Mapa mental de Equilíbrio Químico: resumo para o ENEM

O equilíbrio químico é um dos temas de Físico-Química que mais aparecem no ENEM e nos vestibulares, quase sempre ligado a situações do dia a dia: o refrigerante que perde o gás, o pH do sangue, as cáries, a produção de amônia. Este mapa mental de equilíbrio químico reúne, em uma única imagem, tudo o que você precisa revisar, organizado em oito ramos que partem de uma reação reversível.

Quer a explicação completa? Este mapa resume o post Equilíbrio químico: constante, pH, Kps, hidrólise e Le Chatelier, que tem todos os conceitos detalhados, exemplos de cálculo e questões resolvidas.

O que o mapa mental mostra

No centro está a reação reversível genérica, aA + bB ⇌ cC + dD. Os ramos começam pela caracterização do equilíbrio e pela constante K, passam pelos equilíbrios em solução aquosa (pH, ácidos e bases fracos, solubilidade e hidrólise) e terminam no que perturba o equilíbrio e nas aplicações que caem na prova.

1. Caracterização do equilíbrio

• Velocidades: no equilíbrio, v_direta = v_inversa.
• Concentrações: ficam constantes ao longo do tempo.
• Pegadinha: constantes não significa iguais. Reagentes e produtos podem ter concentrações bem diferentes.
• Natureza: o equilíbrio é dinâmico; as reações continuam acontecendo nos dois sentidos.
• Condição: só existe em sistema fechado.

2. Constante de equilíbrio

• K_c: concentrações dos produtos divididas pelas dos reagentes, no equilíbrio.
• Expoentes: são os coeficientes da equação balanceada.
• Fora de K: sólidos e líquidos puros não entram na expressão.
• K > 1: predominam os produtos; K < 1, predominam os reagentes.
• K_p: versão em pressões parciais, com K_p = K_c · (RT)^Δn.

3. Água e pH

• K_w: o produto iônico da água vale [H⁺] · [OH⁻] = 1,0 × 10⁻¹⁴ a 25 °C.
• pH: −log [H⁺]; e pOH = −log [OH⁻].
• Soma: pH + pOH = 14.
• Neutro: pH = 7 a 25 °C. Abaixo de 7, ácido; acima, básico.
• Escala logarítmica: cada unidade de pH a menos significa 10 vezes mais H⁺.

4. Ácidos e bases fracos

• K_a e K_b: quanto maior a constante, mais forte o ácido ou a base.
• Lei de Ostwald: K_a ≈ α² · M, em que α é o grau de ionização e M a concentração.
• Diluição: diluir um eletrólito fraco aumenta o seu grau de ionização.
• Vinagre: o ácido acético 0,1 mol/L tem pH perto de 2,9, bem acima do pH 1 de um HCl de mesma concentração.
• Tampão: mistura de ácido fraco e seu sal que segura o pH. Veja O sistema tampão do sangue humano.

5. Solubilidade dos sais

• K_ps: para o AgCl, K_ps = [Ag⁺] · [Cl⁻]. O sólido não entra.
• Cálculo: em sais do tipo AB, K_ps = s², em que s é a solubilidade em mol/L.
• Q < K_ps: a solução não está saturada e dissolve mais sal.
• Q > K_ps: o sal precipita.
• Íon comum: adicionar um íon do próprio sal diminui a solubilidade.

6. Hidrólise salina

• Regra: o íon que vem do ácido ou da base fraca reage com a água, e o meio fica com o caráter do mais forte.
• NaCl: ácido forte + base forte, meio neutro.
• NH₄Cl: ácido forte + base fraca, meio ácido.
• Na₂CO₃: ácido fraco + base forte, meio básico.
• K_h: K_w ÷ K_a (ou K_w ÷ K_b, para cátions de base fraca).

7. Princípio de Le Chatelier

Quando um equilíbrio é perturbado, o sistema se desloca para diminuir o efeito da perturbação. Saiba mais em Descubra a importância do princípio de Le Chatelier.

• Concentração: adicionar uma substância desloca o equilíbrio para consumi-la; retirar desloca para produzi-la.
• Pressão ↑: desloca para o lado com menos mols de gás.
• Temperatura ↑: desloca no sentido endotérmico.
• Catalisador: não desloca; só faz o equilíbrio chegar mais rápido.
• Só a temperatura muda o valor de K.

8. Velocidade e cotidiano

• Cinética: responde “quão rápido?”. Veja a Introdução à Cinética Química.
• Equilíbrio: responde “até onde?”.
• Refrigerante: ao abrir a garrafa, a pressão cai e o CO₂ sai da solução.
• Sangue: o tampão de bicarbonato mantém o pH perto de 7,4.
• Haber-Bosch: alta pressão, temperatura de compromisso e catalisador de ferro para produzir amônia.

Exemplos resolvidos

1. Constante de equilíbrio. Na reação H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2 HI(g), o equilíbrio tem [H₂] = [I₂] = 0,1 mol/L e [HI] = 0,8 mol/L. Qual o valor de K_c?

K_c = [HI]² ÷ ([H₂] · [I₂]) = 0,64 ÷ 0,01 = 64. Como K_c > 1, predomina o produto.

2. pH. Qual o pH de uma solução de NaOH 0,001 mol/L a 25 °C?

[OH⁻] = 10⁻³ mol/L, então pOH = 3 e pH = 14 − 3 = 11.

3. Le Chatelier. No equilíbrio N₂(g) + 3 H₂(g) ⇌ 2 NH₃(g), com ΔH < 0, o que acontece com a quantidade de amônia se a pressão aumentar?

Há 4 mols de gás nos reagentes e 2 nos produtos. O aumento de pressão desloca o equilíbrio para o lado com menos mols de gás, então a quantidade de NH₃ aumenta. O valor de K não muda, porque a temperatura não mudou.

Como usar este mapa mental

• Antes de resolver exercícios: revise os ramos 1 e 2 e pergunte sempre “o que entra na expressão de K?”.
• Em questões de pH e sais: use os ramos 3 a 6 em sequência: primeiro identifique se o ácido ou a base é forte ou fraco, depois calcule.
• Depois de estudar: cubra o lado direito de cada linha e tente completar de memória.
• Na véspera da prova: use o mapa como revisão rápida de dois minutos e, se tiver tempo, refaça as questões do Simulado Geral de Química.

Veja também o mapa mental das Leis dos Gases.