Química - Cinética e Equilibrio quimico

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SISTEMA DE ENSINO
QUÍMICA
Cinética e Equilíbrio Químico
Livro Eletrônico
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Cinética e Equilíbrio Químico
QUÍMICA
Manoel Machado
Sumário
Cinética e Equilíbrio Químico ....................................................................................................................................3
1. Velocidade das Reações ..........................................................................................................................................4
2. Fatores que Afetam a Velocidade de uma Reação ...................................................................................7
2.1. Concentração .............................................................................................................................................................7
2.2. Superfície de Contato ...........................................................................................................................................9
2.3. Temperatura ..............................................................................................................................................................11
2.4. Catalisador ...............................................................................................................................................................12
3. Leis de Velocidades de Reações Químicas .................................................................................................15
3.1. Expoentes das Leis de Velocidades ............................................................................................................15
3.2. Determinação da Ordem de uma Reação .................................................................................................16
3.3. Tempo de Meia Vida ............................................................................................................................................20
4. Temperatura e Velocidade .................................................................................................................................. 22
4.1. Modelo de Colisões ............................................................................................................................................. 22
4.2. Energia de Ativação ............................................................................................................................................25
4.3. Equação de Arrhenius ....................................................................................................................................... 28
5. Equilíbrio Químico ................................................................................................................................................... 28
5.1. Reações e Reversibilidade .............................................................................................................................. 28
5.2. Definição de Equilíbrio Químico ................................................................................................................... 29
5.3. Constante de Equilíbrio ...................................................................................................................................32
6. Princípio de Le Chatelier ......................................................................................................................................35
6.1. Fatores que Afetam o Equilíbrio ..................................................................................................................38
Resumo ...............................................................................................................................................................................45
Questões de Concurso ...............................................................................................................................................52
Gabarito ..............................................................................................................................................................................65
Gabarito Comentado ...................................................................................................................................................66
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Cinética e Equilíbrio Químico
QUÍMICA
Manoel Machado
CINÉTICA E EQUILÍBRIO QUÍMICO
Fala guerreira(o)!!!
Como está a preparação? Vai me dizer que esse não era o concurso dos seus sonhos? 
Ou ser Perito Criminal não estava em seus planos? Mas você chegou até aqui e, independen-
temente de sua resposta, se seu objetivo for a preparação de qualidade, te garanto que está 
lendo a apresentação de um curso que irá mudar sua visão sobre a Química. E é sobre essa 
área que quero conversar com você.
Você provavelmente pode estar se queixando de que não se lembra da maioria dos as-
suntos, 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 entendendo 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, guerreiro(a), é que você tenha um poderoso material em mãos. Os meus 
PDF’s do Gran Cursos Online trabalham com uma seleção de tópicos de assuntos direcio-
nados ao perfil das questões utilizadas pelas maiores bancas do país. A parte teórica do as-
sunto 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 alea-
tória de questões sobre o assunto! Não mesmo! É uma escolha sistematizada e com método! 
O que eu estou falando aqui é da oportunidade de ter um estudo dirigido e com apoio de te-
oria. 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 autossuficiente com teoria e questões comentadas! Como se não bas-
tasse, estou disponível praticamente todo o tempo no fórum de dúvidas. Te convido a experi-
mentar esse método de preparação.
Para uma análise mais completa do perfil da banca, com resumos e dicas do que focar 
mais na reta final, fique de olho em nossa Aula Essencial 80/20. Lá eu apresento em detalhes 
uma análise estatística de como a banca se comportou nos últimos certames. Também te 
convido a utilizar um material em PDF inédito que será lançado no formato de caderno de 
questões comentadas da banca!
Professor Manoel Machado
@prof.manoelmachado
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1. Velocidade das Reações
Conhecemos o fato de que algumas reações ocorrem a uma velocidade diferente de ou-
tras. Uma reação de combustão,por exemplo, ocorre quase que instantaneamente. Por outro 
lado, a reação que dá origem à ferrugem ocorre de forma bem lenta, quase imperceptível.
Existem duas maneiras de medir a velocidade de uma reação e, para exemplificar, vamos 
considerar uma reação monomérica de um reagente A se transformando no produto B:
A → B
1) A velocidade na qual o produto B é formado (por exemplo, a variação na quantidade de 
matéria de B por unidade de tempo);
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2) A velocidade na qual os reagentes são consumidos (por exemplo, a variação na quan-
tidade de matéria de A por unidade de tempo).
Matematicamente:
O sinal de menos (–) significa consumo e sempre aparece no lado dos reagentes.
As unidades mais utilizadas para a velocidade consistem em avaliar a concentração em 
quantidade de matéria. Uma vez que o volume é constante, a concentração em quantidade de 
matéria e a quantidade de matéria são diretamente proporcionais.
Considere a reação abaixo entre o clorobutano e a água:
C4H9Cl(aq) + H2O(l) → C4H9OH(aq) + HCl(aq)
Tempo, t (s) [C4H9Cl] (mol/L) Velocidade média (mol·L/s)
0,0 0,1000
100,0 0,0820 1,7⨯10-4
300,0 0,0549 1,22⨯10-4
800,0 0,0200 0,560⨯10-4
10000,0 0,0
Uma velocidade via de regra é apresentada como uma taxa de variação temporal e, no 
caso da velocidade das reações, essa taxa é a da variação da concentração. Para a reação 
acima, podemos calcular a velocidade média em termos do desaparecimento do C4H9Cl e, 
nesse caso, temos as seguintes características:
• A unidade para a velocidade média é mol/Ls.
• A velocidade média diminui com o tempo.
• Representamos graficamente [C4H9Cl] versus tempo.
• A velocidade a qualquer instante de tempo (velocidade instantânea) é a inclinação da 
tangente da curva.
• A velocidade instantânea é diferente da velocidade média.
• Geralmente chamamos a velocidade instantânea de velocidade.
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A velocidade de uma reação depende da estequiometria. CUIDADO! Quando falarmos das 
expressões da lei de velocidades (que é diferente da velocidade média que estamos tratando 
aqui), veremos que essa dependência não é válida.
Para uma reação geral,
aA + bB ⇌ cC + dD
A velocidade da reação é calculada por qualquer uma das fórmulas abaixo:
001. (CETREDE/PREFEITURA MUNICIPAL DE JUAZEIRO DO NORTE-CE/QUÍMICO/2019) O gás 
hidrogênio é consumido a uma taxa de 18 mols a cada 4 minutos. Qual a velocidade de con-
sumo do N2?
a) 2,5 mol/min.
b) 2 mol/min.
c) 1,2 mol/min.
d) 1,5 mol/min.
e) 2,2 mol/min.
Observando a reação de formação da amônia balanceada:
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A velocidade da reação em relação ao consumo dos reagentes e formação dos produtos 
é dada por:
Letra d.
2. FatoRes que aFetam a Velocidade de uma Reação
2.1. concentRação
Em geral, as velocidades aumentam à medida que as concentrações dos reagentes au-
mentam. Para exemplificar, veja o caso da reação e a tabela abaixo:
NH4
+
(aq) + NO2
-
(aq) → N2(g) + 2H2O(l)
Número do 
experimento
Concentração 
inicial de NH4+ 
(mol/L)
Concentração inicial 
de NO2- (mol/L)
Velocidade iniciais 
observadas (mol·L-1·s-1)
1 0,0100 0,200 5,4⨯10-7
2 0,0200 0,200 10,8⨯10-7
5 0,200 0,0202 10,8⨯10-7
6 0,200 0,0404 21,6⨯10-7
Observamos que à medida que a [NH4+] duplica com a [NO2-] constante, a velocidade 
dobra. Do mesmo modo à medida que a [NO2-] duplica com a [NH4+] constante, a velocidade 
também dobra, nos levando a concluir que a velocidade é diretamente proporcional à [NH4+] e 
[NO2-]. Utilizando a constante k como uma constante de velocidade, podemos escrever uma 
expressão para a velocidade da reação assim:
002. (CESPE-CEBRASPE/SEED-PR/PROFESSOR/2021) Um suco de laranja estraga muito 
mais rapidamente que a fruta propriamente dita. Isso ocorre porque
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a) A vitamina C presente na laranja ativa o oxigênio atmosférico e age como catalisador da 
oxidação do suco.
b) A concentração de O no suco dentro da laranja intacta é muito mais baixa que no suco 
extraído da fruta.
c) O ar atmosférico contém microrganismos decompositores que não conseguem penetrar a 
casca da laranja.
d) A concentração de CO no suco dentro da laranja intacta é muito mais alta que no suco ex-
traído da fruta.
e) O oxigênio atmosférico funciona como catalisador da degradação do suco extraído 
da laranja.
O aumento da concentração do oxigênio acelera a velocidade de oxidação da vitamina C pre-
sente na laranja.
Letra b.
Para a reação geral,
aA + bB ⇌ cC + dD
A expressão para a lei de velocidade da reação é dada por:
E, nesse caso, os valores dos expoentes e são determinados experimentalmente, o 
que veremos mais à frente na parte dois dessa aula, sobre as leis de velocidades e mecanis-
mos de reação. Por hora, basta você saber a forma da expressão de uma lei de velocidade e 
perceber que os expoentes e , para a reação entre o NH4+ e o NO2- foram 1 e 1.
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003. (IBFC/SEDUC-MT/PROFESSOR/2017) A velocidade da reação: N2 + 3H2 → 2NH3 pode ser 
calculada pela expressão (k é a constante de velocidade) (x e y são constantes experimentais):
A expressão da velocidade de uma reação genérica é dada pelo produto das concentrações 
de seus reagentes elevados a expoentes que devem ser determinados experimentalmente:
Os coeficientes estequiométricos nada têm a ver com a expressão da velocidade de uma reação.
Letra e.
2.2. supeRFície de contato
Denomina-se superfície de contato a área de contato de um reagente com outro reagente 
ou de um reagente com um agente (temperatura, pressão etc). Um exemplo de influência da 
superfície de contato é o cozimento de batatas.
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Batatas inteiras demoram mais para cozinhar porque o calor da chama tem mais dificul-
dade de alcançar as partes mais internas. Se cortarmos as batatas e colocarmos para cozi-
nhar, o calor alcançará uma maior área de contato, sendo distribuído de forma mais rápida.
Talvez o exemplo mais visto sobre essa dependência da velocidade da reação com a su-
perfície de contato seja o experimento de colocar um comprimido efervescente inteiro dentro 
de um copo com água e ao mesmo tempo colocar um comprimido macerado dentro de outro 
copo contendo a mesma quantidade de água.
O resultado é claro e a reação do comprimido macerado, com as partículas mais expostas, 
ocorre de forma mais rápida, pois a superfície de contato dos reagentes foi aumentada.
004. (IDECAN/IFPB/PROFESSOR/2019) Assinale a alternativa que contenha pelo menos um 
fator que não afeta a velocidade de uma reação no sentido direto.
a) Estado físico dos reagentes; Área de contato entre reagentes.
b) Área superficial; Concentração dos produtos.
c) Concentração dos reagentes; Presença de catalisador.
d) Temperatura da mistura reacional; Área de contato entre reagentes.
e) Presença de catalisador; Estado físico dos reagentes.
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A área superficial e concentração dos produtos afeta a velocidade de reação no sentido inverso.
Letra b.
2.3. tempeRatuRa
É amplamente conhecido o fato de que o aumento da temperatura favorece o aumento 
da energia cinética das partículas. Com isso, elas passam a colidir mais entre si, tornando a 
reação mais rápida. Já a diminuição da temperatura favorece a diminuição da energia cinética 
das colisões e, consequentemente, da velocidade da reação.
005. (CESPE-CEBRASPE/SEDUC-AL/PROFESSOR/2017) Os alquenos são matéria-prima de 
grande importância na indústria porque podem ser facilmente transformados em uma vasta 
gama de compostos químicos. Exemplos típicos são as reações de hidratação e de polimeri-
zação catalisadas por ácido. Com relação às reações de alquenos, julgue o item subsequente.
De acordo com a teoria das colisões, um aumento na temperatura de reação ocasiona aumen-
to no número total de colisões entre as espécies reagentes e na fração de colisões efetivas.
Descreve corretamente a consequência do aumento da temperatura sobre as colisões que 
impactam a velocidade de uma reação.
Certo.
Importante destacar a diferenciação da dependência da cinética e do equilíbrio de uma 
reação com a temperatura. Vamos pegar um exemplo de uma reação exotérmica. Estudamos 
que este tipo de reação não é favorecido em temperaturas mais altas por conta do equilíbrio 
termodinâmico. A reação exotérmica libera energia, e se ela encontra um ambiente com um 
nível de agitação térmica mais alto, ela tem dificuldade em ocorrer no sentido direto.
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Por outro lado, a análise cinética não envolve o raciocínio de equilíbrio químico termo-
dinâmico. No caso em tela, a reação exotérmica não tem o sentido direto favorecido com o 
aumento da temperatura e sim o sentido inverso e, dentro do sentido inverso, o aumento da 
temperatura aumentará a velocidade dessa reação, ficou claro?
2.4. catalisadoR
O catalisador é uma espécie que é adicionada à reação com o único propósito de dimi-
nuir a barreira energética (energia de ativação) que os reagentes precisam vencer para que 
a reação se inicie.
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006. (FGV/COMPESA/ENGENHEIRO QUÍMICO/2014) O catalisador é uma substância ou um 
material que, uma vez adicionado ao meio reacional, promove o aumento da velocidade de 
uma reação química.
Assinale a opção que indica o gráfico que representa as curvas de progresso para a reação 
sem catalisador e com catalisador.
a) 
b) 
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c) 
d) 
e) 
O catalisador altera o valor da energia de ativação da reação, diminuindo-o para que a reação 
ocorra mais rápido. Alguma dúvida pode surgir entre as letras D e E onde as duas curvas com 
catalisador tem o valor máximo menor. No entanto, observe que as posições dos produtos 
não coincidem no gráfico da letra D, o que não está de acordo com a ação do catalisador.
Letra e.
Para que uma reação química aconteça, os reagentes precisam de organizar e formar um 
composto de transição entre os estados de reagente e produtos. O catalisador fornece um 
caminho alternativo para que isso ocorra com uma menor quantidade de energia necessária. 
Atingindo o estado de transição mais rápido, mais rápido ocorre a reação.
O catalisador não participa da reação, não alterando seu equilíbrio, ou qualquer outra pro-
priedade termodinâmica. Ao final da reação, o catalisador sempre é regenerado, ficando pre-
sente no meio.
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007. (CESPE-CEBRASPE/SEDUC-AL/PROFESSOR/2017) Os alquenos são matéria-prima de 
grande importância na indústria porque podem ser facilmente transformados em uma vasta 
gama de compostos químicos. Exemplos típicos são as reações de hidratação e de polimeri-
zação catalisadas por ácido. Com relação às reações de alquenos, julgue o item subsequente.
O efeito da adição do catalisador ácido é o de reduzir a energia de ativação da reação e, com 
isso, aumentar a fração de colisões efetivas.
O catalisador diminui a energia de ativação, contribuindo para a fração das moléculas que 
colidirão de forma efetiva, aumentando a velocidade da reação.
Certo.
3. leis de Velocidades de Reações químicas
3.1. expoentes das leis de Velocidades
Vou iniciar retomando um caso discutido superficialmente na última aula. Para a reação:
NH4
+
(aq) + NO2
-
(aq) → N2(g) + 2H2O(l)
Alguns valores das velocidades iniciais observadas para a reação foram obtidos para di-
ferentes concentrações dos reagentes e listados na tabela abaixo
Número do 
experimento
Concentração inicial 
de NH4+ (mol/L)
Concentração inicial 
de NO2- (mol/L)
Velocidade iniciais 
observadas 
(mol·L-1·s-1)
1 0,0100 0,200 5,4⨯10-7
2 0,0200 0,200 10,8⨯10-7
3 0,200 0,0202 10,8⨯10-7
4 0,200 0,040421,6⨯10-7
Observamos que à medida que a [NH4
+] duplica com a [NO2
-] constante, a velocidade do-
bra. Do mesmo modo, à medida que a [NO2
-] duplica com a [NH4
+] constante, a velocidade 
também dobra, nos levando a concluir que a velocidade é diretamente proporcional à [NH4
+] 
e [NO2
-]. Utilizando a constante k como uma constante de velocidade, podemos escrever uma 
expressão para a velocidade da reação assim:
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Esse é ponto, recordou? Temos uma expressão que levou em conta dados experimentais 
para determinar a lei de velocidade de uma reação.
Para a reação geral,
aA + bB ⇌ cC + dD
A expressão para a lei de velocidade da reação é dada por:
Nesses casos, os valores dos expoentes, x e y, são sempre determinados experimental-
mente. Vamos por partes. Se compararmos a reação do NH4+ e NO2- com a reação geral, 
identificaremos que os expoentes x e y são iguais a 1, e esse resultado foi obtido pela ob-
servação do que ocorre com a velocidade inicial de uma reação, quando a concentração de 
algum dos reagentes é modificada.
Teremos casos em que nada ocorre na velocidade, outros casos em que apenas um dos 
reagentes altera a velocidade da reação e casos em que ambos alteram. E qualquer que seja 
a alteração, ela pode ocorrer de forma linear, quadrática, cúbica ou até mesmo fracionária.
3.2. deteRminação da oRdem de uma Reação
Os expoentes das expressões de velocidade são muito importantes, pois eles determinam 
o que chamamos de ordem da reação. Podemos dizer que uma reação tem uma determinada 
ordem em relação a algum dos reagentes ou que ela tem uma ordem global. Vejamos:
Para a reação exemplificada na seção anterior, temos pela expressão da lei de velocidade 
que a reação é de primeira ordem em relação ao NH4+ ou em relação ao NO2-, pois seus ex-
ponentes são iguais a 1. Em casos de expoentes iguais a 2, a reação é de segunda ordem em 
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relação a aquele reagente. Para expoente igual a 3, a reação é de terceira ordem em relação 
ao reagente e assim por diante.
Você já percebeu que essa ordem é determinada pela forma como a velocidade inicial da 
reação varia com aquele reagente, certo? Revendo o caso em tela de nossa reação, pela tabela 
da seção anterior, notamos que a velocidade dobra, quando a concentração é dobrada. Uma 
forma sistemática de descobrir qual é a ordem em relação a algum dos reagentes é observan-
do a tabela e fazendo a seguinte conta:
Onde a proporção da velocidade pode ser obtida dividindo-se as velocidades em dois 
pontos uma pela outra, por exemplo:
Entre os pontos 1 e 2 da tabela, a proporção da velocidade é a seguinte:
De igual modo, proporção da concentração do NH4
+ pode ser obtida dividindo-se suas 
concentrações em dois pontos, desde que a concentração do outro reagente seja mantida 
constante, por exemplo:
Entre os pontos 1 e 2 da tabela, a proporção da concentração do NH4
+ é a seguinte:
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Com essas duas informações, obtemos:
Obviamente, o mesmo procedimento repetido para o outro reagente, de onde obtemos o 
valor da ordem também igual a 1, resultado na expressão para a lei de velocidade já encon-
trada acima.
Nesse caso, dizemos que a reação é de primeira ordem em relação a cada um de seus 
reagentes e que a ordem global da reação, que é a soma dos expoentes, será igual a 2.
008. (SELECON/EMGEPRON/QUÍMICO/2021) O peróxido de hidrogênio se decompõe de acor-
do com a reação química apresentada a seguir.
2H2O2(aq) → 2H2O(l) + O2(g)
Em um estudo cinético dessa reação, mediu-se a velocidade da reação em dois experimentos 
nos quais se variou a concentração inicial de H2O2, conforme apresentado a seguir:
Experimento [H2O2] (mol/L) Velocidade da reação (mol/L·min)
I 2,0𝗑10-2 5,0𝗑10-5
II 4,0𝗑10-2 1,0𝗑10-4
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A constante de velocidade dessa reação, em min, é igual a:
a) 2,5𝗑10-4
b) 2,5𝗑10-³
c) 6,3𝗑10-²
d) 6,3𝗑10-¹
Seguindo o esquema proposto na aula:
A lei de velocidade da reação será:
E basta utilizarmos qualquer um dos conjuntos de valores disponibilizados de velocidade e 
concentração para encontrar o valor de k. Utilizando os valores do experimento I:
Letra b.
Para uma reação geral,
aA + bB ⇌ cC + dD
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Com expressão para a lei de velocidade da reação igual a:
A ordem global da reação é dada por x + y
Esses conceitos sobre as ordens das reações e como encontrá-las é o pilar da maioria 
das questões que envolvem cinética química em concursos. Alguns consideram essas ques-
tões difíceis, mas como você certamente está percebendo, a única dificuldade dessas ques-
tões deve ser o desconhecimento do assunto. Outro ponto importante é que você saiba que 
como as ordens das reações são obtidas experimentalmente, dificilmente esses valores na 
prática serão números inteiros, mas a aproximação é válida na maioria dos casos. Além disso, 
em questões de concurso, as ordens trabalhadas são 0, 1 e 2. A partir da ordem 3, os cálculos 
analíticos ficam praticamente inviabilizados.
3.3. tempo de meia Vida
Uma característica muito importante da descrição da cinética de uma reação é o tempo 
de meia vida ou simplesmente meia vida. Meia-vida é o tempo que a concentração de um re-
agente leva para diminuir para a metade do seu valor inicial. Esse é um conceito amplamente 
explorado em questões de concursos.
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Dependendo da ordem de reação, os tempos de meia vida são calculados de forma dife-
rentes. Bom, diferente nesse caso é a fórmula do cálculo, porque o princípio é o mesmo. Para 
adiantaro processo de estudo, eu sugiro que você memorize as fórmulas para os tempos de 
meia vida das três ordens de reações estudadas até aqui (0, 1 e 2).
009. (FADESP/IF-PA/PROFESSOR/2018) Qual a diferença entre o tempo de meia vida de uma 
reação de primeira ordem e de segunda ordem?
a) o tempo de meia vida da reação de 2ª ordem depende da concentração e o da reação de 1ª 
ordem depende apenas de k (constante de velocidade).
b) o tempo de meia vida da reação de 2ª ordem depende da constante de velocidade e o da 
reação de 1ª ordem depende da concentração.
c) não há diferença, ambos dependem da concentração.
d) não há diferença, ambos dependem da concentração e da constante de velocidade.
e) o tempo de meia vida da reação de 2ª ordem é inversamente proporcional ao tempo de 
meia vida da reação de 1ª ordem.
Observando a tabela abaixo que resume os tempos de meia vida para reações de diferen-
tes ordens:
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Concluímos que o tempo de meia vida para reação de primeira ordem depende apenas da 
constante de velocidade, enquanto para a de segunda ordem depende também da concentra-
ção inicial.
Letra a.
4. tempeRatuRa e Velocidade
4.1. modelo de colisões
A maior parte das reações ficam mais rápidas à medida que a temperatura aumenta. (Por 
exemplo, a comida estraga quando não é refrigerada). Quando dois comprimidos eferves-
centes são colocados em água: um à temperatura ambiente e o outro em gelo, o que está à 
temperatura ambiente dissolve mais rápido do que aquele que está no gelo.
Para a maioria das reações, é comum encontrar o seguinte perfil gráfico entre a tempera-
tura e a velocidade, se um aumenta o outro também aumenta:
Uma vez que a lei da velocidade de uma reação, como vimos acima, não contém nenhum 
termo de temperatura, a constante de velocidade deve depender da temperatura.
Considere uma reação abaixo:
CH3NC → CH3CN.
À medida que a temperatura aumenta de 190 °C para 250 °C, a constante de velocidade 
dessa reação aumenta de 2,52×10-5 s-1 para 3,16×10-3 s-1. O efeito da temperatura é bastante 
acentuado, com um aumento de apenas 60 °C, provocando uma alteração de duas ordens de 
grandeza na constante de velocidade.
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Conhecemos o fato de as velocidades das reações serem afetadas pela concentração e 
pela temperatura e, portanto, foi necessário desenvolver um modelo que explique o motivo pelo 
qual a velocidade das reações aumenta com o aumento da concentração e da temperatura.
010. (UERR/CODESAIMA-RR/QUÍMICO/2017) Sobre a velocidade das reações químicas, são 
feitas as seguintes afirmações:
I – Existem três variáveis que afetam as velocidades de reação: concentração, estado físico 
dos reagentes e temperatura.
II – As equações de velocidade podem ser escritas para expressar como as concentrações 
variam com o tempo.
III – Em nível molecular, as velocidades de reação dependem da frequência das colisões entre 
as moléculas, quanto maior a frequência das colisões, menor a velocidade de reação.
É correto afirmar que:
a) apenas a afirmação I é verdadeira.
b) apenas a afirmação II é verdadeira.
c) apenas a afirmação III é verdadeira.
d) todas as afirmações são verdadeiras.
e) todas as afirmações são falsas.
I – Errada. Os principais fatores que afetam a velocidade de uma reação são as concentra-
ções dos reagentes, a superfície de contato entre eles, temperatura e presença de catalisador.
II – Certa. A expressão para a velocidade de uma reação pode ser dada como a taxa de varia-
ção da concentração dos reagentes com o tempo.
III – Errada. A frequência de colisões afeta diretamente a velocidade de uma reação e quanto 
maior a frequência de colisões, maior é a velocidade.
Letra b.
No modelo de colisão, para que as moléculas reajam, elas devem colidir e as seguintes 
deduções podem ser extraídas:
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i) Quanto maior o número de colisões, maior a velocidade.
ii) Quanto mais moléculas estiverem presentes, maior a probabilidade de colisão e maior 
a velocidade.
iii) Quanto mais alta a temperatura, mais energia disponível para as moléculas e maior a 
velocidade.
Um problema surge quando nem todas as colisões levam aos produtos. Na realidade, 
somente uma pequena fração das colisões levam ao produto, então o modelo precisou incor-
porar o fator orientação das colisões.
Para que uma reação ocorra, as moléculas do reagente devem colidir com a orientação 
correta e com energia suficiente para formar os produtos.
Considere a reação:
Cl + NOCl → NO + Cl2
Existem duas maneiras possíveis para que os átomos de Cl e as moléculas de NOCl pos-
sam colidir; uma é efetiva; a outra não é.
Dessa forma, as colisões eficientes produzirão o efeito necessário para que uma rea-
ção ocorra.
011. (IDECAN/IFPB/PROFESSOR/2019) O conhecimento da velocidade das reações químicas 
é de extrema importância para a produção industrial de uma série de produtos. Sobre o tem, 
assinale a alternativa correta.
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a) A velocidade de uma reação química geralmente cresce com o aumento da temperatura.
b) A velocidade de uma reação química sempre independe da concentração dos reagentes.
c) A velocidade de uma reação química independe da orientação apropriada das moléculas 
na hora do choque.
d) No caso dos sólidos, quanto menor a superfície de contato, maior será a velocidade da 
reação química.
e) Os catalisadores homogêneos geralmente são sólidos em contato com reagentes gasosos 
ou líquidos.
a) Certa. Um dos fatores que mais afetam a velocidade de uma reação é o aumento de sua 
temperatura que colabora para o aumento da taxa das colisões moleculares, aumentado sua 
velocidade.
b) Errada. A concentração dos reagentes é outro fator que afeta a velocidade das reações. 
Geralmente, reagentes muito concentrados favorecem a reação mais rápida.
c) Errada. A orientação adequada dos reagentes durante as colisões moleculares favorece o 
aumento da velocidade das reações.
d) Errada. Maiores superfícies de contato também favorecem o aumento da velocidade 
da reação.
e) Errada. Catalisadores homogêneos são do mesmo estado físico que os reagentes.
Letra a.
4.2. eneRgia de atiVação
Para Arrhenius, as moléculas devem possuir uma quantidade mínima de energia para que 
elas reajam. Por quê?
• Para que formem produtos, as ligações devem ser quebradas nos reagentes.
• A quebra de ligação requer energia.
A quantidade de energia mínima necessáriapara iniciar uma reação química é denomina-
da Energia de ativação, Ea.
Considere o rearranjo da isonitrila de metila:
Na molécula H3C-N≡C, a ligação C-N≡C dobra-se até que a ligação C-N se quebre e a 
parte N≡C esteja perpendicular à parte H3C. Essa estrutura é denominada complexo ativado 
ou estado de transição. A energia necessária para a dobra e a quebra acima é a Energia de 
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ativação, Ea. Uma vez que a ligação C-N é quebrada, a parte N≡C pode continuar a girar for-
mando uma ligação C-C≡N.
Veja o diagrama abaixo que representa o perfil de variação da energia ao longo do cami-
nho da reação:
A variação de energia para a reação é a diferença na energia entre CH3NC e CH3CN. Já a 
energia de ativação é a diferença de energia entre os reagentes, CH3NC e o estado de transi-
ção. Muito cuidado para não confundirem essas duas energias. A primeira remete à termodi-
nâmica e equilíbrio da reação, enquanto a segunda está ligada somente a cinética reacional.
A velocidade da reação depende da Ea e observe que se uma reação direta é exotérmica 
(CH3NC → CH3CN), então a reação inversa é endotérmica (CH3CN → CH3NC).
O questionamento que surge, a partir daqui, é como uma molécula de isonitrila de metila 
ganha energia suficiente para superar a barreira de energia de ativação? A resposta está na 
teoria cinética molecular. Dela sabemos que, à medida que a temperatura aumenta, a energia 
cinética total aumenta e podemos mostrar que a fração de moléculas, f, com energia igual ou 
maior do que Ea é:
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onde R é a constante dos gases (8,314 J/mol K).
012. (IBADE/SECRETARIA DE ESTADO DE ADMINISTRAÇÃO-PB/PROFESSOR/2017) A cinéti-
ca química estuda a velocidade com que as reações químicas se processam.
Sobre cinética química julgue os itens a seguir.
I – Quanto mais alta a energia de ativação mais lenta será a reação.
II – Quanto menor a concentração dos reagentes, mais lenta será a reação.
III – Reações envolvendo reagentes exclusivamente no estado gasoso têm sua velocidade 
aumentada quando se diminui a pressão.
Está(ão) correta(s) a(s) sentença(s):
a) III, apenas.
b) II e III, apenas.
c) I e II, apenas.
d) I, II e III.
e) II, apenas.
I – Certa. A energia de ativação de uma reação é a barreira energética que precisa ser vencida 
pelas moléculas dos reagentes para que a reação ocorra. Quanto maior o seu valor, mais lenta 
a reação se processa.
II: Certa. Quanto maior a concentração dos reagentes, maior é a frequência de colisão entre as 
moléculas e mais rápida a reação tende a acontecer.
III – Errada. Quando a pressão é diminuída, a frequência de colisões diminui, diminuindo a 
velocidade da reação.
Letra c.
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4.3. equação de aRRhenius
Voltando a Arrhenius, pois ele descobriu que a maior parte dos dados de velocidade de 
reação obedecem a equação que levou seu nome de Arrhenius:
onde k é a constante de velocidade, Ea é a energia de ativação, R é a constante dos gases 
(8,314 J/K mol) e T é a temperatura em K.
A constante A é chamada de fator de frequência e é uma medida da probabilidade de uma 
colisão favorável. Tanto A como Ea são específicos para uma dada reação e, para determiná-
-los, precisamos de uma quantidade de dados de k e T.
5. equilíbRio químico
5.1. Reações e ReVeRsibilidade
As condições que precisariam ser obedecidas para se alcançar a reversibilidade nem sem-
pre 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 qui-
micamente) se transformando em B:
A → B
Sob o ponto de vista químico, não há impedimento para que, sob outras condições, a 
substância 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 taxas diferentes até que alcancem um estado de taxas de con-
versões iguais. Representamos as reações químicas à luz desse conceito da seguinte forma:
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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 para fora o termo equilíbrio. O que acontece nas reações quími-
cas 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 ou sim-
plesmente, o equilíbrio químico.
5.2. deFinição de 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 dele retornar ao estado inicial, à 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. Nesse ponto, é atingido o equilíbrio químico.
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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.
Muita atenção!!!!
Jamais! Eu disse: Jamais! Pense ou acredite que isso tem qualquer relação com a igual-
dade 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?
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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 diferença entre as taxas de conversões e as concentrações podem ser determinadas.
013. (FAUEL/SAAE-MCR-PR/TÉCNICO QUÍMICO/2017) Reações que atinjam o equilíbrio quí-
mico estão presentes no nosso cotidiano, como por exemplo, a formação de cárie dentária 
ocorre pela degradação 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.
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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. A concentração das espécies, pressão e temperatura são fatores que alteram o equi-
líbrio da reação, causando deslocamento desta em um ou outro sentido.
d) Definição da constante de equilíbrio.
Letra a.
5.3. 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 
considerar 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.
A lei de ação das massas nos diz que a velocidade com que uma reação ocorre é pro-
porcional às concentrações dos reagentes elevadas aos coeficientes estequiométricos (isso 
não será verdade nas leis cinéticas, nas quais 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:
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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 às quantidades dos componentes da reação 
no equilíbrio, independendo de suas concentrações iniciais. A proporção entre os reagen-
tes e produtos será mantida fixa por meio da constante de equilíbrio, que é específica de 
cada reação.
014. (FGV/SEE-PE/PROFESSOR/2015) A reação 2HI(g) ⇌ H2(g) + I2(g) foi estudada por inú-
meros pesquisadores 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 dis-
sociaram. 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:
Com 20% do HI dissociado no equilíbrio ficamos com:
2 HI → H2 + I2
1 0 0 Início
0,8 0,1 0,1 Equil.
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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:
015. (FGV/COMPESA-PE/ENGENHEIRO QUÍMICO/2018) Em um recipiente de volume cons-
tante foi efetuada a reação 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 favorecen-
do 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.
Com adecomposição 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 estequio-
metria da reação, são 2 mols do SO2 para 1 mol de O2, assim as pressões parciais no equilí-
brio ficam da seguinte forma:
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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 só-
lido, mas apenas em solução e gasosos.
016. (CESPE-CEBRASPE/POLÍCIA FEDERAL/PAPILOSCOPISTA/2021) Uma das técnicas mais 
utilizadas para a coleta de impressões 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 co-
mum utilizar óxido de ferro na formulação (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.
Na reação do Fe2O3 apresentada, o ácido é o catalisador.
O íon H+ participa da reação e, portanto, não pode ser considerado um catalisador dela.
Errado.
6. pRincípio de le chatelieR
Assim que estabelecido o equilíbrio dinâmico de uma reação, o sistema só pode ser afas-
tado desse estado por atuação de fatores externos. Isso nos faz lembrar até o princípio da 
inércia, que diz que um corpo tende a manter seu estado a menos que uma força externa atue 
no sentido de alterá-lo. No caso das reações químicas, essas “forças” externas podem ser 
representadas por mudanças das condições em que a reação ocorre.
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A modificação externa dos fatores de equilíbrio pode ser realizada alterando os valores 
das concentrações relativas dos reagentes ou produtos (adicionando ou retirando parte de-
les), e também alterando as condições de temperatura e pressão em que a reação ocorre.
As modificações realizadas por alteração dos valores das concentrações relativas dos 
reagentes e produtos, temperatura e pressão podem ser avaliadas segundo um rigoroso tra-
tamento matemático aplicado seguindo os princípios termodinâmicos, que indicarão exa-
tamente o que ocorre com o sistema após essas alterações. De todo modo, uma previsão 
qualitativa do deslocamento desse equilíbrio pode ser avaliada, com muito sucesso, através 
de um princípio enunciado pelo químico francês Henri Louis Le Chatelier.
O princípio de Le Chatelier pode ser enunciado da seguinte forma:
“Quando se provoca uma perturbação em um sistema em equilíbrio, este se desloca no 
sentido que tende a anular essa perturbação, procurando se ajustar a um novo equilíbrio”.
Seu princípio é um resultado direto da lei de conservação das massas e energia e do ter-
ceiro princípio de Newton, da ação e reação. A situação de equilíbrio é buscada assim que o 
sistema reacional é posto em contato (reagentes misturados) e, depois de alcançada, é nela 
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que o sistema tenderá a se manter. Se qualquer perturbação desloca o sistema desse estado 
de equilíbrio, o próprio sistema procurará uma maneira de restabelecer esse equilíbrio.
Nas reações químicas, esse restabelecimento do equilíbrio é visualizado e entendido por 
meio da tendência que o sistema apresentará em seguir a reação direta ou inversa após a per-
turbação. Vejamos cada um dos principais fatores externos e como eles afetam o equilíbrio.
017. (CONSULPLAN/SEDUC-PA/PROFESSOR/2018) Sobre a Lei de Le Chatelier e o equilíbrio 
químico na fase gasosa, assinale a afirmativa INCORRETA.
a) Adicionando uma substância gasosa (reagente ou produto), a reação será deslocada no 
sentido de consumir toda a substância adicionada.
b) Se um sistema em equilíbrio for perturbado por alguma variação, o sistema 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.
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.
a) Errada. A adição de um reagente no sistema desloca o equilíbrio no sentido de seu con-
sumo. A adição de um produto produz o efeito contrário no deslocamento. No entanto, há 
de se ressaltar que esse restabelecimento do equilíbrio não implica em consumo total da 
substância.
b) Certa. É o enunciado no princípio de Le Chatelier.
c) Certa. As perturbações do equilíbrio ocorrem por variação na quantidade de qualquer um 
dos componentes, alteração da pressão ou volume e alteração da temperatura.
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d) Certa. Diminuição do volume, equivale a aumento de pressão e deslocamento do equilíbrio 
no sentido da menor quantidade de partícula presente (número de mols dos reagentes ou 
produtos).
Letra a.
6.1. FatoRes que aFetam o equilíbRio
6.1.1. Efeito da Concentração
Quantidades equivalentes de reagentes irão reagir para formar um produto de uma reação 
química. As reações são modeladas por meio dos coeficientes estequiométricos que indica-
rão a proporção dos componentes que reagem entre si. Veja a reação abaixo da decomposi-
ção do ácido carbônico, presente em bebidas gaseificadas:
H2CO3(aq) ⇌ H2O(l) + CO2(g)
No equilíbrio, as concentrações desses componentes estão relacionadas por uma cons-
tante de equilíbrio que mede a razão entre as concentrações de produtos e reagentes.
Ao alteramos a quantidade de qualquer um dos três componentes presentes no sistema 
reacional, o equilíbrio existente será quebrado, e a reação será deslocada para um dos sen-
tidos. Por exemplo, ao adicionar uma quantidade de água no sistema, o CO2 produzido será 
consumido novamente voltando a formar o HCO3, favorecendo a reação no sentido inverso 
ou deslocando o equilíbrio no sentido dos reagentes ou ainda deslocando o equilíbrio para 
a esquerda. O mesmo ocorre se uma quantidade de CO2 for adicionada,mais reagente será 
formado. Observe ainda que se uma quantidade de reagente é retirada, o sistema tenderá a 
formar mais reagentes, deslocando o equilíbrio da mesma forma.
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Por outro lado, ao adicionarmos uma quantidade de reagente ao sistema, mais produtos 
serão formados, fazendo com que a reação direta seja favorecida, ou que o equilíbrio seja 
deslocado no sentido dos produtos ou ainda que o equilíbrio da reação seja deslocado para a 
direita. De igual modo, a retirada de produtos proporcionará o mesmo tipo de deslocamento.
Podemos generalizar esses comportamentos para qualquer reação da seguinte forma:
ADIÇÃO DE REAGENTES 
OU RETIRADA DE 
PRODUTO

REAÇÃO DIRETA 
FAVORECIDA 
EQUILÍBRIO 
DESLOCADO PARA OS 
PRODUTOS
ADIÇÃO DE PRODUTOS 
OU RETIRADA DE 
REAGENTES

REAÇÃO INVERSA 
FAVORECIDA 
EQUILÍBRIO 
DESLOCADO PARA OS 
REAGENTES
018. (FGV/COMPESA-PE/ASSISTENTE DE SANEAMENTO E GESTÃO/2016) O tiocianato de 
ferro (III) dissolve-se facilmente em água dando origem a uma solução vermelha. A cor ver-
melha 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) ⇌ Fe³+(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.
Com a adição de uma quantidade de produto, o íon tiocianato deslocará o equilíbrio no senti-
do da formação de mais reagentes, que nesse caso são responsáveis pela coloração verme-
lha da solução, deixando-a mais intensa.
Letra c.
Finalizando, cabe destacar que a modificação da velocidade de uma reação pela adição de 
um catalisador não interfere no equilíbrio. Nenhuma modificação na concentração do catali-
sador interfere no estado de equilíbrio químico!
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019. (CESPE-CEBRASPE/SEDUC-AL/PROFESSOR/2017) Os alquenos são matéria-prima de 
grande importância na indústria porque podem ser facilmente transformados em uma vasta 
gama de compostos químicos. Exemplos típicos são as reações de hidratação e de polimeri-
zação 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 rapidamen-
te; quando alcançado, o equilíbrio estará mais deslocado para o sentido dos produtos.
Catalisadores não alteram o equilíbrio das reações.
Errado.
6.1.2. Efeito da Temperatura
As reações químicas são diretamente ligadas a um controle de temperatura. Acontece 
que cada reação consome ou gera uma quantidade de energia durante sua realização. Esse 
parâmetro energético serve inclusive para classificar as reações em dois grandes grupos:
REAÇÕES QUE CONSOMEM ENERGIA  ENDOTÉRMICAS
REAÇÕES QUE LIBERAM ENERGIA  EXOTÉRMICAS
Isso já nos dá uma ideia que algumas reações serão favorecidas por temperaturas mais 
altas enquanto outras serão favorecidas por temperaturas mais baixas. Veja um exemplo 
clássico de uma reação exotérmica, que é a combustão do metano:
CH4(g) + 2 O2(g) ⇌ CO2(g) + 2 H2O(g) + Energia
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Como a reação libera energia, o que você acha que ocorreria se ela estivesse em um am-
biente de elevada temperatura? Ora, como a energia quer sair, se ela encontra um ambiente 
com uma alta agitação térmica, não é de se esperar que ela saia com tanta facilidade. No 
entanto, se o ambiente em volta da reação for resfriado, a energia encontrará um meio com 
baixa agitação térmica, no qual ela poderá se difundir na forma de calor com maior facilidade. 
Fica bem intuitivo compreender o que acontece com o equilíbrio quando a temperatura do 
meio é alterada, não? A tabela abaixo generaliza e resume essa compreensão:
REAÇÕES AUMENTO DA TEMPERATURA
DIMINUIÇÃO DA 
TEMPERATURA
Endotérmicas Favorece reação direta Favorece reação inversa
Exotérmicas Favorece reação inversa Favorece reação direta
020. (FGV/SUDENE/QUÍMICO/2013) Os óxidos de nitrogênio são os componentes principais 
das névoas, um fenômeno ao qual os habitantes das grandes cidades estão habituados. O 
óxido nítrico 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 300 K para 
cerca de 0,05 a 2400 K (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 300 K 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.
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.
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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 dada a equivalência da quantidade 
de partículas em ambos os lados da reação.
Letra a.
Lembre-se que:
• Favorecer reação direta é deslocar o equilíbrio no sentido dos produtos (direita)
• Favorecer reação inversa é deslocar o equilíbrio no sentido dos reagentes (esquerda)
Bibelôs na forma de um pequeno galo que, dependendo das condições climáticas, pode ficar na cor azul ou na 
cor rosa. Se este enfeite estiver na cor rosa, é indicio de que provavelmente o tempo ficará chuvoso e fará frio. 
Mas se ele estiver azul, provavelmente o dia permanecerá quente sem previsões de chuvas.
6.1.3. Efeito da Pressão
Chegamos ao último e importante efeito a ser considerado nas perturbações do equilí-
brio. Quando falamos de pressão, sabemos que ela pode ser exercida pelo sistema ou sobreo sistema. A pressão pode ser definida microscopicamente como os choques das partículas 
de um gás sobre as paredes do recipiente. Por falar em gás, como não falar neles, ao falar de 
pressão. O gás é o estado da matéria caracterizado, dentre outras coisas, pela sua capacida-
de de compressão.
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Dessa forma, é natural que os efeitos da alteração da pressão de um sistema sejam mais 
percebidos em reações no estado gasoso. O deslocamento de um equilíbrio, ao se alterar 
a pressão sobre ele, vai depender da quantidade de partículas gasosas presentes em cada 
“lado” da reação. Como, para a maioria das aplicações práticas, o volume de um gás é deter-
minado pela pressão e temperatura e, para uma mesma temperatura, o aumento da pressão 
diminuirá o volume disponível para o gás, e a diminuição da pressão resultará em aumento do 
volume disponível. Essa dependência é descrita pela Lei de Boyle para os gases ideais.
Vamos considerar a seguinte reação entre os gases hidrogênio e nitrogênio para for-
mar amônia.
N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g)
Esse equilíbrio precisa de altas pressões para que a reação direta seja favorecida e isso 
pode ser deduzido pela quantidade de partículas presentes em cada lado. Veja que, do lado 
dos reagentes, temos 4 mols de partículas (1 de N2 e 3 de H2) enquanto que do lado dos pro-
dutos temos 2 mols de partículas. Isso significa que com um aumento da pressão, ocorre 
uma diminuição da disponibilidade de volume, favorecendo o deslocamento do equilíbrio no 
sentido que tem o menor número de partícula. Generalizando e resumindo:
AUMENTO DA PRESSÃO DIMINUIÇÃO DA PRESSÃO
Mais partículas no lado 
dos produtos
Deslocamento no sentido 
dos reagentes
Deslocamento no sentido 
dos produtos
Mais partículas no lado 
dos reagentes
Deslocamento no sentido 
dos produtos
Deslocamento no sentido 
dos reagentes
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021. (FGV/INEA-RJ/QUÍMICO/2013) Minerais contendo cálcio são a principal fonte deste íon 
em sistemas 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.
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RESUMO
Para a reação monomérica de um reagente A se transformando no produto B:
A → B
1) A velocidade na qual o produto B é formado (por exemplo, a variação na quantidade de 
matéria de B por unidade de tempo);
2) A velocidade na qual os reagentes são consumidos (por exemplo, a variação na quan-
tidade de matéria de A por unidade de tempo).
Matematicamente:
Características da velocidade de uma reação:
• A unidade para a velocidade média é mol/Ls.
• A velocidade média diminui com o tempo.
• Representamos graficamente [C4H9Cl] versus tempo.
• A velocidade a qualquer instante de tempo (velocidade instantânea) é a inclinação da 
tangente da curva.
• A velocidade instantânea é diferente da velocidade média.
• Geralmente chamamos a velocidade instantânea de velocidade.
Para uma reação geral,
aA + bB ⇌ cC + dD
A velocidade da reação é calculada por qualquer uma das fórmulas abaixo:
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Lei de Velocidades
NH4
+
(aq) + NO2
-
(aq) → N2(g) + 2H2O(l)
Utilizando a constante k como uma constante de velocidade, podemos escrever uma ex-
pressão para a velocidade da reação assim:
Para a reação geral,
aA + bB ⇌ cC + dD
A expressão para a lei de velocidade da reação é dada por:
Nesses casos, os valores dos expoentes, x e y, são sempre determinados experimental-
mente. Vamos por partes. Se compararmos a reação do NH4+ e NO2- com a reação geral, 
identificaremos que os expoentes x e y são iguais a 1, e esse resultado foi obtido pela ob-
servação do que ocorre com a velocidade inicial de uma reação, quando a concentração de 
algum dos reagentes é modificada.
Uma forma sistemática de descobrir qual é a ordem em relação a algum dos reagentes é 
observando a tabela e fazendo a seguinte conta:
Onde a proporção da velocidade pode ser obtida dividindo-se as velocidades em dois 
pontos uma pela outra.
Para uma reação geral,
aA + bB ⇌ cC + dD
Com expressão para a lei de velocidade da reação igual a:
A ordem global da reação é dada por x + y
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Ordem de Reações, Leis Integradas de Velocidade e Tempo de Meia Vida
Fatores que Afetam a Velocidade de Uma Reação
Concentração: Em geral, as velocidades aumentam à medida que as concentrações dos 
reagentes aumentam.
Superfície de contato: Denomina-se de superfície de contato a área de contato de um re-
agente com outro reagente ou de um reagente com um agente (temperatura, pressão etc). Um 
exemplo de influência da superfície de contato é o cozimento de batatas.
Temperatura: É amplamente conhecido o fato de que o aumento da temperatura favorece 
o aumento da energia cinética das partículas. Com isso, elas passam a colidir mais entre si, 
tornando a reação mais rápida.
Catalisador: O catalisador