Resumo de Equilíbrio Químico

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EQUILÍBRIO QUÍMICO 
Introdução Na ciência, a noção de equilíbrio é muito importante. Em Física se estuda o equilíbrio dos corpos, entendido como o resultado da ação de forças que se opõem e se anulam. Um exemplo interessante é o da evaporação da água. Uma poça d’água, por exemplo, evapora totalmente de-pois de algum tempo. No entanto, se colocarmos água em um recipiente fechado, verifica-se que a água também vai evaporando, mas, passado certo tempo, a evaporação parece parar, permanecendo o sistema indefinidamente nessa situação (se a temperatura não mudar). Afinal, o que realmente acontece dentro do recipiente? O que ocorre é que, a todo momento parte da água está evaporando. Entre-tanto, com o sistema fechado, o vapor formado se condensa novamente à forma líquida (diferen-temente no caso da poça, onde o vapor é arrastado pelo vento e não torna a condensar). A partir do momento em que a evaporação e a condensação passam a ocorrer com velocidades iguais, dizemos que o sistema chegou a um equilíbrio. Estudo geral dos equilíbrios Em geral, temos a ideia de que, se misturarmos os reagentes em condições favoráveis, a reação irá se processar até um ou mais reagentes acabarem. Isso, porém, nem sempre acontece. Estudaremos agora o que acontece na situação “final” de uma reação, conhecida como situação de equilíbrio. Entretanto, antes de iniciarmos, precisamos entender um fator muito importante sobre as reações químicas: elas são dinâmicas, ou seja, quando se mistura os reagentes, eles formam produtos, mas os produtos formados também podem reagir entre si e restituir os reagentes. Essas são as chamadas reação direta (onde os reagentes formam produtos) e reação inversa (onde os produtos reagem para restituir os reagentes). Isso ocorre em absolutamente TODAS as reações. Contudo, existem reações cujo sentido inverso é tão desfavorecido, tão mínimo, que podemos desprezar sua existência. Essas reações são conhecidas como reações irreversíveis. As rea-ções cujo sentido inverso não pode ser desprezado são chamadas reações reversíveis. Reações Reversíveis Considere, por exemplo, a reação entre CO e NO2, em um recipiente fechado: CO(g) + NO2(g) → CO2(g) + NO(g) (incolor) (castanho) (incolor) (incolor) Pelas cores apresentadas, concluímos que a cor da mistura inicial (CO + NO2) é castanha, e que a mistura final (CO2 + NO) é incolor. Sendo assim, se misturássemos quan-tidades estequiometricamente exatas de reagentes (1 mol de CO e 1 mol de NO2) e a reação fosse até o final, a mistu-ra resultante (1 mol de CO2 e 1 mol de NO) deveria ser inco-lor; no entanto, não é isso o que acontece na prática: o que vemos, após certo tempo, é que a cor que o sistema passa a apresentar é um castanho claro, que permanece inalterado indefinidamente (se a temperatura permanecer constante). O que terá acontecido? Será que a reação “parou no meio do caminho”? 
É importante também notar o que acontece com a reação inversa à mencionada: CO2(g) + NO(g) → CO(g) + NO2(g) Observe que, tão logo a reação CO + NO2 começa a se processar, seus produtos (CO2 e NO) começam a reagir entre si, de acordo com a reação inversa CO2 + NO, regenerando as subs-tâncias iniciais (CO e NO2). Chega-se então a uma situação na qual as duas reações se contrabalançam e o sistema permanece como se nenhuma reação estivesse ocorrendo; a partir desse instante, as quantidades de reagentes e de produtos permanecem inalteradas (se a temperatura permanecer constante), isto é, a reação alcança o estado de equilíbrio. Reação reversível: é aquela que se processa simultaneamente nos dois sentidos. Assim, representamos a reação da seguinte forma: Nesse caso, está ocorrendo simultaneamente a reação da esquerda para a direita — cha-mada de reação direta (1) – e a da direita para a esquerda – chamada de reação inversa (2). Por convenção, costumam-se representar as reações reversíveis utilizando-se duas flechas em senti-dos opostos. Vale ressaltar algo muito importante: a reação NÃO PAROU, isso é, não existe um momento em que os reagentes tornam-se inertes e deixam de reagir entre si. O que acontece é que as reações no sentido direto e inverso ocorrem com a mesma velocidade, dando a impressão de que o sistema “parou” de reagir. Equilíbrio Químico Voltando à reação CO + NO2, imaginemos uma experiência em que 1,00 mol de CO e 1,00 mol de NO2 fossem colocados em um recipiente fechado, de 1 litro de capacidade. Nesse instante inicial da experiência, teríamos [CO] = 1,00 mol/L, [NO2] = 1,00 mol/L e ainda não teríamos CO2 nem NO. Iniciada a reação, imaginemos que, com o passar do tempo, fossem obtidos os dados da tabela abaixo, (note que os valores da tabela seguem a estequiometria da reação): 
Veja que, dos 40 min aos 60 min, as concentrações não mudam – dando a entender que, a partir desse ponto, permanecerão inalteradas. O que estará acontecendo com a velocidade das duas reações (direta e inversa) neste tempo? Nas condições da experiência, a velocidade da reação direta (CO + NO2) é dada pela equação v1 = k1[NO2]2 (lembre-se do capítulo de cinética: vimos que essa reação não é elementar e, pelo método da etapa lenta, descobrimos que é uma reação de segunda ordem) e vai diminuin-do com o passar do tempo. Isso acontece porque, com o tempo, a reação direta consome CO e NO2, suas concentrações – [CO] e [NO2] – vão diminuindo e, portanto, vai decrescendo a veloci-dade v1, de acordo com a fórmula da lei cinética. Para a reação inversa (CO2 + NO), vale a fórmula: v2 = k2[CO2][NO2][NO]/[CO] (não se pre-ocupe com o desenvolvimento desta fórmula, pois no caso não se trata de uma reação elemen-tar). Agora, temos o seguinte raciocínio: à medida que a reação direta ocorre, formam-se quanti-dades cada vez maiores de CO2 e NO e suas concentrações – [CO2] e [NO] – vão aumentando; consequentemente, v2 aumenta. Como as reações acontecem simultaneamente, é fácil perceber que em um instante “t” as velocidades se igualam e o equilíbrio é alcançado. Como a nível molecular, a reação continua ocorrendo, dizemos que foi alcançado um equilibro químico. 
 Equilíbrio químico: é o estado no qual as velocidades das reações direta e inversa se igualam. Equilíbrios homogêneos e equilíbrios heterogêneos É necessária uma distinção entre os tipos de equilíbrio químico porque as leis que regem cada caso são um pouco diferentes, como veremos. Equilíbrio homogêneo é o que ocorre em reações nas quais todos os reagentes e produtos for-mam um sistema homogêneo. Isso pode ocorrer em sistemas gasosos, soluções e também em soluções em que há substâncias iônicas dissociadas. Equilíbrio heterogêneo é o que ocorre em reações nas quais os reagentes e produtos formam um sistema heterogêneo. Estes envolvem, em geral, substâncias sólidas e gasosas, mas ocorre também entre uma solução saturada e seu precipitado. Fe2O3(s) + CO(g) 2 FeO(s) + CO2(g) BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42–(aq) Grau de equilíbrio Para a reação CO + NO2, vimos que, partindo-se de 1,00 mol de CO, depois de 40 minu-tos, chega-se a um equilíbrio em que ainda existe 0,20 mol de CO sem reagir. Isso indica que, de fato, reagiu apenas 0,80 mol de CO (1,00 – 0,20). Podemos então dizer que: Se tivesse reagido 1,00 mol de CO --- teríamos 100% de reação mas como reagiu apenas 0,80mol de CO --- teremos x% de reação x = 80% 
Essa porcentagem, chamada grau de equilíbrio, nos dá a ideia de o quanto a reação cami-nhou, ou seja, qual foi a extensão (ou rendimento) da reação em sistema fechado. Fazendo-se uma analogia com um trecho que percorremos numa estrada, temos: Grau de Equilíbrio (α): é o quociente entre a quantidade de um reagente (em mol) que realmente reagiu, até o equilíbrio, e a quantidade inicial desse reagente (em mol). Constante de Equilíbrio (KC) Retomando a reação de CO + NO2, vamos supor que essa reação esteja ocorrendo num recipiente fechado, mantido à temperatura constante de 600°C. Então, temos: • A velocidade da reação direta é v1 = k1[NO2]2 • A velocidadeda reação inversa é v2 = k2[CO2][NO][NO2]/[CO] • No equilíbrio, vimos que essas velocidades são iguais (v1 = v2). Portanto: k1[NO2]2 = k2[CO2][NO][NO2] → k1 = [CO2][NO] [CO] k2 [CO][NO2] Considerando que tanto k1 como k2 são constantes, o quociente entre elas também é cons-tante. Esse quociente é representado por KC ou Keq e é chamado de constante de equilíbrio. A constante de equilíbrio é calculada experimentalmente para cada reação em certa tem-peratura. É importante ressaltar que cada constante corresponde à medição em uma determinada temperatura. Se mudarmos a temperatura da reação, o valor da constante muda, como veremos adiante. Para uma reação genérica teremos: a A + b B x X + y Y KC = [X]x[Y]y [A]a[B]b Essa fórmula representa a Lei da Ação das Massas (ou Lei de Guldberg-Waage) para o equilíbrio químico. A constante de equilíbrio (KC) é igual ao produto das concentrações, em mol/L, dos produ-tos da reação, dividido pelo produto das concentrações dos reagentes, todas elevadas a expoen-tes iguais aos seus coeficientes estequiométricos na equação química considerada. Assim como acontece com a temperatura, KC também possui outras restrições. É válida apenas para sistemas homogêneos e ideais (soluções diluídas, gases a baixa pressão, etc.). Além disso, o valor de KC permanece constante apenas quando os participantes da reação estão real-mente em equilíbrio, o que praticamente só ocorre em sistemas fechados. Se medirmos em situa-ção diferente do equilíbrio, obteremos valores distintos em cada caso. 
Resumindo: 
Constante de equilíbrio em termos de pressões parciais 
Quando os reagentes estão em fase gasosa, podemos utilizar a expressão de KC normal-mente. Entretanto, nestes casos, é mais comum expressar a constante de equilíbrio em função das pressões parciais. Imagine a reação N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g), em um recipiente fe-chado de volume V, temperatura constante T (em Kelvin). Podemos definir a pressão parcial do N2 como a pressão que o N2 exerceria se estivesse sozinho no volume V e temperatura T. Dessa definição, e conseguinte substituição, na fórmula do KC, chegamos até as seguintes fórmulas: PNH3 ² KC = [NH3]² → como PV = nRT, [conc] = n = P → KC = RT [N2][H2]³ V RT PN2 . PH2 ³ RT RT KC = PNH3² . 1 ². 1 –1. 1 –3 → KC = PNH3² . 1 –2 PN2 . PH2³ RT RT RT PN2 . PN2³ RT PNH3² A fração PN2 . PH2³ é semelhante à expressão de KC, trocando-se apenas as concentra-ções em mol/L por pressões parciais dos gases correspondentes. Devido a essa semelhança, essa fração é representada por KP, e é denominada constante de equilíbrio em termos de pres-sões parciais. Substituindo na expressão acima temos: KC = KP(RT)2 KP também é constante a uma dada temperatura. O expoente 2 representa o oposto da di-ferença entre os coeficientes dos produtos e dos reagentes, representando esse expoente por –Δn. 1 N2 + 3 H2 2 NH3 ∆n = 2 – (1 + 3) → ∆n = – 2 Para uma equação genérica a A(g) + b B(g) x X(g) + y Y(g), temos então: KC = KP(RT)–∆n, onde KP = PXx . PYy e ∆n = (x + y) – (a + b) PAa . PBb 
Deslocamento do equilíbrio Equilíbrios, desequilíbrios e reequilí-brios ocorrem frequentemente em meios científicos. Um exemplo dessas variações de equilíbrio pode ser dado por um sistema de vasos comunicantes contendo água, por exemplo. No estado inicial, a água está em equilíbrio (parada), apresentando-se em certo nível; adicionando-se uma nova porção de água, o equilíbrio inicial é perturbado; e, após esse desequilíbrio momentâneo, a água se desloca e atinge um novo estado de equilíbrio, em um nível final mais alto que o inicial. Nas reações químicas acontece algo semelhante. Toda reação reversível tende para um estado de equilíbrio. Atingido o equilíbrio, as velocidades das reações direta e inversa permane-cem iguais. É muito importante aprendermos como seria possível perturbar um equilíbrio, aumen-tando a velocidade de uma de suas reações. Assim, por exemplo, se conseguirmos aumentar a velocidade da reação direta, aumentaremos o rendimento da reação, o que é muito importante industrialmente falando. Esse “truque” é denominado deslocamento do equilíbrio. Deslocamento do equilíbrio: é toda e qualquer alteração da velocidade da reação direta ou da reação inversa, provocando modificações nas concentrações das substâncias e levando o sistema a um novo estado de equilíbrio. Quando a velocidade da reação direta aumenta, dizemos que o equilíbrio se deslocou para direita. De maneira análoga, quando a velocidade da reação inversa aumenta, dizemos que o equilíbrio se deslocou para esquerda. a A + b B c C + d D a A + b B c C + d D (equilíbrio deslocado para a direita) (equilíbrio deslocado para a esquerda) Os dois acontecimentos são, porém, passageiros. O sistema sempre tenderá para um no-vo equilíbrio. Alguns fatores externos que podem alterar o equilíbrio de uma reação são: • Alteração das concentrações de uma ou mais substâncias; • Alteração da pressão total sobre o sistema; • Alteração da temperatura do sistema. Para entender como estes fenômenos alteram o equilíbrio, devemos entender e ter em mente o Princípio de Le Chatelier. Princípio de Le Chatelier: quando um fator externo age sobre um sistema em equilíbrio, este se desloca, procurando minimizar a ação do fator aplicado e restabelecer o equilíbrio. 
 Influência das concentrações dos participantes do equilíbrio Considerando a seguinte reação reversível: CH3COOH(ℓ) + C2H5OH(ℓ) CH3COOC2H5(ℓ) + H2O(ℓ) ácido acético álcool etílico acetato de etila água 
Experimentalmente, sabemos que, ao misturarmos 1 mol de ácido acético e 1 mol de álco-ol etílico após algumas horas de reação, alcançamos um estado de equilíbrio em que estão pre-sentes as seguintes quantidades: 0,333 mol + 0,333 mol 0,666 mol + 0,666 mol de ácido acético de álcool etílico de acetato de etila de água Nesse caso, podemos dizer que o rendimento da reação foi de 0,666 mol ou 66,6% de acetato de etila. A partir desse instante, as concentrações permanecerão constantes (se a tempe-ratura não mudar). Nessas condições, podemos escrever e calcular KC como: KC = [CH3COOC2H5] . [H2O] → KC = (0,666) . (0,666) → KC = 4 [CH3COOH] . [C2H5OH] (0,333) . (0,333) Vamos supor agora que adicionemos 1 mol de ácido acético ao sistema em equilíbrio. Ins-tantaneamente o sistema ficará com 1,333 mol de ácido acético. Portanto, concluímos que o equi-líbrio será perturbado. Como a temperatura não mudou, o sistema tende a restabelecer o equilibro inicial, no qual KC = 4. Pelo Princípio de Le Chatelier, o sistema vai procurar um novo estado de equilíbrio. Para isso, uma vez que a concentração de ácido acético aumentou, o equilíbrio será deslocado de for-ma a consumir ácido acético, ou seja, a velocidade da reação direta aumentará em relação à in-versa. Desse modo, consomem-se novas quantidades de reagentes e formam-se mais produtos. Ao fim de certo tempo, alcançaríamos um novo estado de equilíbrio, no qual podemos re-calcular KC: 1,154 mol + 0,154 mol 0,845 mol + 0,845 mol de ácido acético de álcool etílico de acetato de etila de água KC = [CH3COOC2H5] . [H2O] → KC = (0,845) . (0,845) → KC = 4 [CH3COOH] . [C2H5OH] (1,154) . (0,154) Uma vez que as concentrações foram alteradas após a adição de mais 1 mol de ácido acé-tico, o sistema atingiu um novo estado de equilíbrio. É importante observar que o rendimento da reação aumentou, pois temos agora 0,845 mol de acetato (ou 84,5%). Entretanto, a constante de equilíbrio (KC) não é alterada. Em nosso exemplo, consideramos a adição de 1 mol de ácido acético. No entanto, este ra-ciocínio pode ser aplicado para a alteração (aumento ou diminuição) da concentração de qualquer reagente em qualquer reação.A conclusão a que chegamos é: 
Em outras palavras, pelo Princípio de Le Chatelier, segue que: • Adicionando qualquer participante, o equilíbrio se desloca no sentido de consumi-lo, para minimizar o efeito da adição; • Retirando qualquer participante, o equilíbrio se desloca no sentido de recolocá-lo, para minimizar o efeito da perda, Tudo isso vale tanto para o KC quanto para o KP. Influência da pressão total sobre o sistema Vamos considerar a reação de síntese da amônia: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g). A tabela e o gráfico abaixo resumem alguns dados experimentais, obtidos à temperatura constante de 450°C para analisar o rendimento da reação de síntese. 
 Como podemos ver, o aumento da pressão no sistema aumenta a produção de NH3. Isso significa que o equilíbrio se desloca para a direita, ou seja, para o lado em que está o NH3. Evi-dentemente, a redução da pressão total terá efeito contrário. Fatos idênticos ocorrem com frequência em equilíbrios gasosos e podem ser generaliza-dos: Essa idéia também se encaixa no princípio de Le Chatelier, pois: • O aumento da pressão total desloca o equilíbrio no sentido de menor volume, pois a redu-ção no volume minimiza o efeito da pressão aplicada; • A redução da pressão total desloca o equilíbrio no sentido de maior volume, pois o aumen-to de volume minimiza a redução da pressão. Obs.: 1. Assim como com as variações de concentração e de pressões parciais, a variação de pressão total não altera os valores de KC e KP. 2. Se uma reação se processa sem alteração de volume, a variação de pressão não exercerá ne-nhuma influência no equilíbrio. 3. Se um novo gás for introduzido ao sistema, mesmo que este não reaja com nenhum dos parti-cipantes, ele irá aumentar a pressão total, e, portanto, influenciará no equilíbrio. 
Pressão (atm) Rendimento: NH3 formado (%) 10 2,04 100 16,36 300 35,59 1000 69,40 
Influência da temperatura Vimos que as variações de concentração e de pressões não alteram os valores das cons-tantes KC e KP. Entretanto, a variação de temperatura provoca variações nos valores de Kc e KP. Vamos tomar a seguinte reação exotérmica: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) ∆H = – 109,5kJ Aprendemos em Termoquímica que, se a reação direta é exotérmica, a inversa é endotér-mica. Sendo assim temos: Novamente, o princípio de Le Chatelier se aplica: • O aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido endotérmico (de modo que a absorção de calor pela reação venha a minimizar a elevação de temperatura); • A diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido exotérmico (de modo que a liberação de calor pela reação venha a minimizar a diminuição da temperatura). Influência do catalisador No estudo de Cinética, vimos que o catalisador diminuiu a energia de ativação necessária para que uma reação ocorra, e por isso aumenta sua ve-locidade. Porém, quando a reação é reversível, isso ocor-re em ambos os sentidos: direto e inverso. Portanto, o catalisador reduz o tempo necessário para alcançar o equilíbrio, mas não influencia no deslocamento do mesmo para nenhum lado. Ou seja, não altera também o rendi-mento da reação nem as constantes de equilíbrio KC e KP. Equilíbrio iônico Equilíbrio iônico é o caso particular dos equilíbrios químicos em que aparecem íons, os quais estão presentes em todas as soluções aquosas. Como acontece em qualquer equilíbrio, aqui também serão definidos um grau de equilíbrio (α) e uma constante de equilíbrio (KC), que agora recebem nomes particulares. Constante de ionização de ácidos e bases (Ka e Kb) Relembrando o conceito de ácido e base de Arrhenius; segundo o qual ácidos são subs-tâncias que em solução aquosa se ionizam e produzem o íon H+ , e bases são substâncias que em solução aquosa liberam íons OH– ; observa-se um tipo especial de equilíbrio, denominado equilíbrio ácido-base. No equilíbrio de um ácido genérico HA em meio aquoso, haverá como produtos da ioniza-ção do ácido o íon H+ e o ânion A– correspondente. Além disso, em meio aquoso também restará certa quantidade do ácido HA em questão não ionizado. A expressão da constante de ionização de um ácido (denominada Ka) é dada pela seguinte expressão: HA(aq) H+(aq) + A–(aq) → Ka = [H+] . [A–] [HA] 
Quanto mais forte for o ácido, maior será a concentração de íons H+ (em mol/L) e menor será a concentração do ácido não-ionizado (HA) remanescente; consequentemente, maior será o valor de Ka. De maneira análoga, quanto mais fraco for o ácido, menor será o valor de Ka. É importante ressaltar três coisas: • A força de um ácido está diretamente relacionada com seu grau de ionização (α) e sua constante de ionização Ka, mas não com outras propriedades, como, por exemplo, corrosividade, etc. • Ácidos muito fortes (HCℓ, H2SO4, etc.) sofrem ionização em grande extensão quando em água. Como resultado disso, a concentração de íons H+ em solução é praticamente igual a con-centração analítica (a que de fato foi solubilizada); e a concentração do ácido não-ionizado rema-nescente é praticamente nula. Se substituirmos esse valores na expressão de Ka, chegaremos à conclusão de que o Ka desses ácidos tende ao infinito. • Ácidos polipróticos possuem mais de um Ka, visto que possuem mais de uma etapa de ionização. H2SO3(aq) H+(aq) + HSO3–(aq) → Ka1 = [H+] . [HSO3–] / [H2SO3] HSO3– (aq) H+(aq) + SO32–(aq) → Ka2 = [H+] . [SO32–] / [HSO3–] No equilíbrio de uma base genérica BOH em meio aquoso, haverá como produtos da ioni-zação da base o íon OH– e o cátion B+ correspondente. Além disso, em meio aquoso também res-tará certa quantidade da base BOH em questão não ionizada. Vale ressaltar que este tipo de equi-líbrio envolvendo ionização de bases é referente à amônia (NH3) e seus derivados, pois as demais bases são substâncias iônicas e em meio aquoso sofrem dissociação, e não ionização. A expressão da constante de ionização de uma base (Kb) é dada pela seguinte expressão: BOH(aq) B+(aq) + OH–(aq) → Kb = [B+] . [OH–] [BOH] Quanto mais forte for a base, maior será a concentração de íons OH– (em mol/L) e menor será a concentração da base não-ionizada (BOH) remanescente; consequentemente, maior será o valor de Kb. De maneira análoga, quanto mais fraca for a base, menor será o valor de Kb. Equilíbrio e produto iônico da água (Kw) A água pura também apresenta um equilíbrio iônico, ou seja, também é capaz de se ioni-zar, mesmo que numa extensão muito pequena. Observando o equilíbrio da água, temos: H2O(ℓ) H+(aq) + OH–(aq) 
A constante de ionização da água é expressa por: KC = [H+] . [OH–] [H2O] Considerando a [H2O] constante, a constante de ionização da água (denominada Kw) é da-da em função das concentrações em mol/L dos íons originados no equilíbrio da água. Kw = [H+] . [OH–] → Kw = 1,0×10–14 a 25°C É importante notarmos que esse equilíbrio, assim como qualquer outro, é dependente da temperatura. Porém, em água pura as quantidades de H+ e OH– serão sempre iguais entre si. Como estudamos anteriormente e veremos mais a fundo neste capítulo, quanto maior a concen-
tração do íon H+, mais ácida é a solução; quanto maior a concentração do íon OH–, mais básica é a solução; e em soluções em que as concentrações dos íons H+ e OH– são iguais, a solução será neutra. Por esse motivo, a água pura é neutra. Temos então que, em água pura: [H+] = [OH–] = 1,0×10–7 mol/L Escala de pH O pH (potencial hidrogeniônico) de uma solução aquosa determina se o meio é ácido, neu-tro ou básico. O pH de uma solução é dado pela seguinte expressão: pH = colog [H+] ou pH= – log [H+] De forma análoga, determina-se o pOH (potencial hidroxiliônico) de uma solução aquosa pela expressão: pOH = colog [OH–] ou pOH = – log [OH–] A escala de pH varia de 0 a 14, sendo que quanto mais ácida é a solução, menor é o seu pH; e quanto menos ácida (mais básica) é a solução, maior é o seu pH. De maneira análoga, a escala de pOH também varia de 0 a 14, sendo que quanto mais básica é a solução, menor é o seu pOH e quanto menos básica(mais ácida) é a solução, maior é o seu pOH. Uma maneira sim-ples de entendermos isso é dada pela expressão: pH + pOH = 14 (para uma mesma solução) Através do cálculo do pH (ou do pOH), podemos classificar a solução da seguinte forma: 
 solução ácida solução neutra solução básica [H+] > 10–7 mol/L [H+] = [OH–] = 10–7 mol/L [OH–] > 10–7 mol/L [OH–] < 10–7 mol/L pH = pOH = 7 [H+] < 10–7 mol/L [H+] > [OH–] [OH–] > [H+] pH < 7 ; pOH > 7 pH > 7 ; pOH < 7 Determinação do pH das soluções Para soluções ácidas, o mais comum a se fazer é determinar a concentração de íons H+ em solução, uma vez que o pH é dependente desse valor. 
Caso 1 – Solução de ácido forte (Exemplo: solução de HCℓ 0,1mol/L) Por ser um ácido forte, sua ionização é praticamente total e consideramos: HCℓ→ H+ + Cℓ–. Assim, todo o HCℓ foi ionizado e formou íons H+ e Cℓ– (em mesma quantidade). Calculando o pH, temos: [H+] = 0,1mol/L = 10–1mol/L → pH = – log [H+] = – log (10–1) → pH = 1 Caso 2 – Solução de ácido fraco (Exemplo: solução de ácido acético (CH3COOH) 0,1M (α =1%)) Por ser um ácido fraco, sua ionização não é completa (daí a necessidade do valor de α). Portanto, temos o equilíbrio: CH3COOH H+ + CH3COO–. Se a ionização do ácido acético fosse total (se tivéssemos α = 100%), teríamos íons H+ em solução na concentração de 0,1mol/L (0,1M). Porém, como α = 1%, temos então: α = 100% --- 0,1mol/L de H+ α = 1% --- x mol/L de H+ x = [H+] = 0,001mol/L = 10–3mol/L → pH = – log [H+] = – log (10–3) → pH = 3 Para determinar o pH de soluções básicas, é mais fácil calcularmos primeiramente o pOH e usarmos a relação pH + pOH = 14, pois para essas soluções é mais fácil calcular a concentra-ção de íons OH– a calcular a concentração de íons H+. Caso 3 – Solução de base forte (Exemplo: solução de NaOH 0,1 mol/L) Por ser uma base forte, sua dissociação é total e consideramos: NaOH → Na+ + OH–. Assim, todo o NaOH foi dissociado e formou íons Na+ e OH– (em mesma quantidade). Cal-culando o pOH e depois o pH, temos: [OH–] = 0,1mol/L = 10–1mol/L → pOH = – log [OH–] = – log (10–1) → pOH = 1 pH + pOH = 14 → pH = 14 – 1 → pH = 13 Caso 4 – Solução de base fraca (Exemplo: solução de NH4OH 2 mol/L (α = 0,5%)) Por ser uma base fraca, sua ionização não é completa (daí a necessidade do valor de α). Portanto, temos o equilíbrio: NH4OH NH4+ + OH–. Se a ionização do NH4OH fosse total (se tivéssemos α = 100%), teríamos íons OH– em so-lução na concentração de 2mol/L. Porém, como α = 0,5%, temos então: α = 100% --- 2mol/L de OH– α = 0,5% --- x mol/L de OH– x = [OH–] = 0,01mol/L = 10–2mol/L → pOH = – log [OH–] = – log (10–2) → pOH = 2 pH + pOH = 14 → pH = 14 – 2 → pH = 12 Hidrólise de sais Como vimos alguns capítulos atrás, nem todas as soluções cujo pH é diferente de 7 são formadas por ácidos ou bases propriamente ditos. Alguns sais, quando em solução aquosa, são capazes de reagir com a água, alterando o pH do meio. A essa reação, damos o nome de hidróli-se salina. Dessa forma, existem soluções aquosas de sais ácidos e de sais básicos. Hidrólise salina: é a reação na qual o(s) íon(s) proveniente(s) de um sal reage(m) com a água. Podemos entender a hidrólise salina como uma reação inversa de neutralização ácido-base, onde: sal + H2O → ácido + base 
• Hidrólise salina de ácido forte e base fraca Quando o ânion do sal é proveniente de um ácido forte e o cátion do sal é proveniente de uma base fraca, o sal, ao sofrer a hidrólise salina, formará um ácido forte e uma base fraca. O ácido estará predominantemente na forma ionizada, aumentando assim a concentração de H+ na solução e diminuindo o pH da solução original, enquanto a base fraca estará predominantemente na forma não dissociada. Exemplo: solução de NH4NO3. NH4+(aq) + NO3–(aq) + H2O(ℓ) NH4OH(aq) + H+(aq) + NO3–(aq) base fraca ácido forte NH4+(aq) + H2O(ℓ) NH4OH(aq) + H+(aq) Resultado → solução com pH ácido. • Hidrólise salina de ácido fraco e base forte Quando o ânion do sal é proveniente de um ácido fraco e o cátion do sal proveniente de uma base forte, o sal, ao sofrer a hidrólise salina, formará um ácido fraco e uma base forte. O áci-do estará predominantemente na forma não-ionizada, enquanto a base forte estará predominan-temente na forma dissociada. Com a presença de uma base forte, a concentração do íon OH– aumentará e consequentemente o pOH da solução diminuirá. Portanto, o pH da solução final será maior do que o da solução original. Exemplo: solução de KCN. K+(aq) + CN–(aq) + H2O(ℓ) K+(aq) + OH–(aq) + HCN(aq) base forte ácido fraco CN–(aq) + H2O(ℓ) OH–(aq) + HCN(aq) Resultado → solução com pH básico. • Hidrólise salina de ácido forte e base forte Quando o ânion do sal é proveniente de um ácido forte e o cátion proveniente de uma base forte, o sal, ao sofrer a hidrólise salina, formará um ácido forte e uma base forte. O ácido estará predominantemente na forma ionizada e a base forte estará predominantemente na forma disso-ciada. Nesse caso, não ocorre hidrólise, pois tanto o cátion como o ânion são provenientes de base e ácido fortes, nas mesmas proporções estequiométricas. Portanto, o pH da solução final se mantém o mesmo da solução original (geralmente neutro). Exemplo: solução de NaCℓ. Na+(aq) + Cℓ–(aq) + H2O(ℓ) Na+(aq) + OH–(aq) + H+(aq) + Cℓ–(aq) base forte ácido forte H2O(ℓ) OH–(aq) + H+(aq) Resultado → solução com pH neutro. • Hidrólise salina de ácido fraco e base fraca Quando o ânion do sal é proveniente de uma base fraca e o cátion proveniente de uma ba-se fraca, o sal, ao sofrer a hidrólise salina, formará um ácido fraco e uma base fraca. O ácido esta-rá predominantemente na forma não-ionizada, enquanto a base fraca estará predominantemente 
na forma não dissociada. Porém, apenas comparando as constantes de ionização, pode-se inferir se a solução ficou ligeiramente mais ácida (neste caso Ka > Kb) ou ligeiramente mais básica (nes-se caso Kb > Ka). Exemplo: solução de NH4CN. NH4+(aq) + CN–(aq) + H2O(ℓ) NH4+(aq) + OH–(aq) + H+(aq) + CN–(aq) base fraca ácido fraco KbNH4OH = 1,8×10–5 KaHCN = 4,9×10–10 Resultado: Kb > Ka → Solução com pH final ligeiramente mais básica Produto de solubilidade (KPS) O equilíbrio iônico também pode ocorrer em sistemas contendo mais de uma fase, ou seja, em sistemas heterogêneos. Essa situação pode ser encontrada em sistemas onde ocorre a disso-lução ou precipitação de sólidos, por exemplo. Soluções saturadas de sais poucos solúveis repre-sentam um equilíbrio químico entre a fase sólida e os íons em solução. Isso também ocorre em sistemas em que são formadas substâncias insolúveis, como, por exemplo, AgCℓ, BaSO4, etc. Nesse tipo de equilíbrio, a velocidade de dissolução é igual à velocidade de precipitação e, por isso, a quantidade de corpo de fundo (sólido precipitado) não se altera. A constante desse equilíbrio é denominada constante de produto de solubilidade (KPS), e sua expressão é dada pela multiplicação das concentrações dos íons, em mol/L, elevada ao coefi-ciente estequiométrico de cada íon da reação, pois se considera que a concentração de um sólido em qualquer equilíbrio heterogêneo é igual a 1. Por exemplo, para as substâncias insolúveis AgCℓ e Fe(OH)2, temos os seguintes equilíbrios: AgCℓ(s) Ag+(aq) + Cℓ–(aq) ; Fe(OH)2(s) Fe2+(aq) + 2 OH–(aq) KPSAgCℓ = [Ag+] . [Cℓ–] KPSFe(OH)2 = [Fe2+] . [OH–]2 Caso seja adicionado algum composto à solução que forneça um íon em comum com a substância pouco solúvel, o valor de KPS não será alterado, pois este é dependente apenas da temperatura (assim como qualquer outro equilíbrio). Entretanto, as concentrações iniciais dos íons envolvidos no cálculo dessa constante irão sofrer alterações, e, como consequência disso, a solu-bilidade da substância em questão diminuirá devido ao que chamamos efeito do íon comum. Por exemplo, o AgCℓ possui KPS = 1,8x10–10e sua solubilidade em água pura é de aproximadamente 1,3x10–5 mol/L a 25ºC. Porém, nessa mesma temperatura, a solubilidade do AgCℓ é de aproxima-damente 1,8x10–9 mol/L em uma solução contendo NaCℓ a 0,1 mol/L, e seu KPS não se altera. Nesse caso, temos o efeito dos íons Cℓ– como íon comum.