Equilíbrios em sistemas heterogêneos

Os corais marinhos dependem de espécies químicas
presentes na água do mar.

          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 heterogêneos

          Os 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) + CO₃^2-(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 CO₃^2-.

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.

Hidrólise de sais

         As medidas de pH em uma mesma região oceânica permanecem praticamente estáveis mesmo com a adição de quantidades significativas de ácidos e bases. Uma explicação para esse fato é a presença de espécies químicas que reagem tanto com os íons H⁺(aq) como com íons OH^-(aq) adicionados ao sistema, de forma que o pH da água do mar praticamente não varia.
          Os vários sais dissolvidos nos oceanos contribuem para o caráter ligeiramente alcalino de suas águas e, por isso, o pH delas encontra-se normalmente entre 8,1 e 8,4. As águas oceânicas são consideradas sistemas-tampão, ou seja, tem a propriedade de manter o pH em sua estreita faixa de valores.
          Esses sistemas naturais permitem a existência de uma grande diversidade de organismos que não sobreviveriam em águas que não apresentassem bruscas variações de pH.

Hidrólise de sais

          Quando um sal se dissolve em água, os íons se dissociam do retículo cristalino. Alguns desses íons são simplesmente cercados por moléculas de água, fenômeno chamado de solvatação. Entretanto, há íons que, além de serem rodeados por moléculas de água, reagem com elas e esse processo é denominado hidrólise.
          A hidrólise de sais corresponde a reação entre a água e os cátions e ou ânions liberados na dissolução de um sal.
          Muitos íons são ácidos ou bases de Brönsted-Lowry e reagem com a água, cedendo ou recebendo prótons. Assim, é possível preparar uma solução ácida ou básica por meio da dissolução de um sal.
          Como exemplo, o carbonato de sódio (Na₂CO₃) é muito utilizado para produzir soluções alcalinas. Em solução aquosa, libera íons de sódio e íons de carbonato, que hidrolisam, produzindo íons OH^-.

Dissolução de sal derivado de ácido forte e base forte: solução neutra

          Uma solução aquosa de NaCl contém a mesma quantidade de íons Na⁺ e íons Cl^-, em mol, que também equivale à quantidade de matéria dissolvida de NaCl nessa solução. A solução apresenta um pH de aproximadamente 7, ou seja, é uma solução de caráter neutro. De outro modo, podemos dizer que, nem os cátions ou ânions tem qualquer tendência em se combinar com os íons provenientes da auto-ionização da água, gerando uma solução neutra.

Hidrólise de sal derivado de ácido forte e base fraca ou hidrólise de um cátion: solução ácida

          Levando em conta um experimento em que ocorre a dissolução de cloreto de amônio em água, percebemos que os íons NH₄⁺ e OH^- associam-se e formam NH₃ . H₂O (base fraca e solúvel), mas os íons H⁺e Cl^- permanecem dissociados pelo fato de o HCl ser um ácido forte. Assim, a solução formada apresenta H⁺maior do que OH^-, o que determina o seu caráter ácido.

Hidrólise de sal derivado de base forte e ácido fraco ou hidrólise de um ânion: solução básica

          Ao se analisar a dissociação do bicarbonato de sódio em água, percebemos que os íons HCO₃ ^- e H⁺ associam-se e formam o ácido fraco H₂CO₃, que, por ser instável, se decompõe em CO₂ e H₂O. No entanto, os íons Na⁺ e OH^- permanecem dissociados em solução aquosa porque o NaOH é base forte e solúvel. Por apresentar OH^- maior que H⁺, a solução terá caráter básico (pH > 7).

Hidrólise de sal derivado de ácido fraco e base fraca ou hidrólise do cátion e do ânion

          Considerando uma solução formada por bicarbonato de amônio e água, o sal sofre dissociação iônica e libera íons NH₄⁺e HCO₃^-. Como o NH₃ . H₂O e H₂CO₃ estão fracos, por estarem pouco ionizados, é possível dizer que ocorre hidrólise tanto no cátion como no ânion.

          Para decidir o caráter da solução, é necessário comparar as constantes de ionização do ácido (Ka) e da base (Kb). Como Kb é maior que Ka, conclui-se que a solução será básica, pois a base apresenta uma extensão de ionização maior que o ácido, portanto a concentração de íons hidroxila é maior que a de íons de hidrogênio.

Constantes de hidrólise (Kh)

          A constante de hidrólise corresponde a constante de equilíbrio para as reações de hidrólise que podem envolver cátions, ânions ou ambos.

   Hidrólise de cátion derivado de base fraca

          A extensão da hidrólise de um cátion depende da força da base formada. Isso porque quanto mais fraca a base for, menos ela se dissocia e portanto, é mais favorecida a reação direta quando corresponde à reação inversa do equilíbrio de hidrólise.

   Hidrólise de ânion derivado de ácido fraco

          Diferentemente da hidrólise de cátion derivado de base fraca, a hidrólise de ânion derivado de ácido fraco depende da força do ácido formado, ou seja, quanto menor for a força do ácido formado, maior será a extensão da hidrólise do ãnion.

   Hidrólise de cátion e ânion

          A extensão da hidrólise do cátion e do ânion depende tanto da força da base quanto do ácido formados. é possível verificar, nesse caso, que quanto mais fracos forem o ácido e a base formados, maior será a constante de hidrólise.

Sistema-tampão ou solução-tempão

O sangue humano é um sistema-tampão
ligeiramente básico. Em condições
normais, seu pH varia de 7,35 a 7,45.

          Quando se adiciona um ácido ou uma base a água, mesmo em pequenas quantidades, o pH da solução se altera rapidamente. Entretanto, a adição de ácido produz alterações no pH. Isso ocorre porque o plasma dispõe de espécies químicas capazes de reagir tanto com ácidos quanto com bases, constituindo um sistema ou tampão-solução, o qual evita variações bruscas ou significativas do pH.
          Um bom exemplo de sistema tampão é o sangue. O sangue é uma complexa mistura de substâncias que apresentam um pH de aproximadamente 7,4. Se o pH do sangue ficar abaixo de 6,8 ou acima de 7,8 há risco de morte.
          Assim, os sistemas-tampões são necessários para o funcionamento dos processos que ocorrem em organismos vivos, sendo especialmente importante nos processos bioquímicos e fisiológicos. Muitas das reações que ocorrem nos seres vivos são extremamente sensíveis ao pH e só se realizam em uma estreita faixa de pH.

Efeito do íon comum

          O efeito do íon comum, ocorre quando há uma alteração no pH de uma solução ácida pela presença de sua base conjugada, fazendo com que o equilíbrio se desloque no sentido de consumir mais íons, diminuindo o grau de ionização.
          Um caso especial do efeito do íon comum ocorre em um sistema-tampão. Os sistemas-tampão são aqueles que resistem a variações de pH ao serem diluídos ou ao receberem quantidades de ácidos ou bases.

Determinação do pH das soluções-tampão

          A faixa de pH que se deseja tamponar depende dos constituintes da solução-tampão, portanto, a composição e o pH desses elementos devem ser analisados para que se possa ter uma noção do pH de seu produto.

O produto iônico da água e o pH de soluções aquosas

          Os materiais líquidos de higiene, são utilizados para limpar e proteger a pele de microrganismos indesejáveis. Apesar de a pele possuir sua própria ação de limpeza por meio da contínua renovação das células da epiderme, os sabonetes líquidos, por exemplo, são de grande importância na complementação do processo de higiene pessoal.                                                                        
          Estes produtos são encontrados em diferentes cores, formas, tamanhos, fragrâncias e consistências. Entretanto, o conhecimento do pH deveria ser considerado na escolha dos produtos, pois é ele uma medida do caráter ácido (pH < 7), básico (pH > 7) ou neutro (pH = 7) das soluções aquosas (a 25 ºC e a 1 atm).A escala de valores de pH da pele varia de 4,2 a 5,9 (caráter ácido), dependendo da área do corpo. Essa variação é explicada pela presença de alguns ácidos fracos no suor e na epiderme.
          A maioria dos sabonetes em barra apresenta, em solução aquosa, pH alcalino entre 9 e 10, embora haja também os que apresentem pH mais próximos ao da pele. Essa escolha adequada varia muito, dependendo muito do tipo de pele e, em alguns casos, um dermatologista deve ser consultado.

Equilíbrio iônico e produto iônico da água

          Por que uma solução aquosa composta por um sal como o bicarbonato de sódio, NaHCO₃, apresenta pH básico? De onde surge os íons OH^- em uma solução se o bicarbonato de sódio não apresenta esses íons? A resposta a essas perguntas é encontrada no estudo do equilíbrio químico existente na água líquida, que será visto nos próximos tópicos.

   Equilíbrio iônico da água

          A água apresenta um caráter anfótero, isto é, pode se comportar como ácido (doador de prótons) ou como base (receptora de prótons). A transferência de prótons entre moléculas de água ocorre sempre, independentemente de ela estar ou não pura. Esse processo é chamado de autoionização da água, observando-se que a água pura conduzia eletricidade, ainda que em pequena escala. De forma bastante simplificada, esse equilíbrio pode ser representado da seguinte maneira:

H2O(ℓ) ⇆ H⁺(aq) + OH^-(aq)

   Produto iônico da água: K_w

      Por meio de medidas de condutibilidade elétrica, realizadas a 25 ºC, foi possível determinar que as concentrações dos íons H⁺  e OH^- são iguais a 1 X 10^-7 mol . L^-1 na água pura, o que indica que o equilíbrio encontra-se muito deslocado no sentido da substância molecular e justifica a baixa condutibilidade elétrica desse líquido. Há aproximadamente duas moléculas de água que se ionizam em cada um bilhão (1⁹) dessas moléculas, a 25 ºC.

      A constante desse equilíbrio é chamada constante de dissociação da água ou constante de autoprotólise, ou ainda produto iônico da água. Esta constante é representada por K_w, cujo valor pode ser calculado a partir da seguinte expressão matemática:

K_w = [H⁺] • [OH^-]

Considerando uma temperatura de 25 ºC, tem-se:

K_w = (1,0 x 10^-7) x (1,0 x 10^-7) = 10_-14

     Vale a pena lembrar que o valor de K_w, assim como o de todas as constantes de equilíbrio, varia com a temperatura.

Meios neutro, ácido e básico

• Meio neutro

          Um sistema é chamado de neutro quando as concentrações dos íons H₃O e OH^- são iguais, como acontece com a água pura. A 25 ºC, essas concentrações correspondem a 1 x 10^-7 mol • L-1. Entretanto, a adição de um ácido de um ácido ou base ao sistema provoca um deslocamento do equilíbrio e ionização da água.

• Meio ácido

          A adição de um ácido a um sistema neutro aumenta a concentração de íons H₃O⁺ e o torna ácido. De acordo com o Princípio de Le Châtelier, uma pequena parte desses íons adicionados reage com íons OH^- derivados da autoionização da água.

2  H₂O(ℓ) ⇄ H₃O⁺(aq) + OH^-(aq) 

Como consequência, ocorre uma redução na OH^- até que o produto entre H₃O⁺ e OH^- se iguale novamente a 1,0 X 10^-14, a 25 ºC. Assim, em meio ácido a H₃O⁺ é maior do que a OH^-.

• Meio básico

          A adição de uma base a um sistema neutro implica a formação de uma solução básica. Parte dos íons OH^- adicionados reage com íons H⁺ provenientes da autoionização da água reduzindo a H⁺ até que o produto entre H⁺ e OH^- seja novamente igual a 1,0 x 10^-14, a 25 ºC. Dessa forma, H⁺ é menor do que OH^- em meio básico.

Determinação do pH

           Os valores de H⁺ e OH^- das soluções aquosas variam normalmente em uma extensa faixa de números com expoentes negativos. O vinagre, a água e o sangue, por exemplo, tem H⁺ de aproximadamente 1,0 x 10^-3, 1,0 x10^-7 e 4,0 x 10^-8 mol • LH^-1, respectivamente.

            O pH, que significa potencial hidrogeniônico, de uma solução é definido como:

pH = -log [H⁺] ⇒ [H⁺] = 10^-pH, em mol • L^-1⇒

De forma semelhante, define-se o pOH (potencial hidroxiliônico) como:

pH = -log [OH^-] ⇒ [OH^-] = 10^-pOH, em mol • L^-1 

A escala de pH

          A escala de pH é a mais utilizada para comparar a acidez ou alcalinidade dos sistemas. Abaixo, veja uma representação da escala de pH:

Escala de pH. A escala de pH varia de 1 a 14.

É importante ressaltar que, quando a o valor se encontra no número 7, significa que é neutro, e a medida que vai se distanciando para a esquerda do número 7 (1 a 7), se torna ácida,  já ao distanciar-se à direita do número 7 (7 a 14) se torna alcalina.

Indicadores de ácido-base

O peagâmetro digital
mostra medidas rápidas
e precisas de pH.

          A determinação do pH pode ser feita por meio de um aparelho chamado de medidor  de pH ou peagômetro. A leitura se dá em função da condutividade elétrica da solução, pois um voltímetro mede o pH eletroquimicamente. O aparelho é calibrado para converter os valores medidos em milivolts para escala usual de 0 a 14 de pH.

          Um indicador muito utilizado em laboratório é a fenolftaleína. A fenolftaleína é um ácido fraco, que na sua forma não dissociada se apresenta incolor. O gotejamento de uma solução alcalina em um sistema inicialmente ácido, o qual contém algumas gotas de fenolftaleína, forma a solução cor-de-rosa por volta de pH = 9. Essa mudança de cor indica o predomínio de Ind^-.

          Existem diversas outras substâncias que atuam como indicadores. Também é muito comum o uso do indicador universal - uma mistura de alguns indicadores, normalmente secos, em tiras de papel, as quais ao serem mergulhadas na solução analisada, adquirem cores que devem ser comparadas a uma escala-padrão com os respectivos valores de pH.

          Outro método que também é capaz de apresentar os mesmos resultados é o suco de repolho roxo. Abaixo, segue a foto da variação do suco após adição de diversos produtos:

Cálculo de pH de soluções de ácidos e bases

    Solução de ácidos fortes

          

          Para o cálculo do pH de soluções ácidas é necessário determinar a concentração de íons H⁺ dessas soluções.

          Acompanhe a análise do pH de uma solução de ácido clorídrico 0,1 mol • L^-1, cujo grau de ionização é considerado a 100% a 25 ºC. Os íons H⁺ presentes nessa solução são provenientes das ionizações da água e do ácido. Porém, a H⁺ decorrente da autoionização da água é desprezível, de forma que a H⁺ da solução é quase toda gerada na ionização do ácido (0,1 mol • L^-1).

HCℓ(aq) ⇆ H⁺⁽aq) + Cℓ^-(aq)

          A adição de uma solução de ácido forte à água altera o equilíbrio iônico da água. O aumento na H₃O⁺ pela adição de ácido é acompanhado pela diminuição da OH^- por meio da reação destes com os íons H₃O⁺ adicionados.

   Solução de bases fortes

          Considere a dissolução de 0,01 mol • L^-1 de NaOH, a 25 ºC. A concentração de íons OH^- em uma solução é igual a 0,01 mol • L^-1, pois a concentração de OH^- proveniente da água é, também, desprezível nesse caso.  

NaOH(aq) ⇆ Na⁺(aq) + OH^-(aq)

Soluções de ácidos fracos e bases fracas

          Para determinar a concentração de íons H⁺ em solução de ácidos fracos, é necessário conhecer a concentração inicial do ácido, o grau de ionização, ou a constante de ionização, bem como considerar o equilíbrio entre o ácido HA e sua base conjugada A^-. De forma semelhante, também é possível determinar a OH^- e o pH ou pOH de soluções de bases fracas.

Titulação ácido-base

          A determinação experimental da concentração de uma solução geralmente é feita por meio de um precedimento denominado titulação, o qual envolve a adição de uma solução de concentração conhecida, o titulante, a uma concentração desconhecida, o titulado. 

          O volume do titulado é medido de forma precisa, com o uso de uma pipeta volumétrica e transferido para um frasco, juntamente com algumas gotas de um indicador ácido-base adequado.

         O titulado é colocado em um cilindro de vidro graduado (bureta), que permite o acompanhamento do volume adicionado. O gotejamento deve ocorrer até o ponto de equivalência, situação em que a quantidade de íons de OH^- (ou OH⁺), em mol, adicionada como titulante, iguala-se à quantidade de íons H⁺ (ou OH^-), em mol, inicialmente presente na solução titulada.

Titulação de ácido acético com solução de hidróxido de sódio

          A titulação pode ser usada, por exemplo, para determinar a concentração de um ácido ou de uma base em uma solução.

          Soluções ácidas são sempre neutralizadas com titulantes básicos de concentração conhecida, enquanto soluções básicas são sempre neutralizadas com titulantes ácidos de concentração conhecida. Um indicador ou um medidor de pH (peagômetro) podem ser usados para acusar o momento exato em que o titulado foi totalmente neutralizado. Nesse momento, interrompe-se a adição de titulante e lê-se o volume gasto.

A força dos ácidos e das bases

Constante de dissociação (K_a)

          É possível fazer a diferenciação entre um ácido fraco e um ácido forte por meio da condutibilidade elétrica de suas soluções aquosas. Mas esse método não é eficiente para comparar a força de vários ácidos. A maior parte dos ácidos e das bases encontrados na natureza é fraca. K<sub>a corresponde à constante de acidez.

Dissociação de ácidos e constante de equilíbrio</sub> 

          Ácidos fracos dissolvidos em água dissociam-se com o estabelecimento de um equilíbrio reversível entre as espécies não dissociadas e os seus íons. Ao aplicar-se a Lei de Ação das Massas a esses equilíbrios permite a avaliação da condição de equilíbrio e a comparação entre as forças dos ácidos.
          O ácido acético é um ácido fraco por apresentar um baixo grau de dissociação em solução aquosa. Dependendo da concentração e da temperatura, apenas uma a cada cem moléculas de ácido acético sofre dissociação em contato com a água.

Constante de dissociação dos ácidos

          A constante de dissociação do ácido indica a extensão de sua dissociação, a uma determinada temperatura. Quanto maior for o grau de dissociação, maior será a concentração dos íons presentes no equilíbrio e menor a concentração do ácido não dissociado.
          O valor da constante de dissociação de um ácido (Ka), indica a força desse ácido. Quanto maior for a constante, maior será a força do ácido a determinada temperatura.

Constante de dissociação das bases

          Bases fortes, como a do hidróxido de sódio, dissolvem-se em água com dissociação de praticamente 100% de seus aglomerados. As bases fracas apresentam um grau de dissociação baixo. Quando uma base fraca é colocada em água, os íons formados e as espécies químicas não dissociadas estabelecem um equilíbrio químico.

Lei da Diluição de Ostwald

          As constantes de dissociação ( Ka ou Kb) constituem um excelente critério para comparar a força existente entre ácidos e bases, pois dependem apenas da temperatura da solução. O grau de dissociação (a) também pode ser utilizado para se fazer essa comparação, mas seu valor depende da concentração da solução a ser analisada e de sua temperatura. Portanto, quanto mais diluídos estiverem um ácido ou uma base, maiores serão os seus graus de dissociação.

Definição de ácido e base de acordo com a Teoria de Brönsted-Lowry

          No ano de 1923, uma teroia mais abrangente sobre ácidos e bases foi proposta independentemente pelo químico dinamarquês Johannes Brönsted e pelo químico inglês Thomas Lowry. De acordo com essa teoria, a definição de ácidos e de bases ocorre em função da capacidade das espécies químicas de doarem ou receberem um próton e não se restringe a sistemas aquosos. Segundo a teoria:

• Ácido é uma espécie química capaz de doar próton (H⁺).
• Base é uma espécie de química capaz de receber  próton (H^-).
• Reações ácido-base são aquelas em que existe transferência de prótons.

          Por essa teoria, as reações de neutralização seriam uma transferência de prótons (H⁺) entre um ácido e uma base, tendo como consequência a formação de dois pares ácido-base conjugados, os quais compreendem espécies que diferem em um H⁺.

          A teoria nos possibilita classificar a força dos ácidos em função da sua capacidade de doar prótons. Um ácido forte deve apresentar uma grande tendência de transferir prótons.    Assim, em uma relação ácido-base, a espécie que tem grande tendência em doar H⁺ é ácido forte. Da mesma forma, a espécie que possui pouca tendência de doar H⁺  apresentará uma base forte.

Equilíbrios em sistemas aquosos

          No nosso organismo, ocorrem diversas reações químicas, que geralmente se processam em determinada faixa de temperatura, pH e concentração de reagentes.
          O suco gástrico, por exemplo, apresenta normalmente pH em torno de 2. Ele é altamente ácido, devido ao fato a presença de ácido clorídrico (HCl), que, dentre outras funções no estômago, é necessário para ação da pepsina (enzima atuante na digestão das proteínas).
          Quando o suco gástrico torna-se mais ácido do que o normal, ele causa azia e prejudica a digestão. Nesse caso, é comum o  uso de medicamentos para compensar essas alterações, como comprimidos efervescentes, os quais geralmente são compostos por ácido cítrico, carbonato e bicarbonato de sódio. A seguir serão abordados outros aspectos a respeito do equilíbrio químico em meio aquoso.

Fatores que alteram o estado de equilíbrio

Princípio de Le Châtelier

          Ao dissolvermos um comprimido de antiácido efervescente em uma quantidade qualquer de água, forma-se um sistema em equilíbrio, envolvendo os componentes da fórmula desse medicamento: bicarbonato de sódio, carbonato de sódio, ácido cítrico e ácido acetilsalicílico. Se adicionarmos a esse sistema um ácido, observa-se a produção de mais bolhas de gás.
          Interpretando esses resultados, podemos dizer que houve um favorecimento do equilíbrio no sentido da formação do gás. Isso quer dizer que o equilíbrio formado após a dissolução do comprimido foi perturbado. Esse fenômeno, observado nos sistemas em equilíbrio, em que uma perturbação desencadeia o equilíbrio, favorecendo-o no sentido de compensar a modificação imposta, é chamado de Princípio de Le Châtelier.

Concentração

          Ao analisarmos o que foi visto anteriormente, concluímos que a diminuição da concentração de um dos produtos da reação favoreceu a formação de gás, ou seja, um dos produtos da reação. Agora, veja o que acontece quando alteramos a concentração dos reagentes:
Por exemplo, para o sistema em equilíbrio:

2 CO (g) + O₂ (g)2 CO₂ (g)

          Observa-se maior rendimento em produtos quando se inicia a reação com altas concentrações de CO (g) ou de O₂ (g). Pelo Princípio de Le Chantêlier, a perturbação dever ser compensada. Para isso, é necessário o consumo da espécie que está em maior concentração, o que é realizado quando se formam produtos.

Pressão

          É importante considerar a pressão de um sistema em equilíbrio somente quando estão presentes substâncias em estado gasoso. Praticamente não há favorecimento do equilíbrio em nenhum sentido quando se altera a pressão de um equilíbrio quando se envolve apenas sólidos e líquidos. Nos sistemas homogêneos, isso também pode ser observado. O aumento da pressão faz com que o equilíbrio seja favorecido no sentido em que há o menor número de moléculas no estado gasoso. Já a diminuição da pressão favorece a reação inversa, em que o sistema ocupa maior volume, e é identificada pela intensificação da cor castanha.

Temperatura

          Para observar a influência da temperatura nos equilíbrios, vamos considerar a equação termoquímica que os representa. Por exemplo, no equilíbrio envolvendo a formação da amônia, que é um processo exotérmico,

N₂ (g) + 3 H₂ (g)2 NH₃ (g) + 46 kj

a formação do produto é aumentada quando há o abaixamento da temperatura. Como a energia é um produto da reação, ela está sendo retirada, com o resfriamento, e o equilíbrio deve compensar esse efeito favorecendo a reação no sentido da formação dos produtos. 

Ou seja, a variação da temperatura funciona de duas maneiras:

Em processos endotérmicos:

• K_c é proporcional à temperatura;
• O aumento da temperatura aumenta o K_c e a diminuição da temperatura diminui o K_c.

E quanto os processos exotérmicos:

• K_c é inversamente proporcional à temperatura;
• O aumento da temperatura diminui o K_c e a diminuição da temperatura aumenta o K_c.

Catalisadores

Um catalisador, é todo e qualquer tipo de substância que acelera a velocidade de uma reação, modificando também seus mecanismos e energias de ativação. Os catalisadores não alteram o rendimento, mas permitem que essa situação seja atingida mais rapidamente.