Química · 2ª série do Ensino Médio
A reação não parou: ela anda nos dois sentidos, na mesma velocidade.
Num refrigerante fechado, numa caverna de calcário, no seu sangue e numa fábrica de fertilizantes, reações acontecem para a frente e para trás ao mesmo tempo. Quando as duas velocidades se igualam, nada parece mudar — mas as moléculas continuam reagindo. Esta página mostra como medir esse equilíbrio, prever para onde ele vai e usá-lo a nosso favor.
No frasco ao fundo · N₂O₄ ⇌ 2 NO₂ · desde que a página abriu
N₂O₄ → 2 NO₂
2 NO₂ → N₂O₄
As duas contagens crescem juntas e quase empatadas: a cada molécula que se parte, outra se forma. A cor do frasco não muda, mas nada está parado. Isso é o equilíbrio dinâmico.
↓ role para ver o equilíbrio se formar
Como usar esta página
A primeira parte trata dos equilíbrios entre moléculas; a segunda, dos equilíbrios com íons em água; a terceira é para treinar. Os laboratórios são interativos — mexa em tudo. Os exemplos resolvidos abrem um passo de cada vez: tente o próximo passo antes de clicar.
Parte I · Equilíbrio molecular
Equilíbrio dinâmico, Kc e Kp, quociente Q, o quadro de equilíbrio, Le Chatelier e a indústria.
Parte II · Equilíbrio iônico
Ka, Kb e pKa, pH e pOH, indicadores, hidrólise, soluções-tampão e produto de solubilidade.
Parte III · Treino
25 questões reais da FUVEST e da Unicamp, simulado com cronômetro, discursivas, slides e lista de exercícios.
Parte 1 · Equilíbrio dinâmico Molecular
Muitas reações são reversíveis: os produtos também reagem entre si e refazem os reagentes. Num sistema fechado, a reação direta começa rápida e vai perdendo velocidade, porque os reagentes acabam; a inversa começa parada e vai acelerando, porque os produtos se acumulam. Quando as duas velocidades se igualam, o sistema chega ao equilíbrio químico.
No equilíbrio, as concentrações ficam constantes — não iguais. E nada para: as duas reações continuam, na mesma velocidade. Para chegar lá, o sistema precisa estar fechado e a temperatura, constante.
O exemplo clássico é o par N₂O₄(g) ⇌ 2 NO₂(g). O N₂O₄ é incolor; o NO₂, castanho. Num frasco fechado com N₂O₄ puro, a cor castanha aparece, fica mais forte e, de repente, para de mudar. A seta dupla ⇌ avisa que a reação acontece nos dois sentidos.
Laboratório 1 · o frasco fechado
Cada par de bolinhas claras é uma molécula de N₂O₄; cada bolinha castanha, um NO₂. Um N₂O₄ pode se partir em dois NO₂; dois NO₂ que colidem podem se unir. Comece só com N₂O₄ ou só com NO₂ e compare: o frasco chega à mesma mistura. Depois aqueça e resfrie.
Contagens em moléculas do modelo; velocidades em reações por segundo, com média móvel. Q usa o número de moléculas por volume do frasco: ele oscila em torno de um valor fixo, que é o K desta temperatura.
Vestibulares adoram gráficos de concentração × tempo. Três regras resolvem quase todos: (1) o equilíbrio começa onde as curvas ficam horizontais; (2) reagentes descem e produtos sobem, na proporção dos coeficientes; (3) as concentrações finais quase nunca são iguais.
Como sabemos que o equilíbrio é dinâmico? Um experimento clássico: adiciona-se um pouco de iodo radioativo a uma mistura de H₂, I₂ e HI já em equilíbrio. As concentrações não mudam, mas logo aparece radioatividade nas moléculas de HI. Os átomos de iodo continuam trocando de molécula: a reação não parou.
Também há equilíbrios físicos: num frasco fechado com água, a evaporação e a condensação acabam ocorrendo na mesma velocidade (é a pressão de vapor); numa solução saturada com açúcar no fundo, cristais se dissolvem enquanto outros se formam.
Parte 2 · A constante de equilíbrio Molecular
Em 1864, os noruegueses Cato Guldberg e Peter Waage perceberam que, no equilíbrio, uma certa razão entre as concentrações dá sempre o mesmo valor, qualquer que seja o ponto de partida — desde que a temperatura não mude. É a lei da ação das massas.
Produtos no numerador, reagentes no denominador, cada concentração em mol/L elevada ao seu coeficiente. Sólidos e líquidos puros (como a água solvente) ficam de fora: a “concentração” deles não muda.
Escolha um equilíbrio e confira a expressão de Kc, a de Kp e o Δn dos gases.
K compara produtos com reagentes no equilíbrio. Se K ≫ 1, predominam os produtos: a reação é praticamente completa. Se K ≪ 1, predominam os reagentes: quase nada reage. Perto de 1, há quantidades comparáveis dos dois lados. K diz até onde a reação vai — não com que rapidez.
Escala logarítmica comprimida nas pontas: de 10⁻³¹ a 10⁸⁰. Toque nos pontos.
O valor de K vale para a equação escrita daquele jeito. Se a equação muda, K muda junto. Para N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃ com Kc = 0,060 a 500 °C:
| O que se faz com a equação | Regra | Exemplo |
|---|---|---|
| Inverter | K' = 1 / K | 2 NH₃ ⇌ N₂ + 3 H₂ · K' = 1/0,060 ≈ 16,7 |
| Multiplicar os coeficientes por n | K' = Kⁿ | ½ N₂ + 3/2 H₂ ⇌ NH₃ · K' = 0,060^½ ≈ 0,24 |
| Somar duas equações | K' = K₁ · K₂ | as etapas se multiplicam |
K só muda com a temperatura. Adicionar reagente, comprimir o frasco ou usar catalisador muda as concentrações ou a rapidez, mas o sistema volta ao mesmo K. Por isso toda tabela de K informa a temperatura.
Parte 3 · Kp Molecular
Quando os participantes são gases, é comum medir pressões em vez de concentrações. A constante passa a se chamar Kp, e a expressão tem a mesma forma, com as pressões parciais no lugar das concentrações.
R = 0,082 atm·L·mol⁻¹·K⁻¹, T em kelvin e Δn = mols de gás dos produtos − mols de gás dos reagentes. Se Δn = 0, Kp = Kc. Pressão parcial de um gás: p = x · Ptotal, em que x é a sua fração em mols.
Calculadora · Kc ⇄ Kp
Escolha a reação, digite Kc e ajuste a temperatura. A conta aparece no roteiro dados → fórmula → substituição → resultado.
Parte 4 · Quociente de reação Molecular
O quociente de reação Q tem a mesma expressão de K, mas usa as concentrações de qualquer momento, não só as do equilíbrio. Comparar Q com K diz se o sistema já está em equilíbrio e, se não estiver, para que lado vai reagir.
Q < K
A reação direta predomina (→) até Q subir e alcançar K.
Q = K
As duas velocidades são iguais. Nada muda nas concentrações.
Q > K
A reação inversa predomina (←) até Q baixar a K.
Laboratório 2 · Q × K
Reação H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2 HI(g) a 448 °C, com Kc = 50. Escolha as concentrações iniciais, compare Q com K e clique em “Deixar reagir”. O iodo é violeta: acompanhe a cor do frasco e o quadro de equilíbrio.
Parte 5 · Cálculos de equilíbrio Molecular
Quase todo problema de equilíbrio se resolve com o mesmo quadro de três linhas. Na linha do meio, as variações seguem a proporção dos coeficientes da equação.
Os exemplos abrem um passo por vez. Tente fazer o passo seguinte no caderno antes de clicar.
Parte 6 · Princípio de Le Chatelier Molecular
Em 1884, Henri Le Chatelier resumiu: quando uma perturbação atinge um sistema em equilíbrio, ele se desloca no sentido que a atenua, até chegar a um novo equilíbrio. Há quatro alavancas — e só uma delas muda o valor de K.
1 · Concentração
Adicionar um participante desloca o equilíbrio para o lado oposto, para consumi-lo; retirar desloca para o lado dele, para repô-lo.
2 · Pressão
Só conta para gases. Comprimir (mais pressão) desloca para o lado com menos mols de gás; expandir, para o lado com mais.
3 · Temperatura
Aquecer favorece o sentido endotérmico; resfriar, o exotérmico. É o único fator que muda K.
4 · Catalisador
Diminui a energia de ativação dos dois sentidos por igual. O equilíbrio chega mais depressa, na mesma posição.
Laboratório 3 · perturbe o equilíbrio
Cada botão aplica uma perturbação. O gráfico mostra as concentrações se reajustando e o painel compara Q com K a cada instante. Antes de clicar, tente prever: para que lado vai? K muda?
Escolha uma perturbação.
| Perturbação | O equilíbrio se desloca para | K muda? |
|---|---|---|
| Adicionar reagente | os produtos (→) | não |
| Retirar produto | os produtos (→) | não |
| Adicionar produto | os reagentes (←) | não |
| Comprimir (mais pressão) | o lado com menos mols de gás | não |
| Expandir (menos pressão) | o lado com mais mols de gás | não |
| Aquecer | o sentido endotérmico | sim |
| Resfriar | o sentido exotérmico | sim |
| Catalisador | não desloca (só acelera) | não |
| Gás inerte a volume constante | não desloca | não |
Parte 7 · Equilíbrio na indústria Molecular
Em 1909, Fritz Haber conseguiu combinar o nitrogênio do ar com hidrogênio para produzir amônia; Carl Bosch levou o processo à escala industrial. Hoje, os fertilizantes feitos dessa amônia sustentam a comida de quase metade da humanidade. O problema era — e continua sendo — um equilíbrio teimoso.
Exotérmica e com menos mols de gás nos produtos (4 → 2): Le Chatelier pede temperatura baixa e pressão alta. Mas, a frio, a reação é lentíssima — mesmo com K enorme a 25 °C.
Laboratório 4 · a fábrica de amônia
Mude a temperatura e a pressão do reator. A curva azul mostra quanto NH₃ haveria no equilíbrio; a rosa, quanto realmente sai do reator no tempo em que o gás passa pelo catalisador. Desligue o catalisador para ver o que acontece.
Equilíbrio: modelo de gás ideal ajustado aos Kp tabelados (N₂ : H₂ = 1 : 3). Saída do reator: modelo didático com tempo de passagem fixo e velocidade dada pela equação de Arrhenius; reproduz o comportamento, não um projeto real.
A indústria opera a cerca de 400–500 °C e 150–300 atm, com catalisador de ferro. Cada passagem pelo reator converte só uma parte (algo entre 15% e 20%); a amônia é então liquefeita e retirada — o que também desloca o equilíbrio — e o N₂ e o H₂ que sobraram voltam ao reator. Em alta pressão, os valores medidos são um pouco maiores que os do modelo ideal.
Parte II · Equilíbrio iônico
Ácidos, bases e sais em água também formam equilíbrios. As constantes ganham nomes próprios — Ka, Kb, Kw, Kps — e o pH vira a régua mais usada da química, do laboratório ao hospital.
Parte 8 · Ka, Kb e pKa Iônico
Um ácido forte, como o HCl, se ioniza praticamente por completo em água. Um ácido fraco, como o acético do vinagre, só em parte: a ionização é um equilíbrio, e sua constante se chama Ka, constante de acidez.
Quanto maior o Ka (ou menor o pKa), mais forte o ácido. Para uma base fraca, B + H₂O ⇌ BH⁺ + OH⁻, a constante é Kb (a água, solvente, não entra). Num par conjugado, Ka · Kb = Kw = 1,0 × 10⁻¹⁴ a 25 °C.
Repare no par conjugado NH₄⁺/NH₃: Ka(NH₄⁺) × Kb(NH₃) = 5,6 × 10⁻¹⁰ × 1,8 × 10⁻⁵ = 1,0 × 10⁻¹⁴. Quanto mais fraco o ácido, mais forte sua base conjugada — é por isso que o íon acetato deixa a água básica (Parte 9).
O grau de ionização α é a fração das moléculas do ácido que se ionizaram. Para um ácido fraco de concentração M:
A aproximação vale quando α é pequeno (menos de 5%). Como Ka é fixo, diluir o ácido (M menor) aumenta α: é a lei da diluição de Ostwald.
Laboratório 5 · ácido (ou base) na água
Escolha a substância e a concentração. O quadro de 100 moléculas mostra quantas estão ionizadas; o gráfico mostra como o grau de ionização muda com a diluição. Compare um ácido forte com um fraco na mesma concentração.
Parte 9 · pH e pOH Iônico
Mesmo a água pura se ioniza um pouquinho: H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻. O produto [H⁺]·[OH⁻] é constante — o produto iônico da água, Kw. Como [H⁺] varia de cerca de 1 a 10⁻¹⁴ mol/L, usamos o logaritmo: o pH.
Ácido: pH < 7 e [H⁺] > [OH⁻]. Neutro: pH = 7. Básico: pH > 7. Cada unidade de pH é um fator 10 em [H⁺]: o suco de limão (pH 2,2) tem cerca de 60 mil vezes mais H⁺ que a água pura.
A autoionização da água é endotérmica: aquecendo, Kw aumenta (Le Chatelier de novo). A água pura continua neutra ([H⁺] = [OH⁻]), mas o pH dela muda.
Indicadores são ácidos fracos cuja forma ácida (HIn) tem uma cor e a forma básica (In⁻), outra: HIn ⇌ H⁺ + In⁻. Em meio ácido o equilíbrio fica à esquerda; em meio básico, à direita. A cor muda numa faixa de cerca de duas unidades de pH em torno do pKa do indicador — a faixa de viragem.
Laboratório 6 · seis indicadores
Cores aproximadas. O extrato de repolho roxo tem várias formas coloridas e funciona como um indicador “universal” caseiro.
Íons que vêm de ácidos ou bases fracos reagem com a água. O ânion de um ácido fraco capta H⁺ da água e libera OH⁻; o cátion de uma base fraca libera H⁺. Íons de ácidos e bases fortes não reagem.
| O sal vem de | Exemplos | Solução | Por quê |
|---|---|---|---|
| ácido forte + base forte | NaCl, KNO₃ | neutra (pH ≈ 7) | nenhum íon reage com a água |
| ácido forte + base fraca | NH₄Cl, NH₄NO₃ | ácida | NH₄⁺ ⇌ NH₃ + H⁺ |
| ácido fraco + base forte | CH₃COONa, NaHCO₃, Na₂CO₃ | básica | CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻ |
| ácido fraco + base fraca | NH₄CN, NH₄CH₃COO | depende de Ka e Kb | vence o íon mais forte |
Parte 10 · Solução-tampão Iônico
Uma solução-tampão contém um ácido fraco e sua base conjugada (ou uma base fraca e seu ácido conjugado) em quantidades parecidas. O ácido que chega é consumido pela base; a base que chega é consumida pelo ácido. O pH quase não muda.
Equação de Henderson-Hasselbalch. Quando [A⁻] = [HA], pH = pKa. O tampão funciona bem até cerca de uma unidade de pH de cada lado do pKa.
Laboratório 7 · água × tampão
À esquerda, 1 L de água pura; à direita, 1 L de tampão (0,10 mol/L do ácido e 0,10 mol/L do sal). Cada clique adiciona HCl ou NaOH 1,0 mol/L. Compare como o pH de cada um responde.
Acidose e alcalose. O pH do sangue fica entre 7,35 e 7,45. Respirar pouco (pneumonia, overdose de sedativos) acumula CO₂ e baixa o pH: acidose respiratória. Respirar demais (crise de ansiedade, altitude) elimina CO₂ e sobe o pH: alcalose. Pulmões e rins são os “botões” que ajustam o tampão.
Parte 11 · Produto de solubilidade Iônico
Até os sais “insolúveis” se dissolvem um pouco. Numa solução saturada, o sólido e seus íons estão em equilíbrio, e a constante se chama produto de solubilidade, Kps. O sólido, como sempre, fica fora da expressão.
Para um sal 1 : 1, Kps = s²; para 1 : 2 ou 2 : 1, Kps = 4s³, em que s é a solubilidade em mol/L. Com o produto das concentrações (Q) acima do Kps, o sal precipita.
Laboratório 8 · vai precipitar?
O gráfico usa escala logarítmica nos dois eixos. A linha é a fronteira Q = Kps: acima dela, o sal precipita.
BaSO₄(s) ⇌ Ba²⁺ + SO₄²⁻
O Ba²⁺ é tóxico, mas o BaSO₄ é tão pouco solúvel (e não reage com o ácido do estômago) que atravessa o intestino sem envenenar. Em 2003, um contraste contaminado com BaCO₃, que se dissolve no ácido gástrico, causou mais de vinte mortes no Brasil.
Ca²⁺ + C₂O₄²⁻ ⇌ CaC₂O₄(s)
Quando o produto das concentrações de cálcio e oxalato na urina passa do Kps, o oxalato de cálcio precipita. Beber água dilui a urina e mantém Q abaixo do Kps.
Ca₅(PO₄)₃OH(s) ⇌ 5 Ca²⁺ + 3 PO₄³⁻ + OH⁻
Os ácidos da placa consomem OH⁻ e PO₄³⁻ e dissolvem o esmalte. O flúor troca o OH⁻ e forma fluorapatita, menos solúvel e menos afetada pelo ácido.
Ca²⁺ + 2 HCO₃⁻ ⇌ CaCO₃(s) + CO₂ + H₂O
Ao ferver, o CO₂ escapa e o equilíbrio se desloca para o CaCO₃: é a crosta branca de chaleiras e chuveiros.
Mg(OH)₂(s) ⇌ Mg²⁺ + 2 OH⁻
Pouco solúvel, deixa o líquido com pH ≈ 10,5. No estômago, o H⁺ consome o OH⁻, o equilíbrio se desloca e o sólido se dissolve, neutralizando o ácido aos poucos.
Al³⁺ + 3 OH⁻ ⇌ Al(OH)₃(s)
Nas estações, sulfato de alumínio e cal formam Al(OH)₃, um sólido gelatinoso que arrasta a sujeira para o fundo (floculação).
Parte 12 · No vestibular Treino
Os links abrem os cadernos oficiais (PDF) nos sites da FUVEST e da Comvest. Na FUVEST, a numeração da 1ª fase é a da prova V; na 2ª fase, Q01–Q06 são as questões de Química do 2º dia. Índice de acerto: fração dos candidatos que acertou, publicada pela FUVEST (2021–2022) e pela Comvest (2021–2023).
O que fazer com isso: treine Le Chatelier aplicado a sistemas reais (sangue, oceano, cavernas, indústria), saiba converter pH ⇄ [H⁺] sem calculadora e domine a relação entre Kps e solubilidade. Quase nunca se pede “calcule K” solto: o cálculo vem dentro de uma história.
Parte 13 · Teste você mesmo Treino
Sem nota, sem cadastro. O teste rápido revisa os conceitos; o simulado traz 12 questões inéditas no estilo do ENEM, da FUVEST e da Unicamp, com 5 alternativas e resolução comentada; as discursivas têm autocorreção por critérios.
Material de aula
Os slides acompanham esta página: equilíbrio dinâmico, Kc e Kp, Q × K, o quadro de equilíbrio, Le Chatelier, a indústria, Ka, Kb, pH, indicadores, hidrólise, tampão e Kps, com todos os cálculos no roteiro dados → fórmula → substituição → resultado, e as questões do simulado resolvidas. A lista tem 42 questões em sete partes, do conceito ao vestibular.