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SISTEMA DE ENSINO
QUÍMICA
Equilíbrio Químico – Parte I
Livro Eletrônico
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Equilíbrio Químico – Parte I
QUÍMICA
Manoel Machado
Sumário
Apresentação .....................................................................................................................................................................3
Equilíbrio Químico – Parte I .......................................................................................................................................4
1. Reações Químicas e a Reversibilidade ............................................................................................................4
2. O Equilíbrio Químico ..................................................................................................................................................5
3. Constante de Equilíbrio ..........................................................................................................................................7
4. Termodinâmica do Equilíbrio ..............................................................................................................................11
5. Concentração e Atividade ....................................................................................................................................13
Resumo ................................................................................................................................................................................15
Questões de Concurso ................................................................................................................................................18
Gabarito ..............................................................................................................................................................................30
Gabarito Comentado ....................................................................................................................................................31
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Equilíbrio Químico – Parte I
QUÍMICA
Manoel Machado
ApresentAção
Fala, guerreira (o)!!
Como está a preparação? Como formado em Química (em qualquer de suas modalidades, 
incluindo engenharia), estimo que você viu cerca de 80% do edital durante sua graduação e 
isso vai te ajudar a entender o processo de como melhor estudar a química para um concurso 
desse nível. Em primeiro lugar, é bem verdade que alguns assuntos foram vistos em um nível 
de profundidade e abordagem bastante diferente do que é visto em provas de concursos. Em 
segundo lugar, você provavelmente pode estar se queixando de que não se lembra da maioria 
dos assuntos já vistos, sobretudo se for para resolver questões. Bom, esse é o ponto chave 
para o estudo de concursos. As questões! Com a correta seleção de questões você conseguirá 
amplificar seu desempenho de uma forma muito rápida, aumentando seus acertos e entenden-
do seus erros. O que eu estou dizendo aqui não te parece razoável? De todo modo, te garanto 
que não é o que todos falam. Não quero te convencer a estudar por qualquer método de estudo 
em específico. Sobre isso, você deve descobrir o que funciona para você! Meu objetivo guer-
reiro (a), é que você tenha um poderoso material em mãos. Os meus PDF’s do Gran Cursos On-
line trabalham com uma seleção de tópicos de assuntos direcionados ao perfil das questões 
utilizadas pelas maiores bancas da área no país. A parte teórica do assunto é discorrida de 
forma a te conduzir a aprender o suficiente para cada tópico. Em alguns casos, para evitar um 
texto demasiado extenso, um tópico ou outro sobre o conteúdo pode ser tratado diretamente 
nos comentários de questões. E olha elas novamente? Aqui, você encontrará uma seleção de 
questões cuidadosamente escolhidas e todas comentadas de acordo com o perfil das bancas. 
Não é uma seleção aleatória de questões sobre o assunto! Não mesmo! É uma escolha sis-
tematizada e com método! “Ahh mestre, mas se o segredo é resolver questões, vou escolher 
no Gran Questões o filtro de Química e resolver todas as mais de 20 mil questões que tem lá.” 
Kkkkkk, estou rindo, mas é com respeito! Prezado (a) gafanhoto, se você gastasse um media 
de 5 minutos para cada questão, seriam 100 mil minutos, o que daria aproximadamente1667 
horas. Vamos supor que você separe 4 horas de seu dia apenas para resolver essas questões, 
e após 416 dias (13 meses) você finalizaria! Cadê o seu tempo para revisar as questões? Você 
faz ideia da quantidade de questões você poderia ter eliminado, ganhando tempo e performan-
ce de estudos? Enfim, acho que você já entendeu o meu ponto. O que eu estou falando aqui 
é da oportunidade de ter um estudo dirigido e com apoio de teoria. Esse é o meu trabalho: 
DISSECAR um conjunto de questões selecionadas com método, produzir um perfil do tipo de 
cobrança dos tópicos daquele conjunto de questões, estruturar e escrever uma aula autossufi-
ciente com teoria e questões comentadas! Como se não bastasse, estou praticamente todo o 
tempo disponível no fórum de dúvidas. Te convido a experimentar esse método de preparação.
Professor Manoel Machado.
@prof.manoelmachado
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Equilíbrio Químico – Parte I
QUÍMICA
Manoel Machado
EQUILÍBRIO QUÍMICO – PARTE I
1. reAções QuímicAs e A reversibilidAde
No estudo da termodinâmica química te apresentei uma noção da reversibilidade dos pro-
cessos. Inclusive vimos que para fins práticos a maioria dos processos naturais são irreversí-
veis. Na verdade, as condições que precisariam ser obedecidas para se alcançar a reversibili-
dade nem sempre são de fácil acesso aos processos termodinâmicos controlados. Por outro 
lado, quando tratamos de reações químicas, é imperioso saber que a noção de reagentes se 
transformando em produtos é dependente do referencial e das condições reacionais.
Vamos lá, pense em uma substância genérica A, que passa por um processo (reage quimi-
camente) se transformando em B:
A → B
Sob o ponto de vista químico não há impedimento para que sob outras condições, a subs-
tância B se transforme na substância A.
B → A
E o que acontece de fato, é que quando uma reação está acontecendo, no mínimo duas 
reações estão ocorrendo simultaneamente. Em nosso caso, A está se transformando em B e 
B se transformando em A, em tacas diferentes até que alcancem um estado de taxas de con-
versões iguais. Representamos as reações químicas à luz desse conceito da seguinte forma:
A ⇌ B
É importante saber que definir uma reação como reversível ou irreversível, é via de regra 
uma convenção, pois todas as reações são mais ou menos reversíveis. Quando a conversão 
dos reagentes (o composto A) em produtos (composto B) ocorre com boa taxa de conversão 
e o retorno dos produtos para forma dos reagentes ocorre a uma taxa bem baixa, dizemos que 
a reação é praticamente irreversível pois muito pouco de reagentes se identifica no estado de 
equilíbrio.
Equilíbrio? Como assim? Confesso que é uma tortura levar alguns parágrafos falando de 
reversibilidade sem colocar pra fora o termo equilíbrio. O que acontece nas reações químicas, 
é um equilíbrio dinâmico, entre as espécies reagentes e produzidas. O tema desse assunto é 
justamente o estudo desse equilíbrio dinâmico aplicado aos processos químicos ousimples-
mente, o equilíbrio químico
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2. o eQuilíbrio Químico
Passada a fase de apresentações vamos tentar definir o que seja o equilíbrio químico. O 
que ocorre em uma reação geral de A sendo convertido em B é que à medida que o produto B 
vai sendo formado, existe uma tendência natural nele retornar ao estado inicial, a forma A. Ao 
ser iniciada, uma reação química começa a converter reagentes em produtos a uma taxa de 
conversão chamada de velocidade de reação. Chamamos a primeira reação de reação direta, 
e é aquela convencionada no sentido dos reagentes para os produtos.
A reação que busca retornar os produtos para a forma de reagente é chamada intuitiva-
mente de reação inversa e ocorre com uma outra velocidade.
No início a velocidade da reação direta é muito alta enquanto a da reação inversa é muito 
baixa. Com passar do tempo e a evolução dinâmica da reação, as velocidades de conversão, 
direta e inversa, vão variando até se igualarem. Neste ponto é atingido o equilíbrio químico.
O equilíbrio químico é o ponto onde as velocidades das reações diretas e inversas se igua-
lam. Ou o ponto em que as taxas de conversão de reagentes em produtos e de produtos em 
reagentes ficam constantes.
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Muita atenção!!!!
Jamais! Eu disse: Jamais! Pense ou acredite que isso tem qualquer relação com a igualda-
de das concentrações dessas espécies no equilíbrio. Isso NÃO OCORRE!
Ilustrando uma reação em que misturamos um pouco de ácido clorídrico com hidróxi-
do de sódio:
É bem conhecido que as reações de neutralização ocorrem com formação de sal e água. 
No entanto, o que esperar ao colocar uma colher de sal de cozinha em um copo com água?
NaCl + H2O ⇌ HCl + NaOH
Teremos formado ácido e base? Como separá-los?
Essa é a noção das reversibilidades das reações. A reação direta, da formação do sal, 
ocorre de forma muito mais intensa, que a reação inversa da separação do sal em meio aquo-
so gerando as formas originais ácida e básica. Nessa reação em específico, no equilíbrio, a 
concentração de sal (produto) é muito maior que a concentração de ácido e base (reagentes), 
mas a velocidade das reações direta e inversa são iguais. Ou seja, no equilíbrio não existe mais 
diferente entre as taxas de conversões e as concentrações podem ser determinadas.
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Manoel Machado
001. (FAUEL/SAAE-MCR–PR/2017) Reações que atinjam o equilíbrio químico estão presen-
tes no nosso cotidiano, como por exemplo, a formação de cárie dentária ocorre pela degra-
dação da hidroxiapatita (Ca10(PO4)6(OH)2) que forma os dentes, conforme a seguinte reação 
balanceada:
Ca10(PO4)6(OH)2(s) + H2O(l) ⇌ 10Ca²⁺(aq) + 6PO43-(aq) + 2OH-(aq)
Assinale a alternativa INCORRETA sobre a reação da formação de cárie dentária e sobre o 
equilíbrio químico.
a) A concentração dos produtos não interfere no sentido ou na velocidade da reação, pois essa 
reação sempre vai ocorrer no sentido da degradação da hidroxiapatita.
b) O sentido direto da reação da formação de cáries pode ser classificado como uma reação 
química de decomposição.
c) O sentido de uma reação em equilíbrio pode ser definido por fatores como a temperatura da 
reação e a concentração dos constituintes.
d) A constante de equilíbrio é calculada pela razão entre as concentrações dos produtos e as 
concentrações dos reagentes.
a) Errada. A alteração da concentração de qualquer das espécies participantes alterará o sen-
tido da reação pelo deslocamento do equilíbrio.
b) Certa. A reação apresentada é uma reação de decomposição no sentido direto.
c) Certa. Concentração das espécies, pressão e temperatura são fatores que alteram o equilí-
brio da reação causando deslocamento desta em um ou outro sentido.
d) Certa. Definição da constante de equilíbrio.
Letra a.
3. constAnte de eQuilíbrio
Temos uma descrição matemática muito simples e elegante para o tratamento das con-
centrações no equilíbrio. A descrição do equilíbrio químico ocorre por meio de critérios ciné-
ticos e dinâmicos. Cineticamente, o equilíbrio químico é definido como o estado em que as 
velocidades das reações direta e inversa são iguais. Para auxiliar o entendimento, vamos con-
siderar a reação genérica abaixo:
aA + bB ⇌ cC + dD
onde a, b, c e d são os coeficientes estequiométricos, A e B são os reagentes e C e D 
os produtos.
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A Lei de ação das massas nos diz que a velocidade com que uma reação ocorre pode é 
proporcional às concentrações dos reagentes elevadas aos coeficientes estequiométricos (isso 
não será verdade nas leis cinéticas, onde os coeficientes são determinados experimentalmente).
Para a reação direta:
vd = kd[A]
a.[B]b
e para a inversa:
vi = ki[C]
c.[D]d,
onde kd e ki são constantes de velocidade das reações direta e inversa respectivamente.
No equilíbrio:
vd = vi
kd[A]
a·[B]b = ki[C]
c [D]d
rearranjando, obtemos a seguinte expressão:
A constante Keq, obtida pela razão entre as quantidades de produtos e reagentes no equilí-
brio, e introduzida por análises cinéticas é chamada de constante de equilíbrio de uma reação 
química. A constante de equilíbrio diz respeito as quantidades dos componentes da reação no 
equilíbrio, independendo de suas concentrações iniciais. A proporção entre os reagentes e pro-
dutos será mantida fixa por meio da constante de equilíbrio, que é específica de cada reação.
002. (FGV/SEE–PE/2015) A reação 2HI(g) ⇌ H₂(g) + I₂(g) foi estudada por inúmeros pesquisado-
res em diversas temperaturas e condições iniciais. Em um dos estudos, a reação foi conduzida 
em determinada temperatura constante e em vaso de 1,00 L, carregado inicialmente apenas 
com HI. Verificou-se que, no equilíbrio, apenas 20% do HI inicial se dissociaram. Com base 
nesses dados, foi possível calcular a constante de equilíbrio da reação.
Assinale a opção que apresenta o valor correto da constante de equilíbrio Kc.
a) 1/4
b) 1/8
c) 1/16
d) 1/32
e) 1/64
A expressão para a constante de equilíbrio da reação é dada por:
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Com 20% do HI dissociadono equilíbrio ficamos com:
2 HI → H2 + I2
1 0 0 Início
0,8 0,1 0,1 Equil.
Letra e.
No caso particular de reações que ocorrem no estado gasoso, as concentrações são subs-
tituídas pelas pressões parciais dos gases da mistura no equilíbrio elevada aos coeficientes 
estequiométricos:
003. (FGV/COMPESA–PE/2018) Em um recipiente de volume constante foi efetuada a rea-
ção de decomposição a temperatura constante:
2SO₃(g) → 2SO₂(g) + O₂(g).
Inicialmente a pressão parcial do trióxido de enxofre era de 1,6 bar. Ao atingir o equilíbrio foi 
constatada uma porcentagem de decomposição de 60%.
Se a esse sistema em equilíbrio for adicionado 1 mmol de dióxido de enxofre, mantendo-se 
constante as condições anteriores, quando o novo equilíbrio for atingido,
a) Ele estará deslocado para a direita, pois a porcentagem de decomposição é maior que 50%.
b) A constante de equilíbrio (K) será maior, pois houve deslocamento do equilíbrio favorecendo 
o reagente.
c) Sendo o volume fixo, a pressão total do sistema permanecerá igual nos dois equilíbrios 
descritos.
d) A pressão parcial do SO₃ será menor que 0,64 bar.
e) A pressão parcial do O₂ será menor que 0,48 bar
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Com a decomposição de 60% do SO3, sua pressão parcial no equilíbrio passa a ser de
E 0,96 bar é a fração da pressão que foi convertida nos produtos. Considerando a estequiome-
tria da reação, são 2 mols do SO2 para 1 mol de O2, assim, as pressões parciais no equilíbrio 
ficam da seguinte forma:
2SO3 → 2SO2 + O2
1,6 0 0 Início
0,64 0,96 0,48 Equil.
Se uma quantidade de SO2 é adicionada, o equilíbrio é deslocado no sentido da formação de 
mais reagentes, com diminuição das pressões parciais dos produtos.
Dentre as alternativas, a letra E afirma a diminuição da pressão do O2 em relação à condição de 
equilíbrio, o que está de acordo com a previsão.
Letra e.
Na expressão das constantes de equilíbrio não entram espécies no estado líquido ou sóli-
do, mas apenas em solução e gasosos.
004. (CESPE CEBRASPE/PF/2021) Uma das técnicas mais utilizadas para a coleta de impres-
sões digitais faz uso de pós. A interação dos pós com os componentes da impressão digital 
se dá, normalmente, por interação de Van der Waals, é comum utilizar óxido de ferro na formu-
lação (III) – Fe₂O₃ – desses pós. A revelação da impressão feita com Fe₂O₃ pode ser destruída 
pela presença de ácido, por causa da seguinte reação.
Fe₂O₃(s) + xH⁺(aq) ⇋ yFe³⁺(aq) + zH₂O(l)
Com base nessas informações, julgue o seguinte item.
A constante de equilíbrio K da reação do óxido de ferro (III) é corretamente expressa pela se-
guinte equação.
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Na expressão da constante de equilíbrio não entram espécies no estado sólido ou líquido, 
como o Fe2O3(s).
Errado.
4. termodinâmicA do eQuilíbrio
O equilíbrio químico pode ser obtido por critérios cinéticos, mas sua descrição também 
obedece a critérios termodinâmicos. A termodinâmica busca explicar como os componentes 
de um sistema se comportam em condições de equilíbrio. De uma forma geral, o equilíbrio ter-
modinâmico vai indicar para qual estado o sistema tende a evoluir espontaneamente.
Sabemos que se misturarmos água e sal, não haverá uma tendência espontânea para que 
o sistema se transforme em ácido e base. Essa reação é possível, claro, mas precisa que um 
trabalho externo seja feito sobre ela para produzir este resultado. Por outro lado, ao mistu-
rarmos ácido e base, o sistema tende espontaneamente a formar sal e água. A propriedade 
termodinâmica que descreve a espontaneidade de uma reação ocorrer é a variação da energia 
livre de Gibbs ΔG, lembra-se?
Ela combina os efeitos das trocas de energia na forma de calor, a entalpia ΔH, e os estado 
de organização do sistema, a entropia ΔS. No estudo da termodinâmica química entendemos o 
poder dessa propriedade de estado na previsão da espontaneidade de reações. Basicamente, 
ΔG para uma reação é escrita como uma função da pressão e temperatura, e o equilíbrio termodi-
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nâmico é alcançado quando ΔG = 0. Por meio de algumas deduções matemáticas, conseguimos 
expressar a energia livre de Gibbs com uma função da constante de equilíbrio da seguinte forma:
ΔG0 = -RTlnKeq
Vamos recordar as consequências dos valores de ΔG na espontaneidade das reações e 
relacionar com a Keq.
• ΔG < 0 → reação espontânea → Keq > 1 → [produtos] > [reagentes] → favorece a reação direta
• ΔG > 0 → reação não espontânea → 0 < Keq < 1 → [produtos] < [reagentes] → favorece a 
reação inversa
• ΔG = 0 → reação no equilíbrio  Keq = 1 → [produtos] = [reagentes] → não há tendência 
de transformações. CUIDADO!
Cuidado com esse último resultado, para não ser levado a acreditar que em um equilíbrio quími-
co as concentrações dos reagentes e produtos são iguais! Isso não é verdade como eu já indiquei 
acima. Esse resultado mostra que não há mais variação nas concentrações dos reagentes e pro-
dutos no equilíbrio. Ou seja, não há tendência de favorecimento de uma ou outra transformação.
005. (CESPE/MPU-BRASIL/2015) O H₂(g), obtido como subproduto da eletrolise do NaCl, é 
largamente empregado na indústria em reações de hidrogenação, como a que ocorre com o 
eteno (C2H4), representada pela seguinte equação:
C2H4(g) + H₂(g) ⇌ C2H6(g)
A tabela seguinte contém as energias livres de Gibbs padrão de formação (ΔGᵒf) a 25 ᵒC de 
cada composto envolvido:
COMPOSTOS ΔGᵒf (kJ/mol)
C2H4(g) 67,5
H₂(g) 0
C2H6(g) -32,5
O gráfico a seguir mostra o ln da constante de velocidade da referida reação (k) em função do 
inverso da temperatura (1/T) para a reação catalisada por dois diferentes metais.
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Considerando que as reações de hidrogenação sejam exotérmicas, que todos os gases envol-
vidos apresentem comportamento ideal e que o produto da constante universal dos gases pela 
temperatura absoluta (R⨯T) seja igual a 2500 J/mol, julgue os itens que se seguem.
A constante de equilíbrio para a reação de hidrogenação do C2H4(g) a 100 ᵒC é maior 
que a 25 ᵒC.
Diminuindo T, aumenta-se o expoente, tornando-o mais negativo. Ou seja, aumento de T faz 
com que a exponencial diminua, diminuindo o valor da constante.
Errado.
5. concentrAção e AtividAde
Mais cedo ou mais tarde, essa dúvida vai pairar sobre sua cabeça, ou pior, uma questão 
de concurso pode trazer essa provocação. Quando a lei da ação das massas foi estabe-
lecida, para a maioria dos resultados práticos, o usodas concentrações molares para o 
cálculo das constantes de equilíbrio era suficiente. No entanto, com o passar dos anos e 
a evolução das tecnologias de medições, muitas falhas começaram a surgir das previsões 
dos valores das constantes de equilíbrio por conta da utilização das concentrações nas 
expressões.
Figura 1: Meio diluído – concentração = atividade
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Figura 2: Meio concentrado – concentração ≠ atividade
No lugar das concentrações, o valor utilizado para o cálculo das constantes de equilíbrio 
é o de atividade. Essa grandeza tem a mesma natureza das concentrações molares, mas é 
corrigida por um fator experimental que leva em consideração o meio (como solvente e con-
centração) e as condições (de pressão e temperatura por exemplo) chamado de coeficiente de 
atividade. É importante conhecer isso pois ele explica o porquê espécies sólidas e líquidas não 
entram na expressão da constante de equilíbrio. A atividade de sólidos e líquidos é igual a 1. A 
atividade, aX, de uma espécie X é definida como:
aX = fX . [X]
Onde fX é o coeficiente de atividade e [X] a concentração da espécie X.
Em soluções diluídas, a atividade é igual a concentração. Ou seja, no limite da idealidade 
essa aproximação é válida.
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RESUMO
Definir uma reação como reversível ou irreversível, é via de regra uma convenção, pois to-
das as reações são mais ou menos reversíveis. Quando a conversão dos reagentes (o compos-
to A) em produtos (composto B) ocorre com boa taxa de conversão e o retorno dos produtos 
para forma dos reagentes ocorre a uma taxa bem baixa, dizemos que a reação é praticamente 
irreversível pois muito pouco de reagentes se identifica no estado de equilíbrio.
O que acontece nas reações químicas, é um equilíbrio dinâmico, entre as espécies reagen-
tes e produzidas.
Ao ser iniciada, uma reação química começa a converter reagentes em produtos a uma 
taxa de conversão chamada de velocidade de reação.
• Reação direta é aquela convencionada no sentido dos reagentes para os produtos.
• Reação inversa é a que busca retornar os produtos para a forma de reagente.
No início a velocidade da reação direta é muito alta enquanto a da reação inversa é muito 
baixa. Com passar do tempo e a evolução dinâmica da reação, as velocidades de conversão, 
direta e inversa, vão variando até se igualarem. Neste ponto é atingido o equilíbrio químico.
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Constante de Equilíbrio
A Lei de ação das massas nos diz que a velocidade com que uma reação ocorre pode 
é proporcional às concentrações dos reagentes elevadas aos coeficientes estequiométri-
cos (isso não será verdade nas leis cinéticas, onde os coeficientes são determinados experi-
mentalmente).
Para a reação direta:
vd = kd[A]
a.[B]b
e para a inversa:
vi = ki[C]
c.[D]d,
onde kd e ki são constantes de velocidade das reações direta e inversa respectivamente.
No equilíbrio:
vd = vi
kd[A]
a·[B]b = ki[C]
c [D]d
rearranjando, obtemos a seguinte expressão:
No caso particular de reações que ocorrem no estado gasoso, as concentrações são subs-
tituídas pelas pressões parciais dos gases da mistura no equilíbrio elevada aos coeficientes 
estequiométricos:
Espontaneidade e Constante de Equilíbrio
ΔG0 = -RTlnKeq
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Equilíbrio Químico – Parte I
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Vamos recordar as consequências dos valores de ΔG na espontaneidade das reações e 
relacionar com a Keq.
• ΔG < 0 → reação espontânea → Keq > 1 → [produtos] > [reagentes] → favorece a reação 
direta
• ΔG > 0 → reação não espontânea → 0 < Keq < 1 → [produtos] < [reagentes] → favorece a 
reação inversa
• ΔG = 0 → reação no equilíbrio  Keq = 1 → [produtos] = [reagentes] → não há tendência 
de transformações. CUIDADO!
Concentração e Atividade
Figura 1: Meio diluído – concentração = atividade
Figura 2: Meio concentrado – concentração ≠ atividade
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QUESTÕES DE CONCURSO
001. (CESPE CEBRASPE/SEDUC–AL/2017) Os alquenos são matéria-prima de grande im-
portância na indústria porque podem ser facilmente transformados em uma vasta gama de 
compostos químicos. Exemplos típicos são as reações de hidratação e de polimerização cata-
lisadas por ácido. Com relação às reações de alquenos, julgue o item subsequente.
A adição do catalisador ácido faz que o equilíbrio da reação seja alcançado mais rapidamente; 
quando alcançado, o equilíbrio estará mais deslocado para o sentido dos produtos.
002. (CESPE CEBRASPE/PF-BR/2018) A seguir são apresentadas informações referentes a 
reação de decomposição do H2O2.
In
 k
I/T (k-1)
A figura precedente mostra o gráfico do logaritmo neperiano da constante de velocidade k da 
reação em função do reciproco da temperatura, sendo que a equação que descreve a reta ob-
tida é y = 30 – 3,0⨯104x.
Tabela I
Composto ΔGᵒf (kJ/mol)
H2O2(aq) 134
H2O(l) 237
O2(g) -
Tabela II
Ligação Hᵒf (kJ/mol)
O-O 157
O=O 496
O-H 463
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Nas tabelas I e II são apresentadas, para uma temperatura de 25 ᵒC, as energias livres de Gibbs 
padrão de formação (ΔGᵒf) para as espécies envolvidas na reação e algumas entalpias padrão 
de ligação (Hᵒf), respectivamente.
Considerando que a reação de decomposição do H2O2 seja exotérmica e se processe de acor-
do com uma cinética de primeira ordem, e que a constante universal dos gases seja igual 8,3 
J⨯mol-1⨯K-1, a julgue o item subsequente, acerca da reação em questão.
Em temperaturas mais elevadas, o valor da constante de equilíbrio da reação de decomposi-
ção do H2O2 é superior ao verificado em temperaturas mais baixas.
003. (CESPE CEBRASPE/SEC-AL/2017) Os alquenos são matéria-prima de grande importân-cia na indústria porque podem ser facilmente transformados em uma vasta gama de compos-
tos químicos. Exemplos típicos são as reações de hidratação e de polimerização catalisadas 
por ácido. Com relação às reações de alquenos, julgue o item subsequente.
A adição do catalisador ácido faz que o equilíbrio da reação seja alcançado mais rapidamente; 
quando alcançado, o equilíbrio estará mais deslocado para o sentido dos produtos.
004. (CESPE CEBRASPE/UNIPAMPA–RS/2009) Quanto a equilíbrio químico em soluções 
aquosas, julgue o item a seguir.
Caso a temperatura de uma reação endotérmica em equilíbrio seja aumentada, o equilíbrio se 
deslocará no sentido da formação de reagentes.
005. (CESPE CEBRASPE/UNIPAMPA–RS/2009) Quanto a equilíbrio químico em soluções 
aquosas, julgue o item a seguir.
Em uma reação química em equilíbrio, caso seja aumentada a concentração de um dos rea-
gentes, um novo estado de equilíbrio será atingido, o qual apresentará um novo valor para a 
constante de equilíbrio.
006. (CESPE CEBRASPE/UNIPAMPA–RS/2009) Quanto a equilíbrio químico em soluções 
aquosas, julgue o item a seguir.
Para determinada reação química homogênea, a constante de equilíbrio K apresenta um valor 
característico sempre positivo a uma dada temperatura, o qual pode ser obtido a partir das 
concentrações em quantidade de matéria de todos os produtos e reagentes, após a reação ter 
atingido o estado de equilíbrio.
007. (CESPE CEBRASPE/IBRAM–DF/2009) Entre os problemas de ordem ambiental que têm 
assolado o planeta estão a intensificação do efeito estufa, a destruição da camada de ozônio, 
a chuva ácida e o acúmulo de lixo. Uma das principais causas da chuva ácida é o lançamento 
de óxidos de nitrogênio na atmosfera. Embora o N2 e o O2 estejam presentes no ar atmosférico, 
nas condições normais de temperatura e pressão, eles praticamente não reagem. Entretanto, 
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temperaturas elevadas, como aquelas fornecidas pela queima dos combustíveis fósseis, le-
vam a formação do NO(g) ocorrer em extensão considerável. O NO(g), por sua vez, é rapidamente 
oxidado a NO2(g) que, por fim, reage com a água das chuvas para formar ácido nítrico.
N2(g) + O2(g) ⇌ 2NO(g) = 180 kJ
NO2(g) + NO(g) ⇌ ½O2(g) = 57 kJ
Considerando os problemas ambientais citados, as moléculas envolvidas e as reações acima, 
com suas respectivas entalpias-padrão de reação a 298 K, julgue o item subsequente.
É correto inferir que a reação entre N2 e O2 para formar NO(g) é favorecida, tanto em termos ciné-
ticos quanto em termos do equilíbrio, pelas elevadas temperaturas fornecidas pelos motores 
de combustão.
008. (CESPE CEBRASPE/GOVERNO DO DISTRITO FEDERAL/2006) A elaboração de um mo-
delo mental é uma atividade conduzida. No ensino de equilíbrio químico, em função do nível 
de abstração, o professor deve utilizar gráficos, desenhos, experimentos e analogias. Acerca 
desse assunto, julgue o item a seguir.
Uma pessoa correndo em uma esteira (situação dinâmica) é uma analogia adequada acerca 
da dinâmica do estado de equilíbrio de uma reação química.
009. (CESPE CEBRASPE/GOVERNO DO DISTRITO FEDERAL/2006) Necessário para inten-
sificar a agricultura, o azoto (nitrogênio) é um elemento-chave na luta pela vida. Uma vez que 
é usado para a fabricação de explosivos, o azoto é um elemento chave também na disputa 
pelo domínio militar. No fim do século XIX, surgiu a perspectiva de sintetizar a amônia direta-
mente a partir de seus constituintes. Henri Louis Le Chatelier (1850-1936), após ter formulado, 
em 1888, uma lei de deslocamento de equilíbrio químico, definiu teoricamente as condições 
de temperatura e pressão que seriam necessárias para efetuar essa síntese na presença de 
um catalisador. Segundo ele, se a operação for realizada entre 500 ᵒC e 600 ᵒC, a reação será 
incompleta, mas o rendimento pode ser aumentado por meio de um aumento de pressão se 
associada a uma redução do volume. Le Chatelier registrou uma patente em 1903, mas aban-
donou a sua concretização industrial após ter ocorrido uma explosão. A Alemanha atingiu o 
objetivo de sintetizar amônia em 1913.
Considerando o texto acima, julgue o próximo item.
Caso a amônia seja removida continuamente do sistema reacional, o rendimento da síntese 
aumentará.
010. (CESPE CEBRASPE/GOVERNO DO DISTRITO FEDERAL/2006) Necessário para inten-
sificar a agricultura, o azoto (nitrogênio) é um elemento-chave na luta pela vida. Uma vez que 
é usado para a fabricação de explosivos, o azoto é um elemento chave também na disputa 
pelo domínio militar. No fim do século XIX, surgiu a perspectiva de sintetizar a amônia direta-
mente a partir de seus constituintes. Henri Louis Le Chatelier (1850-1936), após ter formulado, 
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em 1888, uma lei de deslocamento de equilíbrio químico, definiu teoricamente as condições 
de temperatura e pressão que seriam necessárias para efetuar essa síntese na presença de 
um catalisador. Segundo ele, se a operação for realizada entre 500 ᵒC e 600 ᵒC, a reação será 
incompleta, mas o rendimento pode ser aumentado por meio de um aumento de pressão se 
associada a uma redução do volume. Le Chatelier registrou uma patente em 1903, mas aban-
donou a sua concretização industrial após ter ocorrido uma explosão. A Alemanha atingiu o 
objetivo de sintetizar amônia em 1913.
Considerando o texto acima, julgue o próximo item.
O aumento do rendimento da síntese de amônia por meio do aumento de pressão ocorre porque, 
na reação de síntese, há diminuição da quantidade de matéria total de substâncias gasosas.
011. (CESPE CEBRASPE/PF–BR/2004) O dióxido de carbono CO2 é adicionado a bebidas ga-
sosas, como refrigerantes, para lhes conferir um sabor característico. O seguinte equilíbrio é 
estabelecido na interface ar/solução na parte superior da garrafa fechada.
CO2(g) ⇌ CO2(aq)
Quando os refrigerantes são acondicionados em garrafas plásticas feitas de tereftalato de 
polietileno (PET) e armazenados por longos períodos, além do prazo de validade, é comum a 
bebida ficar choca, isto é, não possuir a efervescência desejada, ao se abrirem as garrafas. A 
razão para esse fato é que as garrafas plásticas do tipo PET, de refrigerantes, são ligeiramente 
permeáveis ao gás carbônico e, com o tempo, observa-se uma lenta efusão do gás através das 
paredes do recipiente, diminuindo a sua efervescência.
A respeito do assunto tratado no texto acima, julgue o item que se segue.
Devido à diferença de pressão entre a parte de dentro e a parte de fora do recipiente, ao se abrir 
uma garrafa de refrigerante a pressão parcial do CO2 é aumentada na parte superior da garrafa, 
o que desloca o equilíbrio no sentido de diminuir a solubilidade do CO2 na bebida.
012. (CESPE CEBRASPE/PF–BR/2004)
Segundo o Comitê Olímpico Internacional, a meperidina ou petidina, comercializada com o 
nome de demerol, é um analgésico narcótico de uso proibido por atletas. A utilização dessa 
substância caracteriza uma infração de códigos éticos e disciplinares, podendo ocasionar san-
ções tanto aos atletas como aos seus técnicos, médicos e dirigentes. A etapa final da síntese 
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da meperidina envolve a esterificação do grupamento ácido, geralmente realizada empregan-
do-se o método de Fischer, na presença de ácido sulfúrico, conforme mostrado na figura acima.
Internet: <http://www.cbc.esp.br/Livreto_COB.pdf > Acesso em ago./set. 2004 (com adaptações).
Acerca dos aspectos de cinética e termodinâmica química dessa reação, julgue o seguinte item.
Em conformidade com o princípio de Le Chatelier, um excesso de etanol irá deslocar o equilí-
brio para o lado dos produtos, aumentando o rendimento da reação.
013. (CESPE CEBRASPE/PETRÓLEO BRASILEIRO/2004) Na luta contra a poluição do ar nos 
centros urbanos, a contribuição da Química é essencial. A Catálise é uma área da Química que 
permite compreender o funcionamento dos conversores catalíticos. Mais especificamente, em 
relação ao uso de combustíveis automotivos, o estudo das reações químicas envolvidas é de 
fundamental importância. Uma das reações relaciona-se à queima de metano, cuja equação 
representativa não-balanceada é:
CH₄ + O₂ → CO₂ H₂O
[M(C) = 12 g/mol; M(H) = 1 g/mol; M(O) = 16 g/mol]
A utilização de álcool em substituição à gasolina como combustível de veículos automotores é 
preferível, uma vez que, nesse caso, o equilíbrio químico favorece a reação inversa.
014. (FGV/COMPESA-PE/2016) O tiocianato de ferro (III) dissolve-se facilmente em água 
dando origem a uma solução vermelha. A cor vermelha se deve à presença do íon FeSCN²⁺ 
hidratado.
O equilíbrio entre o íon não dissociado e os íons Fe3+ e SCN- é dado por
FeSCN²⁺(aq) ⇌ Fe
3+
(aq) + SCN
-
(aq)
vermelho amarelo claro incolor
Ao se adicionar pequena quantidade de tiocianato de sódio a essa solução em equilíbrio,
a) Ocorrerá a formação de um precipitado branco.
b) A cor amarela da solução ficará mais intensa.
c) A cor vermelha da solução ficará mais intensa.
d) Ocorrerá a formação de um precipitado marrom.
e) A solução ficará incolor.
015. (FGV/INEA-RJ/2013) Minerais contendo cálcio são a principal fonte deste íon em siste-
mas de água doce. A dureza temporária da água está relacionada com a presença do íon Ca²⁺ 
e do íon bicarbonato dissolvidos que podem participar do equilíbrio:
Ca²⁺(aq) + 2HCO3(aq) ⇌ CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l)
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Considerando a formação do carbonato de cálcio neste equilíbrio endotérmica e o Princípio de 
Le Chatelier, o procedimento utilizado para diminuir a dureza temporária da água é o de
a) Aumentar a pressão.
b) Adicionar um catalisador.
c) Aumentar a temperatura.
d) Retirar carbonato de cálcio.
e) Adicionar dióxido de carbono.
016. (FGV/SUDENE/2013) Os óxidos de nitrogênio são os componentes principais das névo-
as, um fenômeno ao qual os habitantes das grandes cidades estão habituados. O óxido nítri-
co forma‐se em pequenas quantidades nos cilindros de combustão interna dos motores pela 
combinação direta de nitrogênio e oxigênio:
N₂(g) + O₂(g) ⇌ 2NO(g)
A constante de equilíbrio para essa reação aumenta de aproximadamente 10⁻¹⁵ a 300K para 
cerca de 0,05 a 2400K (temperatura aproximada no cilindro de um motor em funcionamento).
Com relação à reação entre o gás nitrogênio e o gás oxigênio, assinale a afirmativa correta.
a) Ocorre com absorção de calor.
b) É desfavorável em altas temperaturas.
c) Ocorre com facilidade a 300K devido ao alto poder oxidante do O₂.
d) Nas temperaturas apresentadas o óxido nítrico prevalece no equilíbrio.
e) A constante de equilíbrio apresenta essa grande variação devido ao aumento de pressão 
que ocorre nos motores.
017. (IBFC/FSA-SP/2019) Equilíbrio químico ocorre quando, a velocidade na qual os produtos 
são formados a partir dos reagentes é igual a velocidade na qual os reagentes são formados a 
partir dos produtos. Em relação a este contexto, assinale a alternativa incorreta.
a) As concentrações de todas substâncias participantes do equilíbrio devem ser iguais, obri-
gatoriamente.
b) A expressão da constante de equilíbrio depende apenas da estequiometria da reação e não 
do seu mecanismo.
c) O valor da constante de equilíbrio é muito pequeno, pode-se dizer que, a mistura no equilíbrio 
contém reagentes em sua maioria.
d) A expressão da constante de equilíbrio para uma reação escrita em um sentido é a recíproca 
da escrita no sentido inverso.
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018. (CCV UFC/UFCE/2019) Durante a determinação da respiração basal do solo por titula-
ção com solução de HCl 0,25 mol L⁻¹ é necessário a adição da solução de Cloreto de Bário 
(BaCl₂) 0,05 mol L⁻¹ antes do início da titulação para que ocorra as seguintes reações:
1) CO2 + H2O → H2CO3 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O
2) Na2CO3 + BaCl2 → 2NaCl + BaCO3 + 2H2O
Com base na reação 2 acima, a adição do BaCl₂ tem a função de:
a) Acelerar a formação do H₂CO₃
b) Ativador enzimático da reação
c) Dissociar a molécula de NaOH.
d) Reduzir a alcalinidade do NaOH.
e) Precipitar o CO₃ produzido e evitar perdas durante a determinação.
019. (IBFC/PREFEITURA MUNICIPAL DE CRUZEIRO DO SUL-AC/2019) O Princípio de Le 
Chatelier estabelece que se um sistema que está em equilíbrio sofre uma perturbação externa, 
a composição do sistema deslocar-se-á no sentido de contrariar a alteração a que foi sujeita. 
Diante disto, abaixo está a reação de obtenção da amônia.
N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH3(g)
Considere que durante o equilíbrio químico houve uma perturbação no sistema, no qual H₂ é 
adicionado ao sistema. Assinale a alternativa correta que descreve a resposta do sistema à 
perturbação.
a) O equilíbrio se deslocará para a esquerda
b) A concentração de N₂ aumentará enquanto a concentração de NH3 diminuirá
c) O sistema permanece em equilíbrio porque a concentração de H₂ não influencia no equilíbrio
d) Haverá maior produção de amônia
020. (SUGEP/UFRPE-PE/2018) Analise a equação e as afirmações a seguir, a respeito dos fa-
tores que afetam o equilíbrio de solubilidade e a cinética química das reações. Assinale V para 
as afirmações verdadeiras, ou F para as falsas.
CaCO3(s) + CO2(aq) + H2O(l) ⇌ Ca+2(aq) + 2HCO3-(aq)
( ) Se a água subterrânea contendo dióxido de carbono (CO₂) dissolvido entrar em contato com 
calcário (CaCO₃), à baixa pressão (ex. no interior de uma caverna), mais CaCO₃ é dissolvido.
( ) Se a água subterrânea contendo dióxido de carbono (CO₂) dissolvido gotejar sobre o calcá-
rio (CaCO₃), à alta pressão (ex. em regiões de águas profundas), CaCO₃ permanece no estado 
sólido (ex. na forma de estalactites e estalagmites).
( ) Se a água do mar contendo dióxido de carbono (CO₂) dissolvido entrar em contato com o 
calcário (CaCO₃), a altas temperaturas (ex. regiões de mar quente), CaCO₃ permanece no esta-
do sólido (ex. na forma de corais).
( ) Se a água do mar contendo dióxido de carbono (CO₂) dissolvido entrar em contato com o 
calcário (CaCO₃), a baixas temperaturas (ex. regiões de mar frio), mais CaCO₃ é dissolvido.
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A sequência correta, de cima para baixo, é:
a) F – F – V – V.
b) V – F – F – V.
c) F – V – F – V.
d) V – F – V – F.
e) V – V – V – F.
021. (CS UFG/UFRPE-PE/2018) Parte do gás carbônico presente na atmosfera é absorvida 
nos oceanos. Assim, torna-se disponível para as seguintes reações:
CO2(g) + H2O(l) ⇌ H2CO3(aq) ⇌ HCO3-(aq) + H+ ⇌ H+ + CO3-2
Esse conjunto de reações inclui o sistema de tamponamento das águas oceânicas. Entretanto, 
o crescente aumento na emissão de gás carbônico, decorrente da queima de combustíveis 
fósseis, por exemplo, e o consequente aumento de sua captação na água do mar, tem sido 
associado ao fenômeno de acidificação oceânica. Previsões pessimistas sugerem, em decor-
rência desse processo, o decréscimo do pH do mar em até 0,4 unidades, até o final do século. 
Diante do exposto, analise as proposições abaixo.
1) O aumento da concentração de CO2 dissolvido na água do mar desloca o equilíbrio das 
reações para a direita, com o consequente aumento de íons H+ no meio.
2) A diminuição do pH prevista para o final do século corresponde ao aumento na concen-
tração de íons H+ em torno de 4%.
3) Devido à ação tamponante do sistema carbonato, o aumento do CO2 dissolvido na água 
do mar implica menor quantidade de íons HCO3
-disponíveis para sofrer nova dissociação 
em H+ + CO3
-2.
Está(ão) correta(s), apenas:
a) 1
b) 2
c) 3
d) 1 e 2.
e) 1 e 3.
022. (CONSULPLAN/SECRETARIA EXECUTIVA DE ESTADO DE ADMINISTRAÇÃO-
-PR/2018) Sobre a Lei de Le Chatelier e o equilíbrio químico na fase gasosa, assinale a afirma-
tiva INCORRETA.
a) Adicionando uma substância gasosa (reagente ou produto), a reação será deslocada no 
sentido de consumir toda a substância adicionada.
b) reagirá de modo a contrabalancear parcialmente o efeito da variação.
c) Um equilíbrio pode ser perturbado de três modos: adicionando ou removendo reagente ou 
produto sob forma gasosa, variando o volume do sistema ou a temperatura.
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d) Quando o volume de um sistema em equilíbrio é diminuído, ocorre reação visando diminuir 
o número total de mols do gás. Quando o volume é aumentado ocorre a reação que aumenta o 
número total de mols de gás.
023. (AMEOSC/PREFEITURA MUNICIPAL DE BARRA BONITA-SC/2017) São poucas as rea-
ções químicas que ocorrem em um único sentido, sendo a maior parte das reações reversível, 
em maior ou menor extensão. Quando as velocidades das reações direta e inversa forem iguais 
e as concentrações dos reagentes e dos produtos não variarem com o tempo, atinge-se o:
a) Razão química.
b) Razão termodinâmica.
c) Equilíbrio químico.
d) Equilíbrio termodinâmico.
024. (IBFC/SEDUC-MT/2017) Considere a reação 2Cl2(g) + 2H2O(g) ↔ 4HCl(g) + O2(g) (ΔH=113kJ 
∙ mol-1) e admita que o sistema está em equilíbrio. O que ocorre ao número de moléculas de 
H₂O no recipiente se:
I – For adicionado O2?
II – For adicionado Cl2?
III – O volume do recipiente for diminuído?
IV – A temperatura for diminuída?
Assinale a alternativa que responde corretamente as perguntas acima:
a) I – Aumenta; II – Aumenta; III – Diminui; IV – Aumenta
b) I – Aumenta; II – Diminui; III – Aumenta; IV – Aumenta
c) I – Diminui; II – Aumenta; III – Diminui; IV – Diminui
d) I – Diminui; II – Aumenta; III – Aumenta; IV – Diminui
e) I – Aumenta; II – Aumenta; III – Diminui; IV – Diminui
025. (UERR/CODESAIMA-RR/2017) Dada a reação de solubilidade que se encontra em equilí-
brio, assinale a alternativa incorreta.
a) A adição de íons H⁺ ao meio, aumentará a solubilidade do sal, porque desloca o equilíbrio 
para o lado dos produtos.
b) A adição de íons H⁺ ao meio, aumentará a solubilidade do sal, porque desloca o equilíbrio 
para o lado dos reagentes.
c) A adição de íons Ag⁺ ao meio, diminuirá a solubilidade do sal, porque desloca o equilíbrio 
para o lado dos reagentes.
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Equilíbrio Químico – Parte I
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d) A adição de íon comum a uma solução saturada de um sal sempre diminuirá a solubili-
dade do sal.
e) O produto de solubilidade (Kps) corresponde à constante de equilíbrio que relaciona um so-
luto pouco solúvel e seus íons em solução.
026. (CS-UFG/IFGO/2017) As reações a seguir representam o sistema de tamponamento 
sanguíneo do bicarbonato.
H₂O(l) + CO₂(g) ⇌ H₂CO₃(aq)
De acordo com as reações, o aumento de CO₂ no sangue resulta em
a) Redução do pH por causa do aumento da concentração de H₂CO₃.
b) Aumento do pH por causa da redução da concentração de H₂CO₃.
c) Redução do pH por causa da redução da concentração de H₂CO₃.
d) Aumento do pH por causa do aumento da concentração de H₂CO₃.
027. (CCV UFC/ UFCE–CE/2017) O gás fosgênio (COCl2) foi usado na 1ª Guerra Mundial 
como arma química. Quando inalado, reage com a água presente nos pulmões formando HCl 
causando graves danos aos pulmões o que leva à morte. A decomposição do fosgênio atinge 
um equilíbrio (K = 4,6 x 10–3) a 527 ᵒC.
COCl2(g) ⇌ CO(g) + Cl2(g)
A decomposição do fosgênio é intensificada se:
a) A reação ocorrer em uma temperatura mais baixa.
b) A reação ocorrer em um recipiente fechado de elevada pressão.
c) Aumentar a constante de equilíbrio mantendo a temperatura constante.
d) A reação ocorrer em temperatura mais alta e em um recipiente fechado de maior volume.
e) A reação ocorrer em uma temperatura mais baixa e em um recipiente fechado de me-
nor volume.
028. (FAUEL/SAAE-MCR–PR/2017) Reações que atinjam o equilíbrio químico estão presen-
tes no nosso cotidiano, como por exemplo, a formação de cárie dentária ocorre pela degra-
dação da hidroxiapatita (Ca10(PO4)6(OH)2) que forma os dentes, conforme a seguinte reação 
balanceada:
Ca10(PO4)6(OH)2(s) + H2O(l) ⇌ 10Ca²⁺(aq) + 6PO43-(aq) + 2OH-(aq)
Assinale a alternativa INCORRETA sobre a reação da formação de cárie dentária e sobre o 
equilíbrio químico.
a) A concentração dos produtos não interfere no sentido ou na velocidade da reação, pois essa 
reação sempre vai ocorrer no sentido da degradação da hidroxiapatita.
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Equilíbrio Químico – Parte I
QUÍMICA
Manoel Machado
b) O sentido direto da reação da formação de cáries pode ser classificado como uma reação 
química de decomposição.
c) O sentido de uma reação em equilíbrio pode ser definido por fatores como a temperatura da 
reação e a concentração dos constituintes.
d) A constante de equilíbrio é calculada pela razão entre as concentrações dos produtos e as 
concentrações dos reagentes.
029. (IBFC/SESP–PR/2017) Em um recipiente, à temperatura constante, ocorre o seguinte 
equilíbrio, cuja reação não se encontra balanceada:
NH3(g) + O2(g) ⇌ N2(g) + H2O(g)
Irá provocar deslocamento do equilíbrio, no sentidoda formação de produtos, a:
a) Adição de N2(g) ao recipiente
b) Adição de H2O(g) ao recipiente
c) Inserção de um catalisador
d) Adição de NH3(g) ao recipiente
e) Remoção de NH3(g) do recipiente
030. (FCC/SAEB–BA/2017) Considere abaixo o equilíbrio químico.
Em uma solução de cor rosa, espera-se observar a cor azul quando:
I – For adicionada solução de ácido clorídrico.
II – O sistema for aquecido.
III – Ao diluir a solução com água.
Está correto o que se afirma APENAS em
a) I.
b) II.
c) III.
d) I e II.
e) II e III.
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QUÍMICA
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031. (FUNDEP/UFVJM–MG/2017) A formação do gás de monóxido de nitrogênio (NO) a par-
tir de gás de nitrogênio (N2) e gás oxigênio (O2) fornece um exemplo pratico importante das 
variações na constante de equilíbrio e velocidade de reação com a temperatura.
Considere a equação de equilíbrio e a variação da entalpia padrão a seguir para a reação de 
formação do gás monóxido de nitrogênio.
½N2(g) + ½O2(g) ⇌ NO(g) ΔH0 = +90,4 kJ
Sobre o equilíbrio químico envolvido no processo, assinale com V as afirmativas verdadeiras e 
com F as falsas.
( ) O aumento da temperatura do sistema produz mais monóxido de nitrogênio.
( ) O aumento da temperatura diminui o valor numérico da constante de equilíbrio.
( ) A adição de NO ao sistema aumenta o valor numérico da constante de equilíbrio.
( ) A adição de O2 ao sistema produz mais monóxido de nitrogênio.
Assinale a sequência CORRETA.
a) V-F-F-V
b) F-V-V-F
c) V-F-V-F
d) F-V-F-V
032. (CESGRANRIO/PETROBRAS–BR/2017) Um determinado sistema fechado contém me-
tade do seu volume preenchido com água e, no volume acima, uma mistura de gás CO2 e gás 
inerte. No sistema, os equilíbrios apresentados a seguir estão envolvidos, sendo possível, por 
meio de válvulas, adicionar ou retirar gás, ou ainda adicionar pequenos volumes de solução.
CO2(g) ⇌ CO2(aq)
CO2(aq) + H2O(l) ⇌ H2CO3(aq)
H2CO3(aq) ⇌ HCO₃⁻(aq) + H+(aq)
A composição da solução e o efeito de eventuais perturbações deste sistema são tais que a(o)
a) Introdução de mais gás carbônico na atmosfera acima da solução diminui a concentração 
de HCO₃⁻(aq)
b) Introdução de pequeno volume de solução de ácido sulfúrico diminui a quantidade de CO2(g) 
na atmosfera.
c) Adição de pequeno volume de solução de NaOH diminui a concentração de HCO₃⁻ no sistema.
d) Diminuição da pressão da mistura gasosa acima da solução não altera o pH da solução.
e) Aquecimento da solução aumenta o pH da solução.
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GABARITO
1. E
2. E
3. E
4. E
5. E
6. C
7. C
8. E
9. C
10. C
11. E
12. C
13. E
14. c
15. e
16. a
17. a
18. e
19. d
20. a
21. e
22. a
23. a
24. b
25. b
26. a
27. d
28. a
29. d
30. d
31. a
32. e
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GABARITO COMENTADO
001. (CESPE CEBRASPE/SEDUC–AL/2017) Os alquenos são matéria-prima de grande im-
portância na indústria porque podem ser facilmente transformados em uma vasta gama de 
compostos químicos. Exemplos típicos são as reações de hidratação e de polimerização cata-
lisadas por ácido. Com relação às reações de alquenos, julgue o item subsequente.
A adição do catalisador ácido faz que o equilíbrio da reação seja alcançado mais rapidamente; 
quando alcançado, o equilíbrio estará mais deslocado para o sentido dos produtos.
Catalisadores não alteram o equilíbrio das reações.
Errado.
002. (CESPE CEBRASPE/PF-BR/2018) A seguir são apresentadas informações referentes a 
reação de decomposição do H2O2.
In
 k
I/T (k-1)
A figura precedente mostra o gráfico do logaritmo neperiano da constante de velocidade k da 
reação em função do reciproco da temperatura, sendo que a equação que descreve a reta ob-
tida é y=30 – 3,0⨯104x.
Tabela I
Composto ΔGᵒf (kJ/mol)
H2O2(aq) 134
H2O(l) 237
O2(g) -
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Tabela II
Ligação Hᵒf (kJ/mol)
O-O 157
O=O 496
O-H 463
Nas tabelas I e II são apresentadas, para uma temperatura de 25 C, as energias livres de Gibbs 
padrão de formação (ΔGᵒf) para as espécies envolvidas na reação e algumas entalpias padrão 
de ligação (Hᵒf), respectivamente.
Considerando que a reação de decomposição do H2O2 seja exotérmica e se processe de acor-
do com uma cinética de primeira ordem, e que a constante universal dos gases seja igual 8,3 
J⨯mol-1⨯K-1, a julgue o item subsequente, acerca da reação em questão.
Em temperaturas mais elevadas, o valor da constante de equilíbrio da reação de decomposi-
ção do H2O2 é superior ao verificado em temperaturas mais baixas.
Uma reação exotérmica é favorecida com a diminuição da temperatura. No caso de aumento 
da temperatura, a decomposição do H2O2 não será favorecida.
Errado.
003. (CESPE CEBRASPE/SEC-AL/2017) Os alquenos são matéria-prima de grande importân-
cia na indústria porque podem ser facilmente transformados em uma vasta gama de compos-
tos químicos. Exemplos típicos são as reações de hidratação e de polimerização catalisadas 
por ácido. Com relação às reações de alquenos, julgue o item subsequente.
A adição do catalisador ácido faz que o equilíbrio da reação seja alcançado mais rapidamente; 
quando alcançado, o equilíbrio estará mais deslocado para o sentido dos produtos.
A presença de um catalisador altera apenas a velocidade com que este equilíbrio acontece, 
pois, a velocidade da reação é acelerada. Como nenhuma informação do valor da constante 
de equilíbrio foi dado, não é possível realizar inferências sobre o sentido de deslocamento da 
reação no equilíbrio. Lembre-se que o catalisador não altera o sentido do deslocamento do 
equilíbrio.
Errado.
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004. (CESPE CEBRASPE/UNIPAMPA–RS/2009) Quanto a equilíbrio químico em soluções 
aquosas, julgue o item a seguir.
Caso a temperatura de uma reação endotérmica em equilíbrio seja aumentada, o equilíbrio se 
deslocará no sentido da formação de reagentes.
Reações endotérmicas tem seus sentidos diretos favorecidos pelo aumento da temperatura, 
resultando em deslocamento no sentido dos produtos.
Errado.
005. (CESPE CEBRASPE/UNIPAMPA–RS/2009) Quanto a equilíbrio químico em soluções 
aquosas, julgue o item a seguir.
Em uma reaçãoquímica em equilíbrio, caso seja aumentada a concentração de um dos rea-
gentes, um novo estado de equilíbrio será atingido, o qual apresentará um novo valor para a 
constante de equilíbrio.
O princípio de Le Chatelier diz que ao sofrer qualquer perturbação no equilíbrio, um sistema 
tende a reagir no sentido de restabelecer o equilíbrio, sem mudar no entanto, o valor da cons-
tante de equilíbrio da reação.
Errado.
006. (CESPE CEBRASPE/UNIPAMPA–RS/2009) Quanto a equilíbrio químico em soluções 
aquosas, julgue o item a seguir.
Para determinada reação química homogênea, a constante de equilíbrio K apresenta um valor 
característico sempre positivo a uma dada temperatura, o qual pode ser obtido a partir das 
concentrações em quantidade de matéria de todos os produtos e reagentes, após a reação ter 
atingido o estado de equilíbrio.
A constante de equilíbrio é justamente uma razão entre as quantidades dos produtos e reagen-
tes no equilíbrio
Certo.
007. (CESPE CEBRASPE/IBRAM–DF/2009) Entre os problemas de ordem ambiental que têm 
assolado o planeta estão a intensificação do efeito estufa, a destruição da camada de ozônio, 
a chuva ácida e o acúmulo de lixo. Uma das principais causas da chuva ácida é o lançamento 
de óxidos de nitrogênio na atmosfera. Embora o N2 e o O2 estejam presentes no ar atmosférico, 
nas condições normais de temperatura e pressão, eles praticamente não reagem. Entretanto, 
temperaturas elevadas, como aquelas fornecidas pela queima dos combustíveis fósseis, le-
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vam a formação do NO(g) ocorrer em extensão considerável. O NO(g), por sua vez, é rapidamente 
oxidado a NO2(g) que, por fim, reage com a água das chuvas para formar ácido nítrico.
N2(g) + O2(g) ⇌ 2NO(g) = 180 kJ
NO2(g) + NO(g) ⇌ ½O2(g) = 57 kJ
Considerando os problemas ambientais citados, as moléculas envolvidas e as reações acima, 
com suas respectivas entalpias-padrão de reação a 298 K, julgue o item subsequente.
É correto inferir que a reação entre N2 e O2 para formar NO(g) é favorecida, tanto em termos ciné-
ticos quanto em termos do equilíbrio, pelas elevadas temperaturas fornecidas pelos motores 
de combustão.
A reação é endotérmica, sendo favorecida por temperaturas altas.
Certo.
008. (CESPE CEBRASPE/GOVERNO DO DISTRITO FEDERAL/2006) A elaboração de um mo-
delo mental é uma atividade conduzida. No ensino de equilíbrio químico, em função do nível 
de abstração, o professor deve utilizar gráficos, desenhos, experimentos e analogias. Acerca 
desse assunto, julgue o item a seguir.
Uma pessoa correndo em uma esteira (situação dinâmica) é uma analogia adequada acerca 
da dinâmica do estado de equilíbrio de uma reação química.
Uma pessoa correndo em uma esteira é são dois movimentos no mesmo sentido (o tapete da 
esteira e a pessoa correndo). O equilíbrio dinâmico de uma reação é caracterizado por ser dois 
movimentos em sentido contrário (a reação direta e inversa)
Errado.
009. (CESPE CEBRASPE/GOVERNO DO DISTRITO FEDERAL/2006) Necessário para inten-
sificar a agricultura, o azoto (nitrogênio) é um elemento-chave na luta pela vida. Uma vez que 
é usado para a fabricação de explosivos, o azoto é um elemento chave também na disputa 
pelo domínio militar. No fim do século XIX, surgiu a perspectiva de sintetizar a amônia direta-
mente a partir de seus constituintes. Henri Louis Le Chatelier (1850-1936), após ter formulado, 
em 1888, uma lei de deslocamento de equilíbrio químico, definiu teoricamente as condições 
de temperatura e pressão que seriam necessárias para efetuar essa síntese na presença de 
um catalisador. Segundo ele, se a operação for realizada entre 500 ᵒC e 600 ᵒC, a reação será 
incompleta, mas o rendimento pode ser aumentado por meio de um aumento de pressão se 
associada a uma redução do volume. Le Chatelier registrou uma patente em 1903, mas aban-
donou a sua concretização industrial após ter ocorrido uma explosão. A Alemanha atingiu o 
objetivo de sintetizar amônia em 1913.
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Considerando o texto acima, julgue o próximo item.
Caso a amônia seja removida continuamente do sistema reacional, o rendimento da síntese 
aumentará.
Com a retirada da amônia do sistema mais produto será formado deslocando o equilíbrio da 
reação em seu sentido.
Certo.
010. (CESPE CEBRASPE/GOVERNO DO DISTRITO FEDERAL/2006) Necessário para inten-
sificar a agricultura, o azoto (nitrogênio) é um elemento-chave na luta pela vida. Uma vez que 
é usado para a fabricação de explosivos, o azoto é um elemento chave também na disputa 
pelo domínio militar. No fim do século XIX, surgiu a perspectiva de sintetizar a amônia direta-
mente a partir de seus constituintes. Henri Louis Le Chatelier (1850-1936), após ter formulado, 
em 1888, uma lei de deslocamento de equilíbrio químico, definiu teoricamente as condições 
de temperatura e pressão que seriam necessárias para efetuar essa síntese na presença de 
um catalisador. Segundo ele, se a operação for realizada entre 500 ᵒC e 600 ᵒC, a reação será 
incompleta, mas o rendimento pode ser aumentado por meio de um aumento de pressão se 
associada a uma redução do volume. Le Chatelier registrou uma patente em 1903, mas aban-
donou a sua concretização industrial após ter ocorrido uma explosão. A Alemanha atingiu o 
objetivo de sintetizar amônia em 1913.
Considerando o texto acima, julgue o próximo item.
O aumento do rendimento da síntese de amônia por meio do aumento de pressão ocorre porque, 
na reação de síntese, há diminuição da quantidade de matéria total de substâncias gasosas.
O aumento da pressão causa um deslocamento do equilíbrio no sentido da reação contendo 
menor quantidade de matéria. Observando a estequiometria da reação de síntese da amônia, 
esse sentido é o dos produtos.
Certo.
011. (CESPE CEBRASPE/PF–BR/2004) O dióxido de carbono CO2 é adicionado a bebidas ga-
sosas, como refrigerantes, para lhes conferir um sabor característico. O seguinte equilíbrio é 
estabelecido na interface ar/solução na parte superior da garrafa fechada.
CO2(g) ⇌ CO2(aq)
Quando os refrigerantes são acondicionados em garrafas plásticas feitas de tereftalato de 
polietileno (PET) e armazenados por longos períodos, além do prazo de validade, é comum a 
bebida ficar choca, isto é, não possuir a efervescência desejada, ao se abrirem as garrafas. A 
razão para esse fato é que as garrafas plásticas do tipo PET, de refrigerantes, são ligeiramente 
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permeáveis ao gás carbônico e, com o tempo, observa-se uma lenta efusão do gás através das 
paredes do recipiente, diminuindo a sua efervescência.
A respeito do assunto tratado no texto acima, julgue o item que se segue.
Devido à diferença de pressão entre a parte de dentro e a parte de fora do recipiente, ao se abrir 
uma garrafa de refrigerante a pressão parcial do CO2 é aumentada na partesuperior da garrafa, 
o que desloca o equilíbrio no sentido de diminuir a solubilidade do CO2 na bebida.
Quando a garrafa é aberta, a pressão parcial do CO2 é diminuída o que provoca o desloca-
mento no sentido de aumentar sua concentração da parte externa da garrafa, diminuindo sua 
solubilidade.
Errado.
012. (CESPE CEBRASPE/PF–BR/2004)
Segundo o Comitê Olímpico Internacional, a meperidina ou petidina, comercializada com o 
nome de demerol, é um analgésico narcótico de uso proibido por atletas. A utilização dessa 
substância caracteriza uma infração de códigos éticos e disciplinares, podendo ocasionar 
sanções tanto aos atletas como aos seus técnicos, médicos e dirigentes. A etapa final da 
síntese da meperidina envolve a esterificação do grupamento ácido, geralmente realizada 
empregando-se o método de Fischer, na presença de ácido sulfúrico, conforme mostrado na 
figura acima.
Internet: <http://www.cbc.esp.br/Livreto_COB.pdf > Acesso em ago./set. 2004 (com adaptações).
Acerca dos aspectos de cinética e termodinâmica química dessa reação, julgue o seguinte item.
Em conformidade com o princípio de Le Chatelier, um excesso de etanol irá deslocar o equilí-
brio para o lado dos produtos, aumentando o rendimento da reação.
O aumento da quantidade dos reagentes, favorecerá a formação de mais produtos pelo deslo-
camento do equilíbrio da reação.
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013. (CESPE CEBRASPE/PETRÓLEO BRASILEIRO/2004) Na luta contra a poluição do ar nos 
centros urbanos, a contribuição da Química é essencial. A Catálise é uma área da Química que 
permite compreender o funcionamento dos conversores catalíticos. Mais especificamente, em 
relação ao uso de combustíveis automotivos, o estudo das reações químicas envolvidas é de 
fundamental importância. Uma das reações relaciona-se à queima de metano, cuja equação 
representativa não-balanceada é:
CH₄ + O₂ → CO₂ H₂O
[M(C) = 12 g/mol; M(H) = 1 g/mol; M(O) = 16 g/mol]
A utilização de álcool em substituição à gasolina como combustível de veículos automotores é 
preferível, uma vez que, nesse caso, o equilíbrio químico favorece a reação inversa.
Ambas as reações são de combustão com equilíbrio favorecido pela reação direta.
Errado.
014. (FGV/COMPESA-PE/2016) O tiocianato de ferro (III) dissolve-se facilmente em água 
dando origem a uma solução vermelha. A cor vermelha se deve à presença do íon FeSCN²⁺ 
hidratado.
O equilíbrio entre o íon não dissociado e os íons Fe3+ e SCN- é dado por
FeSCN²⁺(aq) ⇌ Fe
3+
(aq) + SCN
-
(aq)
vermelho amarelo claro incolor
Ao se adicionar pequena quantidade de tiocianato de sódio a essa solução em equilíbrio,
a) Ocorrerá a formação de um precipitado branco.
b) A cor amarela da solução ficará mais intensa.
c) A cor vermelha da solução ficará mais intensa.
d) Ocorrerá a formação de um precipitado marrom.
e) A solução ficará incolor.
A adição de uma quantidade de produtos, o íon tiocianato, deslocará o equilíbrio no sentido da 
formação de mais reagentes, que nesse caso são responsáveis pela coloração vermelha da 
solução, deixando-a mais intensa.
Letra c.
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015. (FGV/INEA-RJ/2013) Minerais contendo cálcio são a principal fonte deste íon em siste-
mas de água doce. A dureza temporária da água está relacionada com a presença do íon Ca²⁺ 
e do íon bicarbonato dissolvidos que podem participar do equilíbrio:
Ca²⁺(aq) + 2HCO3(aq) ⇌ CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l)
Considerando a formação do carbonato de cálcio neste equilíbrio endotérmica e o Princípio de 
Le Chatelier, o procedimento utilizado para diminuir a dureza temporária da água é o de
a) Aumentar a pressão.
b) Adicionar um catalisador.
c) Aumentar a temperatura.
d) Retirar carbonato de cálcio.
e) Adicionar dióxido de carbono.
Para se diminuir a dureza temporária da água, o equilíbrio desse ser deslocado no sentido da 
formação dos reagentes (forma dissociada do cálcio). Isso pode ser feito de algumas formas. 
Vamos considerar as opções apresentadas nas alternativas.
a) Errada. Aumentar a pressão do sistema favorecerá o deslocamento no sentido da não for-
mação de gases.
b) Errada. Um catalisador não altera o equilíbrio da reação.
c) Errada. O aumento da temperatura de uma reação endotérmica favorece a formação 
de produtos.
d) Errada. Retirar um dos produtos desloca o equilíbrio no sentido da formação de mais produtos.
e) Certa. Adicionar um dos produtos desloca o equilíbrio no sentido da formação dos reagentes.
Letra e.
016. (FGV/SUDENE/2013) Os óxidos de nitrogênio são os componentes principais das névo-
as, um fenômeno ao qual os habitantes das grandes cidades estão habituados. O óxido nítri-
co forma‐se em pequenas quantidades nos cilindros de combustão interna dos motores pela 
combinação direta de nitrogênio e oxigênio:
N₂(g) + O₂(g) ⇌ 2NO(g)
A constante de equilíbrio para essa reação aumenta de aproximadamente 10⁻¹⁵ a 300K para 
cerca de 0,05 a 2400K (temperatura aproximada no cilindro de um motor em funcionamento).
Com relação à reação entre o gás nitrogênio e o gás oxigênio, assinale a afirmativa correta.
a) Ocorre com absorção de calor.
b) É desfavorável em altas temperaturas.
c) Ocorre com facilidade a 300K devido ao alto poder oxidante do O₂.
d) Nas temperaturas apresentadas o óxido nítrico prevalece no equilíbrio.
e) A constante de equilíbrio apresenta essa grande variação devido ao aumento de pressão 
que ocorre nos motores.
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a) Certa. O aumento da constante de equilíbrio com o aumento da temperatura significa que 
a reação direta ocorre com aumento da temperatura, ou seja, é uma reação endotérmica, com 
absorção de calor.
b) Errada. Vide letra A.
c) Errada. O poder oxidante do O2 nada tem a ver com a ocorrência da reação em temperaturas 
mais baixas.
d) Errada. Como a constante tem valores entre 0 e 1 em ambas as temperaturas, os reagentes 
sempre prevalecerão no equilíbrio.
e) Errada. O aumento da pressão não afetaria o equilíbrio dado a equivalência da quantidade 
de partículas em ambos os lados da reação.
Letra a.
017. (IBFC/FSA-SP/2019) Equilíbrio químico ocorre quando, a velocidade na qual os produtos 
são formados a partir dos reagentes é igual a velocidade na qual os reagentes são formados a 
partir dos produtos. Em relação a este contexto, assinale a alternativa incorreta.
a) As concentrações de todas substâncias participantes do equilíbrio devem ser iguais, obri-
gatoriamente.
b) A expressão da constante de equilíbrio depende apenas da estequiometria da reação e não 
do seu mecanismo.
c) O valor da constante de equilíbrio é muito pequeno, pode-se dizer que, a mistura no equilíbrio 
contém reagentes em sua maioria.
d) A expressão da constante de equilíbrio para uma reação escrita em um sentido é a recíproca 
da escrita no sentido inverso.
a) Errada. No equilíbrio as concentrações não variam mais, o que