Apostila_02_Vestcursos_EsPCEx_Fisico_Qui_Prof_Alexandre-unlocked

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Físico-Química 
 
2º Semestre 
 
Curso de preparação para a 
EsPCEx 
 
Prof. Alexandre Oliveira 
 
 
 
Sumário 
 
Módulo 01 - Equilibrio Químico ............................................................................................ 3 
Módulo 02: Equilíbrio Iônico ............................................................................................... 38 
Módulo 03 - Equilíbrio Iônico da Água – pH e pOH........................................................... 54 
Módulo 04 - Hidrolise de Sais ............................................................................................. 74 
Módulo 05 - Produto de Solubilidade ................................................................................. 87 
Módulo 06 - Solução Tampão ........................................................................................... 101 
Módulo 07 - Eletroquímica – Pilhas .................................................................................. 110 
Módulo 08 - Eletroquímica - Eletrólise ............................................................................. 146 
 
 
 
 
 
 
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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira 
 
 
VestCursos – Especialista em Preparação para Vestibulares de Alta Concorrência 
Curso de Química - Preparação para a EsPCEx (Prof. Alexandre Oliveira) 
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MÓDULO 01 
Módulo 01 - Equilibrio Químico 
 
1. Equilíbrio químico 
 
É a situação na qual a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa e, 
consequentemente, as concentrações de todas as substâncias participantes permanecem constantes. 
Todas as reações reversíveis atingem um equilíbrio químico, esse equilíbrio químico pose ser 
atingido em um maior ou menor intervalo de tempo. 
O equilíbrio químico é um equilíbrio dinâmico, ou seja, a reação química não pára de ocorrer 
nunca, o que ocorre é que a velocidade da reação direta é igual a velocidade da reação inversa. 
 
Seja a reação genérica: 
 
A + B C + D 
 
O gráfico da velocidade em função do tempo da reação direta e da reação inversa até que se 
atinja o equilíbrio é o seguinte: 
 
t1 = tempo no qual o equilíbrio químico se estabeleceu. 
 
Existem três situações em que o equilíbrio químico pode ser atingindo, levando-se em 
consideração a concentração dos reagentes e produtos (em mol/L) em função do tempo. 
 
Lembre-se que para que o equilíbrio químico seja atingido é necessário que sejam estabelecidas 
as seguintes condições: 
 
1) Velocidade da reação direta igual a velocidade da reação inversa. 
2) A concentração dos reagentes e produtos permanecem em função do tempo: 
 
Ao ser atingido o equilíbrio, a concentração dos reagentes 
[A] e [B], é maior que a dos produtos, [C] e [D]. 
 
 
Ao ser atingido o equilíbrio, a concentração dos 
reagentes, [A] e [B], é menor do que a dos produtos, [D] e 
[D]. 
⎯⎯
⎯→⎯
2
1
v
1
v
2
v
1
= v
2
Tempo
Tempo gasto para
ating ir o equilíbrio
v
Tempo
[C].[D]
L
1
[A].[B]
concentração
(mol/L)
 
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Ao ser atingido o equilíbrio, a concentração dos 
reagentes. [A] e [B], é igual a dos produtos, [C] e [D]. 
 
 t1 = tempo no qual o equilíbrio se estabeleceu. 
 
Observações: 
1. Em recipientes fechados, as reações químicas são, em sua grande maioria, reversíveis. 
2. O equilíbrio químico só pode ser atingido em sistemas fechados. 
3. Num equilíbrio químico, as propriedades macroscópicas do sistema como concentração, densidade, 
massa, cor etc. Permanecem constantes. 
4. O equilíbrio químico é dinâmico, por isso as propriedades microscópicas do sistema, como colisão 
entre as partículas, formação do complexo ativado, transformação de uma substância em outra, 
permanecem em evolução. 
5. Para que o equilíbrio químico de uma reação permaneça estável, o sistema deve estar isolado, ou 
seja, não deve trocar nem matéria, nem energia com o ambiente. 
 
2. Constante de equilíbrio em sistemas homogêneos (Kc) 
 
Sistemas homogêneos são aqueles onde os reagentes e os produtos formam uma única fase. 
Consideremos o equilíbrio químico representado pela equação geral, supondo que a reação 
direta e a reação inversa sejam elementares: 
 
aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) 
 
V1 = K1 . [A]a . [B]b (Velocidade da reação direta) 
V2 = K2 . [C]c . [D]d (Velocidade da reação inversa) 
 
No equilíbrio V1 = V2, então temos: 
 
K1 . [A]a . [B]b = K2 . [C]c . [D]d 
 
, considerando: temos: 
 
Tempo
concentração
(mol/L)
[C].[D]
[A].[B]
L
1
TempoL
1
[A].[B].[C].[D]
concentração
(mol/L)
⎯⎯
⎯→⎯
2
1
ba
dc
2
1
]B.[]A[
]D.[]C[
K
K
=
c
2
1 K
K
K
=
 
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Observe os exemplos: 
H2(g) + l2(g) 2HI(g) 
Kc =
2
2 2
[Hl]
49,5 (a 440 ºC)
[H ][I ]
= ( Equação 1) 
 
 
 
 
CH4(g) + H2O(g) CO(g) + 3H2(g) 
Kc = 1,78 X 10-3a 800 ºC 
Kc = 4.68 x 10-2 a 1000 ºC 
Kc = 5.67 a 1500 ºC 
 
Escrevendo a Lei de Equilíbrio 
Exemplo 1: Escreva a lei de equilíbrio para a reação 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
Que é usada para sintetizar a amônia industrialmente. 
Solução: A lei de equilíbrio fixa a expressão de ação de massa igual a constante de equilíbrio. Para 
formar a expressão de ação de massa, colocamos as concentrações dos produtos no numerador e as 
concentrações dos reagentes no denominador. Os coeficientes na equação tornam-se expoentes nas 
concentrações. Portanto, 
2
3
c3
2 2
[NH ]
K
[N ][H ]
= 
 
Note que omitimos o expoente quando este é igual a um. 
 
 
3. Manipulação das Equações para o Processo de Equilíbrio Químico 
 
As vezes é útil ser possível combinar o processo de equilíbrio químico para se obter a equação 
para alguma outra reação de interesse. Ao se fazer isto, realizamos várias operações tais como, 
reverter uma equação, multiplicar os coeficientes por algum fator e adicionar as equações para se 
obter a equação desejada. Em nossa discussão sobre termoquímica, aprendemos como tais 
manipulações afetam os valores de H. Algumas regras deferentes - aplicam às mudanças nas 
expressões de ação de massa e as constantes de equilíbrio. 
 
a) Mudando o Sentido de um Equilíbrio 
Quando o sentido de uma equação é invertido, a nova constante de equilíbrio é a recíproca da 
ba
dc
C
]B.[]A[
]D.[]C[
K =
 
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original. Acabamos de verificar isso na discussão acima. Como um outro exemplo, quando invertemos 
o equilíbrio 
+ = 53 2 5 c
3 2
[PCl ]
PCl Cl PCl K
[PCl ][Cl ]
 
obtemos 
3 2
5 3 2 c
5
[PCl ][Cl ]
PCl PCl Cl K '
[PCl ]
+ = 
A expressão de ação de massa para a segunda reação é a recíproca daquela primeira, então 
K’c é igual a 1/Kc. 
 
b) Multiplicando os Coeficientes por um Fator 
Quando os coeficientes em uma equação são multiplicados por fator, a constante de equilíbrio 
é elevada a urna potência igual aquele fator. Por exemplo, suponha que multipliquemos os coeficientes 
da equação 
5
3 2 5 c
3 2
[PCl ]
PCl Cl PCl K
[PCl ][Cl ]
+ = 
Obteremos 
2
5
3 2 5 c 2 2
3 2
[PCl ]
2PCl 2Cl 2PClK ''
[PCl ] [Cl ]
+ = 
 
Ao compararmos as expressões de ação de massa, notamos que K’c = K2c. 
 
c) Adição do Processo de Equilíbrio Químico 
Quando o processo de equilíbrio químico é adicionado, suas constantes de equilíbrio são 
multiplicadas. Por exemplo, suponha que adicionemos as duas equações seguintes. 
2
2
2 2 2 c1 2
2 2
4
2
2 2 2 c2 2 3
2 2
4
2
2 2 2 c3 2 4
2 2
[N O]
2N O 2N O K
[N ] [O ]
[NO ]
2N O 3O 4NO K
[N O] [O ]
_____________________________________
[NO ]
2N 4O 4NO K
[N ] [O ]
+ =
+ =
+ =
 
 
Numeramos as constantes de equilíbrio apenas para distinguirmos uma da outra. 
 
Se multiplicarmos a expressão de ação de massa para Kc1 por aquela para Kc2 obteremos a 
expressão de ação de massa para K c3. 
2
2[N O]
4
2
2 2
2 2 2
[N O]
X
[N ] [O ] [N O]
4
2
2 43
2 22
[NO ]
[N ] [O ][O ]
= 
 
Portanto. Kc1 X Kc2 = Kc3 
 
Observação: 
Caso a reação química não seja elementar, esse fato altera a interpretação cinética da expressão do 
Kc, mas não afeta a expressão final do Kc. 
 Ex.: 2 A(g) + B(g) C(g) + D(g) 
 
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Admitindo que as reações nos dois sentidos sejam elementares, teremos: 
 
]B[]A[
]D[]C[
K
2c 

= 
 
Supondo agora que a reação direta ocorra em duas etapas: 
 
1ª Etapa (I): 2 A(g) A2(g) (lenta) 
2ª Etapa (II): A2(g) + B(g) C(g) + D(g) (rápida) 
 
Etapa Global: 2 A(g) + B(g) C(g) + D(g) 
 
Em (I) temos: 
2
2
c
]A[
]A[
K = 
Em (II) temos: 
]B[]A[
]D[]C[
K
2
c


= 
 
Kc (I) x Kc (II) temos: 
]B[]A[
]D[]C[
]A[
]A[
2
2
2


 c2 K]B[]A[
]D[]C[
=


 
 
 
4. Leis de Equilíbrio para as Reações Gasosas 
 
Quando todos os reagentes e produtos são gases, podemos formular as expressões de ação 
de massa em termos de pressões parciais, assim como das concentrações molares. Isto é possível 
porque a concentração molar de um gás é proporcional a sua pressão parcial. Isto vem da lei dos 
gases ideais, 
 
PV = nRT 
 
Resolvendo para P se obtém 
n
P RT
V
 
=  
 
 
 
Se dobrarmos a concentração molar de um gás sem mudar a sua temperatura ou volume, 
dobramos sua pressão. 
 
A incógnita n/V tem unidades de mol/L e é simplesmente a concentração molar. Portanto, 
podemos escrever 
 
P = (concentração molar) X RT ( Equação 3) 
 
Esta equação se aplica se o gás estiver propriamente num recipiente ou em parte de uma mistura. 
No caso de uma mistura de gases, P é a pressão parcial do gás. 
 
A relação mostrada na Equação 3 nos permite escrever a expressão de ação de massa para as 
reações entre os gases tanto em termos de molaridades quanto de pressões parciais. Portanto, quando 
fazemos uma troca não podemos esperar que os valores numéricos das constantes de equilíbrio sejam 
os mesmos, e então usamos dois símbolos diferentes para K. Quando as concentrações molares são 
usadas, usamos o símbolo Kc. Quando as pressões parciais são usadas, então KP é o símbolo. Por 
 
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exemplo, a lei de equilíbrio para a reação do nitrogênio com o oxigênio para formar a amônia 
 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
 
Pode ser escrita das duas maneiras a seguir 
2
3
c3
2 2
porque as concentrações molares são usadas[NH ]
K
na expressão de ação de massa[N ][H ]
 
=  
 
 
2
NH3
p3
N H2 2
P porque as pressões parciais são usadas
K
na expressão de ação de massaP P
 
=  
 
 
 
O equilíbrio das concentrações molares pode ser usado para calcular Kc, enquanto o equilíbrio 
das pressões parciais pode ser usado para calcular KP. Discutiremos a conversão entre Kc e KP mais 
adiante. 
 
Escrevendo Expressões para KP 
Exemplo 1: 
Escreva a expressão para KP para a reação 
N2O4(g) 2NO(g) 
 
Solução: Para KP usamos as pressões parciais na expressão de ação de massa. 
2
NO2
p
N O2 4
P
K
P
= 
 
 
5. A Significância da Magnitude de Kc 
 
Se utilizarmos KP ou Kc, a vantagem de sempre escrevermos a expressão de ação de massa 
com as concentrações dos produtos no numerador é que a grandeza da constante de equilíbrio nos 
dá uma medida do quanto a reação prossegue até se completar quando o equilíbrio é alcançado. Por 
exemplo, a reação 
 
2H2(g) + O2(g) 2H2O(g) 
 
tem Kc = 9,1 X 1080 a 25 °C. Isto significa que quando há um equilíbrio entre esses gases, 
2 80
2
c 2
2 2
[H O] 9,1 x 10
K
1[H ] [O ]
= = 
 
Ao escrevermos Kc como uma fração, (9,1 X 1080)/1, vemos que o numerador da expressão de 
ação de massa deve ser enorme se comparado ao denominador, o que significa que a concentração 
de H2O tem que ser enorme em comparação às concentrações de H2 e O2. Em equilíbrio, portanto, a 
maioria dos átomos de hidrogênio e oxigênio no sistema é encontrada na H2O, e muito poucos estão 
presentes no H2 e no O2. Logo, um grande valor de Kc nos diz que a reação entre H2 e O2 segue 
essencialmente até completar-se. 
A reação entre N2 e O2 para se obter NO 
 
N2(g) + O2(g) 2NO(g) 
 
Normalmente, necessitamos de 200.000 L de vapor d'água, a 25 °C, apenas para encontrarmos 
 
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uma molécula de O2 e duas de H2. 
 
tem uma constante de equilíbrio muito pequena; Kc = 4,8 X 10-31 a 25 °C. A lei de equilíbrio para essa 
reação é 
2
31
2 2
[NO]
4,8 x 10
[N ][O ]
−= 
Uma vez que 10-31 = 1/1031, podemos escrever 
2
31
2 2
[NO] 4,8
[N ][O ] 10
= 
 
No ar, a 25 °C, a concentração de equilíbrio de NO deve ser aproximadamente 10-17 mol/L. 
Normalmente é mais elevada porque o NO é formado em várias reações, tais como aquelas 
responsáveis pela poluição do ar provocada pelos automóveis. 
 
Aqui o denominador é enorme se comparado ao numerador, e por isso as concentrações de N2 
e O2 devem ser muito maiores que a concentração de NO. Isto significa que numa mistura de N2 e O2 
a essa temperatura, é formado muito pouco NO. A reação raramente prossegue até o final antes que 
o equilíbrio seja alcançado. 
A relação entre a constante de equilíbrio e a posição de equilíbrio pode ser resumida como se 
segue: 
Quando os valores de Kc 
são muito grandes 
 
 
 
Quando Kc= 1 
 
 
Quando os valores de Kc 
São muito pequenos 
A reação direta é bastante favorável. 
O equilíbrio se estabelece com grande quantidade de produtos em relação 
aos reagentes. 
 
As concentrações dos reagentes e dos produtos são aproximadamente as 
mesmas no equilíbrio. A posição de equilíbrio situa-se aproximadamente 
na metade, entre os reagentes e os produtos. 
 
Quantidades extremamente pequenas de produtos são formadas. O 
equilíbrio se estabelece com grande quantidade de reagentes em relação 
aos produtos 
 
Note que omitimos o subscrito para Kc neste resumo. As mesmas prescrições qualitativas sobre 
o alcance da reação se aplicam se usarmos Kp ou Kc. 
 
Uma das circunstâncias em que podemos usar as constantes de equilíbrio é para comparar o 
alcance entre duas ou mais reações que prosseguem até se concretizarem. Cuidado ao fazer tais 
comparações, portanto, porque a menos que K seja enormemente diferente, a comparação é somente 
válida se tanto as reações tiverem o mesmo número de reagentes, como as moléculas dos produtos 
aparecerem nas equações químicas equilibradas. 
 
 
 
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• A constante de equilíbrio, K, é arazão entre produtos e reagentes. 
• Consequentemente, quanto maior for K, mais produtos estarão presentes no equilíbrio. 
• De modo inverso, quanto menor for K, mais reagentes estarão presentes no equilíbrio. 
• Se K >> 1, então os produtos predominam no equilíbrio e o equilíbrio encontra-se à direita. 
• Se K << 1, então os reagentes predominam no equilíbrio e o equilíbrio encontra-se à 
esquerda. 
 
6. Cálculos envolvendo a constante de equilíbrio 
Na resolução de problemas envolvendo a constante de equilíbrio use o seguinte raciocínio: 
Preencha um quadro semelhante ao quadro abaixo colocando: 
 
I. O nº de mol inicial dos reagentes. 
II. O número de mols que reagem e são produzidos. 
III. O nº de mols no equilíbrio químico. 
IV. A concentração molar de cada substância no equilíbrio. 
 
I) Nº de mol no início 
II) Reage e Forma 
III) Nº de mol no equilíbrio 
IV) Molaridade no equilíbrio 
 
Após preencher o quadro substitua os dados da linha (IV) na expressão de Kc. 
 
Observe os seguintes exemplos: 
 
01) (Ufrrj) O metanol pode ser obtido industrialmente pela reação entre o monóxido de carbono e o 
hidrogênio conforme a equação adiante: 
 
CO(g) + 2 H2(g) CH3OH(g) 
 
Há uma certa temperatura, em um recipiente de 2 L, são introduzidos 4,0 mols de monóxido de carbono 
e 4,0 mols de hidrogênio. Após um certo tempo, o processo atinge um equilíbrio quando são formados 
1 
mol de metanol. 
Calcule a constante de equilíbrio (Kc) nas condições para a reação anterior e assinale o item correto: 
a) 1/2 b) 1/3 c) 1/4 d) 1/5 e) 2/3 
 
02) (Fuvest) N2O4 e NO2, gases poluentes do ar, encontram-se em equilíbrio, como indicado: 
 
N2O4 2NO2 
Em uma experiência, nas condições ambientes, introduziu-se 1,50 mol de N2O4 em um reator de 2,0 
litros. Estabelecido o equilíbrio, a concentração de NO2 foi de 0,060 mol/L. Qual o valor da constante 
Kc em termos de concentração, desse equilíbrio? 
a) 2,4.10-3 b) 4,8.10-3 c) 5,0.10-3 d) 5,2.10-3 e) 8,3.10-3 
 
7. Grau de equilíbrio () 
 
É a razão entre o número de mol consumidos de um certo reagentes (NC) e o número de mol 
inicial desse reagente (Ni). 
 
 
i
c
N
N
=
 
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O grau de equilíbrio será sempre um número puro (sem unidade) entre 0 e 1 ou entre 0 a 100%. 
 
Na realidade o grau de equilíbrio é a massa coisa que o rendimento de uma reação química. 
 
8. Quociente do equilíbrio (Qe ou Qc) 
 
É a relação entre as concentrações molares dos produtos sobre as concentrações molares dos 
reagentes, e é expresso da mesma forma que Kc. 
Relacionando a constante de equilíbrio (Kc) com o quociente de equilíbrio (Qe), podemos 
determinar se os resultados dos experimentos correspondem ou não a uma situação de equilíbrio. 
 
• Se Qe < Kc, o sistema não está em equilíbrio. 
– O Qe deverá aumentar para se igualar com Kc. 
– O sistema deverá se deslocar para a direita. 
 V1 
 ; V1 > V2 
 V2 
• Se o Qe > Kc, o sistema não está em equilíbrio. 
– O Qe deverá diminuir para se igualar com Kc. 
– O sistema deverá se deslocar para a esquerda. 
 V1 
 ; V2 > V1 
 V2 
 
• Se Qe = Kc, o sistema está em equilíbrio. 
 V1 
 ; V1 = V2 
 V2 
 
 
9. A Relação entre Kp e Kc 
 
Para algumas reações KP é igual a Kc, porém, para muitas outras as duas constantes têm valores 
diferentes. Portanto. é desejável que tenhamos uma forma para calcular uma a partir da outra. Na 
conversão entre KP e Kc usa-se a relação entre a pressão parcial e a molaridade. A Equação a seguir 
pode ser usada para trocar KP por Kc substituindo 
 
(concentração molar) x RT 
PV = nRT 
Resolvendo para a concentração do gás, n/V, obtemos 
n/V = P/RT 
 
 
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para a pressão parcial de cada gás na expressão de ação de massa por KP. Da mesma forma. 
Kc pode ser trocado para KP resolvendo a Equação 3 para as concentrações molares, e então 
substituindo o resultado, P/TR, dentro da expressão apropriada para K. Isto parece muito trabalhoso, 
e é. Felizmente existe uma equação geral derivada dessas relações, que podemos usar para fazer 
essas conversões. 

=
ng
p cK K (RT) 
Nesta equação, o valor de ng é igual à mudança no número de mols do gás indo dos reagentes 
para os produtos. 
 
ng = (mols dos produtos gasosos) - (mols dos reagentes gasosos) 
 
Usaremos os coeficientes da equação equilibrada para a reação para calcular o valor numérico 
de ng. Por exemplo, a equação 
 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
 
n9 é calculado a partir dos coeficientes da equação, tomando-os para representar os mols. 
 
Nos diz que dois mols de NH3 são formados quando um mol de N2 e três mols de H2 reagem. 
Em outras palavras, dois mols de produto gasoso são formados a partir de um total de quatro mols de 
reagentes gasosos. Como é uma diminuição de dois mols de gás, então Ano para essa reação é igual 
a -2. 
 
Para algumas reações, o valor de ng é igual a zero. Um exemplo é a decomposição do HI. 
2HI(g) H2(g) + l2(g) 
 
Note que se tomarmos os coeficientes para representar os mols, há dois mols de gás em cada lado da 
equação. Isto significa que ng = 0. Visto que (RT) elevado à potência zero é igual a 1, Kp = Kc. 
 
Conversão entre Kp e Kc 
Exemplo 2: 
A 500 °C, a reação entre N2 e H2 para formar a amônia 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
tem Kc = 6,0 X 10-2. Qual é o valor numérico de Kp para esta reação? 
 
Solução: A equação que desejamos usar é 
Kp = Kc(RT)ng 
 
Na discussão acima, vemos que ∆ng = -2 para esta reação. Tudo o que necessitamos agora são valores 
apropriados de R e T. A temperatura. T. deve ser expressa em kelvins. (Quando usada para 
representar a temperatura, a letra maiúscula T numa equação sempre significa a temperatura 
absoluta.) A seguir devemos escolher um valor apropriado para R. Em referência à Equação acima. 
se as pressões parciais estão expressas em atm e a concentração em mol L-1, o valor de R que é 
consistente com estas unidades é R = 0,0821 L atm mol-1 K-1, e esse é o único valor de R que pode 
ser usado na Equação 4. Reunindo os dados, então. obtemos 
 
Kc = 6,0 X 10-2 ng = -2 
 
 
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T = (500 + 273) K = 773 K R = 0.0821 L atm mol-1 K-1 
Substituindo esses dados dentro da equação para Kp obtemos 
 
Kp = (6,0 x 10-2) x [(0.0821) x (773)]-2 
 = (6,0 x 10-2) x (63,5)-2 
 = 1,5 X 10-5 
Neste caso, Kp tem um valor numérico bastante diferente daquele de Kc. 
 
Conversão entre Kp e Kc 
Exemplo 3 
A 25 °C. Kp para a reação N2O4(g) 2NO2(g) tem um valor de 0,140. Calcule o valor de Kc. 
 
Solução: Novamente, a equação de que precisamos é 
Kp = Kc(RT)ng 
 
Desta vez, ng = 2 - 1 = + 1. Agora vamos arrumar os dados na tabela. 
Kp = 0,140 ng = +1 
T = 298 K R = 0.0821 L atm mol-1 K-1 Resolvendo a equação para Kc obtemos 
p
c ng
K
K
(RT)

= 
 
Substituindo os valores dentro dessa equação determinamos 0.140 
c 1
3
0,140
K
[(0,0821) x (298)]
5,72 x 10−
=
=
 
Mais uma vez, há uma diferença substancial entre os valores de Kp e Kc. 
 
 
 
10. Processo de Equilíbrio Heterogêneo 
 
Numa reação homogênea - ou num equilíbrio homogêneo - todos os reagentes e produtos estão 
na mesma fase. O processo de equilíbrio dentre os gases é homogêneo porque todos os gases 
misturam-se livremente uns com os outros, e então uma fase simplesexiste. 
Há também muitos processos de equilíbrio em que os reagentes e os produtos são dissolvidos 
na mesma fase líquida. 
Quando existe mais de uma fase em uma mistura de reação, denominamos de reação 
heterogênea. Um exemplo comum é a combustão da madeira, em que um combustível sólido reage 
com o oxigénio gasoso. Outro exemplo é a decomposição térmica do bicarbonato de sódio, que ocorre 
quando o composto é borrifado no fogo. 
 
2NaHCO3(s) → Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g) 
 
Cozinheiros experientes mantêm uma caixa de bicarbonato de sódio próxima, porque essa 
reação toma-se um excelente extintor de fogo em gorduras e óleo quentes. O fogo é suprimido pelos 
produtos da reação. 
As reações heterogêneas são capazes de alcançar o equilíbrio, assim como o são as reações 
homogêneas. Se NaHCO3 é colocado num recipiente vedado de forma que nenhum CO2 ou H2O possa 
escapar, os gases e o sólido vão para um equilíbrio heterogêneo. 
 
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2NaHCO3(s) Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g) 
 
 
Seguindo nosso procedimento habitual, podemos escrever a lei de equilíbrio para essa reação como 
2 3 2 2
2
3
[Na CO (s)][H O(g)][CO (g)]
K
[NaHCO (s)]
= 
 
Incluímos os estados físicos na expressão de ação de massa aqui porque temos um sistema 
heterogêneo. 
 
Portanto, a lei de equilíbrio para as reações que envolvem líquidos e sólidos puros pode ser 
escrita de uma forma ainda mais simples. Isto é devido à concentração de um líquido ou de um sólido 
puro ser imutável; isto é, para qualquer líquido ou sólido puro, a razão da quantidade de substância 
para o volume da substância é uma constante. Por exemplo, se tivéssemos um cristal de 1 mol de 
NaHCO3, ele iria ocupar um volume de 38,9cm3. Dois mols de NaHCO3 ocupariam duas vezes esse 
volume, 77,8 cm3, porém a razão de mols para litros (isto é, a concentração molar) permaneceria a 
mesma. Para o NaHCO3, a concentração da substância no sólido é 
 
11mol 2mol 25,7 mol L
0,0389L 0,0778L
−= = 
 
Esta é a concentração de NaHCO3 no sólido, desconsiderando o tamanho da amostra sólida. 
Em outras palavras, a concentração de NaHCO3 é constante, contanto que algum NaHCO3 esteja 
presente na mistura de reação. 
Raciocínio semelhante mostra que a concentração de NaCO3 no sólido puro Na2CO3 também é 
uma constante. Isso significa que a lei de equilíbrio agora tem três constantes, K e mais dois dos 
termos de concentração. Faz sentido combinar todas as constantes numéricas. 
2
3
2 2 c
2 3
K[NaHCO (s)]
[H O(g)][CO (g)] K
[Na CO (s)]
= = 
 
A lei de equilíbrio para uma reação heterogênea é escrita sem os termos da concentração para 
os sólidos ou líquidos puros. As constantes de equilíbrio que são dadas nas tabelas representam todas 
as constantes combinadas. 
 
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Escrevendo a Lei de Equilíbrio para uma Reação Heterogênea 
Exemplo 4 
O poluente do ar, dióxido de enxofre, pode ser removido de uma mistura de gases combinando-o com 
óxido de cálcio. A equação é 
CaO(s) + SO2(g) CaSO3(s) 
Escreva a lei de equilíbrio para essa reação. 
 
Solução: As concentrações dos dois sólidos, CaO e CaSO3, estão incorporadas na constante 
de equilíbrio Kc para a reação. O único termo da concentração que pode aparecer na expressão de 
ação de massa é do SO2. Portanto. a lei de equilíbrio é simplesmente 
c
2
1
K
[SO (g)]
= 
 
11. Princípio de Le Châtelier e o Equilíbrio Químico 
O princípio de Le Châtelier, nos proporciona os meios para fazer previsões qualitativas sobre 
a mudanças no processo de equilíbrio químico. Isto sempre no permite prever os efeitos das influências 
externas no processo de equilíbrio que envolve as mudanças físicas, como o processo de equilíbrio 
líquido-vapor. Lembre-se de que o Princípio de Le Châtelier afirma que se uma influência externa 
perturba um equilíbrio, o sistema sofre uma mudança num sentido que se opõe à influência que o 
perturba e, se possível, devolve o equilíbrio ao sistema. Vamos examinar que tipos de "influências 
externas podem afetar o processo de equilíbrio químico. 
Quando um sistema atinge o equilíbrio químico, ele tende a permanecer dessa maneira, sem 
nenhuma mudança nas concentrações de reagentes e produtos, a menos que algum fator externo 
altere esse equilíbrio. 
Em 1888 o Físico-químico francês, LE CHATELIER, estudando o comportamento de sistema em 
equilíbrio químico, chegou à conclusão de que os fatores externos capazes de deslocar o equilíbrio de 
um sistema são: a concentração das substâncias participantes da reação, a pressão e a 
temperatura. Ele então enunciou um princípio conhecido como Princípio de LE CHATELIER ou 
Princípio da fuga ante a força: 
 
Quando um fator externo atua sobre um sistema em equilíbrio, este se desloca no sentido de 
reduzir a ação deste fator sobre o sistema, buscando um novo equilíbrio químico. (Diferente do 
equilíbrio anterior). 
 
OBSERVAÇÕES 
• Quando a velocidade da reação direta aumenta 
(A + B C + D), dizemos que o equilíbrio está se deslocando para a direta (V1 > V2). Quando a 
velocidade da reação inversa aumenta (A + B C + D), dizemos que o equilíbrio está se 
deslocando são passageiros, pois conduzem os sistemas para um novo equilíbrio químico. 
 
 
11.1. Fatores que deslocam o equilíbrio quimico de uma reação 
 
a) Influência da concentração 
Considere o equilíbrio: 
)g()g(
V
V
)g()g( dDcCbBaA
INVERSA
DIRETA
+
⎯⎯⎯ ⎯
⎯⎯ →⎯
+ 
ba
dc
C
]B[]A[
]D[]C[
K


= 
 
 
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Lembrando que KC é sempre constante numa determinada temperatura, temos: 
• [A] e/ou [B] o equilíbrio se desloca para a direita (→); VDIRETA > VINVERSA. 
• [C] e/ou [D] o equilíbrio se desloca para a esquerda (); VINVERSA > VDIRETA. 
• [A] e/ou [B] o equilíbrio se desloca para a esquerda (); VINVERSA > VDIRETA. 
• [C] e/ou [D] o equilíbrio se desloca para a direita (→); VDIREITA > VINVERSA. 
 
 
Conclusão: 
A adição de uma substância desloca o equilíbrio no sentido que irá consumi-la. A retirada de 
uma substância desloca o equilíbrio no sentido que irá refazê-la. 
• Adição de um lado: desloca o equilíbrio p/ o outro lado. 
• Retirada de um lado: desloca o equilíbrio p/ o mesmo lado. 
 
Considere o processo de Haber 
 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
 
Se H2 é adicionado enquanto o sistema está em equilíbio, o sistema deve responder para 
neutralizar o H2 adicionado (por Le Châtelier). 
O sistema deve consumir o H2 e levar aos produtos até que um novo equilíbrio seja 
estabelecido. 
Portanto, a [H2] e a [N2] diminuirão e a [NH3] aumentará. 
 
Observação: 
Em todos esses casos onde a concentração das substâncias foi alterada a constante de equilíbrio 
(KC) permanece constante, pois como já estudamos ela só varia em função da temperatura. 
A introdução de uma substância inerte (que não reage) não influi no equilíbrio químico. 
 
 
b) Influência da temperatura (lei de Van't Hoff) 
• O aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido endotérmico, ou seja, no sentido que 
absorve o calor fornecido. 
• A diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido exotérmico, ou seja, no sentido que 
repõe o calor retirado. 
 
 
Ex.: 
kcal2,26HNH2H3N )g(3AENDOTÉRMIC
EXOTÉRMICA
)g(2)g(2 −=
⎯⎯⎯⎯⎯ ⎯
⎯⎯⎯⎯ →⎯
+ 
 
•  T o equilíbrio se desloca para a esquerda (), lado endotérmico, consequentemente: 
 
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[N2]; [H2]; [NH3]. 
 
•  T o equilíbrio se desloca para a direita (→), lado exotérmico, consequentemente: [N2]; [H2]; 
[NH3]. 
 
Observação: 
O valor da constante de equilíbrio (Kc ou Kp) não varia com a variação da concentração dos 
participantes de uma reação, nem com a pressão, mas varia com a temperatura. Assim temos: 
 
[ ]
[ ]
c
PRODUTOS
K
REAGENTES
= 
 
• Reação endotérmica:  T; (equilíbrio →); [produtos]; Kc. 
• Reação exotérmica:  T; (equilíbrio ); [reagentes]; Kc. 
 
 






C
C
K T
K T
aendotérmic
açãoRe
 






C
C
K T
K T
exotérmica
açãoRe
 
 
 
c) Influência da pressão total do sistema (lei de Robin) 
• A pressão só exerce influência considerável sobre substâncias na fase gasosa. 
Considere o equilíbrio: 
 
Ex.: 
 
 
• Ao aumentar a pressão de um sistema, o equilíbrio se desloca no sentido de diminuir essa pressão, 
e como a pressão é proporcional ao nº de moléculas e de mol, à sistema se desloca para o lado da 
redução do número de moléculas, o que ocasionará uma diminuição da pressão. 
 
Conclusão: 
• O aumento da pressão desloca o equilíbrio no sentido de menor número de mols gasosos. 
• A diminuição da pressão desloca o equilíbrio no sentido de maior número de mols gasosos. 
 
 
Observação: 
Caso a reação ocorra sem contração, nem expansão de volume, o aumento ou diminuição da 
pressão não desloca o equilíbrio químico da reação. 
 
 
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Ex.: 
 
 
• A variação da pressão não desloca o equilíbrio da reação. 
 
Nos equilíbrios onde existem substâncias no estado gasoso e no estado sólido ou líquido, a 
variação de volume é determinada apenas pelas substâncias no estado gasoso. 
Não confunda pressão total dó sistema, com pressão parcial de um gás, pois quando 
aumentamos a pressão parcial de um gás, estamos na realidade aumentando a sua concentração, 
assim para o equilíbrio anterior temos: 
 
• Aumentando a pressão parcial do O2(g) o equilíbrio se desloca para a direita; 
 
• Aumentando a pressão parcial do CO2(g) o equilíbrio se desloca para a esquerda. 
 
Variações na pressão total ou na pressão parcial não alteram o valor de Kc nem de Kp de uma 
reação a uma determinada temperatura. 
 
d) Influência do catalisador sobre o equilíbrio de uma reação 
Lembre-se de que os catalisadores são substâncias que afetam a velocidade das reações 
químicas, sem serem consumidos. Portanto, os catalisadores não afetam a posição de equilíbrio em 
um sistema. A razão é que um catalisador afeta igualmente as reações diretas e as inversas. Ambas 
são aceleradas na mesma proporção. Então, adicionando um catalisador ao sistema, não existe efeito 
resultante sobre a composição de equilíbrio do sistema. O único efeito catalisador é trazer o sistema 
ao equilíbrio mais rapidamente. 
 
• Um catalisador reduz a barreira de energia de ativação para a reação. 
• Consequentemente, um catalisador diminuirá o tempo gasto para alcançar o equilíbrio. 
• Um catalisador não afeta a composição da mistura em equilíbrio. 
• O catalisador não altera o valor da constante de equilíbrio da reação (Kc). 
 
O catalisador aumenta igualmente a velocidade da reação direta e da reação inversa, através do 
o abaixamento da energia de ativação das duas reações, portanto concluímos que: 
O catalisador não desloca o equilíbrio químico de uma reação, ele apenas diminui o tempo 
necessário para que o equilíbrio seja atingido. Portanto, o catalisador não altera o estado de equilíbrio 
de uma reação, não altera o rendimento do processo nem o valor da constante de equilíbrio (Kc ou Kp). 
Dada a reação em equilíbrio: 
 
)g()g( B1A1 + )g()g( D1C1 + 
 
 
 
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Adição de um Gás Inerte a um Volume Constante 
Uma mudança no volume não é a única forma de se alterar a pressão em um sistema de 
equilíbrio de reagentes e produtos gasosos. A pressão também pode ser modificada mantendo-se o 
mesmo volume e adicionando-se um outro gás. Se esse gás não pode reagir com qualquer dos gases 
já presentes (isto é, se o gás adicionado é inerte para as substâncias em equilíbrio), as concentrações 
dos reagentes e dos produtos não mudarão. As concentrações continuarão para satisfazer a lei de 
equilíbrio e os quocientes de reação continuarão iguais a KC, e então não haverá mudança na posição 
de equilíbrio. 
 
 
RESUMO GERAL 
 
Perturbação Externa Deslocamento do Equilíbrio Alteração de Kc e Kp 
Adição de um participante No sentido oposto do participante Não 
Retirada de um participante No sentido do participante Não 
Aumento da pressão 
No sentido do menor número de 
mols gasosos 
Não 
Diminuição da pressão 
No sentido do maior número de 
mols gasosos 
Não 
Aumento da temperatura No sentido endotérmico Sim 
Diminuição da temperatura No sentido exotérmico Sim 
Adição do catalisador Não Não 
 
 
Aplicação do Princípio de Le Châtelier 
Exemplo 5 
A reação N2O4(g) 2NO(g) é endotérmica, com Hº = +56,9 kJ. Como a quantidade de NO2 em 
equilíbrio será afetada pela (a) adição de N,04, (b) diminuição da pressão pelo aumento do volume do 
recipiente, (c) elevação da temperatura, e (d) adição de um catalisador ao sistema? Quais dessas 
mudanças alterarão o valor de Kc? 
 
Solução: (a) A adição de N2O4 provocará a transferência do equilíbrio para a direita - em um sentido 
que consumirá algum N2O4 adicionado. A quantidade de NO2 aumentará. (b) Quando a pressão no 
sistema decai, o sistema responde produzindo mais moléculas de gás, que tenderão a elevar a pressão 
e parcialmente contrabalançar a mudança. Visto que mais moléculas de gás são formadas se algum 
N2O4 se decompõe, a quantidade de NO2 em equilíbrio aumentará. (c) Porque a reação é endotérmica 
no sentido direto, escrevemos a equação mostrando o calor como um reagente 
 
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Calor + N2O4(g) 2NO2(g) 
 
A elevação de temperatura é efetuada pela adição de calor, de modo que o sistema responda 
absorvendo calor. Isto significa que o equilíbrio se transferirá para a direita e a quantidade de NO, em 
equilíbrio aumentará. 
(d) Um catalisador faz com que uma reação alcance mais rapidamente o equilíbrio, porém não tem 
efeito sobre a posição de equilíbrio químico. Portanto, a quantidade de NO, em equilíbrio não será 
afetada. 
Finalmente, a única mudança que altera K é a mudança de temperatura. Elevando a temperatura 
(pela adição de calor) aumentará Kc porque a reação direta é endotérmica. 
 
 
 
12. Aprofundamento 
 
I) Alterações na pressão 
 
a) Considere a reação: 
 
2NO2(g) N2O4(g) 
 
2 4
2 4 2 4 2 4
2 22 2
N O
2
N O N O N O
c
2 22
NO NONO NO
n
[ ] n V nV
k .V
[ ] V nn n
V
 
 
Assim temos: 
1) pressãovolume(V), para que Kc não se altere: 
( )
2 4
2
N O
2
NO
n
n
, assim o equilíbrio se desloca para a direita, 
para o lado do menor número de mols gasosos; 
 
2) pressãovolume(V), para que Kc não se altere: 
2 4
2
N O
2
NO
n
n
, assim o equilíbrio se desloca para a 
esquerda, para o lado do maior número de mols gasosos; 
 
b) Considere a reação: 
 
H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g) 
 
2 2 2.. 2 2.. 2
2
HCl
2 22 2HCl HCl
c
2
H Cl2 2 H Cl H Cl
n
n n[HCl] VV
k .
n n[H ][Cl ] n n n nV
V V
 
Assim temos: 
 
Alterações na pressãototal, com consequentes alterações no volume do sistema não deslocam 
o equilíbrio químico, pois a constante de equilíbrio não é escrita em função do volume (V). 
Alterações na pressão total, por alterações no volume do sistema não deslocam o equilíbrio 
químico quando os números de mols gasosos dos reagentes e dos produtos são iguais. 
 
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II) Introdução de um gás inerte 
 
A introdução de um gás inerte aumenta a pressão total do sistema, mas não altera as pressões 
parciais dos gases participantes do equilíbrio, assim o equilíbrio químico não se desloca; 
 
Considere o equilíbrio: 
 
2NO2(g) N2O4(g) 
 
Considere que gás argônio (Ar(g)) seja introduzido no sistema em equilíbrio; 
Ocorre um aumento da pressão total, pois: 
 
• Antes da adição do argônio: 
Ptotal = P NO2(g) + P N2O4(g) 
 
• Depois da adição do argônio: 
Ptotal = P NO2(g) + P N2O4(g) + P Ar(g) 
 
As frações molares dos gases participantes do equilíbrio diminuem, pois ocorre um aumento do 
número de mol total do sistema: 
2
2
.
NO
NO
total
n
X
n
 
2 4
2 4
.
N O
N O
total
n
X
n
 
 
Consequentemente as pressões parciais de cada gás que participa do equilíbrio não se alteram: 
 
2 2.NO NO totalP X P 
 
2 4 2 4.N O N O totalP X P 
 
Se não ocorrem alterações nas pressões parciais dos gases participantes do equilíbrio, 
alterações na pressão total não deslocam o equilíbrio químico; 
 
 
IV) Equação de Van’t Hoff 
Relação entre ∆G° e a constante de equilíbrio Keq 
 
 
 
eq
eq
/
eq 
ΔG = ΔG° + RT Ln Q
0 = ΔG° + RT Ln K
ΔG° = - RT Ln K
K = G RTe−
eq 
eq 
eq 
K > 1 ΔG° < 0
K < 1 ΔG° > 0
K =1 ΔG° = 0



 
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Equilibrio Químico 
Exercícios De Aprendizagem 
 
1) (Ufrgs) A constante de equilíbrio da reação 
 
CO(g) + 2H2(g) CH3OH(g) 
 
tem o valor de 14,5 a 500 K. As concentrações de 
metanol e de monóxido de carbono foram medidas 
nesta temperatura em condições de equilíbrio, 
encontrando-se, respectivamente, 0,145 mol.L-1 e 1 
mol.L-1. 
Com base nesses dados, é correto afirmar que a 
concentração de hidrogênio, em mol.L-1, deverá ser 
a) 0,01. 
b) 0,1. 
c) 1. 
d) 1,45. 
e) 14,5. 
 
2) (Ime) Dada a reação química abaixo, que ocorre 
na ausência de catalisadores, 
 
( ) ( ) ( ) ( )2 2H O g C s 31,4 kcal CO g H g+ + + 
 
pode-se afirmar que: 
a) o denominador da expressão da constante de 
equilíbrio é 
2H O C .      
 
b) se for adicionado mais monóxido de carbono ao 
meio reacional, o equilíbrio se desloca para a 
direita. 
c) o aumento da temperatura da reação favorece a 
formação dos produtos. 
d) se fossem adicionados catalisadores, o equilíbrio 
iria se alterar tendo em vista uma maior formação 
de produtos. 
e) o valor da constante de equilíbrio é independente 
da temperatura. 
 
3) (Mackenzie) Sob condições adequadas de 
temperatura e pressão, ocorre a formação do gás 
amônia. Assim, em um recipiente de capacidade igual 
a 10 L, foram colocados 5 mol de gás hidrogênio junto 
com 2 mol de gás nitrogênio. Ao ser atingido o 
equilíbrio químico, verificou-se que a concentração do 
gás amônia produzido era de 0,3 mol/L. Dessa forma, 
o valor da constante de equilíbrio (KC) é igual a 
a) 41,80 10− 
b) 23,00 10− 
c) 16,00 10− 
d) 13,60 10 
e) 41,44 10 
 
4 (Fatec) A produção de alimentos para a população 
mundial necessita de quantidades de fertilizantes em 
grande escala, sendo que muitos deles se podem 
obter a partir do amoníaco. 
Fritz Haber (1868-1934), na procura de soluções para 
a otimização do processo, descobre o efeito do ferro 
como catalisador, baixando a energia de ativação da 
reação. 
Carl Bosch (1874-1940), engenheiro químico e colega 
de Haber, trabalhando nos limites da tecnologia no 
início do século XX, desenha o processo industrial 
catalítico de altas pressões e altas temperaturas, 
ainda hoje utilizado como único meio de produção de 
amoníaco e conhecido por processo de Haber-Bosch. 
Controlar as condições que afetam os diferentes 
equilíbrios que constituem o processo de formação 
destes e de outros produtos, otimizando a sua 
rentabilidade, é um dos objetivos da Ciência/Química 
e da Tecnologia para o desenvolvimento da 
sociedade. 
(nautilus.fis.uc.pt/spf/DTE/pdfs/fisica_quimica_a_11_
homol.pdf Acesso em: 28.09.2012.) 
 
Considere a reação de formação da amônia 
( ) ( ) ( )+2 2 3N g 3H g 2NH g e o gráfico, que 
mostra a influência conjunta da pressão e da 
temperatura no seu rendimento. 
 
 
 
A análise do gráfico permite concluir, corretamente, 
que 
a) a reação de formação da amônia é endotérmica. 
b) o rendimento da reação, a 300 atm, é maior a 
600°C. 
c) a constante de equilíbrio ( cK ) não depende da 
temperatura. 
d) a constante de equilíbrio ( cK ) é maior a 400°C do 
que a 500°C. 
e) a reação de formação da amônia é favorecida pela 
diminuição da pressão. 
 
5) (Pucmg) Considere o equilíbrio químico a seguir: 
 
NOCØ(g) Ï NO(g) + 1/2CØ‚(g) 
 
Num reator fechado, estão presentes no equilíbrio 0,5 
mol de NOCØ, 0,35 mol de NO e 0,20 mol de CØ‚. À 
temperatura constante, adiciona-se 0,05 mol de 
NOCØ. É CORRETO afirmar que as concentrações 
 
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das espécies presentes no novo equilíbrio em relação 
ao equilíbrio anterior: 
a) não mudaram. 
b) são superiores para NOCØ, superiores para NO e 
superiores para CØ‚. 
c) são inferiores para NOCØ, superiores para NO e 
superiores para CØ‚. 
d) são inferiores para NOCØ, inferiores para NO e 
inferiores para CØ‚. 
 
6. (Uespi) Um exemplo do impacto humano sobre o 
meio ambiente é o efeito da chuva ácida sobre a 
biodiversidade dos seres vivos. Os principais 
poluentes são ácidos fortes que provêm das 
atividades humanas. O nitrogênio e o oxigênio da 
atmosfera podem reagir para formar NO, mas a 
reação, mostrada abaixo, endotérmica, é espontânea 
somente a altas temperaturas, como nos motores de 
combustão interna dos automóveis e centrais 
elétricas: 
 
N2(g) + O2(g) 2 NO(g) 
 
Sabendo que as concentrações de N2 e O2 no 
equilíbrio acima, a 800 ºC, são iguais a 0,10 mol L−1 
para ambos, calcule a concentração molar de NO no 
equilíbrio se K = 4,0 x 10−20 a 800 ºC. 
a) 6,0 x 10−7 
b) 5,0 x 10−8 
c) 4,0 x 10−9 
d) 3,0 x 10−10 
e) 2,0 x 10−11 
 
7) (Unifesp) O monóxido de nitrogênio é um dos 
poluentes atmosféricos lançados no ar pelos veículos 
com motores mal regulados. No cilindro de um motor 
de explosão interna de alta compressão, a 
temperatura durante a combustão do combustível 
com excesso de ar é da ordem de 2400 K e os gases 
de descarga estão ao redor de 1200 K. O gráfico 
representa a variação da constante de equilíbrio 
(escala logarítmica) em função da temperatura, para 
a reação de formação do NO, dada por 
 
1/2 N‚(g) + 1/2 O‚(g) Ï NO(g) 
 
 
Considere as seguintes afirmações: 
I. Um catalisador adequado deslocará o equilíbrio da 
reação no sentido da conversão do NO em N‚ e O‚. 
II. O aumento da pressão favorece a formação do 
NO. 
III. A 2400 K há maior quantidade de NO do que a 
1200 K. 
IV. A reação de formação do NO é endotérmica. 
São corretas as afirmaçõescontidas somente em 
a) I, II e III. 
b) II, III e IV. 
c) I e III. 
d) II e IV. 
e) III e IV 
 
8. (Mackenzie) O equilíbrio químico estabelecido a 
partir da decomposição do gás amônia, ocorrida em 
condições de temperatura e pressão adequadas, é 
representado pela equação química 
3(g) 2(g) 2(g)2NH N 3H .+
 Considerando que, no 
início, foram adicionados 10 mol de gás amônia em 
um recipiente de 2 litros de volume e que, no 
equilíbrio, havia 5 mol desse mesmo gás, é correto 
afirmar que 
a) ao ser estabelecido o equilíbrio, a concentração do 
gás N2 será de 1,25 mol/L. 
b) foram formados, até ser estabelecido o equilíbrio, 
15 mol de H2(g). 
c) a concentração do gás amônia no equilíbrio será de 
5 mol/L. 
d) haverá, no equilíbrio, maior quantidade em mols de 
gás amônia do que do gás hidrogênio. 
e) a concentração do gás hidrogênio no equilíbrio é 
2,5 mol/L. 
 
9) Um frasco a 25ºC foi preenchido, exclusivamente, 
com tetróxido de dinitrogênio (N2O4) ficando com 
pressão 
total de 3atm. Nessas condições, o N2O4 se 
desproporciona formando o dióxido de nitrogênio 
(NO2), segundo a equação 
 
 
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N2O4(g) Ï 2NO2(g) 
 
Mantida a temperatura, após atingido o equilíbrio do 
sistema verifica-se que a pressão parcial do N2O4 é 
de 
2,25atm. 
A pressão parcial do NO2 após atingido o equilíbrio e 
a constante de equilíbrio de desproporcionamento do 
N2O4 em função das pressões parciais (KP), são, 
respectivamente, 
a) 1,5 atm e 1. 
b) 0,75 atm e 0,33. 
c) 0,75 atm e 0,25 
d) 1,5 atm e 0,67 
e) 0,75 atm e 3. 
 
10) (Unesp) O equilíbrio gasoso N2O4 Ï 2 NO2 
apresenta, a uma dada temperatura, constante de 
equilíbrio Kc=2. Nesta temperatura foram feitas duas 
misturas diferentes, A e B, cada uma acondicionada 
em recipiente fechado, isolado e distinto. As 
condições iniciais estão mostradas na tabela seguir: 
 
 
 
a) Efetue os cálculos necessários e conclua se a 
mistura A se encontra ou não em situação de 
equilíbrio 
b) Efetue os cálculos necessários e conclua se a 
mistura B se encontra ou não em situação de 
equilíbrio. 
 
11) (Ufes) A constante de equilíbrio KÝ é igual a 10,50 
para a seguinte reação, a 227 °C: 
CO(g) + 2 H‚(g) Ï CHƒOH(g) 
O valor de KÝ para a reação abaixo, na mesma 
temperatura, é 
2CO(g) + 4 H‚(g) Ï 2 CHƒOH(g) 
a) 3,25 
b) 5,25 
c) 10,50 
d) 21,00 
e) 110,25 
 
12) (Uff) Em um recipiente de aço inox com 
capacidade de 1,0 L foram colocados 0,500 mol de H‚ 
e 0,500 mol de I‚. 
A mistura alcança o equilíbrio quando a temperatura 
atinge 430°C. 
Calcule as concentrações de H‚, I‚ e HI na situação 
de equilíbrio, sabendo-se que KÝ para a reação 
 
H‚(g) + I‚(g) Ï 2HI(g) é igual a 49,0 na temperatura 
dada. 
 
13) (Fuvest ) Cobalto pode ser obtido a partir de seu 
óxido, por redução com hidrogênio ou com monóxido 
de carbono. São dadas as equações representativas 
dos equilíbrios e suas respectivas constantes a 
550°C. 
I. CoO(s) + H‚(g) Ï Co(s) + H‚O(g) K� = 67 
II. CoO(s) + CO(g) Ï Co(s) + CO‚(g) K‚ = 490 
a) Mostre como se pode obter a constante (Kƒ) do 
equilíbrio representado por permanece praticamente 
inalterada. 
 
 CO(g) + H‚O(g) Ï CO‚(g) + H‚(g) 
 
a 550°C, a partir das constantes dos equilíbrios I e II. 
b) Um dos processos industriais de obtenção de 
hidrogênio está representado no item a. A 550°C, a 
reação, no sentido da formação de hidrogênio, é 
exotérmica. Para este processo, discuta a influência 
de cada um dos seguintes fatores: 
- aumento de temperatura. 
- uso de catalisador. 
- variação da pressão. 
 
14. (Ufrj) A reação entre um ácido carboxílico e um 
álcool é chamada de esterificação e pode ser 
genericamente representada pela equação a seguir: 
RCOOH(Ø) + R'OH(Ø) Ï RCOOR'(Ø) + H‚O(Ø) 
a) Explique porque a adição de um agente 
desidratante aumenta a formação de éster. 
b) Em um recipiente de 1 litro, foram adicionados 1mol 
de ácido e 1mol de álcool. 
Sabendo que nestas condições KÝ=4, calcule a 
concentração de éster no equilíbrio. 
c) Se R é o radical propil e R' é o radical isopropil, dê 
o nome do éster formado. 
 
15. (Espcex) Considere a seguinte reação química 
em equilíbrio num sistema fechado a uma 
temperatura constante: 
 
( ) ( ) ( ) ( )2 2g s g g1H O 1C 31,4 kcal 1CO 1H + + + 
 
A respeito dessa reação, são feitas as seguintes 
afirmações: 
 
I. A reação direta trata-se de um processo exotérmico; 
II. O denominador da expressão da constante de 
 
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equilíbrio em termos de concentração molar ( )cK 
é igual a    2H O C ; 
III. Se for adicionado mais monóxido de carbono 
( )( )gCO ao meio reacional, o equilíbrio será 
deslocado para a esquerda, no sentido dos 
reagentes; 
IV. O aumento na pressão total sobre esse sistema 
não provoca deslocamento de equilíbrio. 
 
Das afirmações feitas, utilizando os dados acima, 
está(ão) correta(s): 
a) Todas. 
b) apenas I e II. 
c) apenas II e IV. 
d) apenas III. 
e) apenas IV. 
 
16. (Espcex) Os corais fixam-se sobre uma base de 
carbonato de cálcio 3(CaCO ), produzido por eles 
mesmos. O carbonato de cálcio em contato com a 
água do mar e com o gás carbônico dissolvido pode 
estabelecer o seguinte equilíbrio químico para a 
formação do hidrogenocarbonato de cálcio: 
 
3(s) 2(g) 2 ( ) 3 2(aq)CaCO CO H O Ca(HCO )+ + 
 
Considerando um sistema fechado onde ocorre o 
equilíbrio químico da reação mostrada acima, 
assinale a alternativa correta. 
a) Um aumento na concentração de carbonato 
causará um deslocamento do equilíbrio no sentido 
inverso da reação, no sentido dos reagentes. 
b) A diminuição da concentração do gás carbônico 
não causará o deslocamento do equilíbrio químico 
da reação. 
c) Um aumento na concentração do gás carbônico 
causará um deslocamento do equilíbrio no sentido 
direto da reação, o de formação do produto. 
d) Um aumento na concentração de carbonato 
causará, simultaneamente, um deslocamento do 
equilíbrio nos dois sentidos da reação. 
e) Um aumento na concentração do gás carbônico 
causará um deslocamento do equilíbrio no sentido 
inverso da reação, no sentido dos reagentes. 
 
 
Equilibrio Químico 
Exercícios de Fixação 
 
1. (Uern) Considerando o seguinte equilíbrio químico: 
2
2(s) (aq) (aq)Mg(OH) Mg 2OH H 40kJ / mol,
+ − +  = − 
marque (V) para as afirmativas verdadeiras e (F) para as 
falsas. 
 
( ) Trata-se de um equilíbrio heterogêneo. 
( ) Se aumentar a concentração de hidróxido de magnésio, 
o equilíbrio será deslocado para direita. 
( ) Aumentando a pressão do sistema, o equilíbrio será 
deslocado para a esquerda. 
( ) Aumentando a concentração de íons magnésio, a 
reação será deslocada para a direita. 
( ) Diminuindo a temperatura do sistema, a reação será 
deslocada para a direita. 
 
A sequência está correta em 
a) F, V, F, V, F. 
b) V, F, F, V, V. 
c) V, V, V, F, F. 
d) V, F, F, F, V. 
 
2 (Puc-rio) Na crise energética, a produção de gás 
natural (metano) tem sido bastante incentivada. Além 
de combustível, o metano tem outras aplicações 
industriais, entre elas, a produção de hidrogênio com 
base na seguinte reação: 
CH„ (g) + H‚O (g) Ï CO (g) + 3 H‚ (g) 
ÐH¡ = + 216,9 kJ/mol 
a) A reação absorve ou desprende calor? Justifique. 
b) Escreva a equação que representa a constante de 
equilíbrio para essa reação. 
c) Em que direção a reação se deslocará se, após o 
equilíbrio estabelecido, ocorrer uma falha de processo 
e a pressão de H‚O (g) diminuir? Justifique sua 
resposta. 
 
3. (Cefet MG) O gráfico a seguir apresentaas variações das 
concentrações de três substâncias (A, B e C) durante uma 
reação química monitorada por 10 minutos. 
 
 
 
A equação química que representa estequiometricamente 
essa reação, é 
a) 2A B 3C+ → 
b) 2A 3C B→ + 
c) 2B 2C A→ + 
d) 3B C 2A+ → 
e) 6C 4A 2B+ → 
 
 
4. (Ufscar) O óxido nítrico, NO, é um importante 
 
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intermediário na fabricação do ácido nítrico pelo 
processo Ostwald. É produzido na atmosfera por 
fenômenos naturais, como relâmpagos, sendo 
também liberado em decorrência de atividades 
humanas, tornando-se um dos responsáveis pela 
formação da chuva ácida. A reação de formação de 
NO é representada pela equação: 
N‚ (g) + O‚ (g) Ï 2 NO(g) ÐH¡ = + 180 kJ 
a) Neste sistema em equilíbrio a 25°C, num recipiente 
de 10 L, existem 0,10 mol de N‚ e 0,02 mol de O‚. Se 
a constante de equilíbrio Kc a 25°C é igual a 4,5 . 
10-¤¢, qual será a concentração em mol/L de NO no 
equilíbrio, nesta temperatura? 
b) O que se verifica com o equilíbrio e a constante de 
equilíbrio, quando a temperatura do sistema é 
aumentada? Justifique. 
 
5. (Ufu) A amônia (NHƒ) pode ser obtida 
industrialmente pelo processo Haber-Bosh, que 
envolve altas temperaturas, elevadas pressões, e 
presença de Fe como catalisador. A reação envolvida 
é 
N‚(g) + 3H‚(g) Ï 2NHƒ(g) ÐH= -92,4 kJ.mol-¢ 
Sabendo-se que a constante de equilíbrio, Kc, da 
reação acima vale 0,5 e 0,014 a 460°C e 750°C, 
respectivamente, pede-se: 
a) Escreva a expressão da constante de equilíbrio, 
Kc, da reação e explique por que Kc diminui com o 
aumento da temperatura. 
b) Explique por que a síntese industrial de NHƒ 
necessita de altas temperaturas e da presença de 
catalisador. 
 
6. (Unesp) O hidrogênio pode ser obtido do metano, 
de acordo com a equação química em equilíbrio: 
 
 CH„(g) + H‚O(g) Ï CO(g) + 3H‚(g) 
 
A constante de equilíbrio dessa reação é igual a 0,20 
a 900K. Numa mistura dos gases em equilíbrio a 
900K, as pressões parciais de CH„(g) e de H‚O(g) são 
ambas iguais a 0,40atm e a pressão parcial de H‚(g) 
é de 0,30atm. 
a) Escreva a expressão da constante de equilíbrio. 
b) Calcule a pressão parcial de CO(g) no equilíbrio. 
 
7. (Cefet MG) Observe os dados referentes à reação 
reversível entre os compostos A e B. 
 
(g) (g) eqA B K 1,5= 
 
 
 
No equilíbrio, a conversão de A em B, comparada à reação 
inversa 
a) possui velocidade maior. 
b) é acelerada pelo uso do catalisador. 
c) envolve menor variação de entalpia. 
d) apresenta maior energia de ativação. 
e) é favorecida pelo aumento da pressão. 
 
8. (Uepg) O bicarbonato de sódio sólido é usado como 
fermento químico porque se decompõe termicamente, 
formando gás carbônico, de acordo com a reação 
representada pela equação química abaixo. Sobre essa 
reação, assinale o que for correto. 
 
1
2
V
3(s) 2 3(s) 2(g) 2 (g)
V
2NaHCO Na CO CO H O H 0Δ⎯⎯⎯→ + + ⎯⎯⎯ 
01) A expressão para a constante de equilíbrio, expressa em 
termos de concentração, é c 2 2K [CO ] [H O].= 
02) O aumento de temperatura desloca o equilíbrio para a 
direita, isto é, no sentido de 1V . 
04) O aumento de pressão desloca o equilíbrio para a 
direita, isto é, no sentido de 1V . 
08) A adição de gás carbônico desloca o equilíbrio para a 
direita, isto é, no sentido de 1V . 
16) Se as pressões parciais do 2CO e da 2H O forem, 
respectivamente, 0,5 e 0,5 atm, o valor da constante 
de equilíbrio, expressa em termos de pressões parciais 
p(K ), será 1. 
 
9. (Fuvest) Em determinado processo industrial, 
ocorre uma transformação química, que pode ser 
representada pela equação genérica 
 
 xA(g) + yB(g) Ï zC(g) 
 
em que x, y e z são, respectivamente, os coeficientes 
estequiométricos das substâncias A, B e C. 
 
 
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O gráfico representa a porcentagem, em mols, de C 
na mistura, sob várias condições de pressão e 
temperatura. 
Com base nesses dados, pode-se afirmar que essa 
reação é 
a) exotérmica, sendo x + y = z 
b) endotérmica, sendo x + y < z 
c) exotérmica, sendo x + y > z 
d) endotérmica, sendo x + y = z 
e) endotérmica, sendo x + y > z 
 
10. (Enem 2011) Os refrigerantes têm-se tornado cada 
vez mais o alvo de políticas públicas de saúde. Os de cola 
apresentam ácido fosfórico, substância prejudicial à 
fixação de cálcio, o mineral que é o principal componente 
da matriz dos dentes. A cárie é um processo dinâmico de 
desequilíbrio do processo de desmineralização dentária, 
perda de minerais em razão da acidez. Sabe-se que o 
principal componente do esmalte do dente é um sal 
denominado hidroxiapatita. O refrigerante, pela presença 
da sacarose, faz decrescer o pH do biofilme (placa 
bacteriana), provocando a desmineralização do esmalte 
dentário. Os mecanismos de defesa salivar levam de 20 a 
30 minutos para normalizar o nível do pH, 
remineralizando o dente. A equação química seguinte 
representa esse processo: 
 
 
 
GROISMAN, S. Impacto do refrigerante nos dentes é 
avaliado sem tirá-lo da dieta. Disponível em: 
http://www.isaude.net. Acesso em: 1 maio 2010 
(adaptado). 
 
Considerando que uma pessoa consuma refrigerantes 
diariamente, poderá ocorrer um processo de 
desmineralização dentária, devido ao aumento da 
concentração de 
a) OH− , que reage com os íons 2Ca + , deslocando o 
equilíbrio para a direita. 
b) H+ , que reage com as hidroxilas OH− , deslocando o 
equilíbrio para a direita. 
c) OH− , que reage com os íons 2Ca + , deslocando o 
equilíbrio para a esquerda. 
d) H+ , que reage com as hidroxilas OH− , deslocando o 
equilíbrio para a esquerda. 
e) 2Ca + , que reage com as hidroxilas OH− , deslocando o 
equilíbrio para a esquerda. 
 
11. (Pucmg) Considere o equilíbrio químico: 
A 2B C 2D+ + e as seguintes concentrações iniciais: 
 
1[A] / mo L− 1[B] / mo L− 1[C] / mo L− 1[D] / mo L− 
1 1 0 0 
 
A 25 C, para 1litro de reagente, o equilíbrio foi atingido 
quando 0,5 mo do reagente B foi consumido. Assinale o 
valor da constante de equilíbrio da reação. 
a) 3 
b) 4 
c) 1/ 4 
d) 1/ 3 
 
12. (Fatec) Para o seguinte equilíbrio gasoso 
CO(g) + 3H‚(g) Ï CH„(g) + H‚O(g) 
foram determinadas as constantes de equilíbrio (Kc) 
em diferentes temperaturas. Os dados obtidos estão 
na tabela adiante: 
 
 
 
Sobre esse equilíbrio, foram feitas as seguintes 
afirmações: 
I. A reação, considerada no sentido da formação do 
metano (CH„), é endotérmica. 
II. O aumento da temperatura do sistema favorece a 
formação de gás hidrogênio (H‚). 
III. O aumento da pressão sobre o sistema não 
provoca o deslocamento desse equilíbrio. 
Dessas afirmações, somente 
a) I é correta. 
b) II é correta. 
c) III é correta. 
d) I e II são corretas. 
e) I e III são corretas. 
 
13. (Fatec) O gráfico a seguir mostra como varia a 
constante de equilíbrio (KÝ) em função da 
temperatura para a reação de síntese da amônia. 
 
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A respeito dessa transformação química, as seguintes 
afirmações foram feitas: 
 
I - a diminuição da temperatura aumenta o rendimento 
da reação; 
II - a elevação da temperatura diminui a velocidade da 
reação; 
III - a reação de síntese da amônia é exotérmica; 
IV - a elevação da temperatura favorece o consumo 
de N‚ e H‚. 
Dessas afirmações, são corretasapenas 
a) I e II. 
b) I e III. 
c) III e IV. 
d) II e III. 
e) II e IV. 
 
14. (Enem 2015) Vários ácidos são utilizados em indústrias 
que descartam seus efluentes nos corpos d'água, como rios 
e lagos, podendo afetar o equilíbrio ambiental. Para 
neutralizar a acidez, o sal carbonato de cálcio pode ser 
adicionado ao efluente, em quantidades apropriadas, pois 
produz bicarbonato, que neutraliza a água. As equações 
envolvidas no processo são apresentadas: 
 
I. 
2
3(s) 2(g) 2 ( ) (aq) 3(aq)CaCO CO H O Ca 2 HCO
+ −+ + + 
II. 
2
3(aq) (aq) 3(aq)HCO H CO
− + −+ 111K 3,0 10
−=  
III.
2 2
3(s) (aq) 3(aq)CaCO Ca CO
+ −+ 92K 6,0 10
−=  
IV. 2(g) 2 ( ) (aq) 3(aq)CO H O H HCO
+ −+ +
7
3K 2,5 10
−=  
 
Com base nos valores das constantes de equilíbrio das 
reações II, III e IV a 25 C, qual é o valor numérico da 
constante de equilíbrio da reação I? 
a) 264,5 10− 
b) 55,0 10− 
c) 90,8 10− 
d) 50,2 10 
e) 262,2 10 
 
15. (Udesc) Para a reação em equilíbrio 
2(g) 2(g) 3(g)N 3 H 2 NH H 22 kcal;Δ+ = − assinale a 
alternativa que não poderia ser tomada para aumentar o 
rendimento do produto. 
a) Aumentar a concentração de H2 
b) Aumentar a pressão 
c) Aumentar a concentração de N2 
d) Aumentar a temperatura 
e) Diminuir a concentração de NH3 
 
16. (Ufrgs) Abaixo estão mostradas duas reações em fase 
gasosa, com suas respectivas constantes de equilíbrio. 
 
2 2 2
4 2 2
CO(g) H O(g) CO (g) H (g) K 0,23
CH (g) H O(g) CO(g) 3H (g) K 0,20
+ → + =
+ → + =
 
 
Pode-se concluir que, nessas mesmas condições, a 
constante de equilíbrio para a reação 
 
4 2 2 2CH (g) 2H O(g) CO (g) 4H (g)+ → + 
 
é de 
a) 0,030. 
b) 0,046. 
c) 0,230 
d) 0,430. 
e) 1,150. 
 
17. (Fuvest) A reação de esterificação do ácido 
etanóico com etanol apresenta constante de equilíbrio 
igual a 4, à temperatura ambiente. Adiante estão 
indicadas cinco situações, dentre as quais apenas 
uma é compatível com a reação, considerando-se que 
a composição final é a de equilíbrio. Qual alternativa 
representa, nessa temperatura, a reação de 
esterificação citada? 
 
 
 
18. (Puc-rio) Considere a equação abaixo, Kp = 1 a 
4300 K. 
 
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2 H‚O(g) Ì 2 H‚(g) + O‚(g) 
 
Com relação a essa equação, assinale a opção que 
apresenta a afirmativa correta. 
a) O sistema está em equilíbrio quando as pH‚O(g) = 
pH‚(g) = pO‚(g) = 2 a 4300 K. 
b) O sistema está em equilíbrio quando as pH‚O (g) = 
pH‚(g) = pO‚(g) = 1 a 4300K. 
c) Se a pH‚O(g) diminuir em decorrência do 
deslocamento do equilíbrio para a direita, o volume do 
sistema diminui. 
d) A adição de O‚ (g) ocasiona a diminuição do pH‚O. 
e) Dobrando a pH‚O (g), Kp = 2 a 4300 K. 
 
19. (Puc-rio) Considere o equilíbrio entre os íons 
cromato (CrO„£­) e dicromato (Cr‚O‡£­) em solução 
aquosa, descrito a seguir. 
Cr‚O‡£­(aq) + H‚O(Ø) Ï 2H®(aq) + 2CrO„£­(aq) 
Assinale a alternativa INCORRETA. 
a) O número de oxidação do cromo nos íons cromato 
e dicromato é o mesmo e igual a 6+. 
b) Ao se diminuir o pH da solução, o equilíbrio se 
desloca favorecendo a formação de íon cromato. 
c) A expressão da constante de equilíbrio para esta 
reação é K = ([H®]£ × [CrO„£­]£)/[Cr‚O‡£­]. 
d) Ao se elevar a temperatura da solução, o valor da 
constante de equilíbrio se alterará. 
e) O cromo é um metal de transição. 
 
20. (Puccamp) Uma mistura equimolar de nitrogênio 
(N‚) e oxigênio (O‚) aquecida a 2000°C reage numa 
extensão de 1% (em mol) para formar óxido nítrico 
N‚(g) + O‚(g) Ï 2NO(g). Nessa temperatura, o valor 
da constante desse equilíbrio é, aproximadamente, 
a) 4 × 10-¥ 
b) 4 × 10-£ 
c) 4 
d) 4 × 10®£ 
e) 4 × 10®¥ 
 
21. (Acafe) Dado o equilíbrio químico abaixo e baseado 
nos conceitos químicos é correto afirmar, exceto: 
 
2(g) 2(g) 3(g) 2 (g)2NO 7H 2NH 4H O H 0+ +   
a) A presença de um catalisador altera a constante de 
equilíbrio. 
b) Adicionando 2H o equilíbrio é deslocado para a direita. 
c) Diminuindo a pressão do sistema o equilíbrio é deslocado 
para a esquerda. 
d) Diminuindo a temperatura do sistema o equilíbrio é 
deslocado para a esquerda. 
 
22. (Uepa) O Ácido oxálico é um ácido dicarboxílico tóxico 
e presente em plantas, como espinafre e azedinhas. Embora 
a ingestão de ácido oxálico puro seja fatal, seu teor na 
maioria das plantas comestíveis é muito baixo para 
apresentar um risco sério. É um bom removedor de manchas 
e ferrugem, sendo usado em várias preparações comerciais 
de limpeza. Além disso, a grande maioria dos cálculos 
renais são constituídos pelo oxalato de cálcio 
monohidratado, um sal de baixa solubilidade derivado deste 
ácido. Levando em consideração a reação abaixo, assinale 
a alternativa correta: 
 
2
2 2 4(s) 2 ( ) 2 4(aq) 3 (aq) cC H O H O C HO H O K 6 10
− + −+ + =  
a) a cK da reação: 
2 4(aq) 3 (aq) 2 2 4(s) 2 ( )C HO H O C H O H O
− ++ + é: 
16,66. 
b) a cK da reação: 
2 4(aq) 3 (aq) 2 2 4(s) 2 ( )C HO H O C H O H O
− ++ + é: 
26 10 .−−  
c) se a concentração da solução for multiplicada por 2, qual 
o valor do 21K 12 10 .
−=  
d) o ácido oxálico é um ácido forte. 
e) a adição de HC à solução não altera o equilíbrio da 
reação. 
 
23. (Pucsp) Um frasco a 25°C foi preenchido, 
exclusivamente, com tetróxido de dinitrogênio (N‚O„) 
ficando com pressão total de 3 atm. 
Nessas condições, o N‚O„ se desproporciona 
formando o dióxido de nitrogênio (NO‚), segundo a 
equação 
 
 N‚O„(g) Ï 2 NO‚(g) 
 
Mantida a temperatura, após atingido o equilíbrio do 
sistema verifica-se que a pressão parcial do N‚O„ é 
de 2,25 atm. 
A pressão parcial do NO‚ após atingido o equilíbrio e 
a constante de equilíbrio de desproporcionamento do 
N‚O„ em função das pressões parciais (Kp), são, 
respectivamente, 
a) 1,5 atm e 1. 
b) 0,75 atm e 0,33. 
c) 0,75 atm e 0,25. 
d) 1,5 atm e 0,67. 
e) 0,75 atm e 3. 
 
24. (Uepg) O diagrama de entalpia abaixo fornece 
informações sobre uma reação química reversível. 
Considerando que o sistema está em equilíbrio, assinale o 
que for correto. 
 
 
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01) Esta é uma reação exotérmica, pois a entalpia dos 
produtos é menor que a dos reagentes. 
02) A curva de maior energia de ativação (Ea) se refere à 
reação catalisada. 
04) Um aumento na temperatura do sistema não favoreceria 
essa reação porque o equilíbrio seria deslocado no 
sentido dos reagentes. 
08) A adição dos reagentes A ou B provocaria um 
deslocamento do equilíbrio para a direita e a formação 
de maior quantidade de C. 
16) Se houver uma diminuição na pressão do sistema, o 
equilíbrio será deslocado no sentido dos produtos. 
 
25. (Mackenzie) Considere o processo representado pela 
transformação reversível equacionada abaixo. 
 
2(g) 2(g) (g)A B 2 AB H 0Δ+  
 
Inicialmente, foram colocados em um frasco com volume 
de 10 L, 1 mol de cada um dos reagentes. Após atingir o 
equilíbrio, a uma determinada temperatura T, verificou-se 
experimentalmente que a concentração da espécie AB(g) era 
de 0,10 mol/L. 
 
São feitas as seguintes afirmações, a respeito do processo 
acima descrito. 
 
I. A constante KC para esse processo, calculada a uma dada 
temperatura T, é 4. 
II. A concentração da espécie A2(g) no equilíbrio é de 0,05 
mol/L. 
III. Um aumento de temperatura faria com que o equilíbrio 
do processo fosse deslocado no sentido da reação direta. 
 
Assim, pode-se confirmar que 
a) é correta somente a afirmação I. 
b) são corretas somente as afirmaçõesI e II. 
c) são corretas somente as afirmações I e III. 
d) são corretas somente as afirmações II e III. 
e) são corretas as afirmações I, II e III. 
 
26. (Uem) Assinale o que for correto. 
01) O valor da constante de equilíbrio para uma reação, em 
uma dada temperatura, não depende das concentrações 
iniciais de reagentes e de produtos. 
02) Aquecendo-se 1mol de trióxido de enxofre em um 
recipiente fechado com capacidade de 5 litros, 
observou-se que esta substância apresentava-se 60% 
dissociada após o sistema ter atingido o equilíbrio. 
Utilizando-se dessas informações, infere-se que o grau 
de equilíbrio é 0,6. 
04) Considere a seguinte reação balanceada: 
2(g) 2(g) 3(g)2 SO 1O 2 SO ,+ a qual apresenta 
uma constante de equilíbrio igual a 259,9 10 .+ A 
partir do valor da constante de equilíbrio é possível 
afirmar que na situação de equilíbrio químico, há muito 
mais reagente do que produto. 
08) A função de um catalisador é atuar diminuindo a energia 
de ativação de uma dada reação. A diminuição dessa 
energia de ativação significa que o equilíbrio da reação 
se desloca para a maior formação de produtos. 
16) Para a reação abaixo é necessário trabalhar em 
temperaturas elevadas para que haja uma grande produção 
de alumina. 
(s) 2 2 3(s)4A 3 O 2A O+ H 3344 kJ. = − 
 
27. (Ufc) A reação do monóxido de carbono (CO) com 
o óxido nítrico (NO), produzindo dióxido de carbono 
(CO‚) e nitrogênio molecular (N‚) é representada pelo 
equilíbrio a seguir: 
 
CO(g) + NO(g) Ï CO‚(g) + 1/2 N‚ (g); 
Kc ¸ 10§¡, à 25°C e 1 atm. 
 
Tal processo químico é termodinamicamente 
favorável, conforme indicado pelo valor da constante 
de equilíbrio (Kc). Contudo, na prática, observa-se 
que a formação de CO‚(g) e N‚(g), por este processo, 
ocorre de forma tão lenta que o mesmo não se 
constitui em um método prático de remoção de CO e 
NO da atmosfera. 
Assinale a alternativa correta. 
a) A velocidade da reação de formação de CO‚(g) e 
N‚(g) é lenta devido ao elevado valor de Kc. 
b) A velocidade da reação de formação de CO‚(g) e 
N‚(g) poderá ser elevada através da redução das 
concentrações iniciais de CO(g) e NO(g). 
c) Pode-se elevar a velocidade da reação de 
formação de CO‚(g) e N‚(g), reduzindo-se somente a 
concentração inicial de CO. 
d) O valor de Kc indica que, no equilíbrio, a velocidade 
da reação no sentido do consumo de CO‚(g) e N‚(g) 
é 60 vezes maior do que da formação destes. 
e) O elevado valor de Kc não necessariamente está 
relacionado à estabilidade cinética do sistema. 
 
28. (Ufc) A aplicação do princípio de Le Chatelier 
possibilita o controle da direção e da extensão de uma 
determinada reação química. Um exemplo típico é o 
 
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equilíbrio entre as formas cor de rosa e azul dos íons 
cobalto. 
 
 
 
Assinale a alternativa que apresenta uma ação sobre 
o sistema, que favorece a formação da solução de cor 
azul. 
a) Diminuição da concentração de CØ-. 
b) Diminuição da temperatura. 
c) Diluição da solução. 
d) Aumento da concentração de água. 
e) Adição de cloreto de sódio aquoso. 
 
29. (Ufc) Uma das reações que podem ocorrer em 
uma atmosfera poluída é representada pelo equilíbrio 
químico a seguir: 
 
2NO(g) + O‚(g) Ï 2NO‚(g) ÐH > 0 
 
Considerando tratar-se de uma reação simples e 
elementar, analise as afirmativas a seguir e marque a 
alternativa correta. 
a) A ordem total da reação é 2. 
b) Aumentando-se a pressão do sistema, não se 
altera a posição do equilíbrio. 
c) Aumentando-se a temperatura do sistema, o 
equilíbrio desloca-se para a esquerda. 
d) A reação é de terceira ordem, com relação ao NO, 
e de primeira ordem, com relação ao O‚. 
e) A reação é de segunda ordem, com relação ao NO, 
e de primeira ordem, com relação ao O‚. 
 
30. (Uepg) Considerando a equação em equilíbrio, de 
síntese do 3SO 
 
2(g) 2(g) 3(g)2SO O SO+ 
 
As constantes de equilíbrio, Kc, para essa reação em 
diferentes temperaturas são as seguintes: 
 
Kc Temperatura (K) 
100 1000 
2 1200 
 
Com base nessa equação e os fatores que podem afetar o 
seu equilíbrio, assinale o que for correto. 
01) Para melhorar o rendimento dessa reação pode-se 
diminuir a concentração de 2(g)SO ou de 2(g)O . 
02) Para que essa reação atinja o equilíbrio mais 
rapidamente, pode-se aumentar a concentração de 
2(g)SO ou de 2(g)O . 
04) Para melhorar o rendimento dessa reação pode-se 
aumentar o volume do recipiente em que a reação 
ocorre e, desta forma, diminuir a pressão. 
08) A síntese do 3SO é uma reação exotérmica. 
16) Para melhorar o rendimento dessa reação deve-se 
abaixar a temperatura. 
 
31. (Uff) O álcool metílico (metanol) pode ser 
preparado, comercialmente, por meio da reação: 
 
 
 
Este composto é utilizado em carros da Fórmula Indy 
como combustível e, às vezes, por pessoas 
inescrupulosas, em bebidas alcoólicas. Neste último 
caso o efeito tóxico do metanol provoca problemas no 
sistema nervoso, nervos ópticos e retina. Os sintomas 
de intoxicação são violentos e aparecem entre nove e 
trinta e seis horas após sua ingestão. No organismo, 
o composto sofre oxidação, originando formaldeído e 
ácido fórmico, ambos tóxicos. O metanol tem ação 
cumulativa, pois é eliminado muito lentamente. 
Em condições de equilíbrio, à temperatura de 487,8K, 
tem-se [H‚]=0,060M, [CO]=0,020M e 
[CHƒOH]=0,072M. Levando-se em conta estes dados 
os valores aproximados de Kc e Kp são, 
respectivamente: 
 
a) 1000 M
-
£ e 0,625 atm
-
£ 
b) 3000 M
-
£ e 1,875 atm
-
£ 
c) 1000 M
-
£ e 40 atm
-
£ 
d) 77,16 M
-
£ e 0,048 atm
-
£ 
e) 3000 M
-
£ e 0,625 atm
-
£ 
 
32. (Uff) Recomenda-se aos fumantes que 
abandonem o vício, já que, dentre os vários produtos 
formados pela queima do fumo está o monóxido de 
carbono. Esse composto não reage com a água, pois 
se trata de um óxido neutro; porém, reage com a 
hemoglobina que existe no sangue, impedindo-a de 
transportar o oxigênio para as várias partes do 
organismo. 
De acordo com a OMS, em ambientes fechados, o 
monóxido de carbono à concentração de 10% é fatal 
 
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em dois minutos. 
"Época", 09/06/2003 (adaptado) 
 
O equilíbrio se estabelece com base na reação 
HmO‚(aq) + CO(g) Ï HmCO(aq) + O‚(g) 
sendo o valor de K = 210. 
Estima-se que os pulmões de um fumante estejam 
expostos a uma concentração de CO igual a 2,2 × 
10­§ mol/L e de O‚ igual a 8,8 × 10­¤ mol/L. Nesse 
caso, a razão entre a concentração de hemoglobina 
ligada ao monóxido de carbono [HmCO] e a 
concentração de hemoglobina ligada ao oxigênio 
[HmO‚] está contida na opção: 
a) 5,25 × 10
-
£ 
b) 4,00 × 10¤ 
c) 4,00 × 10
-
¤ 
d) 2,50 × 10
-
£ 
e) 5,75 × 10
-
£ 
 
33. (Ufg) Os seguintes gráficos representam variáveis 
de uma reação química. 
 
 
 
Os gráficos indicam que 
a) no instante t•, a velocidade da reação direta é igual 
a da inversa. 
b) após t‚, não ocorre reação. 
c) no instante t•, a reação atingiu o equilíbrio. 
d) a curva 4 corresponde à velocidade da reação 
inversa. 
e) no ponto de intersecção das curvas 3 e 4, a 
concentração de produtos é igual à de reagentes. 
 
34. (Ufpe) O aumento da concentração de dióxido de 
carbono na atmosfera tem outras consequências 
além do efeito estufa. Analisando-se as principais 
reações envolvidas na formação do esqueleto 
calcário dos corais (carbonato de cálcio), 
 
Ca£®(aq) + COƒ£­(aq) Ï CaCOƒ(s) 
 
COƒ£­(aq) + H‚O(Ø) Ï HCOƒ­(aq) + OH­(aq) 
 
HCOƒ­(aq) + H‚O(Ø) Ï H‚COƒ(aq) + OH­(aq) 
 
H‚COƒ(aq)