 9.
Resolução: O enunciado indica que a enzima atua em pH ácido, logo, as alternativas a), c) e e) podem ser eliminadas porque indicam pH = 9, o que caracteriza um meio básico. Como a enzima é uma protease, realiza a digestão de proteínas (carne), e não de carboidratos (macarrão).
Solução-tampão
A solução-tampão é geralmente uma mistura de um ácido fraco com o sal desse ácido, ou uma base fraca com o sal dessa base. Essa solução tem por finalidade evitar que ocorram variações muito grandes no pH ou no pOH de uma solução.
A seguir temos alguns exemplos de soluções-tampão:
A eficácia da solução-tampão pode ser vista no nosso sangue, onde, mesmo com a adição de ácido ou base em pequenas quantidades ao plasma sanguíneo, praticamente não há alteração em seu pH.
Como isso ocorre, sendo que, se adicionarmos ácidos ou bases na água, seu pH muda rapidamente?
O sangue humano é um sistema-tampão ligeiramente básico, ou seja, é um líquido tamponado: seu pH permanece constante entre 7,35 e 7,45. Um dos tampões mais interessantes e importantes no sangue é formado pelo ácido carbônico (H2CO3) e pelo sal desse ácido, o bicarbonato de sódio (NaHCO3).
Assim, existem as seguintes espécies nessa solução-tampão:
H2CO3: presente em grande quantidade, pois, sendo um ácido fraco, sofre pouca ionização;
H+: proveniente da ionização do H2CO3;
HCO3-: também presente em alta quantidade, proveniente da ionização do H2CO3 e da dissociação do sal (NaHCO3);
Na+: proveniente da ionização do NaHCO3;
Se a essa solução for adicionada uma pequena concentração de ácido, irá ocorrer sua ionização, gerando cátions H+, que irão reagir com os ânions HCO3- presentes no meio, originando ácido carbônico não ionizado. Não ocorre a variação do pH.
Já se uma base for adicionada, serão gerados ânions OH-. Esses íons se combinam com os cátions H+, provenientes da ionização do H2CO3. Assim, os ânions OH- são neutralizados, mantendo o pH do meio.
Além dessa solução-tampão citada, há também outras duas presentes no sangue, que são: H2PO4/HPO42- e algumas proteínas. Se não houvesse essas soluções-tampão no sangue, a faixa de pH poderia sofrer sérios desvios. Se o pH do sangue subir, sendo superior a 7,8, denomina-se alcalose. Já se o pH cair demais, abaixo de 6,8, será um estado de acidose. Ambas são condições perigosas, que podem levar à morte.
O conceito de pH de uma solução está relacionado ao logarítmo negativo de sua concentração hidrogeniônica, e expressa seu caráter ácido ou básico (soluções ácidas são aquelas em que seu pH está abaixo de sete, soluções básicas são aquelas onde o pH está acima de sete, sendo que a água pura apresenta pH equivalente a sete. Algumas substâncias agem na química de forma que impedem a variação ampla de pH de uma solução, ou seja, adicionando-se ácido ou base à solução, sob certas condições, esta permanecerá com o seu pH inalterado. Tais soluções recebem o nome de soluções tampão.
“O conceito original de ação tamponante surgiu de estudos bioquímicos e da necessidade do controle do pH em diversos aspectos da pesquisa biológica, como por exemplo em estudos com enzimas que têm sua atividade catalítica muito sensível a variações de pH. Neste contexto, em 1900, Fernbach e Hubert, em seus estudos com a enzima amilase, descobriram que uma solução de ácido fosfórico parcialmente neutralizado agia como uma proteção contra mudanças abruptas na acidez e alcalinidade”1.
Assim, soluções tampão são aquelas que atenuam a sua variação de pH, o qual mantem-se aproximadamente com o mesmo valor, mesmo na adição de brandas quantidades de ácido ou de bases.
Uma solução tampão pode ser formada ou por um ácido de natureza fraca e por um sal formado a partir da reação entre este ácido e uma base forte (sal de base forte), ou então por uma base fraca e por um ácido formado pela reação desta base com um ácido forte (sal de ácido forte). A preparação desta solução, de natureza tamponante, pode ser realizada apenas pela dissolução dos produtos em água.
“Hoje, o conceito de tampão é aplicado nas diversas áreas do conhecimento. Bioquímicos utilizam tampões devido às propriedadesde qualquer sistema biológico ser dependente do pH; além disso, em química analítica e industrial, o controle adequado do pH pode ser essencial na determinação das extensões de reações de precipitação e de eletrodeposição de metais, na efetividade de separações químicas, nas sínteses químicas em geral e no controle de mecanismos de oxidação e reações eletrolíticas”1.
Um dos sistemas tamponantes orgânicos mais importantes é o que está presente no sangue, o qual permite a manutenção das trocas gasosas sem grande alteração de seu pH, que possui valor de 7,4. O principal responsável pelo tamponamento do sangue está no equilíbrio entre o ácido carbônico e seu íon, o bicarbonato. Este sistema impede variações de pH maiores do que 0,2 unidades, o que traria sérias consequências ao metabolismo caso ocorresse.
A solução-tampão é uma mistura homogênea formada pela junção de duas outras soluções aquosas (misturas homogêneas nas quais o solvente é a água): uma de um ácido (HX) ou base (YOH) fraca e outra de um sal (ZX ou YD).
As bases fracas são aquelas que não apresentam elementos das famílias IA e IIA, exceto o elemento magnésio (pertencente à família IIA). Já os ácidos fracos são todos aqueles cuja subtração do número de oxigênios pelo número de hidrogênios resulta em 1 ou quando não são HCl, HBr, HI ou HF.
Assim, de acordo com a definição acima, temos a possibilidade de formar dois tipos diferentes de solução-tampão:
→ Solução-tampão ácida:
É o tampão formado por um ácido fraco (HX) e um sal solúvel (ZX). É importante observar que o sal deve apresentar o mesmo ânion do ácido utilizado. Como apresenta ácido, essa solução sempre apresenta um pH menor que 7.
→ Solução-tampão básica:
É o tampão formado por soluções com uma base fraca (YOH) e um sal solúvel (YD). É importante observar que o sal deve apresentar o mesmo ânion da base utilizada. Como apresenta base, essa solução sempre apresenta um pH maior que 7.
Característica fundamental de uma solução-tampão
Além de saber reconhecer quando temos uma solução-tampão, devemos conhecer a sua característica fundamental, que é a chamada capacidade tamponante.
Define-se capacidade tamponante como a capacidade da solução-tampão de não sofrer mudanças significativas no seu pH ao receber soluções formadas por bases ou ácidos fortes.
É importante lembrar que existe um limite para as quantidades de ácido ou de base adicionadas a uma solução-tampão antes que um dos componentes seja totalmente consumido. Esse limite é conhecido como a capacidade tamponante de uma solução-tampão e é definido como a quantidade de matéria de um ácido ou base forte necessária para que um litro da solução-tampão sofra uma variação de uma unidade no pH.
Efeito da adição de ácido forte a uma solução-tampão
Vamos supor que temos uma solução-tampão formada pelo ácido HX e o sal ZX. O ácido em água ioniza-se pouco (por ser fraco, produz poucos íons) e o sal dissociar-se muito (libera muitos íons) por ser solúvel.
Equação de ionização de um ácido qualquer
Equação de dissociação de um sal qualquer
Como o ácido ioniza-se pouco, seu equilíbrio é deslocado para a esquerda (formação do ácido), enquanto o equilíbrio da dissociação do sal é deslocado para a direita por ser solúvel (liberação dos íons).
Se adicionarmos um pouco de ácido forte, como o HCl, teremos um aumento da quantidade de H+ no tampão, já que esse ácido ioniza-se muito (equilíbrio deslocado para a direita):
Equação de ionização do ácido HCl
O H+ proveniente do ácido forte interage com o X- proveniente do sal, formando novas moléculas do ácido:
Equação de formação do ácido
O pH da solução não sofre alteração porque os H+ que foram adicionados são neutralizados pelos ânions CN- provenientes do sal.
Efeito da adição de uma base a uma solução-tampão
Se adicionarmos uma base forte, como o NaOH, teremos um aumento da quantidade de OH- no tampão, já que essa base dissocia-se muito (equilíbrio deslocado para a direita):
Equação de dissociação do NaOH
O OH- proveniente da base forte interage com o H+ proveniente do ácido, formando moléculas de água:
Equação de formação da água
O pH da solução não sofre alteração porque as moléculas de água formadas aumentam a ionização do ácido HX, normalizando a quantidade de H+.
Exemplo de solução-tampão
Um exemplo de solução-tampão é a mistura formada por uma solução de ácido hipobromoso (HBrO) e uma solução de hipobromito de sódio (NaBrO). Trata-se de uma solução-tampão porque o ácido hipobromoso é fraco e o sal hipobromito de sódio apresenta um íon em comum com o ácido, que é o ânion cianeto (BrO-).
Veja as equações de equilíbrio para o sal e para o ácido:
Para o ácido
O ácido hipobromoso é um ácido fraco (produz poucos íons). Sua equação de equilíbrio apresenta-se deslocada para a esquerda (sentido de formação do ácido), ou seja, a reação reversível ocorre mais do que a de formação dos íons.
Equação que representa o equilíbrio de ionização do ácido
Para o sal
Por ser solúvel em água, o hipobromito de sódio sofre dissociação, liberando muitos íons. Dessa forma, sua equação de equilíbrio está deslocada para a direita (sentido de liberação dos íons), ou seja, a reação direta ocorre mais que a inversa (formação do sal).
Equação que representa o equilíbrio de dissociação do sal
a) Se adicionarmos a base KOH
O KOH é uma base forte, logo, adicionará íons OH- no meio, que interagirão com o H+ do ácido, formando água. O aumento da quantidade de água favorece o aumento da ionização do ácido HBrO, mantendo a quantidade de H+ e o pH constantes.
b) Se adicionarmos o ácido HI
O HI é um ácido forte, logo, adicionará íons H+ no meio, que interagirão com o BrO- do sal, formando o ácido HBrO.
Hidrólise Salina
A hidrólise salina ocorre quando dissolvemos um sal na água e os íons desse sal reagem com a água, formando um ácido fraco e/ou uma base fraca. 
A água sofre uma autoionização originando os íons H+ e OH-, gerando o equilíbrio iônico abaixo:
 H2O(?) ↔ H+(aq) + OH-(aq)
Todo sal se dissocia na água gerando íons que podem reagir com os íons H+ e OH- da água.
Por exemplo, o cloreto de amônio é colocado na água e sofre dissociação iônica, liberando os íons amônio e cloreto:
NH4C?(aq) → NH4+(aq)   + C?-(aq)
O cátion amônio, NH4+, reage com o ânion hidroxila, OH-, da água, formando a base hidróxido de amônio:
NH4C?(aq) → NH4+(aq)   + C?-(aq)
H2O(?) ↔ H+(aq) + OH-(aq)______________________
NH4C?(aq) + H2O(?) → NH4OH(aq)   + H+(aq) + C?-(aq) 
Observe que apesar de se formar uma base fraca, a solução é ácida, porque os íons H+ não foram consumidos, tornando a solução ácida, com pH < 7. 
Mas por que o ânion cloreto, C?-, proveniente do sal, não reage com o cátion hidrogênio, H+, da água? 
Porque, conforme dito anteriormente, a reação entre os íons do sal e da água só ocorre se formar um ácido fraco ou uma base fraca. Foi o que aconteceu na formação do NH4OH, que é uma base fraca. No entanto, se os C?- e H+ reagirem, será formado o ácido clorídrico, HC?, que é um ácido forte. Portanto, não ocorrerá a reação. Ácidos e bases fortes permanecem totalmente dissolvidos, com os seus íons livres em solução.
Veja agora um caso em que o ânion do sal reage com o cátion da água. O bicarbonato de sódio sofre a seguinte dissociação na água:
NaHCO3 → Na+ + HCO3-
O cátion Na+ do sal não reage com o ânion OH- da água, porque o hidróxido de sódio, NaOH, é uma base forte. Mas o ânion HCO3-, proveniente do sal, reage com o cátion H+ da água, formando um ácido fraco. Enquanto isso, os ânions OH- ficam livres, tornando a solução básica, pH > 7.
NaHCO3 → Na+ + HCO3-
H2O ↔ H+ + OH-_______________________
NaHCO3 + H2O → H2CO3(aq)   + Na+ + OH-
Pode acontecer de ambos os íons do sal reagirem com os íons da água, formando uma base fraca e um ácido fraco, como mostrado a seguir:
NH4CN → NH4+ + CN
H2O ↔ H+ + OH-__________________
NH4CN + H2O → NH4OH(aq)   + HCN
                          base fraca       ácido fraco
Nesse caso, a solução é neutra, pH = 7.
Porém, uma última possibilidadeé nenhum dos íons reagirem. Isso é o que ocorre com o cloreto de sódio, NaC?, o sal de cozinha. Seus íons, Na+ e C?-, formariam um ácido forte e uma base forte se reagissem com os íons da água. Assim, a hidrólise salina não ocorre e a solução permanece neutra, pH = 7:
NaC? → Na+ + C?-
H2O ↔ H+ + OH-_________________
NaC? + H2O → Na+ + C?- + H+ + OH-
Quando um sal BA é jogado em água, pode ocorrer uma reação chamada hidrólise, que é o inverso de uma reação de neutralização.
sal + água ↔ ácido + base
Estudo do pH da Solução após uma Hidrólise
1) Sal de ácido forte e base forte: não sofre hidrólise e o pH da solução é 7.
Exemplo: NaCl.
Na+ + Cl- + H+ + OH- ↔ Na+ + OH- + H+ + Cl-
Não há hidrólise porque, sendo o ácido e a base fortes, esse equilíbrio não permite sua formação e os íons permanecem em solução.
Pode-se dizer que, nesse caso, a solução é neutra (pH = 7 a 25 °C) e não há constante de hidrólise nem grau de hidrólise.
2) Sal de ácido forte e base fraca: sofre hidrólise e o pH da solução é menor que 7.
Exemplo: NH4Br.
O equilíbrio que se forma na solução aquosa de brometo de amônio é:
NH4 + Br- + H+ + OH- ↔ NH4OH + H+ + Br-
Forma-se a base e há íons H+ livres na solução. A solução resultante é ácida. Repare que praticamente nada acontece com Br-. O que ocorreu foi a hidrólise do cátion:
NH4+ + H2O ↔ NH4OH + H+
A 25 °C, Kw = 10-14, portanto:
Kh = 10-14/Kb
3) Sal de ácido fraco e base forte: sofre hidrólise e o pH da solução é maior que 7.
Exemplo: NaCN.
O equilíbrio que se forma na solução aquosa de cianeto de sódio é:
Na+ + CN- + H+ + OH- ↔ Na+ + OH- + HCN
Forma-se o ácido e há íons OH- livres na solução. A solução resultante é básica. Praticamente nada acontece com Na+. O que ocorreu foi a hidrólise do ânion:
CN- + H2O ↔ HCN + OH-
A constante de hidrólise a 25 °C é:
Kh = 10-14/ Ka
4) Sal de ácido fraco e base fraca: sofre hidrólise e o pH da solução pode ser superior, igual ou inferior a 7, dependendo das forças relativas do ácido e da base.
Exemplo: (NH4)S.
O equilíbrio que se forma na solução aquosa de sulfeto de amônio é:
2 NH4+ + S22 + 2 H+ + OH- ↔ 2 NH4OH + H2S
Como o ácido e a base são fracos, o equilíbrio está deslocado para a direita; formam-se o ácido e a base.
Praticamente não há íons H+ nem OH+- livres em solução, a qual, entretanto, pode ser ligeiramente ácida ou básica de acordo com o grau de ionização do ácido ou da base. Considera-se que essa solução tem pH em torno de 7 (a 25 °C). Nesse caso, houve hidrólise total do cátion e do ânion. Portanto, temos:
Kh = 10-14/Ka . Kb
Hidrólise salina é o processo em que íons provenientes de um sal reagem com a água.
Uma solução salina pode originar soluções ácidas e básicas. Os sais presentes dissociam-se em cátions e ânions, e dependendo desses íons a solução assume diferentes valores de pH.
Representação:
Quando o sal dissolve-se em água, dilui-se totalmente para produzir cátions (H+) e ânions (OH-). Repare na equação acima que esses íons contribuíram para a formação de um ácido (HA) e uma base (COH).
A palavra hidrólise significa reação de decomposição de uma substância pela água.
H+ + H2O ↔ HOH + H+
A decomposição de um cátion (H+) caracteriza as soluções ácidas.
OH- + H2O ↔ HOH + OH-
A decomposição de um ânion (OH-) dá origem a soluções básicas.
Hidrólise de sais (ou hidrólise salina) é um processo reversível no qual os íons de um sal reagem com a água, dando origem a soluções com níveis diferentes de pH (soluções ácidas ou básicas). Trata-se do processo inverso à reação de neutralização (ou salificação), em que ácidos e bases reagem, produzindo sais e água.
Os sais inorgânicos são sempre compostos iônicos e podem ser classificados em 3 tipos:
• Sais ácidos – apresentam hidrogênios ionizáveis (H+) em suas moléculas. O bicarbonato de sódio (NaHCO3) é um exemplo de sal ácido.
• Sais básicos – apresentam em sua estrutura pelo menos uma hidroxila (OH), como é o caso do hidroxicloreto de cálcio (Ca(OH)C?) e outros.
• Sais neutros (ou normais) – não possuem hidrogênios ionizáveis nem hidroxilas em sua estrutura, como, por exemplo, o cloreto de sódio (NaC?), o fosfato de potássio (K3PO4), etc.
Essa classificação nos faz pensar que sais ácidos originam soluções ácidas (pH < 7), assim como sais básicos formam soluções básicas (pH > 7) e sais neutros dão origem a soluções neutras (pH = 7). Porém, tal conclusão, na prática, não se aplica a algumas situações: o cianeto de sódio (NaCN), por exemplo, é um sal neutro e forma solução aquosa alcalina, o NaHCO3 é ácido e dá origem a solução aquosa básica, enquanto o (Fe(OH)Cl2) é básico e forma solução aquosa ácida.
Isso ocorre porque, além dos sais, a água também se ioniza, conforme a reação:
H2O H+ + OH–
Assim, a água pura tem pH neutro porque sua ionização produz um mol de íons H+ e um mol de íons OH–. Já a reação da água com um cátion, produz íons H+, caracterizando as soluções aquosas ácidas. Por outro lado, quando a reação de hidrólise ocorre com ânions, são produzidos íons OH–, o que caracteriza as soluções básicas.
Veja as mais importantes situações de acidez e basicidade de soluções aquosas de sais.
Hidrólise de sais de ácido forte e base fraca
É importante lembrar que ácidos e bases são classificados como fortes quando o grau de ionização (porcentagem das moléculas que são ionizadas em solução aquosa) é próximo de 100%. Ácidos e bases fracos, ao contrário, apresentam um grau de ionização mais próximo de 0%.
A solução aquosa do sal NH4NO3, por exemplo, é uma solução ácida, fato que pode ser explicado através das equações:
NH4NO3(aq) + H2O (ℓ)   NH4OH(aq)  + HNO3(aq)
base fraca           ácido forte
Podemos, ainda, representar essa reação de uma forma mais correta:
NH+4(aq) + NO–3(aq)+ H2O(ℓ) NH4OH(aq) +   H+(aq)  + NO–3(aq)
Eliminando os ânions que se repetem, temos:
NH+4(aq) + H2O(ℓ) NH4OH(aq) +   H+(aq)
Podemos concluir, então, que o caráter ácido dessa solução se deve à presença de íons H+. Perceba que a solução final assumiu o caráter do eletrólito mais forte (ácido forte, solução ácida).
Hidrólise de um sal de ácido fraco e base forte
Vejamos o exemplo do cianeto de potássio (KCN), que misturado com a água forma uma solução aquosa alcalina.
KCN(aq) + H2O(ℓ) KOH(aq) + HCN(aq) 
                                                      base forte   ácido fraco
Representando a reação de maneira mais adequada, temos:
K+(aq)  + CN–(aq) + H2O(ℓ)   K+(aq)  + OH–(aq)  + HCN(aq)
Logo,
CN–(aq) + H2O(ℓ) OH–(aq)  + HCN(aq)
Nesse caso, o íon OH–produzido na reação torna a solução básica. Note que, nessa reação também, a solução final assumiu o caráter do eletrólito mais forte (base forte, solução básica).
Hidrólise de um sal de ácido e base fracos
A solução aquosa do sal NH4CN é levemente básica, entenda agora o porquê disso.
NH4CN + H2O(ℓ) NH4OH(aq)   +  HCN(aq)
        base fraca          ácido fraco
NH+4(aq) + CN–(aq) + H2O(ℓ) NH4OH(aq)   +  HCN(aq)
Quando o ácido e a base são igualmente fracos, a solução terá caráter neutro. Caso contrário, a solução aquosa do sal assumirá o pH do componente mais forte, da mesma forma que ocorreu nos dois primeiros casos.
Hidrólise de um sal de ácido forte e base forte
Tomemos como exemplo a solução aquosa do NaCℓ, cujo pH é igual a 7.
NaCℓ(aq) + H2O(ℓ) NaOH(aq)  + HCℓ(aq)
base forte     ácido forte
Na+(aq) + Cℓ–(aq)+ H2O(ℓ)   Na+(aq)+ OH–(aq)  + H+(aq)  + Cℓ–(aq)
Logo,
H2O H+ + OH–
Nesse caso, não podemos dizer que houve hidrólise porque tanto o ânion quanto o cátion são provenientes de ácido e base fortes. Observe que o NaCℓ não alterou o equilíbrio iônico natural da água, apenas foi dissolvido nela. Por isso, a solução é neutra.
Em linhas gerais, podemos concluir que o caráter predominante na solução é sempre o mais forte. Sendo assim, é possível entender que, quando o sal é constituído por uma base e um ácido igualmente fortes ou igualmente fracos, a solução final sempre será neutra.
Hidrólise é o processo químico em que ocorre a quebra de uma molécula por água.Tal processo pode ser observado tanto em compostos orgânicos como em compostos inorgânicos. A hidrólise salina é a reação entre um sal e a água, podendo provocar alterações de pH na solução final. O cátion ou ânion, ou mesmo os dois, de um sal, dissociados na solução aquosa, reagem com a água dando origem a soluções ácidas, básicas ou neutras, dependendo da força do ácido e da base dos quais o sal envolvido é proveniente. Em termos gerais, podemos dizer que na hidrólise salina ocorre o inverso do processo da reação de neutralização.
*Lembre-se: a molécula de água é composta por um cátion H+ e um ânion OH-. Quando ocorre hidrólise de cátion, são produzidos íons H+ e quando há hidrólise de ânions, são liberados íons OH-. 
**Quando o ácido ou base são fortes, eles permanecem dissociados em íons. 
• Sais de ácidos fortes e bases fracas
Somente o cátion do sal (proveniente de uma base) se hidroliza, ligando-se à hidroxila (OH-) liberada com a quebra da molécula de água. Dessa forma, o íon H+ ficará livre, dissociado, o que fará com que o pH da solução final fique ácido. Veja a reação de hidrólise do NH4Cl: 
• Sais de ácidos fracos e bases fortes
Somente o ânion do sal (proveniente de um ácido) se hidroliza, liberando íons OH-, o que fará com que o pH da solução final fique básico. Veja a reação de hidrólise do Na2CO3:
• Sais de ácidos fracos e bases fracas
Tanto o cátion quanto o ânion sofrerão hidrólise. O pH da solução final dependerá da constante de ionização do ácido e da base formados. A solução será ligeiramente ácida se a constante de ionização do ácido for mais alta que a da base, se acontecer o contrário, a solução será ligeiramente básica. Caso as constantes de ionização do ácido e da base sejam equivalentes, a solução resultará neutra. Exemplo:
Sabendo-se que a constante de ionização do ácido HCN é 5.10-10 e a da base NH4OH é 2.10-5, pode-se concluir que a solução resultante é ligeiramente básica, já que a constante de ionização da base formada é mais alta que a do ácido. 
• Sais de ácidos fortes e bases fortes
Neste caso, a hidrólise não ocorre, pois os cátions e ânions reagirão com a água formando os ácidos e bases originais, que, por serem fortes, se dissociarão novamente. Sendo assim, teremos todos os íons separados e a solução permanecerá neutra. Exemplo: 
Química nossa de cada dia... 
Os sais formados por um ácido e uma base fortes, bem como os formados por um ácido e uma base fracos, são usados para a formação soluções “tampão”, que são soluções que atenuam a variação do valor do pH, mantendo-o aproximadamente constante. Um dos sistemas tampões mais importante é o do sangue. O seu pH é de aproximadamente 7,4 e alterações nesse valor produzem efeitos na função celular. Um pH sanguíneo menor que 6,8 ou maior que 8 são mortais para o homem.
	Hidrólise salina é o processo em que um íon proveniente de um sal reage com a água.
Todos os sais dissolvidos na água sofrem dissociação, liberando seus íons, conforme a reação genérica abaixo, onde x e y representam os menores números inteiros não divisíveis:
Sal + água → cátion + ânion
CxAy(s) + x.y H2O(l) →x C+y(aq) + yA-x (aq)
No entanto, conforme dito no início, alguns desses cátions ou ânions reagem com a água, originando o que denominamos de hidrólise. Assim, soluções ácidas e básicas com diferentes valores de pH podem ser obtidas.
É importante lembrar que:
	Somente sais derivados de ácidos e bases fracos reagem com água.
Não ocorre hidrólise de sais derivados de ácidos fortes e bases fortes. Nesse caso, a solução formada será neutra, ou seja, com pH= 7. Se uma base forte entrar em contato com a água, ela permanecerá predominantemente dissociada e um ácido forte predominantemente ionizado. Isso nos mostra que praticamente não há afinidade entre seus íons e os íons formados pela água. Vejamos melhor essa questão:
O grau de ionização (α) é que define se um ácido ou base são fracos, moderados ou fortes, conforme a regra a seguir:
*Para ácidos:
α > 50% - ácido forte (exemplos: ácido clorídrico (HCl), ácido nítrico (HNO3) e ácido sulfúrico (H2SO4));
5%< α < 50%- ácido semiforte (exemplos: ácido sulfuroso (H2SO3), ácido fosfórico (H2PO4) e ácido fluorídrico (HF));
α < 5% - ácido fraco (exemplos: ácido sulfídrico (H2S), ácido bórico (H3BO3) e ácido cianídrico (HCN)).
*Para bases:
α  ≈100% - bases fortes: bases de metais alcalinos (exemplos: hidróxido de sódio (NaOH) e hidróxido de potássio (KOH)) e algumas de metais alcalino-terrosos (exemplos: hidróxido de cálcio (Ca (OH) 2) e hidróxido de estrôncio (Sr(OH)2);
α < 5% - bases fracas: bases de metais de transição e dos metais das famílias 13, 14 e 15 (exemplos: hidróxido de magnésio (Mg(OH)2) e hidróxido de amônio (NH4OH)).
*O cátion só reage com a água se formar uma base fraca: O grau de afinidade do cátion desse sal pelo íon hidróxido (OH-) fornecido pela auto ionização da água deve ser grande. Isto é visto pelo fato de uma base fraca entrar em contato com a água e observarmos que ela se mantém predominantemente na forma agregada.
Exemplo: no hidróxido de amônio, uma base fraca, o cátion formado (NH41+) tem grande afinidade com o íon OH- e reage com a água:
*O ânion só reage com a água se formar um ácido fraco: O grau de afinidade do ânion formado pelo sal na água tem que ser grande pelo próton H+. O ácido fraco ao entrar em contato com a água permanece predominantemente na forma molecular:
Exemplo: o ácido cianídrico, HCN, é um ácido fraco. Seus ânions (CN-) têm grande afinidade com o próton H+.
Produto de Solubilidade
O produto de solubilidade é simbolizado por KPS ou KS e é uma constante de equilíbrio entre um sólido não dissolvido e seus íons. O estudo do produto de solubilidade (KPS) sempre envolve um soluto pouco solúvel em solução.
Consideremos o fosfato de cálcio (Ca3(PO4)2), um sal que possui pouca solubilidade em condições ambientes. Ao ser colocado em meio aquoso, ele dissocia-se e forma alguns íons, conforme a equação iônica a seguir mostra:
Ca3(PO4)2(s) → 3 Ca2+(aq) + 2 PO43-(aq)
No entanto, visto que sua solubilidade é pequena, alguns desses íons formados tendem a unir-se novamente, o que ocasiona a precipitação do sal:
3 Ca2+(aq) + 2 PO43-(aq) → Ca3(PO4)2(s)
Uma das possíveis origens dos cálculos renais (litíase nas vias urinárias, conhecida popularmente como “pedras nos rins”), inclusive, é que os íons desse sal (cálcio, Ca2+ e fosfato, PO43-) presentes no sangue unem-se muito facilmente no organismo humano, precipitando na forma de fosfato de cálcio nos rins.
Assim, forma-se o seguinte equilíbrio (a velocidade de dissociação iônica do sal (reação direta) é igual à velocidade da precipitação do sal (reação inversa)):
Ca3(PO4)2(s) ↔ 3 Ca2+(aq) + 2 PO43-(aq)
Conforme explicado no texto Constante de equilíbrio, essa constante em termos de concentração em quantidade de matéria (Kc) é expressa colocando-se, no numerador, a multiplicação das concentrações dos produtos da reação elevadas aos seus respectivos coeficientes na equação; e no denominador, coloca-se a multiplicação das concentrações dos reagentes também elevadas aos seus respectivos coeficientes. Assim, para o equilíbrio acima, temos:
Kc = [Ca2+]3. [PO43-]2
            [Ca3(PO4)2]
No entanto, nesse mesmo texto é mostrado que as substâncias sólidas não entram na expressão de Kc porque a sua concentração é invariável. Visto que ela é uma constante, temos o seguinte:
Kc . [Ca3(PO4)2] = [Ca2+]3. [PO43-]2
Matematicamente, sempre que temos o produto entre duas constantes, há a formação de outra constante. Assim:
Kc . [Ca3(PO4)2] = KPS
Portanto, o nosso produto de solubilidade (KPS) é dado por:
KPS = [Ca2+]3. [PO43-]2
Podemos dizer que a expressão do produto de solubilidade (KPS) sempre é igual ao produto das concentrações em mol/L dos seus íons na solução saturada elevadas a uma potência que é igual ao seu coeficiente na equação de dissociação iônica do composto.
Por exemplo, considere a seguinte reação genérica:
AmBn(s) ↔ m An+(aq) + n Bm-(aq)A expressão do produto de solubilidade é dada por:
KPS = [An+]m . [Bm-]n
Lembrando que quando falamos de produto iônico, referimo-nos à multiplicação [An+]m . [Bm-]n.
Importante: Não confunda a solubilidade (S) com o produto de solubilidade (KPS), pois a solubilidade é a quantidade de soluto dissolvida em determinado volume de solução. Já o produto de solubilidade (KPS) é uma constante de equilíbrio que está diretamente relacionada com a solubilidade.
A solubilidade (S) muitas vezes é chamada de constante de solubilidade (CS). Assim, o produto de solubilidade (KPS) pode nos ajudar a encontrar a constante de solubilidade do composto que queremos. Vejamos dois exemplos para entender como aplicar a expressão mostrada mais acima para descobrir o valor de KPS de um composto através da solubilidade e vice-versa:
Exemplo 1:
“Considerando que a solubilidade do Ca3(PO4)2, a 25ºC, vale 10-6 mol/L, qual será o valor do produto de solubilidade (KPS) para esse composto?”
Resolução:
* Primeiro escrevemos a equação que representa a dissociação iônica do sal:
Ca3(PO4)2(s) ↔ 3 Ca2+(aq) + 2 PO43-(aq)
* Vemos pelos coeficientes que a proporção estequiométrica é igual a 1 : 3 : 2. Assim, temos:
Parte de cálculo do produto de solubilidade
* Agora podemos jogar os valores das concentrações em mol/L dos íons na expressão de KPS:
KPS = [Ca2+]3. [PO43-]2
KPS = ( 3 . 10-6)3 . (2 . 10-6)2
KPS = 27 . 10-18 . 4 . 10-12
KPS = 108 . 10-30
KPS = 1,08 . 10-28
Exemplo 2:
“(UERJ) O hidróxido de magnésio, Mg (OH)2, é uma base fraca pouco solúvel em água, apresentando constante de produto de solubilidade, KPS, igual a 4 . 1012. Uma suspensão dessa base em água é conhecida comercialmente como “leite de magnésia”, sendo comumente usada no tratamento de acidez no estômago. Calcule, em mol/L, a solubilidade do Mg(OH)2, numa solução dessa base.”
Resolução:
Parte de cálculo da constante de solubilidade
KPS = [Mg2+]. [OH-]2
4 . 1012 = x . (2x)2
x . (2x)2= 4 . 1012
x . 4x2= 4 . 1012
4x3 = 4 . 1012
x3 = 4 . 1012
 4
x3 = 1012
x = 10-4 mol/L
Observe na expressão do produto de solubilidade (KPS) que essa grandeza é diretamente proporcional à concentração dos íons em solução. Isso quer dizer que o KPS nos indica se um composto será mais ou menos solúvel em água. Quanto mais íons em solução, mais solúvel é a substância e maior é o KPS e vice-versa.
Mas essa afirmativa é verdadeira para sais ou bases que são similares, ou seja, que, ao se dissociarem em solução aquosa, liberam para o meio a mesma quantidade de íons. Por exemplo, observe os dois compostos a seguir:
KPS (BaSO4) = 1,1 . 10-10
KPS (CaSO4 ) = 7,1 . 10-5
Observe que esses dois sais são de mesma natureza, ou seja, ambos liberam em solução aquosa um cátion e um ânion. Assim, podemos definir qual dos dois é mais solúvel observando apenas o valor do KPS. Veja que, observando somente a potência de 10, chegamos à conclusão de que o KPS do CaSO4 é maior, portanto, ele é mais solúvel que o BaSO4.
Agora quando os compostos liberam quantidades diferentes de íons no meio, é preciso calcular a solubilidade de cada um a partir do KPS, como foi feito no exemplo 2, e comparar os resultados.
Com esses cálculos, podemos fazer a seguinte relação entre o produto de solubilidade (KPS) e o produto iônico.
* Produto iônico = KPS → solução saturada;
* Produto iônico < KPS → solução insaturada;
* Produto iônico > KPS → solução saturada com corpo de fundo (ou solução supersaturada, o que é menos provável).
O cálculo do produto de solubilidade é utilizado para determinar se uma solução é saturada, insaturada ou saturada com precipitado, bem como se um determinado eletrólito é muito ou pouco solúvel em um determinado solvente.
Para realizar o cálculo do produto de solubilidade, são necessários alguns fatores importantes, a saber:
a) Equilíbrio de dissolução
Quando um eletrólito (soluto) qualquer é misturado com a água, forma-se um equilíbrio químico entre o eletrólito (YX(s)) e os íons que ele libera na solução. Ao se dissolver no solvente, o eletrólito sofre dissociação e libera um cátion (Y+) e um ânion (X-).
Equação de dissociação de um eletrólito qualquer
OBS.: a e b são os coeficientes relacionados com a quantidade de átomos de cada íon no eletrólito.
Assim, devemos conhecer quais são os íons liberados pelo eletrólito durante a dissociação.
b) Os valores das concentrações dos íons na solução
Para o cálculo do produto de solubilidade, devemos conhecer a concentração molar (molaridade, mol/L) de cada um dos íons presentes na solução a partir da dissociação:
[Y+] = concentração molar do cátion
[X-] = concentração molar do ânion
c) Montar a expressão do Kps
Equação de dissociação de um eletrólito qualquer
Para construir a expressão para o cálculo do produto de solubilidade, basta multiplicar as concentrações de cada um dos íons, que devem estar elevados aos seus coeficientes da equação:
Kps = [Y+]a.[X-]b
d) Interpretações a partir do cálculo do Kps
Quanto menor é o valor do Kps, menos solúvel é o eletrólito;
Se Kps = [Y+]a.[X-]b, a solução é saturada;
Se Kps < [Y+]a.[X-]b, a solução é insaturada;
Kps > [Y+]a.[X-]b, a solução é saturada com precipitado.
Veja dois exemplos:
Exemplo: (PUC-SP) A solubilidade do PbSO4 (303,2 g/mol) em água é igual a 0,045 grama por litro a 25oC. Qual é o valor do Kps do sal nessa temperatura?
a) 4,56.107
b) 4,5.10-2
c) 2,02.10-3
d) 1,48.10-4
e) 2,19.10-8
1o Passo: Montar a equação de dissociação do sal.
2o Passo: Determinar a expressão do Kps do eletrólito.
O Kps do sulfato de prata deve ter a concentração da prata elevada a 1 (na equação, temos o coeficiente 1 no chumbo) multiplicando a concentração do ânion sulfato (SO4-2) elevada a 1 (na equação, temos o coeficiente 1 no sulfato):
Kps = [Pb+2]1.[SO4-2]1
3o Passo: Determinar a concentração em mol/L do eletrólito a partir da concentração em g/L.
Para converter a concentração em g/L para a concentração em mol/L, basta dividir a concentração em g/L pela massa molar:
M = C  
      M1
M = 0,045  
     303,2
M = 1,48.10-4 mol/L (aproximadamente)
4o Passo: Determinar a concentração em mol/L de cada um dos íons provenientes do sal.
Para isso, basta multiplicar o coeficiente do íon pela concentração encontrada no item anterior.
Para o Pb+2
[Pb+2] = 1.1,48.10-4 mol/L
[Pb+2] = 1,48.10-4 mol/L
Para o SO4-2
[SO4-2] = 1.1,48.10-4 mol/L
[SO4-2] = 1,48.10-4 mol/L
5o Passo: Calcular o Kps.
Kps = [Pb+2]1.[SO4-2]1
Kps = 1,48.10-4 .1,48.10-4 
Kps = 2,19.10-8 mol/L
Exemplo: (Fuvest) A determinada temperatura de toC, a solubilidade do sulfato de prata, Ag2SO4 (312 g/mol), em água é 2.10-2 mol/L. O produto de solubilidade desse sal, na mesma temperatura, é:
a) 4,0.10-4
b) 8,0.10-4
c) 6,4.10-5
d) 3,2.10-5
e) 8,0.10-6
1o Passo: Montar a equação de dissociação do sal.
2o Passo: Determinar a expressão do Kps do eletrólito.
O Kps do sulfato de prata deve ter a concentração do cátion prata elevada ao quadrado (na equação, temos o coeficiente 2 na prata) multiplicando a concentração do ânion sulfato (SO4-2) elevada a 1 (na equação, temos o coeficiente 1 no sulfato):
Kps = [Ag+1]2.[SO4-2]1
3o Passo: Determinar a concentração de cada um dos íons provenientes do sal.
Para determinar a concentração em mol/L dos íons, basta multiplicar o coeficiente do íon pela solubilidade (concentração) do sal fornecida no enunciado (2.10-2 mol/L).
Para o Ag+
[Ag+] = 2. 2.10-2 mol/L
[Ag+] = 4.10-2 mol/L
Para o SO4-2
[SO4-2] = 1. 2.10-2 mol/L
[SO4-2] = 2.10-2 mol/L
4o Passo: Calcular o Kps.
Kps = [Ag+1]2.[SO4-2]1
Kps = (4.10-2)2.(2.10-2)1
Kps = 16.10-4.2.10-2
Kps = 32.10-6 mol/L
ou
Kps = 3,2.10-5 mol/L
Produto de solubilidade, ou constante do produto de solubilidade, (Kps) é a multiplicação (produto) entre as concentrações molares dos íons (cátions e ânions), produzidos ou liberados por um eletrólito qualquer (por exemplo, base e sal), de baixa solubilidade, quando é adicionado à água.
Base pouco solúvel: formada por elementos da família IIA oumetais alcalinoterrosos;
Base praticamente insolúvel: formada por qualquer metal que não pertença à família IA ou metais alcalinos;
- Sais praticamente insolúveis (verificar tabela abaixo).
Tabela de solubilidade dos sais
Quando um eletrólito é adicionado à água, independentemente se a solubilidade é alta ou baixa, ocorre a sua dissociação (liberação de íons) ou ionização (produção de íons). Porém, ao mesmo tempo, esses íons voltam a formar o eletrólito, ocorrendo um equilíbrio químico de dissolução.
Equilíbrio químico de dissolução de um eletrólito qualquer
Quando o sulfato de bário é adicionado à água, por exemplo, como é um sal de pouca solubilidade, poucos íons são liberados.
Representação da dissolução do BaSO4 em água
Entretanto, como há liberação de íons, logo ocorre o equilíbrio de dissolução.
Equilíbrio de dissolução do sulfato de bário
Como a adição de um eletrólito à água é obrigatória para que haja o equilíbrio de dissolução, eletrólito e água são, portanto, substâncias constantes, pois elas jamais entram na expressão da constante desse equilíbrio.
A expressão matemática para calcular a constante do produto de solubilidade sempre usa a concentração molar de cada íon, elevada às suas respectivas quantidades molares:
Kps = [Y+]b.[X-]a
A expressão da constante do produto de solubilidade para o sulfato de bário, de acordo com o exposto anteriormente, seria:
Kps = [Ba+2]1.[SO4-2]1
Obs.: A partir da análise da constante do produto de solubilidade, é possível determinar a classificação de uma solução em saturada, insaturada ou saturada com corpo de fundo. Essa análise sempre relaciona o produto da solubilidade com o Kps.
- Se o produto de solubilidade for menor ao valor do Kps, a solução será insaturada.
- Se o produto de solubilidade for igual ao valor do Kps, a solução será saturada.
- Se o produto de solubilidade for maior ao valor do Kps, a solução será saturada com corpo de fundo.
O produto de solubilidade (Kps) é uma constante de equilíbrio relacionada com a solubilidade do soluto.
Essa situação ocorre com sais poucos solúveis em água, nos quais o produto da concentração molar de íons é uma constante, a qual chamamos de produto da solubilidade.
O seu cálculo é relacionado com o equilíbrio de dissolução e a concentração de íons na solução. Isso porque se um sólido for iônico, ocorrerá a dissolução iônica em água.
Observe o exemplo do cloreto de prata:
AgCl(s) ⇔ Ag+ (aq) + Cl- (aq)
O cloreto de prata sólido possui baixíssima solubilidade em água. Ao ser colocado em uma solução aquosa há formação de Ag+ (aq) e Cl-(aq).
Após um tempo em solução, o cloreto de prata sólido se dissocia com a mesma velocidade de formação dos íons Ag+ e Cl-. Nesse momento atingiu-se o equilíbrio, o qual pode ser calculado.
Como calcular o Kps?
Podemos expressar o cálculo do Kps da seguinte forma:
ApBq ⇔ pAq+. qBp-
Kps = [Aq+]p . [Bp-]q
Veja o exemplo com o brometo de chumbo II:
PbBr2 ⇔ Pb+2 (aq) + 2 Br-1 (aq)
Kps = [Pb2+] . [Br-1]2
Exercícios Resolvidos
1. A 36,5 °C a solubilidade do sulfato de bário em água (BaSO4(aq)) é igual a 1,80.10-5 mol/L. Calcule o produto da solubilidade desse sal a 36,5 °C.
Resolução:
BaSO4(s) ⇔ Ba2+ (aq) + SO4-2 (aq)
Kps = [Ba2+] . [SO4-2]
Kps = (1,80.10-5 mol/L) . (1,80.10-5 mol/L)
Kps = 3,24.10-10
2. (FUVEST) Em uma determinada temperatura, a solubilidade do sulfato de prata em água é 2,0.10-2 mol/L. Qual o valor do produto de solubilidade (Kps) desse sal a mesma temperatura?
Resolução: 
Ag2SO4 ⇔ 2 Ag+ + 1 SO4-2
Kps = [Ag+]2 . [SO4-2]
Para descobrir a solubilidade de cada íon, vamos fazer as seguintes proporções:
1 Ag2SO4 = 2,0.10-2 mol/L, então: 2 Ag+ = 4,0.10-2 mol/L e 1 SO4-2 = 2,0.10-2 mol/L
Agora basta substituir os valores na equação:
Kps = [4 x 10-2]2 . [2 x 10-2]
Kps = 16 x 10-4 . 2 x 10-2
Kps = 32 x 10-6 
Kps = 3,2 x 10-5
Tabela do produto de solubilidade
O valor do Kps varia com a temperatura, as substâncias apresentam Kps constante a uma determinada temperatura. Confira alguns exemplos de Kps a 25 °C:
	Substâncias
	Fórmulas
	Kps
	Sulfeto de chumbo
	PbS
	3,4.10-28
	Sulfeto de prata
	Ag2S
	6,0.10-51
	Hidróxido de alumínio
	Al(OH)3
	1,8.10-33
	Hidróxido de ferro (III)
	Fe(OH)3
	1,1.10-36
	Sulfeto de níquel
	NiS
	1,4.10-24
	Sulfato de bário
	BaSO4
	1,1.10-10
Tomando um eletrólito qualquer, AaBb temos que a sua dissociação iônica é:
AaBb <--> aA+b + bB-a
“O produto de solubilidade é o produto das concentrações (em mol/L) dos íons existentes em uma solução saturada, estando cada concentração elevada ao coeficiente do íon na equação de dissociação iônica”.
Ou seja, seguindo a equação de dissociação iônica acima temos que:
Kps = [A+b]a . [B-a]b
Os valores do kps são constantes para cada substancia, a uma determinada temperatura. Veremos alguns exemplos:
Em soluções aquosas e a 25ºC,
1 – CaF2 <--> Ca+2 + 2F-, Kps = [Ca+2]. [F-]2 = 4,9 x 10-11
2 – FeS <--> Fe+2 + S-2, Kps = [Fe+2] . [S-2] = 5 x 10-18
Abaixo veremos uma tabela dos valores do Kps de algumas substâncias comuns:
	Nome
	Fórmula
	Produto de Solubilidade (Kps)
	Sulfato de Cálcio
	CaSO4
	9 x 10-6
	Hidróxido de Cálcio
	Ca(OH)2
	4 x 10-6
	Ortofosfato de Cálcio
	Ca3(PO4)2
	2 x 10-29
	Sulfato de Bário
	BaSO4
	1 x 10-10
	Hidróxido de Alumínio
	Al(OH)3
	1 x 10-33
	Sulfeto de Cádmio
	Cds
	8 x 10-27
É importante lembrar que:
Os valores do Kps permanecem constantes somente em soluções saturadas de eletrólitos pouco solúveis.
Se a dissociação iônica for endotérmica, e se aumentarmos a temperatura, este aumento acarretará em um aumento de solubilidade, portanto, o valor do Kps aumentará. Se a dissolução for exotérmica acontecerá o contrario do citado anteriormente. Podemos então concluir que a temperatura altera o valor do Kps.
Equilíbrios Heterogêneos
Até aqui estudamos somente um tipo de equilíbrio químico, aquele em que tanto reagentes quanto produtos estão em mesma fase, ou melhor, em mesmo estado de agregação da matéria, chamado de equilíbrio homogêneo. Agora, vamos estudar um segundo tipo de equilíbrio, oposto ao que estudamos até o momento, o equilíbrio heterogêneo, no qual os reagentes e os produtos estão em fases diferentes. 
  
Muitas substâncias são solúveis em outras, como, por exemplo, o KBr (brometo de potássio) em água. Todavia, se continuarmos adicionando brometo de potássio em água, ele não se dissolverá, devido a uma propriedade da água ou de qualquer outro solvente que chamamos de coeficiente de solubilidade, que é a quantidade em gramas de um determinado soluto que se dissolve em 100 g de determinado solvente. O KBr, por exemplo, a 60 °C, tem coeficiente de solubilidade em água igual a, aproximadamente, 70 g / 100 g de H 2O.  
  
O coeficiente de solubilidade muda de acordo com a temperatura, o que nos leva à conclusão de que existe um equilíbrio químico e heterogêneo que se desloca para um determinado sentido de acordo com a mudança da temperatura: 
  
A diminuição da temperatura provoca a diminuição do coeficiente de solubilidade, o que faria com que o KBr se precipitasse, ou seja, o KBr voltaria ao seu estado inicial sólido cristalizado. Esse fenômeno ocorre não somente entre sais, mas em muitos óxidos e compostos metálicos. 
  
Obedecendo também ao princípio de Le Chatelier, mudanças, como temperatura, pressão, adição de reagente ou produto, farão com que ocorra o deslocamento do equilíbrio para o sentido que oferecerá maior estabilidade ao sistema. Como no exemplo anterior, se não colocarmos mais água, mas adicionarmos mais brometo de potássio, o equilíbrio se deslocará no sentido da formação de KBr, pois a quantidade de água no sistema será insuficiente para dissolver tal quantidade de sal. 
  
Assim, mediante o coeficiente de solubilidade, podemos definir três tipos de soluções: as saturadas, as insaturadas e as supersaturadas. As soluções saturadas são aquelas em que a quantidade de soluto dissolvido na solução é igual ao coeficiente de solubilidadenaquela temperatura. Por exemplo, se você misturar 40 g de NaCl em água e a temperatura da água for 20 °C, você terá uma solução saturada, pois 4 g não irá se dissolver, formando o que chamamos de corpo de fundo. Se a quantidade de soluto dissolvido for menor que o coeficiente de solubilidade, obteremos uma solução insaturada. 
  
  
  
As soluções supersaturadas são aquelas que possuem soluto em quantidade maior que o coeficiente de solubilidade. Se você aquecer uma solução que contém 4 g de corpo de fundo, todo o sal será dissolvido, e ao deixar essa solução resfriando em repouso, o sal não será precipitado, formando, assim, uma solução supersaturada que é bastante instável. 
  
A Constante de Equilíbrio do Produto de Solubilidade
O equilíbrio é representado por duas setas que simbolizam a reação inversa e a reação direta. A reação direta é chamada de reação de dissolução e a inversa, de reação de precipitação. O equilíbrio, assim como vimos nos equilíbrios homogêneos, será atingido quando a velocidade da reação de dissolução for igual à velocidade da reação de precipitação. Por isso, num determinado sistema com uma solução saturada a uma temperatura constante, a quantidade de corpo de fundo será também constante, pois, ao mesmo tempo em que o soluto vai dissolvendo, cristais vão sendo formados em mesma velocidade e quantidade. Assim, não é perceptível nem a dissolução nem a precipitação. 
  
  
A constante de equilíbrio de uma reação é o quociente do produto da concentração dos produtos da reação elevado aos seus coeficientes estequiométricos, pelo produto da concentração dos reagentes elevado aos seus coeficientes estequiométricos, quando a reação está em equilíbrio. Porém, em equilíbrios heterogêneos, a constante de equilíbrio é somente o produto dos produtos da reação de dissolução elevado aos seus coeficientes estequiométricos, denominado de constante do produto de solubilidade (K ps ou K s). 
  
  
  
Vd – velocidade de dissolução 
Vp – velocidade de precipitação 
  
K s = [Ca 2+] 3 . [PO 3- 4] 2 
  
Veja que não se considera a concentração do sal ou da água. O valor de Ks é obtido experimentalmente e posteriormente tabelado. Veja: 
  
  
Se você conhecer a solubilidade do sal, você pode calcular o Ks. Se, em uma solução, a solubilidade molar do AgCl for de 10 -5 mol/L, então podemos analisar a reação de dissolução: 
  
AgCl(s) → Ag + (aq) + Cl - (aq) 
  
Pela reação de dissolução, podemos concluir que a concentração dos íons é igual à concentração do sal em uma solução saturada, então, a constante é o produto da concentração desses íons: 
  
K s = [Ag +].[Cl -] = [10 -5].[10 -5] 
1,0x10 -10 = [Ag +].[Cl -] = Ks 
  
O importante é você estar atento na estequiometria das reações de dissolução e precipitação para não errar nos cálculos. Diferentemente das constantes de acidez, que dizem sobre a força de ácidos e bases, a constante de produto de solubilidade diz, logicamente, sobre a solubilidade de diversas substâncias, sendo que, quão menor for a constante, menos solúvel é a substância. 
Mas tome cuidado! Só compare se as substâncias estiverem em proporções iguais, pois, caso contrário, a substância mais solúvel será aquela que apresentar a maior solubilidade, ou seja, não se pode comparar os seus Ks. Podemos comparar o Ks com Qs, que é o próprio produto de solubilidade, se Qs < Ks, temos uma solução não saturada, se Qs = Ks, a solução é saturada, e, finalmente, se Qs > Ks, a solução estará sobressaturada e terá a formação de precipitado. 
  
Princípio de Le Chatelier: Efeito Íon Comum
Se, em um béquer, for adicionado uma solução de AgCl e, em seguida, for adicionado HCl, o que acontecerá? Basta você analisar a reação: 
  
A adição de ácido clorídrico implica na adição de íons cloreto, o que consequentemente desloca o equilíbrio na produção de reagente, no caso, cloreto de prata sólido.  
  
Precipitação de cloreto de prata 
  
Em Resumo
Neste tópico, apresentamos o conceito de equilíbrio heterogêneo que designa uma relação entre reagentes e produtos em fases de agregação diferentes, ou seja, os reagentes podem estar na fase líquida e os produtos não necessariamente. Utilizamos um exemplo de adição de soluto em uma solução até ultrapassar o seu coeficiente de solubilidade (Cs) e expomos o conceito de equilíbrio heterogêneo, o qual depende da temperatura, pois cada soluto apresenta uma quantidade máxima em 100 g de solvente que pode ser solubilizado em determinada temperatura. Assim, apresentamos a constante de solubilidade (Ks), que é a relação dos íons de determinado soluto em solução, na qual as concentrações dos reagentes não afetam no valor final de Ks. Assim, denominamos que ele é constante e não o representamos na equação geral de Ks. Outro conceito aqui importante é o de efeito de íon comum, que consiste na adição de um íon idêntico ao que se encontra em solução.  
O equilíbrio químico pode ocorrer em sistemas contendo mais de uma fase, ou seja, em sistemas heterogêneos. Esta situação pode ser encontrada em sistemas onde ocorre a dissolução ou precipitação de sólidos. Um exemplo é a solução contendo água e sal Cloreto de prata AgCl(s) mencionado anteriormente, onde a fase sólida é formada por AgCl e a fase aquosa pelos íons Ag+ e Cl-. 
Como ocorre a dissolução: 
        Quando adicionamos sal à uma solução contendo água como solvente, as moléculas de água inevitavelmente interagem com as moléculas do sal. Estas interações envolvem determinada quantia de energia. Quando temos bastante água e pouco sal, a energia envolvida nas interações entre a água e o sal é maior que as interações que mantém os íons Ag+ e Cl- juntos. Por causa disso, o sal é quebrado em íons e dilui-se na solução. 
Como ocorre a precipitação: 
        Se adicionarmos o sal AgCl em um copo de água , veremos que o sal é solubilizado (o sal dilui-se) . No entanto, se adicionarmos lentamente mais sal , veremos que a partir de uma certa quantia adicionada não ocorre mais a solubilização e o sal fica no fundo do copo. O fato do sal ficar no fundo do copo mostra que a solução está supersaturada e portanto houve a precipitação do sal AgCl. 
        A precipitação ocorreu porque a concentração de íons Ag+ e Cl- tornou-se alta com a adição de mais sal. Todo sal que era adicionado ionizava-se formando Ag+ e Cl- . Como consequencia a concentração desses íons aumentou. Quando a concentração desses íons aumenta até certo ponto, as colisões entre eles tornam-se mais frequentes na solução e isso gera a formação do precipitado AgCl. 
        Atualmente há maneiras de saber quanto sal irá diluir e quanto permanecerá no estado sólido em soluções aquosas. O produto solubilidade de um sal é um valor constante específico para cada sal e permite o cálculo desses dados. 
Para que serve o produto solubilidade: 
        Em casos onde temos uma solução contendo um equilíbrio entre uma fase sólida formada por um sal e uma fase líquida, o produto solubilidade do sal permite calcular a quatidade do sal e de seus íons presentes na solução. Em outras palavras é possível saber quanto cloreto de prata (AgCl) fica no fundo de um copo de água quando adicionamos este sal . 
        Para podermos fazer estes cálculos precisamos entender um pouco de reações de ionização e estequiometria. Aqui estão como exemplo alguns sais com Kps determinados : 
AgCl        =         Ag+        +        Cl-                                Kps = 1,56 x 10-10 
PbI2        =         Pb+        +        2I-                                  Kps = 7,1 x 10-9 
Ag2S        =         2Ag+        +        S-                                Kps = 1,6 x 10-49 
Hg2Cl2        =         2Hg        +        2Cl-                            Kps = 1,3 x 10-18 
Exemplos do Cotidiano : 
Estalactites, Estalagmites e Corais : 
Como se formam as estalactites e estalagmites ? Por que os corais só são encontrados em locais onde o mar é quente ? 
As respostas a estasperguntas estão relacionadas ao seguinte equilíbrio químico : 
CaCO3(s) + CO2(aq) + H2O(l) = Ca+2(aq) + 2HCO-3(aq) 
        A formação das estalactites e estalagmites pode ser entendida utilizando o que aprendemos sobre o efeito da pressão sobre a solubilidade de gases. 
        Quando água subterrânea que contém CO2 dissolvido, passa por terrenos contendo calcário (CaCO3), a alta pressão (devido à profundidade) faz com que haja muito CO2 dissolvido e , consequentemente, o equilíbrio seja deslocado para a produção de Ca+2(aq) + 2HCO-3(aq). Com isso o calcário é dissolvido. 
        Quando essa água goteja dentro de uma caverna, onde a pressão é menor, há saída de CO2 e o equilíbrio se desloca para a formação de CaCO3 , sólido , que constitui as estalactites no teto e as estalagmites no chão. 
        A presença de Corais apenas em regiões de mar quente pode, por sua vez, ser entendida com o efeito da temperatura sobre a solubilidade de gases sobre este mesmo equilíbrio químico. 
        Os corais contém grande quantidade de CaCO3, que toma parte de sua estrutura. Nos mares frios, a baixa temperatura faz com que muito CO2 do ar esteja dissolvido. Essa alta concentração de CO2 desloca o equilíbrio mencionado no sentido da produção de Ca+2(aq) + 2HCO-3(aq) , dissolvendo o CaCO3 dos corais. 
      
  Em locais quentes, ao contrário, o CO2 é expulso da água e o equilíbrio é deslocado para a formação do CaCO3.
Os corais marinhos são seres vivos, cujos esqueletos contêm carbonato de cálcio. A formação e a decomposição dos esqueletos de corais nos oceanos envolvem um equilíbrio delicado que sofre os efeitos do aumento da acidez e da temperatura da água.
Com a queima excessiva de combustíveis fósseis, verifica-se um aumento significativo da concentração de dióxido de carbono no ar. Além de intensificar o efeito estufa, esse gás contribui para o aumento da acidez da água do mar.
Estudos apontam que a acidificação dos oceanos pode romper o equilíbrio e atingir um ponto crítico, além do qual eles passarão a liberar dióxido de carbono mais rápido do que absorvem.
A formação e a dissolução das estruturas dos esqueletos dos corais constituem um equilíbrio heterogêneo.
Equilíbrios heterogêneos
São processos que envolvem equilíbrios em sistemas com mais de uma fase, como a solubilidade de gases em líquidos e a formação de precipitados em solução aquosa.
→ Kc para equilíbrios heterogêneos
Observe como exemplo a análise da decomposição do bicarbonato de sódio, em um sistema fechado:
2 NaHCO3(s) ⇆ Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g)
Nesse equilíbrio heterogêneo coexistem duas fases: uma sólida, constituída de carbonato e bicarbonato, e outra gasosa, formada pelo vapor de água e dióxido de carbono.
Entretanto, nas reações em que participam sólidos e líquidos puros, a expressão da constate de equilíbrio é escrita omitindo-se a concentração dessas substâncias, ficando assim:
Kc = [H2O(g)] • [CO2(g)] 
→ Kc para equilíbrios heterogêneos 
A constante de equilíbrio relacionada à pressão (Kp) comente é aplicada a equilíbrios que envolvam participantes gasosos. Nos casos de equilíbrio heterogêneo, apenas as pressões dos componentes gasosos participam da expressão da Kp.
→ Perturbação de equilíbrios heterogêneos
⇒ Efeito da adição ou remoção de reagente ou produto
A ureia é a principal fonte de nitrogênio para a agricultura brasileira anualmente.
CO2(g) + 2 NH3(g) ⇄ NH4(NH2CO2)(s) ⇄ CO(NH2)2(s) + H2O(g)
A formação de ureia é favorecida pela adição de CO2(g) e NH3(g) e pela remoção de H2O(g).
⇒ Efeito da pressão
A primeira etapa do processo de obtenção de ureia corresponde à formação de carbamato de amônio sólido, a partir de CO2(g) e NH3(g).
CO2(g) + 2 NH3(g) ⇄ NH4(NH2CO2)(s)
O aumento de pressão favorece o lado que ocupa menor volume. 
⇒ Efeito da temperatura
A segunda etapa do processo de obtenção da ureia corresponde à decomposição do carbamato de amônio em ureia e água por meio de um processo endotérmico:
NH4(NH2CO2)(s) ⇄ CO(NH2)2(s) + H2O(g); ΔH > 0
O aumento de temperatura favorece o processo endotérmico.
⇒ Solubilidade de gases em líquidos
Equilíbrios que envolvem gases sofrem grande influência da temperatura e da pressão .
➧ Temperatura: A solubilidade da grande maioria dos gases diminui com o aumento da temperatura, pois geralmente a dissolução de gases é exotérmica devido à formação de ligações intermoleculares entre gás e líquido.
➧ Pressão: Assim como em qualquer equilíbrio químico que envolve espécies gasosas, o equilíbrio de solubilidade é favorecido no sentido em que há diminuição de volume, no sentido da dissolução do gás líquido.
→ Produto de solubilidade
Entre um sólido e seus íons dissolvidos em solução saturada, ocorre um equilíbrio dinâmico ao qual se associa uma constante de equilíbrio. Isso é chamado de constante do produto de solubilidade, sendo representada por Ks ou Kps. É importante não confundir a solubilidade (S) de produto de solubilidade (Kps). A solubilidade indica a quantidade dissolvida de sólidos em certo volume de solução saturada. O produto de solubilidade é uma constante de equilíbrio que está diretamente relacionada à solubilidade do composto.
Os processos que envolvem substâncias praticamente insolúveis, cujos valores de Kps e de solubilidade são muito pequenos, remetem a relações e cálculos aproximados ou estimados, pois a dissociação dos íons dissolvidos nem sempre é de 100%.
 → Expressão geral do produto de solubilidade
Produto de solubilidade é o produto das concentrações, em mol • L-1, dos íons na solução saturada, estando cada uma delas elevada a uma potência igual ao seu coeficiente na equação de dissociação iônica do composto. Depende da temperatura como qualquer outra constante de equilíbrio.
⇒ Cálculo da solubilidade a partir do Kps
A solubilidade do carbonato de cálcio de uma solução saturada pode ser equacionada por: 
CaCO3(s) → Ca2+(aq) + CO32-(aq)
Se, para saturar a solução, colocam-se n mol • L-1 de carbonato de cálcio, pode-se concluir que nessa solução há n mol • L-1 de Ca2+ e n mol • L-1 CO32-, o produto de solubilidade do carbonato de cálcio corresponde a 5,0 x 10-9.
Os corais marinhos são seres vivos, cujos esqueletos contém, principalmente, bicarbonato de cálcio. Constituem um ambiente ecologicamente importante, pois a sobrevivência de algas, moluscos, crustáceos e diversos outros animais marinhos dependem da existência dos corais.
          A formação e a decomposição dos esqueletos de corais (CaCo3), nos oceanos envolvem um equilíbrio delicado que sofre, entre outros, os efeitos do aumento da acidez e da temperatura da água.
          Como resultado da queima excessiva de combustíveis fósseis, decorrente de atividades humanas (principalmente na indústria e nos transportes), verifica-se um aumento significativo da concentração de dióxido de carbono no ar.
          Além de intensificar o efeito estufa, esse gás contribui para o aumento da acidez da água do mar. Sabe-se que , aproximadamente, 25% em volume do dióxido de carbono liberado para a atmosfera se dissolve nas águas dos oceanos. Uma parte desse CO2 reage com a água para formar ácido carbônico (H2CO3), o que provoca um aumento na acidez do meio.
          A formação e a dissolução das estruturas dos esqueletos dos corais constituem um equilíbrio heterogêneo, assunto esse, que será abordado nos tópicos a seguir.
   
	
	A água com gás constitui um 
sistema heterogêneo.
Equilíbrios heterogêneos
          Equilíbrios homogêneos envolvem reagentes e produtos que se misturam uniformemente formando uma única fase. É o que ocorre em sistemas gasosos e também nos equilíbrios em que todos os participantes se encontram dissolvidos em uma mesma fase líquida.
         Entretanto, a solubilidade de gases em líquidos ou a formação de precipitados em solução aquosa são exemplos de processos que envolvem equilíbrios heterogêneos.
Kc para equilíbrios heterogêneosOs sistemas heterogêneos, assim como os homogêneos, também podem alcançar um estado de equilíbrio dinâmico e a eles se associar uma constante de equilíbrio. Observe, como exemplo,  a análise da decomposição de bicarbonato de sódio, em um sistema fechado:
2 NaHCO3(s) ⇆ Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g)
          Nesse sistema heterogêneo, coexistem duas fases: uma sólida, constituída de carbonato e bicarbonato, e outra gasosa, formada pelo vapor de água e dióxido de carbono. Entretanto, nas reações em que participam sólidos e líquidos puros, a expressão da constante de equilíbrio é escrita omitindo-se a concentração dessas substâncias. Observe como fica a expressão:
Kc = [H2O(g)] • [CO2(g)] 
          Desse modo, na expressão da constante Kc, para um equilíbrio heterogêneo, não aparecem as concentrações de sólidos ou de líquidos puros. Isso é possível porque a concentração de um sólido ou de um líquido puros, a uma dada temperatura, tem um valor constante, o qual não depende da quantidade da substância.
Kp para equilíbrios heterogêneos
          A constante de equilíbrio relacionada à pressão (Kp), somente é aplicada a equilíbrios que envolvam participantes gasosos. Nos casos de equilíbrio heterogêneo, apenas as pressões dos componentes gasosos participam da expressão Kp.
Perturbação de equilíbrios heterogêneos
          O Princípio de Le Châtelier pode ser aplicado aos equilíbrios heterogêneos, fazendo com que esses se alterem, abaixo, seguem os fatores que podem desencadear essa reação:
   Efeito da adição ou remoção de reagente ou produto
          A ureia, CO(NH2), uma substância sintetizada a partir da amônia e do gás carbônico, possui fórmula de produção igual a:
CO2(g) + 2 NH3(g) ⇄ NH4(NH2CO2)(s) ⇄ CO(NH2)2(s) + H2O(g)
          
A partir desse processo, é possível perceber que, a formação da ureia é favorecida pela adição de CO2(g) e NH3(g) e pela remoção de H2O(g). 
   Efeito da pressão
          A primeira etapa do processo de obtenção da ureia corresponde à formação de carbamato de amônio sólido, é a partir de CO2(g) e NH3(g). A reação direta desse equilíbrio é favorecida pelo aumento de pressão no sistema, pois nesse sentido há formação do sólido, que ocupa volume bem menor do que os gases. O volume de sólido praticamente não sofre influência de alterações de pressão.
   Efeito da temperatura
          A segunda etapa do processo de obtenção da ureia corresponde à decomposição do carbamato de amônio em ureia e água por meio de um processo endotérmico. Nessa etapa, a temperatura elevada favorece a formação de ureia, uma vez que, sendo um sistema endotérmico, os produtos têm maior conteúdo energético do que os reagentes.
   Solubilidade de gases em líquidos
          Equilíbrios que envolvem gases sofrem grande influência da temperatura e da pressão a que estão submetidos.
Temperatura: A solubilidade da grande maioria dos gases diminui com o aumento da temperatura, pois geralmente a dissolução de gases é exotérmica devido à formação de ligações intermoleculares entre gás e líquido. Assim, de acordo com o princípio de Le Châtelier, um aumento de temperatura desloca o equilíbrio de solubilidade no sentido do escapa de gás da solução.
Pressão: Assim como em qualquer equilíbrio químico que envolve espécies gasosas, o equilíbrio de solubilidade é favorecido no sentido em que há diminuição de volume, ou seja, no sentido da dissolução do gás líquido.
Produto da solubilidade
          Entre um sólido e seus íons dissolvidos em solução saturada ocorre um equilíbrio dinâmico ao qual se associa uma constante de equilíbrio. Essa constante pode servir parar compararmos as solubilidades de sólidos, controlar a formação de precipitados, analisar e separar misturas dos sólidos.
   Relação entre solubilidade e Kps
          É importante não confundir a solubilidade (S) de um composto com o seu produto de solubilidade (Kps). A solubilidade indica a quantidade dissolvida de sólido em certo volume de solução saturada. O produto de solubilidade é uma constante de equilíbrio que está diretamente relacionada à solubilidade do composto.
          Os processos que envolvem substâncias praticamente insolúveis, cujos valores de Kps e de solubilidade são muito pequenos, remetem a dissociação dos íons dissolvidos nem sempre é de 100%.
Expressão geral do produto de solubilidade
   Cálculo da solubilidade a partir de Kps
          A solubilidade do carbonato de cálcio de uma solução saturada pode ser equacionada por:
CaCO3(s) → Ca2+(aq) + CO32-(aq)
          Se para saturar a solução, colocam-se n mol . L-1 de carbonato de cálcio, pode-se concluir que nessa solução há n mol . L-1 de CO32-.
Efeito do íon comum na solubilidade
          A solubilidade das substâncias pouco solúveis torna-se ainda menor com a adição de um íon comum ao equilíbrio. O Princípio de Le Châtelier pode ser usado para explicar como o aumento da concentração de um dos íons afeta a solubilidade do composto.
Equilíbrios em sistemas heterogêneos 
Os corais marinhos são seres vivos, que tem em seu esqueleto carbonato de cálcio. Eles constituem um ambiente muito importante ecologicamente, pois a sobrevivência de algas, moluscos, crustáceos, entre outros, dependem da existência dos corais.
Com a formação e a decomposição dos esqueletos dos corais nos oceanos, sofre equilíbrios delicados, onde pode ocorrer o aumento da acidez e da temperatura da água.
Com queima excessiva de combustíveis fosseis que se decorre das atividades humanas, pode-se perceber o aumento de concentração de dióxido de carbono no ar.
Além de intensificar o efeito estufa, esse gás contribui para o aumento da acidez da água do mar. Sabendo que 25% do dióxido de carbono liberado para a atmosfera se dissolve nas águas dos oceanos. Parte desse CO2 reage com a água provocando o aumento da acidez do meio.
Equilíbrios heterogêneos
	Os equilíbrios homogêneos envolvem reagentes e produtos que se misturam formando uma única base. Isso ocorre em sistemas gasosos e em equilíbrios em que todos os participantes se encontram dissolvidos em uma mesma fase liquida.
	Diferente dos equilíbrios homogêneos, os equilíbrios heterogêneos ocorrem quando a solubilidade de gases em líquidos ou a formação de precipitados em solução aquosa, são processos que envolvem que envolvem equilíbrios com mais de uma fase.
Kc para equilíbrios heterogêneos
	Os sistemas heterogêneos, igualmente aos homogêneos podem alcançar um estado de equilíbrio dinâmico, associando assim um constante de equilíbrio.
	Como exemplo, a análise de decomposição do bicarbonato de sódio, em sistema fechado:
2 NaHCO3(s) ⇄ Na2CO3 (s) + H2O(g) + CO2(g)
	Nesse equilíbrio há duas fases: uma sólida e uma gasosa. A sólida constituída por carbonato e bicarbonato. E a gasosa que é formada pelo vapor de água e dióxido de carbono.
	Nas reações em que há participação de sólidos e líquidos puros, a expressão da constante de equilíbrio é escrita omitindo a concentração dessas substancias. A expressão fica assim:
Kc = [H2O(g)] • [CO2(g)]
	Sendo assim, na expressão da constante Kc para um equilíbrio heterogêneo, não aparecem as concentrações de sólidos ou de líquidos puros.
Kp para equilíbrios heterogêneos
	A constante de equilíbrio com relação à pressão Kp só é aplicada a equilíbrios que envolvam participantes gasosos. Nos equilíbrios heterogêneos, apenas as pressões dos componentes gasosos participam da expressão Kp.
Perturbação de equilíbrios heterogêneos
O principio de Le Châtelier pode ser aplicado aos equilíbrios heterogêneos, como iremos ver a baixo.
Efeito da adição ou remoção de reagente ou produto
	A ureia é uma substancia sintetizada a partir da amônia e do gás carbônico, atualmente a principal fonte de nitrogênio par a agricultura brasileira. 
CO2(g) + 2 NH3(g) ⇄ NH4(NH2CO2)(s) ⇄ CO(NH2)2(s) + H2O(g)
	A ureia é formada com o favorecimento pela adição de CO2(g) e NH3(g) e pela remoção de H2O(g).
Efeito da pressãoA primeira etapa do processo de obtenção da ureia corresponde à formação de carbamato de amônio sólido, é a partir de CO2(g) e NH3(g) A reação direta nesse equilíbrio é favorecida pelo aumento de pressão no sistema, nesse sentido há formação do solido, que ocupa um volume bem menos do que os gases de CO2 e NH3. O volume do sólido praticamente não sofre influencia de alterações de pressão.
Efeito de temperatura
A segunda etapa do processo de obtenção da uréia corresponde à decomposição do carbamato de amônio em uréia e água por meio de um processo endotérmico:
NH4(NH2CO2)(s) ⇄ CO(NH2)2(s) + H2O(g); ΔH > 0
Com o aumento de temperatura, há um favorecimento no processo endotérmico.
Solubilidade de gases e líquidos
Equilíbrios que envolvem gases sofrem grande influência da temperatura e da pressão a que estão submetidos:
         Temperatura: A solubilidade de alguns gases diminuem devido ao aumento da temperatura, pois geralmente a dissolução de gases é exotérmica devido à formação de ligações intermoleculares entre gás e liquido. De acordo com o principio de Le Châtelier, o aumento da temperatura desloca o equilíbrio de solubilidade no sentido do escape de gás da solução
         Pressão: Assim como em qualquer equilíbrio químico que envolve gases, o equilíbrio de solubilidade é favorecido no sentido em que há diminuição do volume, ou seja, no sentido da dissolução do gás no liquido.
Produto de solubilidade
	 A constante do equilíbrio entre um sólido e seus íons dissolvidos é chamada de constante do produto de solubilidade, que é representada por KPS ou KS. Tratando assim de uma constante de equilíbrio entre um sistema sólido não dissolvido e seus íons em solução saturada.
Relação entre solubilidade e KPS
	A solubilidade de um produto indica a quantidade dissolvida de sólido em certo volume de solução saturada. Já o produto de solubilidade KPS é constante de equilíbrio que, na teoria, esta totalmente interligada à solubilidade do composto.
Expressão geral do produto de solubilidade
	Produto de solubilidade, é o produto das concentrações em mol . L-1, dos íons na solução saturada, estando cada uma delas evada a uma potencia igual ao seu coeficiente na equação de dissociação iônica do composto. 
Cálculo da solubilidade a partir de KPS
	 A solubilidade do carbonato de cálcio de uma solução saturada pode ter a seguinte equação:
CaCO3(s)  Ca2+(aq) + CO32-(aq)
Para saturar a solução, coloca-se n mol • L-1 de carbonato de cálcio pode-se concluir que nessa solução há n mol • L-1 de Ca2+ e n mol • L-1 CO32-, o produto de solubilidade do carbonato de cálcio corresponde a 5,0 x 10-9.
Efeito do íon comum na solubilidade
	A solubilidade das substâncias pouco solúveis torna-se ainda menor com a adição de um íon comum ao equilíbrio. Para poder explicar como o aumento da concentração de um dos íons afeta a solubilidade do composto, pode-se usar o Princípio de Le Chatêlier.
Quando a reação química ocorre em meio aquoso com as espécies químicas dissociadas, pode-se representar esse tipo de reação por meio de equações iônicas. Por exemplo, numa solução aquosa de cloreto de sódio (NaCℓ(aq)) existem os íons Na+(aq) e Cℓ-(aq). Já na solução aquosa de nitrato de prata (AgNO3(aq)) há os íons Ag+(aq) e NO3-(aq). Se misturarmos essas duas soluções, os íons Ag+(aq) do nitrato de prata irão reagir com os íons Cℓ-(aq) do cloreto de sódio, formando o precipitado cloreto de prata (AgCℓ(s)):
NaCℓ(aq) + AgNO3(aq) → AgCℓ(s) + NaNO3(aq)
A equação iônica completa é dada por:
Na+(aq) + Cℓ-(aq) + Ag+(aq) + NO3-(aq) → AgCℓ(s) + Na+(aq) + NO3-(aq)
Simplificadamente, temos:
Ag+(aq) + Cℓ-(aq) → AgCℓ(s)
Esse fenômeno é denominado de precipitação.
A tabela de solubilidade é usada para verificar se na reação ocorrerá ou não uma precipitação, porque ela permite prever quais os íons que, em solução aquosa, combinam-se para formar um precipitado.
*sp: solúvel parcialmente; d: decompõem-se em água; i: insolúvel; s: solúvel.
**Muito lentamente.
No caso do exemplo acima, se você olhar na tabela, verá que na linha que se refere aos cloretos (Cℓ-) a grande maioria é solúvel em solução aquosa. Mas entre as principais exceções está o cloreto de prata, que é insolúvel. Isso significa que esse será um precipitado.
Com base nisso, o experimento a seguir pode ser feito com os alunos com a finalidade de fornecer prática na previsão dos resultados de reações, verificação desses resultados e sua interpretação.
Isso significa que os alunos deverão prever se haverá a ocorrência da reação química entre os íons das soluções que serão misturadas. Isso será evidenciado pela formação de um precipitado.
Antes de realizar o experimento, o professor pode pedir que os alunos indiquem quais serão as reações que ocorrerão com base na tabela de solubilidade e, em seguida, escrevam as equações químicas balanceadas que representam essas reações.
Materiais e reagentes:
Solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L;
Solução de hidróxido de cálcio (água de cal);
Solução de nitrato de magnésio 0,1 mol/L;
Solução de carbonato de sódio 0,1 mol/L;
Solução de sulfato de cobre (II) 0,1 mol/L;
10 tubos de ensaio;
Estante para tubos de ensaio;
Canetinha;
Conta-gotas para cada solução.
Procedimento experimental:
Com a canetinha enumere os tubos de ensaio de 1 a 10 e realize as seguintes misturas especificadas abaixo, colocando cerca de 3 mL de cada solução e agitando posteriormente:
Tubo 1: Hidróxido de sódio + sulfato de cobre (II);
Tubo 2: Hidróxido de sódio + carbonato de sódio;
Tubo 3: Hidróxido de sódio + nitrato de magnésio;
Tubo 4: Hidróxido de sódio + hidróxido de cálcio;
Tubo 5: Hidróxido de cálcio + sulfato de cobre (II);
Tubo 6: Hidróxido de cálcio + carbonato de sódio;
Tubo 7: Hidróxido de cálcio + nitrato de magnésio;
Tubo 8: Nitrato de magnésio + sulfato de cobre (II);
Tubo 9: Nitrato de magnésio + carbonato de sódio;
Tubo 10: Carbonato de sódio + sulfato de cobre (II).
Os alunos devem verificar se os resultados observados confirmam o que eles previram no início. A formação de precipitado indicará a ocorrência das reações entre íons das soluções misturadas.
Por exemplo, no tubo 1, temos:
2 NaOH(aq) + CuSO4 → Na2SO4(aq) + Cu(OH)2(s)
Pela tabela vemos que os sulfatos (SO42-) são solúveis. O sulfato de sódio não é uma das exceções, assim ele não forma um precipitado. Já os hidróxidos (OH-) são insolúveis, por isso o hidróxido de cobre é um precipitado.
Assim, temos:
2 Na+(aq) + 2 OH-(aq) + Cu2+(aq) + SO42-(aq) → Cu(OH)2(s) + 2 Na+(aq) + SO42-(aq)
Ou, mais simplificadamente:
Cu2+(aq) + 2 OH-(aq) → Cu(OH)2(s) 
Na prática, os alunos deverão observar a formação do precipitado azul de hidróxido de cobre.
A mesma análise deve ser feita para todas as misturas.
Os corais marinhos são seres vivos, cujos esqueletos contém, principalmente, bicarbonato de cálcio. Constituem um ambiente ecologicamente importante, pois a sobrevivência de algas, moluscos, crustáceos e diversos outros animais marinhos dependem da existência dos corais.
      A formação e a decomposição dos esqueletos de corais (CaCo3), nos oceanos envolvem um equilíbrio delicado que sofre, entre outros, os efeitos do aumento da acidez e da temperatura da água.
    Como resultado da queima excessiva de combustíveis fósseis, decorrente de atividades humanas (principalmente na indústria e nos transportes), verifica-se um aumento significativo da concentração de dióxido de carbono no ar. 
Além de intensificar o efeito estufa, esse gás contribui para o aumento da acidez da água do mar. Sabe-se que , aproximadamente, 25% em volume do dióxido de carbono liberado para a atmosfera se dissolve nas águas dos oceanos. Uma parte desse CO2 reage com a água para formar ácido carbônico (H2CO3), o que provoca um aumento na acidez do meio.
     A formação e a dissolução das estruturas dos esqueletos dos corais constituem um equilíbrio heterogêneo, assunto esse, que será abordado nos tópicos a seguir.
 
Equilíbriosheterogêneos
    A solubilidade de gases em líquidos ou a formação de precipitados em solução aquosa são exemplos de processos que envolvem equilíbrios em sistemas com mais de uma fase, os quais são chamados de equilíbrios heterogêneos. 
K₢ para equilíbrios heterogêneos
     Observe como exemplo a análise da decomposição do bicarbonato de sódio, em um sistema fechado:
2 NaHCO3(s) ⇄ Na2CO3 (s) + H2O(g) + CO2(g)
     Nesse equilíbrio heterogêneo coexistem duas fases: uma sólida, constituída de carbonato e bicarbonato, e outra gasosa, formada pelo vapor de água e dióxido de carbono.
   Entretanto, nas reações em que participam sólidos e líquidos puros, a expressão da constate de equilíbrio é escrita omitindo-se a concentração dessas substâncias, ficando assim:
                                           Kc = [H2O(g)] • [CO2(g)]
KC para equilíbrios heterogêneos 
   A constante de equilíbrio relacionada à pressão (Kp) comente é aplicada a equilíbrios que envolvam participantes gasosos. Nos casos de equilíbrio heterogêneo, apenas as pressões dos componentes gasosos participam da expressão da Kp.
 
                                   Perturbação de equilíbrios heterogêneos
      O principio de Le Châtelier pode ser aplicado aos equilíbrios heterogêneos, como será visto a seguir.
 
                          Efeito da adição ou remoção de reagente ou produto
      A uréia é a principal fonte de nitrogênio para a agricultura brasileira anualmente.
CO2(g) + 2 NH3(g) ⇄ NH4(NH2CO2)(s) ⇄ CO(NH2)2(s) + H2O(g)
      A formação de uréia é favorecida pela adição de CO2(g) e NH3(g) e pela remoção de H2O(g).
 
                                                      Efeito da pressão
     A primeira etapa do processo de obtenção de ureia corresponde à formação de carbamato de amônio sólido, a partir de CO2(g) e NH3(g).
 
CO2(g) + 2 NH3(g) ⇄ NH4(NH2CO2)(s)
O aumento de pressão favorece o lado que ocupa menor volume. 
 
Efeito da temperatura
 
     A segunda etapa do processo de obtenção da uréia corresponde à decomposição do carbamato de amônio em uréia e água por meio de um processo endotérmico:
NH4(NH2CO2)(s) ⇄ CO(NH2)2(s) + H2O(g); ΔH > 0
O aumento de temperatura favorece o processo endotérmico.
Solubilidade de gases em líquidos
     Equilíbrios que envolvem gases sofrem grande influência da temperatura e da pressão a que estão submetidos:
Temperatura: A solubilidade da grande maioria dos gases diminui com o aumento da temperatura, pois geralmente a dissolução de gases é exotérmica devido à formação de ligações intermoleculares entre gás e líquido. Assim como o princípio de Le Châtelier.
Pressão: Assim como em qualquer equilíbrio químico que envolve espécies gasosas, o equilíbrio de solubilidade é favorecido no sentido em que há diminuição de volume, no sentido da dissolução do gás no líquido.Caso o gás dissolvido seja uma mistura (o ar, por exemplo).
Produto de solubilidade
    Constante do produto de solubilidade é a constante do equilíbrio entre um sólido e seus íons dissolvidos, trata-se de um sólido não dissolvidos e seus íons em solução saturada. 
  
 
Relação entre solubilidade e Kps
   A  solubilidade indica a quantidade dissolvida de sólido em certo volume de solução. O produto é a constante de equilíbrio que em teoria está diretamente relacionada á solubilidade do composto. 
Expressão geral do produto de solubilidade
   Produto de solubilidade é o produto das concentrações, em mol • L-1, dos íons na solução saturada, estando cada uma delas elevada a uma potência igual ao seu coeficiente na equação de dissociação iônica do composto. Depende da temperatura como qualquer outra constante de equilíbrio.
Cálculo da solubilidade a partir do Kps
A solubilidade do carbonato de cálcio de uma solução saturada pode ser equacionada por: 
 
CaCO3(s) → Ca2+(aq) + CO32-(aq)
    Para saturar a solução, coloca-se n mol • L-1 de carbonato de cálcio pode-se concluir que nessa solução há n mol • L-1 de Ca2+ e n mol • L-1 CO32-, o produto de solubilidade do carbonato de cálcio corresponde a 5,0 x 10-9.
 
Efeito do íon comum na solubilidade
   Torna menor com a adição de um íon comum ao equilíbrio a solubilidade das substâncias pouco solúveis. O principio de Le Châtelier pode ser usado para explicar como o aumento da concentração de um dos íons afeta a solubilidade do composto.