CINETICA_QUIMICA__EQUILIBRIO_QUIMICO-1

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Professores: Constância Guiamba, Luisa Mabjaia & Ricardo Cuco Page 1 
 
 
 
Escola Secundária Josina Machel CN 2019 
1ª Unidade Didáctica: Cinética química 
 
Tema: Cinética Química: Velocidade da reacção química. 
 
Cinética química: 
É a parte da Físico-Química que estuda a velocidade, os mecanismos e os factores que influem a 
velocidade das reacções químicas. 
 
Velocidade da reacção: 
À medida que a reacção decorre a quantidade dos reagentes diminui ao mesmo tempo que a quantidade 
dos produtos aumenta com o decorrer do tempo. 
 
Então: 
tempodeIntervalo
consumidoreagentedoQuantidade
V


= 
 
tempodeIntervalo
formadoprodutodoQuantidade
V


= 
A quantidade do reagente consumido ou do produto formado é expressa pela variação da concentração 
dos reagentes ou dos produtos (∆C) num dado intervalo de tempo (∆t). 
 
Assim: 
 
 
Unidades: [
s
lmol /
] ou [M/s] 
Velocidade média da reacção: é o quociente entre a variação da concentração e o intervalo de tempo ou 
é a variação da concentração de qualquer dos reagentes ou produtos de uma reacção química na unidade 
de tempo 
 
t
C
V


= 
 
 
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Obs.: A velocidade de uma reacção pode ser expressa em função dos reagentes ou em função dos 
produtos da reacção. A velocidade de formação dos produtos é igual a velocidade do consumo dos 
reagentes. 
V= -
 
t
R


 = +
 
t
P


 
 
Generalização: 
a A + b B c C + d D , tal que: a, b, c, d são coeficientes estequiométricos da equação química 
 
 
 
Expressão da velocidade média da reacção química 
 
Onde: ∆[A], ∆[B], ∆[C] e ∆[C] são variações das concentrações dos reagentes A e B e dos produtos C e 
D, ∆t é o intervalo de tempo considerado. 
O sinal negativo nas equações deve-se ao facto de A e B serem reagentes e a sua quantidade diminuir 
durante a reacção. Assim com o sinal (_), a velocidade obtida passa a ser positiva. 
 
Representação gráfica: 
 
 [ ] 
 Produtos 
 
 
 Reagentes 
 
 t(s) 
 
Tema: Factores que afectam a velocidade de uma reacção química 
 
Factores que afectam a velocidade de uma reacção química 
 
1. Superfície de contacto dos reagentes: a velocidade da reacção química depende do tamanho das 
partículas que reagem entre si. 
 
ta
A
Vm


−= = - 
 
tb
B


.
= + 
 
tc
C


= + 
 
td
D


 
 
 
 
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"Quanto menor for o tamanho das partículas que reagem, maior é a superfície de contacto exposta 
a reacção e consequentemente maior é a velocidade da reacção." 
 
2. Concentração dos reagentes: um aumento da concentração dos reagentes provoca um aumento da 
velocidade da reacção. Por isso, a velocidade da reacção depende da concentração dos reagentes 
" Quanto maior é a concentração dos reagentes maior é a velocidade da reacção." 
Quando se fala em influência da pressão, deve-se pensar apenas em gases. 
Quando se aumenta a pressão, diminui-se o volume. Neste caso, o número de colisões aumenta e, 
portanto, aumenta a velocidade. 
“ Aumentar a pressão significa aumentar concentração dos reagentes gasosos e consequentemente 
a velocidade da reacção." 
 
3. Temperatura: A velocidade da reacção depende da temperatura dos reagentes. Ao se aumentar a 
temperatura, aumenta-se a energia cinética média das moléculas. Consequentemente, maior número 
de moléculas possuirá energia igual ou superior a de activação, o que aumenta a probabilidade de se 
tornarem efectivos os choques entre as moléculas. 
“Geralmente, quanto maior for a temperatura dos reagentes maior é a velocidade da reacção." 
 
4. Catalizadores: são substâncias que alteram a velocidade das reacções químicas sem se submeterem 
a qualquer alteração química. Por isso, não são consumidos durante a reacção, pois participam 
apenas na formação de compostos intermediários durante a conversão dos reagentes em produtos. 
 
5. Luz: A velocidade de uma reacção fotossensível depende da exposição dos reagentes a radiação 
luminosa. 
 “Geralmente, quanto maior o tempo da exposição a radiação luminosa maior é a velocidade da 
reacção fotossensível" 
 
6. Natureza dos reagentes: quando os mesmos reagentes constituem uma fase gasosa, eles tem 
velocidade de reacção maior do que quando estão na fase liquida e ainda maior do que quando estão 
em fase sólida. 
“Quanto mais íntimo for o contacto entre os reagentes, mais rápida será a reacção." 
 
Tema: Teoria de colisões. Complexo activado. Energia de activação. 
 
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Teoria das colisões 
 
Numa reacção ocorrem colisões (choques) entre as partículas. Estes choques podem causar rompimentos 
de ligações de moléculas reagentes e formação de novas ligações. 
Choques efectivos 
São necessárias basicamente duas condições para que um choque seja efectivo: 
a) Que as moléculas reagentes colidam numa orientação apropriada e num ângulo de encontro 
correcto, condição que define a geometria da colisão; 
b) Que as moléculas colidam com energia suficiente para formar o complexo activado. 
 
Complexo activado 
O complexo activado é o estado intermediário onde as ligações iniciais enfraquecem e as novas ligações 
começam a se formar. A duração do complexo activado é muito pequena e corresponde ao "momento 
de choque". 
O complexo activado forma-se no ponto mais alto da curva e tem maior energia potencial. Uma reacção 
ocorre com maior facilidade quanto menor for sua energia de activação. Quanto maior for a energia de 
activação, menor será a velocidade de uma reacção. 
 
Energia de activação (Ea) 
A energia de activação é a energia mínima necessária para que se inicie a reacção química. 
Para algumas reacções químicas a energia de activação é grande – reacções lentas, porque pequena 
fracção de reagentes tem energia cinética suficiente para vencer a alta energia de activação. 
Para outras reacções químicas a energia de activação é pequena – reacções rápidas, porque muitas 
partículas têm energia cinética suficiente para vencer a energia de activação. 
 
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Observação: 
1. Se a energia cinética (Ec) total das partículas for superior que a energia de activação (Ea), há 
formação de novas substâncias-Colisão efectiva; 
2. Se a energia cinética (Ec) total das partículas for inferior que a energia de activação (Ea), não há 
formação de novas substâncias Colisão não efectiva. 
 
 
Exercícios sobre a velocidade média 
 
1. Escreva as expressões que se podem utilizar para o cálculo da velocidade média da reacção: 
 aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) 
 
2. Considere a representação da seguinte reacção química: 
 K2 (g) + 3L2 (g) 2KL3 (g) 
a) Escreva todas as expressões que podem ser utilizadas para o cálculo da velocidade média de 
reacção. 
 
3. Efectuou-se a reacção: NO2(g) + CO(g) CO2(g) + NO(g) 
As concentrações iniciais de NO2 e de CO foram respectivamente 0,8M e 1,0M. 
Determinou-se depois as concentrações de NO2 em vários momentos. O resultado está na tabela. 
T(s) Concentração em molares 
[NO2] [CO] [NO] [CO2] 
0 0,8 1,0 
2 0,5 
4 0,3 
6 0,2 
 
a) Como é que muda a velocidade no decurso da reacção? 
b) Qual é a velocidade média da reacção em todo o intervalo 0-6 s? 
c) Preencha os (11) valores que faltam na tabela. 
d) Construa num gráfico as curvas que representamas variações das concentrações dos reagentes e 
dos produtos. 
 
 
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5. Considera-se a seguinte reacção entre uma barra de ferro e uma solução de ácido acético: 
 Fe(s) + 2HAc(aq) Fe2+(aq) + H2(g) + 2Ac
-(aq) 
 
 Pode-se alterar a velocidade desta reacção: 
I – Deixando reagir o ferro em pó em vez duma barra (massas iguais). 
II - Aumentando a concentração do ácido. 
III – Aumentando a temperatura. 
As medidas que resultam numa reacção mais rápida serão: 
a) Todas as três. b) II e III. c) Só III. d) I e III. 
 
6. Efectuou-se a reacção entre o monóxido de nitrogénio (NO) e oxigénio (O2), obtendo-se dióxido de 
nitrogénio (NO2). Mediu-se as concentrações destas três substâncias em diferentes instantes 
encontrando-se o resultado abaixo tabelado: 
 
Tempos em segundos Concentração molar 
[NO] [O2] [NO2] 
0 0,9 
2 0,3 0,6 
4 0,5 
 
a) Dê a equação química acertada da referida reacção. 
b) Preencha os cinco (5) valores que faltam na tabela. 
c) Calcule a velocidade média da reacção no intervalo de tempo de 0 a 4 segundos. 
d) Construa um gráfico (visível e legível) que ilustra a variação das concentrações molares das três 
substâncias em função do tempo. 
 
7. Efectuou-se a reacção entre o cloro e o monóxido de nitrogénio, obtendo-se cloreto de nitrosilo, 
NOCl. Determinou-se as concentrações destas três substâncias em diferentes instantes, encontrando-se o 
resultado a seguir tabelado: 
 
Tempos em segundos Concentração molar 
[NO] [Cl2] [NOCl] 
0 1,0 
2 0,6 
4 0,2 0,8 
 
a) Dê a equação química balanceada desta reacção. 
b) Preencha os cinco (5) valores que faltam na tabela. 
c) Calcule a velocidade média da reacção no intervalo de tempo de 0 a 4 segundos. 
d) Construa um gráfico (visível e legível) que ilustra a variação das concentrações molares das três 
substâncias em função do tempo. 
 
Tema: Relação concentração do reagente e a velocidade da reacção. Lei da velocidade 
 
 Relação concentração do reagente e a velocidade da reacção 
 
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A velocidade de uma reacção química depende para além de outros factores da concentração dos 
reagentes. 
“ Quanto maior for a concentração dos reagentes, maior é a velocidade de uma reacção química e 
vice-versa”. 
Consideremos a seguinte reacção química: A + B C + D 
 
A velocidade desta reacção será directamente proporcional ao número de choques que sofrem as 
substâncias A e B. 
Por sua vez, o número de colisões será também maior quanto maior for a concentração de cada um dos 
compostos iniciais A e B, ou quanto maior for o produto das concentrações dos reagentes. 
Assim, a velocidade da reacção é directamente proporcional ao produto da concentração da substância 
“A” pela concentração da substância “B”. 
V = K [A] . [B] 
A relação obtida exprime a lei de acção das massas ou lei de Gulberg e Peter Waage e foi obtida em 
1867, cujo teor é o seguinte: 
 
“ A temperatura constante a velocidade de uma reacção química é directamente proporcional ao 
produto das concentrações molares dos reagentes, elevados a potencias que são iguais aos 
coeficientes estequiométricos da equação química” 
 
Generalização 
a A + b B c C + c D , tal que: a, b, c, d são coeficientes estequiométricos da equação 
química 
 
 Onde: K = constante da velocidade 
 
Expressão da lei da velocidade da reacção 
 
Observação: Esta expressão é apenas válida para reacções elementares que são aquelas que ocorrem em 
uma só etapa. Para reacções complexas que são aquelas que ocorrem em várias etapas, a etapa mais 
lenta é que influi na velocidade da reacção química. 
Para reacções heterogéneas teremos: 
 
V = K [A] a . [B] b 
 
 
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Ex: Mg(s) + 2 H
+
 (aq)
 
Mg(aq)
2+ 
+ H2(g) 
 
V = K [H+] 2 
Os sólidos não fazem parte da expressão da lei da velocidade porque a sua concentração não varia. 
 
Tema: Mecanismo e ordem da reacção 
 
 Mecanismo da reacção química 
 
Nas reacções complexas, o processo global é a soma de todas as reacções elementares envolvidas. 
 
Consideremos a seguinte reacção quimica: 
 
Exemplo: H2(g) + Cl2(g) 2 HCl (g) 
 
Esta reacção inicia-se com a decomposição da molécula de cloro sob a acção da luz. 
Cl2(g) Cl
 * 
 
Em seguida, o átomo livre de cloro, Cl * reage com a molécula de hidrogénio, H2 produzindo uma molécula 
de cloreto de hidrogénio, HCl. 
Cl * + H2 HCl + H
* 
 
Depois, o átomo livre de hidrogénio, H* reage com a molécula de cloro, Cl2 produzindo mais uma 
molécula de cloreto de hidrogénio, HCl e um átomo livre de cloro, Cl * 
H * + Cl2 HCl + Cl
 * 
 
O processo global desta reacção exprime-se pela equação química seguinte, que envolve todas reacções 
elementares envolvidas. H2(g) + Cl2(g) 2 HCl (g) 
 
Como as reacções elementares são várias e ocorrem com velocidades diferentes, a velocidade do processo 
global não obedece a lei de acção das massas ou lei da velocidade. 
 
Resumindo: 
1ª etapa: Cl * + H2 HCl + H
* 
 
2ª etapa: H * + Cl2 HCl + Cl
 * 
 
 Global: H2(g) + H2 (g) 2 HCl (g) 
 
Ordem da reacção 
 
Para a reacção acima descrita, a lei de acção de massas ou lei da velocidade pode ser descrita da seguinte 
maneira: 
 
 
V = K [H2] X . [Cl2] Y 
 
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 Onde: x e y são valores empíricos calculados experimentalmente. 
 A soma de x e y, isto é, x + y é denominada ordem da reacção química. 
 
Observação: 
 
1. A ordem da reacção determina o carácter da dependência das concentrações e não reflecte o 
mecanismo da reacção; 
2. A ordem da reacção pode assumir vários valores, mas reacções de ordem maior que 3 não existem; 
3. X e Y na equação química são valores determinados experimentalmente e só as vezes são iguais 
aos coeficientes estequiométricos dos reagentes. 
 
 
 
Exercícios sobre a Lei da velocidade 
 
1. Dê as expressões da lei de velocidade das seguintes reacções e indique a ordem de reacção: 
 
a) 2 H2(g) + O2(g) 2 H2 O(g) 
b) 2 H2 O(g) 2 H2(g) + O2(g) 
c) CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) 
d) Ag+(aq) + Br-(aq) AgBr(s) 
e) C(s) + O2(g) CO2(g) 
 
2. Os dados abaixo tabelados foram colectados numa série de experiências sobre a reacção do monóxido 
de nitrogénio com o bromo a 273oC. 
 
2NO(g) + Br(g) 2NOBr(g) 
 
Experiência Concentração em moles/l Velocidade média em 
moles/l/s [NO] [Br2] 
1 0,10 0,10 12 
2 0,10 0,20 24 
3 0,10 0,30 36 
4 0,20 0,10 48 
5 0,30 0,10 108 
 
a) Determine a lei de velocidade para a reacção. 
b) Calcule o valor da constante de velocidade. 
c) Indique a ordem da reacção. 
 
3. Sabendo que a reacção: 2NO (g) + O2(g) 2 NO2(g) é elementar, indique: 
a) A lei da velocidade da reacção. 
b) A ordem da reacção. 
 
4. A análise cinética da reacção X + Y Produtos, conduziu aos seguintes resultados: 
 
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Número [X]o [Y]o Vo 
1 10-1 10-2 10-8 
2 3 . 10-1 10-2 9 . 10-8 
3 3 . 10-1 4 . 10-2 18 .10-8 
 
a) Deduza a lei da velocidade. 
b) Calcule “K”. Quais as respectivas unidades? 
c) Qual a velocidadeda reacção para [X] = 2 . 10-2 M e [Y] = 4 . 10-4 M ? 
 
5. Considera-se a seguinte reacção: 2 ICl(g) + H2(g) I2(g) + 2 HCl(g) 
Tendo-se realizado uma experiência cinética à temperatura constante, encontraram-se os resultados que 
se apresentam na tabela: 
 
 
[ ] em moles/l Velocidade em mo . l-1 . s-1 
[lCl] [H2] 
0,10 0,05 7,5 . 10-4 
0,10 0,10 15 . 10-4 
0,20 0,10 30 . 10-4 
 
6. A lei de velocidade da reacção: NO(g) + O3(g) NO2(g) + O2(g) 
Tem a forma V = K . [NO] . [O3] 
Qual dos mecanismos a), b) ou c) está de acordo com a lei cinética? Justifique. 
 
7. A uma certa temperatura verificou-se, experimentalmente, que a reacção entre as partículas gasosas 
A e B ocorre de acordo com o mecanismo: 
Etapa 1: 2A + B A2B + X 
Etapa 2: A2B + X C + D 
E que a lei de velocidade é dada pela expressão V = K . [A]2 . [B]. 
a) Escreva a equação global, de acordo com os dados experimentais. 
b) Qual é a etapa mais lenta? Justifique a sua resposta. 
 
8. Para uma certa reacção foi proposto o seguinte mecanismo: 
 Etapa 1: A(g) + B(g) C(g) 
 Etapa 2: C(g) + A(g) 2B(g) 
a) Dê a equação da reacção total. 
b) Qual será a lei de velocidade se a etapa 2 for mais rápida que a etapa 1? 
 
9. A equação total balanceada para a reacção entre NO(g) e H2(g) formando H2O(g) e N2(g) é dada por: 
 2NO(g) + 2H2(g) N2(g) + 2H2O 
Sabendo que esta reacção ocorre através de processos elementares, segundo o mecanismo: 
 1º processo (lento): 2NO + H2 N2O + H2O 
 2º processo (rápido): N2O + H2 N2 + H2O 
 
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a) Indique, justificando, a expressão da velocidade da reacção. 
b) A velocidade da reacção altera-se quando modifica a temperatura do sistema. 
 
2ª Unidade Didáctica: Equilíbrio químico I 
 
Tema: Equilíbrio químico I 
 
Reacções reversíveis: são aquelas que se processam simultaneamente em dois sentidos 
Ex: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 
 H2(g) + I2(g) 2 HI(g) 
 
Generalização 
 
 
 
Equilíbrio químico: é um equilíbrio dinâmico no qual se processam simultaneamente reaccões em 
sentidos opostos e com a mesma velocidade. O equilíbrio químico só é possível em reacções reversíveis. 
 
Estado de equilíbrio 
 
Consideremos a seguinte reacção reversível, a temperatura constante, num sistema fechado e isolado. 
A + B C + D 
Passado um certo intervalo de tempo, Δt1, nota-se que A e B reagiram, as suas concentrações 
diminuíram, formando os produtos da reacção C e D, cujas concentrações aumentaram. 
A partir de um certo intervalo de tempo, Δt2, as concentrações de A, B, C, e D se mantêm constantes sem 
que nenhum dos reagentes se tenha esgotado. Diz-se então, que o sistema esta em equilíbrio; a reacção 
está em equilíbrio; atingiu-se o equilíbrio químico 
Quando se atinge o equilíbrio, as reaccoes continuam a decorrer nos dois sentidos, as velocidades são 
iguais (Vd=Vi) e por isso as concentrações mantém-se estacionárias. O equilíbrio químico é assim um 
equilíbrio dinâmico. 
 
Características do estado de equilíbrio 
 
A + B C + D 
 
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1. A velocidade da reacção directa é igual a velocidade da reacção inversa (Vd=Vi) = estado 
dinâmico; 
2. Coexistência simultânea de reagentes e produtos da reacção; 
3. As concentrações de reagentes e produtos mantêm-se constantes a temperatura e a pressão 
constantes; 
4. O equilíbrio químico só pode existir em sistemas fechados; 
5. É sensível a pequenas variações ou alterações das condições de equilíbrio e as variações possíveis 
que ocorrem a velocidades irreversíveis. 
 
 
 
 
Representação gráfica 
 
Tema: lei de equilíbrio e constante de equilíbrio 
 
Lei de equilíbrio e constante de equilíbrio 
 
Consideremos a seguinte reacção reversível: H2(g) + I2(g) 2 HI(g) 
Segundo a lei de acção das massas as velocidades da reacção directa (V1) e da reacção inversa (V2) 
expressam-se da seguinte forma: 
 
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V1 = K1 [H2]
 . [I2] 
 V2 = K2 [HI]
2 
 
No equilíbrio, as velocidades da reaccao directa e inversa são iguais (V1=V2) 
 K1 [H2]
 . [I2] = K2 [HI]
2 
]2].[2[
2][
2
1
IH
HI
K
K
= 
 
A relação entre as constantes da velocidade da reaccao directa e da inversa é também uma constante 
designada constante de equilíbrio da referida equação da reaccao química e representa-se: 
 
 
 
 
 
Generalização: 
a A + b B c C + d D ; a, b, c, d são coeficientes estequiométricos de A, B, C e D 
respectivamente 
 
 
 K = constante de equilíbrio 
 
Esta condição de equilíbrio é chamada lei de equilíbrio químico e estabelece: 
 
«A uma dada temperatura, numa reaccao química em equilíbrio, o produto das concentrações dos 
produtos é directamente proporcional ao produto das concentrações dos reagentes, elevados aos seus 
respectivos coeficientes estequiométricos» 
 
Obs.: Na expressão da constante do equilíbrio só intervêm substâncias no estado gasoso e aquoso. 
Substâncias sólidas e líquidas não participam porque as suas concentrações são constantes 
 
Tema: O valor da constante de equilíbrio e a posição de equilíbrio 
 
O valor da constante de equilíbrio e a posição de equilíbrio 
 
]2].[2[
2][
IH
HI
K = 
 
bBaA
dDcC
K
].[][
].[][
= 
 
 
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Os números observados para as constantes de equilíbrio variam de muito pequenos para valores 
extremamente grandes, dependendo da equação química específica: 
1. Se a constante de equilíbrio é pequena, K < 1, significa que no estado de equilíbrio a concentração 
de pelo menos uma das substâncias do lado direito da equação química é pequena. K terá valor 
pequeno, e o equilíbrio fica a esquerda. 
ex. N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) ; K = 2,37 . 10
-3 
2. Se a constante de equilíbrio for alta, K> 1, significa que no estado de equilíbrio a concentração 
de pelo menos uma das substâncias do lado esquerdo da equação química é pequena. K será maior, 
e o equilíbrio fica a direita. 
3. Se a constante de equilíbrio for igual a um, K = 1, o equilíbrio é estável, isto é, não fica nem a 
direita e nem a esquerda. 
Obs.: O valor da constante de equilíbrio permite avaliar a tendência das reacções químicas que podem ser 
espontâneas ou forçadas. Uma reacção é espontânea quando o valor de Kc > 1 a uma dada temperatura e é 
forçada quando Kc < 1 
Tema: Factores que afectam o equilíbrio químico 
 
Deslocamento de equilíbrio 
 
Dado um sistema em equilíbrio, entende-se por deslocamento de equilíbrio qualquer alteração em uma 
das velocidades provocando a modificação nas concentrações molares das substâncias em equilíbrio. 
 
 Factores que afectam o equilíbrio químico 
 
1. Influência da concentração 
a) Se aumentarmos a concentração de qualquer uma das substâncias que participam na reacção 
em equilíbrio, este deslocar-se-á no sentido do consumo desta substância. 
b) Se diminuirmos a concentração de qualquer uma das substâncias que participam na reacção em 
equilíbrio, este deslocar-se-á no sentido da formação dessa substância. 
Consideremos o equilíbrio químico seguinte: 
A + B C + D 
Operações Deslocamento para: 
Aumentar concentração de A Direita 
 
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Diminuir concentração de B Esquerda 
Aumentar concentração de D Esquerda 
 
2. Influência da pressão 
A variação da pressão sobre um gás provoca uma alteração no seu volume da seguinte forma: 
a) Aumentando-se a pressão tem-se a diminuição do volume; 
b) Diminuindo-se a pressão tem-se o aumento do volume. 
Dada a reacção em equilíbrio: 
2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) 
2 moles + 1 mole 2 moles 
 3 moles = 3 volumes 2 moles = 2 volumes 
 
a) O aumento da pressão desloca o equilíbrio no sentido de menor volume, neste caso a Direita; 
b) A diminuição da pressão desloca o equilíbrio no sentindo de maior volume, neste caso a 
esquerda. 
3 Influência da temperatura 
a) Aumentando a temperatura de um sistema em equilíbrio, provoca o deslocamento no sentido da 
reacção que necessita de calor, ou seja, a endotérmica (ΔH> 0); 
b) Diminuindo a temperatura de um sistema em equilíbrio, provoca o deslocamento no sentido da 
reacção que liberta calor, ou seja, a exotérmica (ΔH < 0). 
 Exo 
Ex1: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3 + 92,4 Kj ΔH = - 92,4 Kj ou seja ΔH < 0 
 Endo Reacção exotérmica 
 
No sentido directo, a reacção é exotérmica 
No sentido inverso, a reacção é endotérmica 
 
a) O aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reacção endotérmica, neste caso 
a esquerda; 
b) A diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentindo da reacção exotérmica, neste caso 
a direita. 
 
Tema: Princípio de Le Chatalier e constante de equilíbrio em função das pressões parciais 
 
 
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Princípio de Le Chatalier 
˝ Quando se altera um dos factores que influenciam o equilíbrio, este sempre desloca-se no sentido de 
anular ou, pelo menos, atenuar o efeito da alteração provocada ˝ 
 
Constante de equilíbrio em função das pressões parciais 
A constante de equilíbrio de que abordamos, é chamada constante de equilíbrio em funcao das 
concentrações. 
Existe uma outra constante denominada Constante de equilíbrio em função das pressões parciais que 
se aplica a equilíbrios envolvendo gases, Kp, e a sua expressão matemática é definida: 
a A(g) + b B (g) c C (g) + d D (g) 
 
 Onde: PA, PB, PC, PD, são pressões parciais no equilíbrio 
 
 
 
 
Exercícios sobre o equilíbrio químico I 
 
1. Numa experiência foram introduzidas 0,625 moles de N2O4(g) num reactor de 5,0 dm3. O gás 
decompõe-se até atingir o equilíbrio com NO2(g), segundo a reacção. 
 N2O4(g) 2 NO2 
A concentração de N2O4(g) no equilíbrio foi de 0,070M. 
a) Determine a constante de equilíbrio. 
b) Como deverão variar os factores concentração e volume para que o equilíbrio se desloque para 
direita? 
 
2. Na decomposição térmica do trióxido de enxofre, o equilíbrio químico é alcançado quando se acham 
presentes 15 moles de O2 e 10 moles de SO3, num recipiente de 5 litros de volume. A equação de 
reacção é: 
2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g) 
a) Quais são as concentrações molares das três substâncias no início? 
b) Calcule a constante de equilíbrio e as respectivas unidades. 
c) Indique o lado em que se encontra o equilíbrio. Justifique a resposta. 
 
4. Depois de se misturar os gases A e B no sistema A(g)+B(g) C(g)+ D(g), estabeleceu-se, a uma certa 
temperatura, o equilíbrio caracterizado pelas seguintes concentrações: 
B= 0,05 moles/litros 
C= 0,02 moles/litros 
A constante de equilíbrio para a reacção é igual a 0,04. 
 (PC)c . (PD)d 
Kp = __________________ 
 (PC)c . (PD)d 
 
 
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 a) Escreva de que lado se encontra o equilíbrio. Justifique a resposta. 
 b) Determine as concentrações iniciais de A e B. 
 
5. Num recipiente de 0,500 dm3 de volume foram postos, para reagir 0,250 moles de H2O(g) e elevou-se a 
temperatura até 1200 ºC conforme a equação química seguinte: 
H2O(g) + 1200Kj 2H2(g) + O2(g).. 
Quando se estabeleceu o equilíbrio restavam ainda 0,125 moles de H2O(g). 
 a) Calcule o valor da constante de equilíbrio da reacção a 1200 ºC 
 b) Escreva como varia a posição de equilíbrio 
 c) Indique o sentido de deslocamento do equilíbrio se se: 
• Aumentar a temperatura; 
• Introduzir um catalizador; 
• Aumentar a pressão. 
 
6. Num recipiente de 10 dm3 de volume estão em equilíbrio 3,0 moles de hidrogénio, 4,0 moles de oxigénio 
e 4,0 moles de água segundo a equação: 
 2H2(g) + O2(g) H2O(g) ΔH = - 242,0 Kj 
a) Quais são as concentrações molares iniciais das três substâncias? 
b) Calcule o valor da constante de equilíbrio e as unidades; 
c) Tendo em conta a temperatura e a pressão o que é necessário fazer, em cada caso, para deslocar o 
equilíbrio para direita? Justifique a sua resposta. 
 
7. Considere a tabela, que apresenta dados referentes a reacção: 
 A(g) + B(g) C(g) + 2D(g) 
Experiência Concentração em moles/litro 
A B C D 
I 0,5 4,0 1,0 1,0 
II 4,0 2,0 1,0 2,0 
III 4,0 3,0 2,0 2,0 
IV 9,0 2,0 1,0 3,0 
V 16,0 8,0 4,0 4,0 
 
Das cinco experiências realizadas, quatro já atingiram o estado de equilíbrio. 
a) Em qual das cinco experiências o equilíbrio não foi atingido? 
b) Qual é o valor da constante de equilíbrio da reacção? 
c) Indique em que lado se encontra o equilíbrio. Justifique a resposta. 
 
8. Num recipiente fechado com 1,0 dm3 de volume ocorreu a decomposição do iodeto de hidrogénio, 
tendo-se estabelecido o seguinte equilíbrio químico: 
2HI(g) H2(g) + I2(g) 
Nessa altura restavam no reactor 0,02 moles de I2(g) e o valor da constante de equilíbrio era 0,04 moles/dm
3. 
a) Determine a concentração inicial do iodeto de hidrogénio. 
b) Indique o lado para onde se desloca o equilíbrio se: 
• Aumentar o volume; 
• Aumentar a concentração do iodeto de hidrogénio; 
• Introduzir catalizador positivo no sistema. 
 
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9. Foram colocados, a 100ºC de temperatura, 0,4 moles de COCl2(g) num frasco de 2,0 litros onde se 
estabeleceu o seguinte equilíbrio: 
COCl2(g) CO(g) + Cl2(g) 
a) Determine as concentrações molares dos produtos desta reacção no estado de equilíbrio. 
b) Calcule a constante de equilíbrio desta reacção. 
c) Que efeito terá o aumento da pressão sobre o equilíbrio? 
 
10. Num determinado ambiente (T1) encontrava-se um frasco fechado contendo os gases NO2(g) 
(castanho) e N2O4(g) (incolor), que apresentavam o equilíbrio assim equacionado: 
 
2NO2(g) N2O4(g) ; ΔH < 0 
Em seguida, esse frasco foi colocado num outro ambiente (T2) no qual se observou uma diminuição da 
coloração castanha. 
a) Escreva a expressão da constante de equilíbrio em função das pressões parciais dos gases 
envolvidos. 
b) O que se pode afirmar com relação às temperaturas dos dois ambientes em que esteve o frasco? 
 
 
 
 
 
 
Exercícios de exames sobre cinética química e equilíbrio químico 
 
1- Qual é a afirmação que melhor se aplica a acção de um catalisador na velocidade de uma 
reacção química 
A- Altera as concentrações molares da reacção 
B- Altera o valor da entalpia da reacção 
C- Aumenta a energia cinética das partículas reagentes 
D- Diminui a energia de activação da reacção 
 
2- A velocidade da reacção altera se quando se modifica a temperatura do sistema. Qual dos 
factoresabaixo NAO é alterado pela variação da temperatura? 
A- Eficiência das colisões C- energia de activação 
B- C- energia de activação e número de colisões D- número e eficiência de colisões 
 
3- Considera a seguinte reacção entre uma barra de Fe e uma solução de ácido acético. 
Fe(s) + 2HA(aq) → Fe 2+ (aq) + H2 (g) + 2A-(aq) Pode-se alterar a velocidade desta 
reacção. 
I- Deixando reagir o Fe em pó em vez de uma barra (com massas iguais) 
II- Aumentando a concentração do ácido 
III- Diminuindo a temperatura 
Quais são as medidas que resultam numa reacção rápida? 
A- I, II e III B- II e III C- I e III D- I e II 
 
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4- Faz se reagir uma quantidade igual de carbonato de cálcio (CaCO3) com ácido de duas 
maneiras: I- com 5ml a 0,2M HCl; II- com 5ml a 0,2M H2SO4. O que se pode dizer da velocidade 
logo no início da reacção? 
A- V1>V2 B- V1<V2 C- V1=V2 D- Depende a densidade do acido. 
 
5- Dada a seguinte reacção: FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g). Quantas vezes se altera a velocidade 
da reacção se a pressão do sistema aumenta duas vezes (2x)? 
A- Aumentará 2x B- Aumentará 4x C- Diminuirá 2x D- Diminuirá 4x 
 
6- Dada a reacção Z + Y ↔ K + W que se processa a uma velocidade X. qual será a 
velocidade da reacção, se as concentrações de Z e Y forem reduzidas a metade? 
A- X B- 1/2X C- 1/4X D- 1/8X 
 
7- O mecanismo de uma reacção indica: 
A- O balanço do sistema da reacção 
B- O modo como a velocidade varia durante a reacção 
C- A ordem da reacção química 
D- Vários passos pelos quais os reagentes se transformam em produtos 
 
8- Para uma certa reacção foi proposto o seguinte mecanismo: 
Etapa I- A(g) + B(g) → C(g) lenta; 
Etapa II- C(g) + A(g) → E(g) rápida 
 
Qual é a equação da reacção total? 
A- A + B → C B- 2A + B → E C- A + B → E D- C + D → E 
 
 Qual é a expressão da lei de velocidade da pergunta anterior? 
A- V = K x[A] x [B] 2 B- V = K x [C] x [D] C- V = K x [A] x [B] D- V = K x [A]2 x [B] 
 
9- Uma das reacções que pode ocorrer no ar poluído é a reacção do dióxido de azoto com o ozono: 
2NO2(g) + O3(g) → N2O5(g) + O2(g). Esta reacção ocorre em duas etapas: 
I- NO2(g) + O3(g) → NO3(g) + O2(g). (lenta) 
II- NO3(g) + NO2(g) → N2O5(g) (rápida) 
A lei da velocidade da reacção é: 
A- V = K x[NO2]2x [O3] B- V = K x [NO3]x [NO2] C- V = K x [NO2] x [O3] D- V = K x [NO2] 2 
 
10- Na reacção entre H2 e NO, segundo a equação: 2H2(g) +2NO(g) → N2(g) + 2H2O(g), foram 
obtidos os seguintes dados experimentais: 
Experiencia [H2] [NO] V(mol/L.h) 
I 0,001 0.001 3x10-5 
II 0,002 0,001 6x10-5 
III 0,002 0,002 24x10-5 
Qual é a expressão da lei da velocidade? 
A- V = K x[H2] x [NO] 2 B- V = K x [H2]2 x [NO] C- V = K x [H2] x [NO] D- V = K x[H2]2x[NO] 
 
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11- Considere os dados experimentais para a reacção X + Y → Z 
Experiencia [X] (mol/l) [Y] (mol/l) Velocidade (mol/l.s-1) 
I 0,30 0,15 9,0x10-3 
II 0,69 0,30 36,010-3 
III 0,30 0,30 18,010-3 
Qual é a expressão da lei da velocidade? 
A- V = K x[X] x [Y]2 B- V = K x [X]2 x [Y] C- V = K x [X]3 x [Y] D- V = K x [X] x [Y] 
12- Qual é a constante de velocidade da pergunta anterior? 
A- 0,2 M-1.s-1 B- 1,7 M-1.s-1 C- 2,0 M-1.s-1 D- 2,7 M-1.s-1 
 
13- Na reacção do NO com o Cl2, segundo a equação: 2NO + Cl2 → 2NOCl(g). foram colectados 
os seguintes dados: 
Experiencia Concertação inicial 
de NO (mol.dm-3) 
Concentração inicial 
de Cl2(mol.dm-3) 
Velocidade inicial 
(mol.dm-3 . s-1) 
I 0,10 0,10 2,53x10-6 
II 0,10 0,20 5,06 x10-6 
III 0,20 0,10 10,12 x10-6 
IV 0,30 0,10 22,80 x10-6 
Qual é o valor da constante de velocidade? 
A- K = 2,53x10-4 mol.dm-3 . s-1 C- K = 5,06 x10-4 mol.dm-3 . s-1 
B- K = 2,53x10-6 mol.dm-3 . s-1 D- K = 5,06 x10-4 mol.dm-3 . s-1 
 
14- A partir do estado da cinética da reacção: 2X(g) + 2Y(g) → 2XY(g), foram recolhidos os dados 
da tabela abaixo indicada. 
Experiencia [X] (em moles/L) [Y] (em moles/L) Velocidade de 
formação de XY 
1 0,10 0,40 0,512 
2 0,10 0,20 0,128 
3 0,20 0,20 0,256 
Qual é a expressão da lei da velocidade da reacção? 
B- V = K x[X] x [Y] B- V = K x [X]2 x [Y] C- V = K x [X]2 x [Y]2 D- V = K x [X] x [Y]2 
 
15- O estudo da cinética da reacção a A(g) + b B(g) → c AB(g), forneceu os dado da tabela 
abaixo. 
Experiencia [A] Molar [B] Molar Velocidade em M/s 
I 0,40 0,10 0,512 
II 0,20 0,10 0,128 
III 0,20 0,20 0,256 
Qual é a expressão da lei da velocidade da reacção? 
A-V = K x[A]2 x [B] B- V = K x [A] x [B] 2 C- V = K x [A]2 x [B]2 D- V = K x [A] x [B]2 
 
16- A reacção 3M(g) + N(g) → W(g) processa-se com a velocidade X, se a concentração de M 
reduzir se a metade e a de N octuplicar, a velocidade da reacção será: 
 
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A- X B- 4X C- 8X D- X/8 
 
17- Dada a reacção: L(aq) + Y(aq) → Z(aq) + W(aq) que se processa com a velocidade X. qual será a 
nova velocidade da reacção se as concentrações de L e Y forem reduzidas a metade? 
B- X B- 1/2X C- 1/4X D- 1/8X 
 
18- Na reacção abaixo equacionada, observou-se a variação da concentração de X em função do 
tempo segundo a tabela a seguir: X(g) + 2Y(g) → Z(g) 
Tempo (s) 0 120 240 360 720 
[X] (mol/L) 0,255 0,220 0,200 0,190 0,100 
Qual é a velocidade média da reacção em mol/L.min-1 no intervalo de 4 a 6 minutos? 
A- 0,005 B- 0,010 C- 0,100 D- 0,255 
19- A combustão do propano obedece a equação: C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l) 
Havendo consumo de 0,5 moles de moléculas de propano em 15 minutos, a velocidade da 
reacção de CO2 em moles por litros, será? 
A- 0,033 B- 0,31 C- 0,1 D- 0,2 
 
20- Na reacção: 2H2O2 →2H2O + O2, a velocidade media dessa reacção num certo intervalo de 
tempo é de 8 mol/s em relação a agua oxigenada. Qual é a velocidade em moles/s do oxigénio 
no mesmo intervalo de tempo? 
A- 3,0mol/s B- 4,0mol/s C- 6,0mol/s D- 8,0mol/s 
 
21- Durante a reacção: 2X(g) → Y(g), a concentração da substância X diminui durante o intervalo 
de tempo de 8,40 minutos, desde 0,200M ate 0,166M. Qual é a velocidade média da reacção 
durante o referido intervalo de tempo em mol l -1s-1? 
A- 6,75x10-5 B- 3,37x10-5 C- 1,82x10-4 D- 1,65x10-4 
 
22- Durante a reacção: 2X(g) → Y(g), a concentração da substância X diminui durante o intervalo 
de tempo de 384 segundos, desde 0,980 M até 0,144 M. Qual é a velocidade média da reacção 
durante o referido intervalo de tempo em mol l -1s-1? 
A- 0,00108 B- 0,00140 C- 0,00150 D- 0,00160 
 
23- A reacção de equilíbrio abaixo representa uma das etapas do processo de preparação do ácido 
sulfúrico. 2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g) ∆H < 0. 
 O que é conveniente fazer para aumentar o rendimento da reacção? 
A- Aumentar a temperatura e diminuir a pressão C- Aumentar a temperatura e a pressão 
B- Diminuir a temperatura e aumentar a pressão D- Diminuir a temperatura e a pressão do 
sistema 
 
24- Uma reacção química só pode atingir o estado de equilíbrio se ocorrer num sistema: 
A- Aberto B- aberto ou fechado C- fechado D- semi-fechado 
 
25- Num recipiente de 2,0 dm3 foram colocados a 100°C, 4 moles de COCl2(g) segundo a equação: 
COCl2(g) ↔ CO(g) + Cl2(g). No estado de equilíbrio estavam presentes 1,5 moles de cloro. 
As concentrações molares de COCl2 e CO mo equilíbrio são respectivamente: 
 
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A- 0,75 e 1,25 M B- 1,25 e 0,75 M C- 0,75 e 0,75 M D- 1,25 e 1,25 M 
 
26- Dada a reacção traduzida pela equação: X2(aq) + 3Y2(aq) → 2XY3(aq). As concentrações de x, 
Y e XY3 são respectivamente 0,8M; 1,5M e 0,1M. Quais serão as características de Y eXY3 se a 
concentração X baixar para 0,5M? 
A- 0,13 e 1,8 B- 0,2 e 0,5 C- 0,4 e 2,4 D- 0,6 e 0,7 
 
27- Num recipiente de 2,0 dm3, estão em equilíbrio 8,0moles de PCl5, 6,0 moles de Cl2 e 12,0mples 
de PCl3, segundo a equação: PCl5(g) → PCl3(g) + Cl2(g). Qual é o valor da constante de 
equilíbrio? 
A- 0,11M B- 0,22M C- 4,50M D- 9,00M 
 
28- No equilíbrio estão presentes 0,500 moles de N2O4 e 3,20 moles de NO2, num volume de 6,40 
dm3. A 150°C , para a reacção do sistema representado por: N2O4(g ) ↔ 2NO2(g). Qual é a 
constante de equilíbrio? 
A- 1,0moles/ dm3 B- 1,5moles/ dm3 C- 2,5mples/ dm3 D- 3,2moles/ dm3 
29- A constante de equilíbrio para a reacção CO2(g) + H2(g) ↔ CO(g) + H2O(g) é igual a 0,9. 
Qual é a quantidade de CO em equilíbrio com 0,50 moles de CO2, 0,80 moles de H2 e 1,0 moles 
de H2O num volume de um litro? 
A- 0,36M B- 0,46M C- 0,72M D- 0,92M 
 
30- A síntese do amoníaco é uma reacção exotérmica traduzida pela seguinte equação: 
 N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g). Quais são as condições de pressão e temperatura mais favoráveis 
para uma concentração máxima de amoníaco no equilíbrio? 
A- Temperatura alta e pressão baixa B - Temperatura baixa e pressão alta 
B- Temperatura e pressão baixas D- Temperatura e pressão altas 
 
31- Dadas as seguintes reacções: 
 1-Cl2(g) + H2(g) ↔ 2HCl(g) 3- N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) 
 2- C(s) + CO2(g) ↔ 2CO(g) 4- SO2(g) + NO2(g) ↔ SO2(g) + NO(g) 
Quais das reacções cuja alteração da pressão NAO influi no equilíbrio? 
A- 1 e 4 B- 1 e 2 C- 2 e 3 D- 2 e 4 
32- Dado o sistema em equilíbrio: 2 S(s) + 3 O2(g) → 2 SO3(g) ∆H = -395Kj. A concentração de 
SO3 aumenta quando se: 
A- Aumenta a concentração do enxofre C- Aumenta a concentração do oxigénio 
B- Aumenta a temperatura D- aumenta o volume 
 
33- Considere o equilíbrio: 2NO2(g) ↔ N2O4(g ) + n Kj 
 (vermelho) (incolor) 
A cor vermelha aumenta de intensidade quando se: 
A- Aumenta a temperatura e a pressão B – diminui a temperatura e pressão alta 
B- Aumenta a temperatura e diminui a pressão D- diminui a temperatura e aumenta pressão 
 
34- O seguinte diagrama apresenta decurso da concentração do bromo na reacção: 
 
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2 HBr(aq) + H2O2(aq) → Br2(l) + 2H2O(l) 
Qual é a curva que representa o decurso da 
Concentração do HBr 
A- I B- II C- III D- IV 
35- O valor da constante de equilíbrio da reacção CO(g) + H2O(g) ↔ CO2(g) + H2(g), num 
recipiente de 5,0L a uma determinada temperatura é de 5,0. Uma analise dos gases em 
equilíbrio resultou nas seguintes quantidades: 
CO H2O H2 
0,90 moles 0,25 moles 0,50 moles 
Qual é o número de moles de CO2 na mistura? 
A- 0,001 moles B- 0,450 moles C- 2,250 moles D- 5,00 moles 
36- a constante de equilíbrio da reacção: 2NO2(g) ↔ NO(g) + O2(g). é igual a 1,92M. As 
concentrações de No e O2 presente no equilíbrio são respectivamente 0,24M e 0,12M. Qual é a 
concentração molar de equilíbrio de NO2? 
 A-3,0x10-3 M B- 3,0x10-4 M C- 6,0x10-4 D- 6,0x10-4 M 
 
37- O valor da constante de equilíbrio (Ka) da reacção H+(aq) + HS+(aq) ↔ H2S(aq), é igual a 
1,0x10-7M. as concentrações de equilíbrio de H2S e HS+ são respectivamente 0,8M e 0,2M. Qual 
é a concentração dos iões H+? 
A- 2,6x10-8 B- 2,0x10-7 C- 1,6x108 D- 4,0x107 
 
38- Para a reacção Y(g) + K(g) ↔ W(g) + 2Z(g), foram realizadas 4 experiencias cujos 
resultados estão apresentados na tabela abaixo. 
Experiencia [Y] (mol/L) [k] (mol/L) [W] (mol/L) [Z] (mol/L) 
I 1,0 8,0 2,0 2,0 
II 8,0 4,0 2,0 4,0 
II 8,0 6,0 4,0 4,0 
IV 18,0 4,0 2,0 6,0 
Em qual das experiencias o equilíbrio NÃO foi atingido? 
A- I B- II C- III D- IV 
39- Duas moles da substância ZY2, são aquecidas num recipiente de 10 litros a 25°C formando Z e 
Y, segundo a equação: ZY2(aq) ↔ Z(aq) + 2Y(aq). No estado de equilíbrio, estavam presentes 
0,75moles de ZY2. Qual é o valor da constante de equilíbrio? 
A- 0,1M2 B- 0,4M2 C- 1,0M2 D- 1,2M2 
 
40- Num recipiente de 12,0 litros a 250°C, foi aquecido o PCl5 segundo a equação: 
PCl3(l)+ 2Cl2(g) → PCl5(s). No estado de equilíbrio estavam presentes 0,21 moles de PCl5; 0,32 
moles de PCl3 e 0,32 moles de Cl2. Qual é a constante de equilíbrio? 
A- 0,038 B- 0,049 C- 0,380 D- 0,490 
 
 
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41- Dado o equilíbrio homogéneo: I2(aq) ↔ 2I-(aq). No inicio encontra se P moles de I2 num 
recipiente de 1L. Depois do estabelecimento de equilíbrio, são formados X moles de I-. Qual é a 
expressão da constante de equilíbrio? 
A- Kc = X2/P B- Kc = 2X2/P C- Kc = X2/(P-X/2) D- Kc = 4X2/(P-X/2) 
 
42- Com sidera a seguinte reacção: N2(g) + O2(g) ↔ 2NO(g). qual é o valor de kp a 300°C se as 
pressões parciais de N2, O2 e NO no equilíbrio forem respectivamente 0,15atm, 0,33atm e 0,05 
atm? 
A- 0,050 B- 0,10 C- 0,50 D- 1,98 
 
43- Um determinado indicador HX em solução aquosa, apresenta o seguinte equilíbrio: 
HX(aq) ↔ H+(aq) + X-(aq), onde HX possui a cor azul e X-, a cor amarela. Para que a solução 
se torne azul, deve-se adicionar: 
A- NH3 B- HCl C- NaOH D- H2O