Equilíbrio químico: constante, pH, Kps, hidrólise e Le Chatelier (resumo para o ENEM)

Por que o refrigerante perde o gás quando a garrafa fica aberta? Por que o sangue mantém o pH perto de 7,4 mesmo depois de uma refeição ácida? E por que as galinhas botam ovos de casca mais fina no verão? Todas essas perguntas têm a mesma resposta: equilíbrio químico. Neste resumo você aprende a caracterizar um sistema em equilíbrio, calcular a constante de equilíbrio, trabalhar com o produto iônico da água e o pH, entender a solubilidade dos sais e a hidrólise, prever o que acontece quando o equilíbrio é perturbado e reconhecer tudo isso no cotidiano e nas questões do ENEM.

1. Reações reversíveis e o sistema em equilíbrio

Muitas transformações químicas são reversíveis: os reagentes formam produtos e, ao mesmo tempo, os produtos voltam a formar reagentes. Usamos a seta dupla (⇌) para indicar isso:

aA + bB ⇌ cC + dD

No início, só há reagentes, e a reação direta é rápida. À medida que os reagentes são consumidos, a velocidade direta diminui; ao mesmo tempo, os produtos se acumulam e a velocidade inversa aumenta. Em certo momento, as duas velocidades ficam iguais. A partir daí, o sistema atingiu o equilíbrio químico.

Como reconhecer um sistema em equilíbrio

• Velocidades iguais: v_direta = v_inversa.
• Concentrações constantes: a quantidade de cada substância para de variar (mas não precisa ser igual entre reagentes e produtos).
• Equilíbrio dinâmico: as reações não param. Moléculas continuam reagindo nos dois sentidos, na mesma taxa.
• Sistema fechado: nenhuma substância entra ou sai. Se um gás escapa, não há equilíbrio.
• Propriedades macroscópicas constantes: cor, pressão, densidade e temperatura não mudam mais.
• O equilíbrio pode ser alcançado partindo dos reagentes ou dos produtos.

Pegadinha clássica: no equilíbrio, as velocidades são iguais, e não as concentrações. No gráfico de concentração por tempo, as curvas ficam horizontais (constantes), mas em alturas diferentes. Já no gráfico de velocidade por tempo, as duas curvas se encontram e seguem juntas.

Quando todas as substâncias estão na mesma fase (por exemplo, todas gasosas), o equilíbrio é homogêneo. Quando há mais de uma fase, como um sólido em contato com um gás, o equilíbrio é heterogêneo. Para revisar os princípios gerais, leia também Equilíbrio químico: descubra os seus princípios.

2. Constante de equilíbrio (K_c e K_p)

Para a reação genérica aA + bB ⇌ cC + dD, a constante de equilíbrio em concentração (K_c) é dada pela lei da ação das massas:

K_c = [C]^c · [D]^d / ([A]^a · [B]^b)

Os colchetes indicam concentração em mol/L no equilíbrio, e os expoentes são os coeficientes da equação balanceada. Três regras resolvem quase todas as questões:

• Produtos no numerador, reagentes no denominador.
• Sólidos e líquidos puros não entram na expressão, porque sua concentração é constante. Em CaCO₃(s) ⇌ CaO(s) + CO₂(g), temos K_c = [CO₂].
• K só depende da temperatura. Mudar concentrações ou pressão desloca o equilíbrio, mas não altera o valor de K.

Para gases, também se usa a constante em pressões parciais (K_p), montada da mesma forma com as pressões no lugar das concentrações. As duas se relacionam por K_p = K_c · (RT)^Δn, em que Δn é a variação do número de mols de gases (produtos menos reagentes). Se Δn = 0, K_p = K_c.

O que o valor de K informa

Valor de K	Interpretação
K > 1 (muito maior)	No equilíbrio predominam os produtos. A reação direta é favorecida.
K ≈ 1	Quantidades comparáveis de reagentes e produtos.
K < 1 (muito menor)	No equilíbrio predominam os reagentes. A reação ocorre pouco.

Exemplo resolvido: na reação H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2 HI(g), as concentrações no equilíbrio são [H₂] = 0,1 mol/L, [I₂] = 0,1 mol/L e [HI] = 0,8 mol/L. Então:

K_c = [HI]² / ([H₂] · [I₂]) = (0,8)² / (0,1 · 0,1) = 0,64 / 0,01 = 64

Como K_c > 1, há predomínio do produto HI. Aqui Δn = 2 − 2 = 0, então K_p = K_c = 64.

Quociente de reação (Q): é a mesma expressão de K, mas calculada com as concentrações de qualquer instante. Se Q < K, a reação avança no sentido dos produtos; se Q > K, avança no sentido dos reagentes; se Q = K, o sistema já está em equilíbrio.

3. Produto iônico da água, equilíbrio ácido-base e pH

A autoionização da água

Mesmo a água pura conduz um pouco de corrente elétrica, porque uma pequeníssima fração de suas moléculas se ioniza:

H₂O(l) ⇌ H⁺(aq) + OH⁻(aq)

A constante desse equilíbrio é o produto iônico da água (K_w). A 25 °C:

K_w = [H⁺] · [OH⁻] = 1,0 × 10⁻¹⁴

Na água pura, [H⁺] = [OH⁻] = 1,0 × 10⁻⁷ mol/L. Se um ácido aumenta [H⁺], a [OH⁻] diminui na mesma proporção, porque o produto das duas precisa continuar igual a K_w.

pH e pOH

Como essas concentrações são números muito pequenos, usamos a escala logarítmica proposta por Sørensen:

pH = −log [H⁺]     pOH = −log [OH⁻]     pH + pOH = 14 (a 25 °C)

Meio	Concentrações	pH a 25 °C	Exemplos
Ácido	[H+] > [OH−]	menor que 7	suco gástrico, limão, refrigerante, vinagre
Neutro	[H+] = [OH−]	igual a 7	água pura
Básico	[H+] < [OH−]	maior que 7	sangue (7,4), água do mar, leite de magnésia, amoníaco

Atenção: cada unidade de pH corresponde a uma variação de 10 vezes na concentração de H⁺. Uma solução de pH 3 é 10 vezes mais ácida que uma de pH 4 e 100 vezes mais ácida que uma de pH 5.

Exemplos rápidos: uma solução de HCl 0,01 mol/L (ácido forte, ionização praticamente total) tem [H⁺] = 10⁻² mol/L, logo pH = 2. Uma solução de NaOH 0,001 mol/L tem [OH⁻] = 10⁻³ mol/L, logo pOH = 3 e pH = 14 − 3 = 11.

Ácidos e bases fracos: K_a, K_b e a lei de Ostwald

Ácidos fracos se ionizam pouco e formam um equilíbrio. Para o ácido acético, presente no vinagre:

CH₃COOH(aq) ⇌ H⁺(aq) + CH₃COO⁻(aq)     K_a = [H⁺] · [CH₃COO⁻] / [CH₃COOH]

Quanto maior o K_a, mais forte o ácido. O mesmo vale para bases fracas e o K_b. Para eletrólitos fracos, a lei da diluição de Ostwald relaciona a constante com o grau de ionização (α) e a concentração (M): K_a ≈ α² · M. Ou seja, quanto mais diluída a solução, maior o grau de ionização.

Exemplo: ácido acético 0,1 mol/L, com K_a = 1,8 × 10⁻⁵. Como [H⁺] ≈ √(K_a · M) = √(1,8 × 10⁻⁶) ≈ 1,3 × 10⁻³ mol/L, o pH fica perto de 2,9 e apenas cerca de 1,3% das moléculas estão ionizadas. Um HCl de mesma concentração teria pH 1.

Soluções-tampão são misturas de um ácido fraco com seu sal (ou de uma base fraca com seu sal) que resistem a variações de pH. O exemplo mais importante está no nosso corpo, como você vê em O sistema tampão do sangue humano.

4. Solubilidade dos sais e hidrólise

Produto de solubilidade (K_ps)

Quando um sal pouco solúvel é colocado em água, forma-se uma solução saturada com corpo de fundo, e se estabelece um equilíbrio heterogêneo entre o sólido e seus íons. Para o cloreto de prata:

AgCl(s) ⇌ Ag⁺(aq) + Cl⁻(aq)     K_ps = [Ag⁺] · [Cl⁻]

O sólido não entra na expressão. Chamando de s a solubilidade em mol/L, temos [Ag⁺] = [Cl⁻] = s, então K_ps = s². Com K_ps = 1,8 × 10⁻¹⁰ a 25 °C, s ≈ 1,3 × 10⁻⁵ mol/L. Para sais com outras proporções, os expoentes mudam: no CaF₂, [Ca²⁺] = s e [F⁻] = 2s, então K_ps = s · (2s)² = 4s³.

• Se o produto das concentrações dos íons for menor que o K_ps, a solução não está saturada e ainda dissolve mais sal.
• Se for igual, a solução está saturada.
• Se for maior, ocorre precipitação até o produto voltar ao valor do K_ps.

Efeito do íon comum: adicionar um íon que já participa do equilíbrio desloca-o para o lado do sólido e diminui a solubilidade. O AgCl, por exemplo, é muito menos solúvel em água com NaCl do que em água pura. Para revisar o conceito geral, veja Por que a solubilidade em Química é importante.

Hidrólise salina: por que um sal pode deixar a água ácida ou básica

Um sal dissolvido libera cátions e ânions. Os íons que vêm de um ácido fraco ou de uma base fraca reagem com a água, liberando OH⁻ ou H⁺. Essa reação é a hidrólise. A regra prática: quem hidrolisa é o íon fraco, e o meio fica com o caráter do mais forte.

Origem do sal	Exemplo	Quem hidrolisa	Meio
Ácido forte + base forte	NaCl, KNO3	nenhum íon	neutro (pH = 7)
Ácido forte + base fraca	NH4Cl	cátion NH4+	ácido (pH < 7)
Ácido fraco + base forte	CH3COONa, NaHCO3, Na2CO3	ânion	básico (pH > 7)
Ácido fraco + base fraca	NH4CN, CH3COONH4	cátion e ânion	depende de Ka e Kb

Veja os dois casos mais cobrados:

NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃ + H₃O⁺  (meio ácido)
CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻  (meio básico)

A constante de hidrólise se calcula por K_h = K_w / K_a (para ânions de ácido fraco) ou K_h = K_w / K_b (para cátions de base fraca). É por hidrólise que o bicarbonato de sódio funciona como antiácido e que o sulfato de alumínio, usado no tratamento de água, deixa o meio levemente ácido.

5. Fatores que alteram o sistema em equilíbrio

O princípio de Le Chatelier diz que, quando um sistema em equilíbrio sofre uma perturbação, ele se desloca no sentido que diminui o efeito dessa perturbação, até atingir um novo equilíbrio. Veja o resumo:

Perturbação	Deslocamento	Muda o valor de K?
Adicionar um reagente (ou retirar um produto)	no sentido dos produtos	Não
Adicionar um produto (ou retirar um reagente)	no sentido dos reagentes	Não
Aumentar a pressão (diminuir o volume)	para o lado com menos mols de gás	Não
Diminuir a pressão (aumentar o volume)	para o lado com mais mols de gás	Não
Aumentar a temperatura	no sentido endotérmico (absorve calor)	Sim
Diminuir a temperatura	no sentido exotérmico (libera calor)	Sim
Adicionar catalisador	não desloca; o equilíbrio só é atingido mais rápido	Não

Três observações que valem pontos:

• A pressão só desloca equilíbrios com gases e com número de mols gasosos diferente dos dois lados. Em H₂ + I₂ ⇌ 2 HI (2 mols de cada lado), mudar a pressão não desloca nada.
• Adicionar um gás inerte a volume constante não altera as concentrações dos participantes e, portanto, não desloca o equilíbrio.
• Sólidos e líquidos puros adicionados não deslocam o equilíbrio, porque não aparecem na expressão de K.

Exemplo da síntese de Haber-Bosch: N₂(g) + 3 H₂(g) ⇌ 2 NH₃(g), ΔH = −92 kJ. São 4 mols de gás nos reagentes e 2 nos produtos, então alta pressão favorece a amônia. Como a reação direta é exotérmica, baixa temperatura também favorece a amônia. Retirar a NH₃ à medida que se forma desloca o equilíbrio ainda mais para a direita. Para entender melhor o princípio, leia Descubra a importância do princípio de Le Chatelier.

6. Velocidade e equilíbrio: duas perguntas diferentes

A cinética responde “quão rápido?”. O equilíbrio responde “até onde?”. Uma reação pode ter K enorme e, mesmo assim, ser lentíssima, como a queima do papel à temperatura ambiente. Os fatores que aumentam a velocidade de uma reação são:

• Temperatura: mais partículas com energia suficiente para superar a energia de ativação.
• Concentração (ou pressão, para gases): mais colisões por segundo.
• Superfície de contato: sólidos triturados reagem mais rápido do que em pedaços.
• Catalisador: oferece um caminho com menor energia de ativação. Como ele acelera igualmente as reações direta e inversa, o equilíbrio chega mais cedo, mas no mesmo ponto.

O processo Haber-Bosch mostra bem o conflito entre os dois: baixa temperatura favorece o rendimento, mas deixa a reação lenta demais. Por isso a indústria usa uma temperatura de compromisso (cerca de 400 a 500 °C), pressões altas (da ordem de 150 a 300 atm) e catalisador à base de ferro. Para revisar a parte de velocidade, leia a Introdução à Cinética Química.

7. Velocidade e equilíbrio no cotidiano

Situações de velocidade das reações

• Geladeira e freezer: a baixa temperatura desacelera as reações de decomposição dos alimentos e a ação de micro-organismos.
• Panela de pressão: a água ferve acima de 100 °C, e o cozimento fica mais rápido.
• Comprimido efervescente: dissolve mais rápido em água morna e quando está triturado (maior superfície de contato).
• Lenha e palha de aço: gravetos pegam fogo antes de toras; a palha de aço queima facilmente, ao contrário de um prego.
• Catalisadores automotivos e enzimas: aceleram reações específicas, como a conversão de CO em CO₂ no escapamento e a digestão dos alimentos no corpo.

Situações de equilíbrio químico

• Refrigerante: CO₂(g) ⇌ CO₂(aq). Ao abrir a garrafa, a pressão cai e o equilíbrio se desloca para a saída do gás. No calor, o refrigerante perde gás mais rápido, porque a dissolução de gases é exotérmica.
• Sangue: o tampão CO₂ + H₂O ⇌ H₂CO₃ ⇌ H⁺ + HCO₃⁻ mantém o pH entre 7,35 e 7,45. Respirar muito rápido elimina CO₂, desloca o equilíbrio para a esquerda e eleva o pH (alcalose).
• Altitude e hemoglobina: Hb + O₂ ⇌ HbO₂. Em grandes altitudes, há menos O₂, o equilíbrio se desloca para a esquerda e surge o cansaço. Com o tempo, o organismo produz mais hemoglobina para compensar.
• Cáries e flúor: o esmalte dos dentes é hidroxiapatita, Ca₅(PO₄)₃OH(s) ⇌ 5 Ca²⁺ + 3 PO₄³⁻ + OH⁻. Ácidos produzidos pelas bactérias consomem OH⁻, deslocam o equilíbrio para a direita e desmineralizam o dente. O flúor forma a fluorapatita, mais resistente aos ácidos.
• Casca dos ovos no verão: no calor, as galinhas ofegam e eliminam mais CO₂. Isso reduz a formação de íons carbonato (CO₃²⁻), e menos CaCO₃ é depositado na casca, que fica mais fina.
• Estalactites e estalagmites: CaCO₃(s) + CO₂ + H₂O ⇌ Ca²⁺ + 2 HCO₃⁻. Quando a água goteja no teto da caverna e perde CO₂, o equilíbrio volta para a esquerda e o calcário se deposita lentamente.
• Calagem do solo: agricultores adicionam calcário (CaCO₃) a solos ácidos; o carbonato consome H⁺ e eleva o pH, deixando nutrientes mais disponíveis para as plantas.

Questões resolvidas

1. Considere o equilíbrio 2 SO₂(g) + O₂(g) ⇌ 2 SO₃(g), com ΔH < 0. Quais alterações aumentam o rendimento de SO₃?

Resolução: há 3 mols de gás nos reagentes e 2 nos produtos, então aumentar a pressão favorece o SO₃. A reação direta é exotérmica, então diminuir a temperatura também favorece. Adicionar O₂ ou retirar SO₃ desloca o equilíbrio para a direita. O catalisador (V₂O₅, na indústria) não aumenta o rendimento; apenas faz o equilíbrio ser atingido mais rápido.

2. Três frascos contêm soluções aquosas de NaCl, NH₄Cl e Na₂CO₃, todas com a mesma concentração. Coloque-as em ordem crescente de pH.

Resolução: o NH₄Cl vem de ácido forte (HCl) e base fraca (NH₃): o cátion NH₄⁺ hidrolisa e o meio fica ácido. O NaCl vem de ácido e base fortes: meio neutro. O Na₂CO₃ vem de ácido fraco (H₂CO₃) e base forte (NaOH): o ânion CO₃²⁻ hidrolisa e o meio fica básico. Resposta: NH₄Cl < NaCl < Na₂CO₃.

Resumo rápido

• No equilíbrio, v_direta = v_inversa e as concentrações ficam constantes, mas não necessariamente iguais.
• K_c = produtos sobre reagentes, elevados aos coeficientes; sólidos e líquidos puros ficam de fora.
• K > 1 favorece produtos; K < 1 favorece reagentes. K só muda com a temperatura.
• K_w = [H⁺] · [OH⁻] = 10⁻¹⁴; pH = −log [H⁺]; pH + pOH = 14 (a 25 °C).
• Maior K_a, ácido mais forte. Lei de Ostwald: K_a ≈ α² · M.
• K_ps mede a solubilidade de sais pouco solúveis; o íon comum diminui a solubilidade.
• Hidrólise: o íon fraco reage com a água, e o meio fica com o caráter do mais forte.
• Le Chatelier: o sistema reage contra a perturbação. Catalisador não desloca o equilíbrio.
• Cinética diz quão rápido; equilíbrio diz até onde.

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