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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Aula 20 – Equilíbrio Químico 
Os processos reversíveis e suas relações de concentração das 
espécies. 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 2 
 
SUMÁRIO 
INTRODUÇÃO 3 
1. CARACTERÍSTICAS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO. 3 
2. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO. 6 
Montando A Equação Da Constante de equilíbrio (Kc ou Keq) 6 
Equação De Equilíbrio Em Função Das Pressões Parciais. 9 
Calculando As Concentrações Das Substâncias Em Um Equilíbrio Químico. 10 
3. DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO. 15 
Concentração 16 
Temperatura 17 
Pressão 18 
4. JÁ CAIU NOS PRINCIPAIS VESTIBULARES 21 
Características dos Equilíbrios Químicos 21 
Constantes de Equilíbrio Químico 25 
Deslocamento de Equilíbrio Químico 31 
Questões Variadas 36 
5. GABARITO SEM COMENTÁRIOS 46 
6. QUESTÕES RESOLVIDAS E COMENTADAS 46 
7. CONSIDERAÇÕES FINAIS DAS AULAS 93 
 
 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 3 
Introdução 
A partir de agora o pré-requisito de um dos assuntos mais importantes para os 
vestibulares. O equilíbrio na Química é dividido em equilíbrio químico e equilíbrio iônico, sendo 
este último, o mais importante. Porém, é de real importância que estude essa aula com muita 
atenção. 
 
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1. Características do Equilíbrio Químico. 
Algumas reações químicas são fenômenos reversíveis, ou seja, os reagentes formam os 
produtos e os produtos formam os reagentes. A reação de formação dos produtos é chamada 
de sentido direto, enquanto o processo inverso é chamado de sentido inverso. 
Em um sistema fechado, a reação de produção da amônia é realizada pelo consumo de 
nitrogênio e hidrogênio em uma reação reversível: 
1 𝑁2(𝑔) + 3 𝐻2(𝑔)
𝑠𝑒𝑛𝑡𝑖𝑑𝑜 𝑑𝑖𝑟𝑒𝑡𝑜
→ 2 𝑁𝐻3(𝑔) 1 𝑁2(𝑔) + 3 𝐻2(𝑔)
𝑠𝑒𝑛𝑡𝑖𝑑𝑜 𝑖𝑛𝑣𝑒𝑟𝑠𝑜
← 2 𝑁𝐻3(𝑔) 
Representação: 1 N2 (g) + 3 H2 (g) ⇌ 2 NH3 (g) 
Durante a reação de formação de NH3, as quantidades de N2 e H2 diminuem com o tempo 
até um valor que permanece constante. A quantidade de amônia aumenta, com o decorrer do 
tempo, até atingir um valor constante. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 4 
 
Perceba que a partir do momento em que a reação entra em equilíbrio as concentrações 
dos reagentes e produtos permanecem constante. Portanto, o equilíbrio químico ocorre 
quando as velocidades das reações direta e inversa são iguais. 
Velocidadedireta = Velocidadeinversa 
Em outras palavras, a reação química encontra-se em equilíbrio quando a taxa de 
consumo dos reagentes é igual a taxa de consumo dos produtos. 
 
As reações direta e inversa continuam ocorrendo mesmo após atingido o equilíbrio 
químico. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 5 
As características de um equilíbrio químico, em um sistema fechado, a temperatura constante: 
- Reação reversível. 
- Velocidade direta é igual a velocidade inversa. 
- As concentrações das espécies químicas permanecem constantes. 
 
 
(UNITAU SP/2019) 
O gráfico abaixo representa a variação da concentração de reagentes (C1) e produtos 
(C2) ao longo do tempo. Com relação a esse gráfico, assinale a alternativa CORRETA. 
 
 
a) A velocidade da reação na ordem direta e inversa é igual nessa reação, apesar de as 
concentrações não se igualarem no equilíbrio (t2). 
b) Nem em t1, nem em t2, a reação atingiu o equilíbrio, pois as concentrações não se 
igualaram. 
c) Em t2, a velocidade de formação do produto é maior em relação a sua reação na ordem 
reversa. 
d) A reação estava em equilíbrio no tempo 0, porque a concentração de reagentes foi 
maior em relação à concentração de produtos. 
e) A constante de equilíbrio da reação (K) é independente da temperatura. 
 
Comentários: 
Julgando os itens, tem-se: 
a) Certo. A partir do t2 a reação encontra-se em equilíbrio químico, ou seja, as taxas 
direta e inversa são iguais. A evidência, no gráfico, que ocorre a igualdade nas taxas direta 
e inversa está na estabilização das concentrações das substâncias da reação. 
b) Errado. Não há necessidade em igualar as concentrações no momento do equilíbrio 
químico. A igualdade ocorre nas velocidades das reações direta e inversa. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 6 
c) Errado. Em t2, a velocidade de formação do produto é igual a sua reação na ordem 
reversa, porque se encontra no equilíbrio químico. 
d) Errado. A reação estava em equilíbrio a partir do t2. 
e) Errado. A temperatura é o único fator que altera o valor da constante de equilíbrio (Kc). 
Gabarito: A 
2. Constante de Equilíbrio. 
Montando A Equação Da Constante de equilíbrio (Kc ou Keq) 
Partindo da reação de formação da amônia através do consumo de N2 e H2, que é uma 
reação química elementar. Uma reação química em equilíbrio químico é determinada quando as 
velocidades diretas e inversas são iguais. 
1 N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) 
Vd = kd · [N2]1 · [H2]3 Vi = ki · [NH3]2 
Sabendo que no equilíbrio químico, Vd = Vi, tem-se: 
Vd = Vi 
𝑘𝑑 · [𝑁2]
1 · [𝐻2]
3 = 𝑘𝑖 · [𝑁𝐻3]
2 
𝑘𝑑
𝑘𝑖
 = 
 [𝑁𝐻3]
2
[𝑁2]1 · [𝐻2]3
 
A razão de kd/ki é chamada de constante de equilíbrio químico(Keq) ou constante 
cinética(Kc). 
𝐾𝑐 = 
 [𝑁𝐻3]
2
[𝑁2]1 · [𝐻2]3
 
Simplificadamente, a constante de equilíbrio é determinada por: 
𝐾𝑐 = 
 [𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜]𝑥
[𝑅𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒]𝑦
 
↑ Kc ↑proporção de produto 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 7 
Lembrando que o único fator capaz de alterar a constante de equilíbrio é a temperatura. 
 
Equilíbrios homogêneos 
Exemplos de equações das constantes de equilíbrio para diversas equações químicas em 
sistemas fechados: 
N2O2 (g) ⇌ 2 NO (g) 1 H2 (g) + 1 C2 (g) ⇌ 2 HC (g) CO (g) + 2 H2 (g) ⇌ CH3OH (g) 
𝐾𝑐 = 
 [𝑁𝑂]2
[𝑁2𝑂2]
1
 𝐾𝑐 = 
 [𝐻𝐶𝑙]2
[𝐻2]
1 · [𝐶𝑙2]
1
 𝐾𝑐 = 
 [𝐶𝐻3𝑂𝐻]
1
[𝐶𝑂]1 · [𝐻2]
2
 
Quando uma substância é o solvente e o reagente/produto da reação, a sua concentração 
na solução é praticamente constante, pois a quantidade consumida ou formada na reação é bem 
menor que a quantidade presente como solvente no sistema. Portanto, quando ocorre esse caso, 
substitui-se por outra constante. 
1 H2SO4 (aq) + 2 H2O () ⇌ 2 H+ (aq) + SO42- (aq) 1 NH3 (aq) + H2O () ⇌ NH4+ (aq) + OH- (aq) 
𝐾𝑐 = 
 [𝐻+]2 · [𝑆𝑂4
−2]
[𝐻2𝑆𝑂4]
1 · [𝐻2𝑂]
2
 
𝐾𝑐 · [𝐻2𝑂]
2 = 
 [𝐻+]2 · [𝑆𝑂4
−2]
[𝐻2𝑆𝑂4]
1
 
𝐾𝑎 = 
 [𝐻+]2 · [𝑆𝑂4
−2]
[𝐻2𝑆𝑂4]
1
 
𝐾𝑐 = 
 [𝑁𝐻4
+] · [𝑂𝐻−]
[𝑁𝐻3] · [𝐻2𝑂]
 
𝐾𝑐 · [𝐻2𝑂] = 
 [𝑁𝐻4
+] · [𝑂𝐻−]
[𝑁𝐻3] 
 
𝐾𝑏 = 
 [𝑁𝐻4
+] · [𝑂𝐻−]
[𝑁𝐻3] 
 
Perceba que a água, nas duas reações apresentadas, é o reagente e o solvente da 
reação, por isso, a multiplicação da sua concentração e a constante forma um novo valor 
representado por outra constante. As constantes de equilíbrio de ácidos em água são chamadas 
de constantes ácidas (Ka), enquanto as das bases são chamadas de constantes básicas (Kb). 
Por enquanto não se preocupe com Ka e Kb, pois serão estudados na aula de equilíbrios iônicos. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 8 
Atente-se para retirar da equação quando a substância participante da reação também for o 
solvente dela. 
 
Equilíbrios heterogêneos 
A quantidade de partículas de sólidos é fixa. Cada sólido apresenta um empacotamento 
característico com densidade definida. A densidade (d) e a concentração ([ ]), em mol/L, de 
sólidos puros são relacionadas por: 
𝐝𝐞𝐧𝐬𝐢𝐝𝐚𝐝𝐞=
𝐦𝐚𝐬𝐬𝐚
𝐯𝐨𝐥𝐮𝐦𝐞
 [ ] =
𝐧 
𝐯𝐨𝐥𝐮𝐦𝐞
 𝐧 =
𝐦𝐚𝐬𝐬𝐚
𝐦𝐚𝐬𝐬𝐚 𝐦𝐨𝐥𝐚𝐫
 
[ ] =
n 
volume
 
[ ] =
massa
massa molar
 
volume
 
[ ] =
densidade · volume 
massa molar
 
volume
 
[ ] =
densidade 
massa molar
 
Para um sólido puros, a densidade e a massa molar são valores constantes, logo, os 
sólidos puros também não são inseridos nas equações de equilíbrio químico. 
Somente os estados físicos: gasoso, aquoso e líquido (quando não é o solvente), são 
adicionados na equação da constante de equilíbrio. 
Exemplos: 
2 C (s) + O2 (g) → 2 CO (g) 2 A (s) + 3 Cu2+ (aq) → 3 Cu (s) + 2 A3+ (aq) 
𝐾𝑐 = 
 [𝐶𝑂]2
[𝑂2] 
 𝐾𝑐 = 
 [𝐴𝑙+3]2
[𝐶𝑢+2]3 
 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 9 
Equação De Equilíbrio Em Função Das Pressões Parciais. 
Para sistemas gasosos em equilíbrio químico, a constante de equilíbrio pode ser expressa 
em relação às pressões parciais de cada gás e é representada por Kp. 
Exemplos das equações de Kp. 
1 N2 (g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3 (g) CaCO3 (s) ⇌ CaO(s) + CO2 (g) 
𝐾𝑝 =
𝑃𝑁𝐻3
2 
𝑃𝑁2
1 · 𝑃𝐻2
3 𝐾𝑝 = 𝑃𝐶𝑂2 
Na expressão de Kp somente as substâncias, no estado físico gasoso, são listadas. 
O Kp e o Kc são relacionados pela seguinte fórmula: 
𝐾𝑝 = 𝐾𝑐 · (𝑅𝑇)
∆𝑛 
Sendo: Constante Universal dos Gases (R), Temperatura em Kelvin (T) e Δn (número de 
mols dos produtos gasosos – número de mols dos reagentes gasosos. 
Exemplos: 
1 N2 (g) + 3 H2 (g) ⇌ 2 NH3 (g) CaCO3 (s) ⇌ CaO (s) + CO2 (g) 
𝐾𝑝 =
𝑃𝑁𝐻3
2 
𝑃𝑁2
1 · 𝑃𝐻2
3 𝐾𝑝 = 𝑃𝐶𝑂2 
𝐾𝑝 = 𝐾𝑐 · (𝑅𝑇)
2−4 𝐾𝑝 = 𝐾𝑐 · (𝑅𝑇)
1−0 
𝐾𝑝 =
𝐾𝑐
(𝑅𝑇)2
 𝐾𝑝 = 𝐾𝑐 · (𝑅𝑇) 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 10 
Calculando As Concentrações Das Substâncias Em Um 
Equilíbrio Químico. 
A partir da utilização da equação da constante de equilíbrio, é possível determinar as 
concentrações das espécies no equilíbrio químico ou o valor da constante de equilíbrio. 
É importante frisar que as concentrações que podem ser usadas na fórmula devem ser as 
concentrações expressas no equilíbrio, portanto, muito cuidado com a sua leitura e procure essa 
informação no texto. Caso a concentração da substância indicada na questão não seja a do 
equilíbrio químico, deve-se montar a seguinte tabela: 
 A (g) ⇌ B (g) + C (g) 
Início: 
Reagiu/Formou: 
Equilíbrio: 
Os valores utilizados na tabela devem ser escritos em mol/L para Kc ou em atm para o Kp. 
Exemplo 
Em um recipiente fechado de 2 litros contendo inicialmente 2 mol de I2 e 2 mol de H2. Após 
atingir o equilíbrio químico, percebeu a presença de HI no sistema. Sabendo que o Kc dessa 
reação é igual a 100, determina-se a concentração de cada espécie no equilíbrio químico. 
 H2 (g) + I2 (g) ⇌ 2 HI (g) 
Início: 1 mol/L 1 mol/L 0 
Reagiu/Formou: ? ? ? 
Equilíbrio: ? ? ? 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 11 
Como sabemos do valor da Kc, adota-se como x a quantidade consumida de alguma 
substância consumida ou formada e aplica-se o cálculo estequiométrico em função de x. 
 H2 (g) + I2 (g) ⇌ 2 HI (g) 
Início: 1 mol/L 1 mol/L 0 
Reagiu/Formou: x x 2 x 
Equilíbrio: ? ? ? 
Completa-se a tabela sabendo que a quantidade no equilíbrio dos reagentes é calculada 
por quantidade inicial menos a quantidade consumida, enquanto a quantidade no equilíbrio do 
produto é igual a quantidade inicial mais a quantidade formada. 
 H2 (g) + I2 (g) ⇌ 2 HI (g) 
Início: 1 mol/L 1 mol/L 0 
Reagiu/Formou: x x 2 x 
Equilíbrio: (1 – x) mol/L (1 – x) mol/L 2x mol/L 
Substituindo os valores das espécies no equilíbrio na equação da constante de equilíbrio: 
𝐾𝑐 =
[𝐻𝐼]2
[𝐻2] · [𝐼2]
 
100 =
(2𝑥)2
(1 − 𝑥) · (1 − 𝑥)
 
102 =
(2𝑥)2
(1 − 𝑥)2
 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 12 
10 =
2𝑥
1 − 𝑥
 
𝑥 = 0,833 
Completando a tabela, tem-se: 
 H2 (g) + I2 (g) ⇌ 2 HI (g) 
Início: 1 mol/L 1 mol/L 0 
Reagiu/Formou: 0,833 0,833 2 · 0,833 
Equilíbrio: (1 – x) mol/L (1 – x) mol/L 2x mol/L 
 
 H2 (g) + I2 (g) ⇌ 2 HI (g) 
Início: 1 mol/L 1 mol/L 0 
Reagiu/Formou: 0,833 0,833 2 · 0,833 
Equilíbrio: 0,167 mol/L 0,167 mol/L 1,666 mol/L 
 
 
 
(FM Petrópolis RJ/2019) 
O Níquel tetracarbonilo, Ni(CO)4, é um complexo organometálico incolor que representa 
um versátil reagente. É extremamente venenoso e sua toxicidade e volatilidade à 
temperatura ambiente o fez ganhar o apelido de “morte líquida”. 
Ni (s) + 4 CO (g) Ni(CO)4 (g) 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 13 
Os equilíbrios heterogêneos apresentam reagentes e produtos em fases diferentes e, 
partindo de 0,6 mols de Ni(s) e CO(g) em um recipiente de um litro, constatou-se que, ao 
se atingir o equilíbrio químico numa dada temperatura, a concentração da espécie CO, em 
quantidade de matéria, estabilizou-se em 0,2 mol·L–1. 
A constante de equilíbrio (Kc) desse processo será, em (mol·L–1) –3, 
 
a) 75,5 
b) 375 
c) 62,5 
d) 416,7 
e) 50 
 
Comentários: 
Montagem inicial: 
 
Sabendo que a quantidade consumida de CO é de 0,4 mol/L e que a proporção de CO e 
Ni(CO)4 é de 4:1, tem-se: 
 
 
Gabarito: C 
 
(FCM MG/2018) 
 Ni (s) + 4 CO (g) ⇌ Ni(CO)4 (g) 
Início: X 0,6 mol/L 0 
Reagiu/Formou: X ? ? 
Equilíbrio: Concentração constante 
porque é um sólido 
0,2 mol/L ? 
 
 Ni (s) + 4 CO (g) ⇌ Ni(CO)4 (g) 
Início: X 0,6 mol/L 0 
Reagiu/Formou: X 0,4 mol/L 0,1 mol/L 
Equilíbrio: Concentração constante 
porque é um sólido 
0,2 mol/L 0,1 mol/L 
 
𝐾𝑐 =
0,1 𝑚𝑜𝑙/𝐿
(0,2 𝑚𝑜𝑙/𝐿)4
= 62,5 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 14 
Em um balão de 10 litros foram colocados 10 mols do gás formaldeído e aquecido a 773 
K. Um estado de equilíbrio foi atingido com os gases formaldeído, hidrogênio e monóxido 
de carbono. No equilíbrio, registrou-se a presença de 0,20 mol/L do gás mais volátil. 
O valor da constante de equilíbrio na temperatura do experimento é: 
 
a) 0,04 
b) 0,05 
c) 0,07 
d) 13,2 
 
Comentários: 
A reação encontrada é representada por: 
CH2O (g) ⇌ CO (g) + H2 (g) 
Sabendo que o formaldeído apresentava a concentração de 1 mol/L (10 mols em 10 
litros), calcula-se a concentração das espécies no equilíbrio químico. 
O gás mais volátil é aquele que apresenta menor temperatura de ebulição. Quanto menor 
a polaridade e menor a massa molar, maior a volatilidade. Logo, o gás mais volátil é o H2. 
 
Sabendo que a quantidade inicial de H2 era 0 e a quantidade no equilíbrio é de 0,2 mol/L 
e a proporção de CH2O, CO e H2 é, respectivamente, 1:1:1, completa-se a tabela: 
 
 
 CH2O (g) ⇌ CO (g) + H2 (g) 
Início: 1 mol/L 0 0 
Reagiu/Formou: ? ? ? 
Equilíbrio: ? ? 0,2 mol/L 
 
 CH2O (g) ⇌ CO (g) + H2 (g) 
Início: 1 mol/L 0 0 
Reagiu/Formou: - 0,2 mol/L 0,2 mol/L 0,2 mol/L 
Equilíbrio: 0,8 mol/L 0,2 mol/L 0,2 mol/L 
 
𝐾𝑐 =
[𝐶𝑂] · [𝐻2]
[𝐶𝐻2𝑂]
 
𝐾𝑐 =
0,2 𝑚𝑜𝑙/𝐿 · 0,2 𝑚𝑜𝑙/𝐿
0,8 𝑚𝑜𝑙/𝐿
 
𝐾𝑐 = 0,05 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 15 
Gabarito: B 
 
(FPS PE/2018) 
Considere uma mistura de PC5, PC3 e C2, em equilíbrio a 227 °C, de acordo com a 
equação: 
PC5(g) PC3(g) + C2(g) 
As concentrações de PC3 e C2 são 0,01 mol/L e 0,30 mol/L, respectivamente. Sabendo 
que Kc = 0,006 na mesma temperatura, calcule a concentração de PC5 nesse equilíbrio. 
 
a) 0,10 mol/L 
b) 0,20 mol/L 
c) 0,30 mol/L 
d) 0,40 mol/L 
e) 0,50 mol/L 
 
Comentários: 
 
Para calcular a concentração de PC5 no equilíbrio químico, não é necessário determinar 
as quantidadesiniciais e consumidas/formadas no processo. Sabendo que o valor de Kc é 
de 0,006, calcula-se: 
 
A concentração de PC5, no equilíbrio químico, é de 0,5 mol/L. 
Gabarito: E 
3. Deslocamento do Equilíbrio. 
Um sistema em equilíbrio químico tende a permanecer nessa condição, se as condições 
encontradas não sofrerem alteração. Quando um sistema em equilíbrio é interferido por uma 
 PC5(g) PC3(g) + C2(g) 
Início: ? ? ? 
Reagiu/Formou: ? ? ? 
Equilíbrio: x 0,01 mol/L 0,30 mol/L 
 
𝐾𝑐 =
[𝑃𝐶𝑙3] · [𝐶𝑙2]
[𝑃𝐶𝑙5]
 
0,006 =
0,01 · 0,30
[𝑃𝐶𝑙5]
 
[𝑃𝐶𝑙5] = 0,5 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 16 
condição externa, este tende a minimizar os efeitos sofridos. Essa minimização dos efeitos é 
denominada de deslocamento do equilíbrio químico ou princípio de Le Chatelier. 
Princípio de Le Chatelier: quando alterada a concentração ou temperatura ou pressão de 
um sistema em equilíbrio químico, o sistema se deslocará no sentido de contrariar a alteração 
sujeita. 
A seguir serão apresentadas as principais causas que deslocam uma condição de 
equilíbrio: concentração, temperatura e pressão. 
Concentração 
Em uma reação em equilíbrio químico, ao acrescentar mais de uma espécie, o número de 
colisões dessa substância com as demais será favorecido. Analogamente, ao retirar uma espécie 
de um equilíbrio químico, o número de colisões dessa espécie será desfavorecido. 
Para o seguinte equilíbrio químico: N2 (g) + H2 (g) ⇌ NH3 (g), promovem-se as alterações: 
Alteração Causa Efeito Conclusão 
Adição de 
reagente 
Adição 
de H2 
Aumento da probabilidade de choques 
efetivos entre N2 e H2. Favorecimento, 
inicial, de formação dos produtos. 
Desloca o equilíbrio 
químico para o sentido 
de formação dos 
produtos. 
Remoção 
de reagente 
Remoção 
de H2 
Diminuição da probabilidade de choques 
efetivos entre N2 e H2. Diminuição na taxa 
de formação dos produtos, logo, aumenta 
na formação dos reagentes. 
Desloca o equilíbrio 
químico para o sentido 
de formação dos 
reagentes. 
Adição de 
produto 
Adição 
de NH3 
Aumento da probabilidade de choques 
efetivos entre as moléculas de NH3. 
Favorecimento, inicial, de formação dos 
reagentes. 
Desloca o equilíbrio 
químico para o sentido 
de formação dos 
reagentes. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 17 
Remoção 
de produto 
Remoção 
de NH3 
Diminuição da probabilidade de choques 
efetivos entre as moléculas de NH3. 
Diminuição na taxa de formação dos 
produtos, logo, aumenta na formação dos 
produtos. 
Desloca o equilíbrio 
químico para o sentido 
de formação dos 
produtos. 
 
 
 
Princípio de Le Chatelier: Concentração 
A adição de uma substância: desloca o equilíbrio para o sentido oposto. 
A retirada de uma substância: desloca o equilíbrio para o mesmo sentido. 
Temperatura 
A temperatura é diretamente proporcional ao grau de agitação das partículas. Quanto 
maior a temperatura, maior a agitação das partículas e, consequentemente, maior o número de 
choques entre as partículas. Ao aumentar a temperatura de uma reação química, a 
velocidade das reações do sentido direto e indireto aumentam. Porém, a alteração na 
temperatura, modifica o valor da constante de equilíbrio e, assim, constrói uma nova proporção 
entre as concentrações dos reagentes e produtos. 
Em uma reação química reversível, um dos sentidos da reação é endotérmico, enquanto 
o outro sentido, necessariamente, é exotérmico. O aumento da temperatura acelera os dois 
sentidos, mas o aumento da disponibilidade de energia no sistema, favorece o sentido de 
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absorção de energia (sentido endotérmico). Analogamente, a diminuição de temperatura, 
prejudica o sentido endotérmico e o equilíbrio se desloca para o sentido exotérmico. 
Considere a seguinte reação genérica de sentido direto endotérmico: 
A + B + energia ⇌ C 
 
Princípio de Le Chatelier: Temperatura 
O aumento de temperatura: desloca o equilíbrio para o sentido endotérmico. 
A diminuição de temperatura: desloca o equilíbrio para o sentido exotérmico. 
Pressão 
A influência da pressão, em um sistema em equilíbrio, somente desloca o equilíbrio 
químico se houver participação de gases. 
O aumento da pressão força as partículas a se agruparem, enquanto a diminuição da 
pressão fornece maior liberdade para as partículas. Portanto, o aumento da pressão desloca o 
equilíbrio para o sentido de menor volume gasoso, enquanto a diminuição da pressão desloca 
para o sentido de maior volume gasoso. 
Considere a seguinte reação química: 
1 N2 (g) + 3 H2 (g) ⇌ 2 NH3 (g) 
Como os gases estão no mesmo meio reacional, encontram-se sob mesma pressão e 
temperatura. Assim, o volume de um gás é diretamente proporcional ao número de mols. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 19 
 
 
Princípio de Le Chatelier: Pressão 
O aumento da pressão: desloca o equilíbrio para o sentido de menor volume gasoso. 
A diminuição da pressão: desloca o equilíbrio para o sentido de maior volume gasoso. 
A adição de um gás inerte a um sistema gasoso em equilíbrio químico não desloca o 
equilíbrio químico. A adição de um gás inerte ao sistema não altera a pressão dos gases 
envolvidos, portanto, não altera a quantidade de choques efetivos no sistema. 
 
(UNITAU SP/2019) 
A reação química de esterificação consiste em uma reação reversível entre um ácido 
carboxílico e álcool, com eliminação de água, e a reação inversa é a hidrólise. 
 
Com base na reação química esquematizada acima, analise os itens I a IV apresentados 
abaixo. 
 
I. Variando a proporção ácido/álcool, isto é, adotando excesso de um dos reagentes, é 
possível deslocar o equilíbrio da reação química. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 20 
II. Os fatores que influenciam a reação química de esterificação são o excesso de 
um dos reagentes e o uso de catalisadores, como o H2SO4 e HC. 
III. Os catalisadores provocam a diminuição do rendimento na reação de 
esterificação. 
IV. A utilização de ácidos minerais como catalisadores é uma desvantagem, pois 
têm potencial para provocar a corrosão de equipamentos metálicos. 
 
Após ler os itens acima, classifique-os em verdadeiro (V) ou falso (F) e assinale a 
alternativa que apresenta a sequência de CORRETA. 
 
a) V, V, V e F 
b) F, V, V e F 
c) F, F, V e F 
d) V, V, F e V 
e) V, F, F e V 
 
Comentários: 
Julgando os itens, tem-se: 
I. Certo. O aumento ou diminuição da concentração das espécies químicas influencia no 
número de choques entre as partículas e, assim, desloca o equilíbrio químico. 
II. Certo. O excesso influencia no deslocamento do equilíbrio químico, aumentando a 
quantidade de produto formado. A utilização do catalisador não altera o rendimento da 
reação, mas acelera o estabelecimento do equilíbrio químico. 
III. Errado. Os catalisadores não alteram a proporção de reagentes consumidos e 
produtos formados. 
IV. Certo. A utilização de ácidos fortes, elevada concentração de íons H+, reage com 
metais encontrados em equipamentos eletrônicos tais como alumínio e ferro. 
Gabarito: D 
 
(FPS PE/2019) 
Considere a reação endotérmica de formação de hidrazina (N2H4), de acordo com a 
equação abaixo. 
2H2(g) + N2(g) N2H4(g) 
É possível deslocar o equilíbrio no sentido direto através do(a): 
 
a) aumento da pressão por redução do volume do reator. 
b) diminuição da temperatura do reator. 
c) aumento da pressão por adição de gás inerte. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 21 
d) remoção de qualquer quantidade de hidrogênioem excesso. 
e) adição de um catalisador no reator. 
 
Comentários: 
Julgando os itens, tem-se: 
a) Certo. O aumento da pressão desloca o equilíbrio químico para o lado de menor 
volume. O somatório de mols dos reagentes é maior que o dos produtos, logo, os produtos 
apresentam o menor volume. Assim, ↑ pressão desloca para o ↓ volume. 
b) Errado. A diminuição de temperatura desfavorece o sentido endotérmico e, assim, 
formaria menos produto. 
c) Errado. A adição de um gás inerte não influencia na pressão dos gases participantes 
da reação, logo, não desloca equilíbrio químico. 
d) Errado. A remoção de gás hidrogênio desfavorece o sentido direto e desloca o 
equilíbrio químico para o sentido inverso. 
e) Errado. A adição de um catalisador acelera a reação, mas não desloca o equilíbrio 
químico. 
Gabarito: A 
 
4. Já Caiu nos Principais Vestibulares 
Características dos Equilíbrios Químicos 
1. (UFRGS RS/2015) 
Recentemente, cientistas conseguiram desenvolver um novo polímero que, quando cortado 
ao meio, pode regenerar-se. Esse material foi chamado de Terminator, em alusão ao T-1000 do 
filme Exterminador do Futuro 2, que era feito de uma liga metálica que se autorreparava. No 
polímero Terminator, a união das cadeias poliméricas é feita por dissulfetos aromáticos. Esses 
dissulfetos sofrem uma reação de metátese reversível à temperatura ambiente e sem a 
necessidade de catalisador. A autorreparação acontece quando a reação de metátese ocorre 
entre duas unidades que foram cortadas. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 22 
R1 S
S R2
R3 S
S R4
+
R1 S
R3 S
S R2
S R4
+
 
Considere as afirmações abaixo, sobre essa reação. 
 
I. A reação de metátese nunca chega ao equilíbrio porque é reversível. 
II. A adição de catalisador leva a uma alteração no valor da constante do equilíbrio. 
III. A quantidade de material autorregenerado permanece inalterada em função do tempo, 
quando atingir o estado de equilíbrio. 
 
Quais estão corretas? 
 
a) Apenas I. 
b) Apenas II. 
c) Apenas III. 
d) Apenas I e III. 
e) I, II e III. 
 
2. (PUC MG/2015) 
Um equilíbrio químico é atingido quando a proporção entre os reagentes e produtos de uma 
reação química se mantém constante ao longo do tempo. A constante de equilíbrio K é um valor 
característico do equilíbrio que permite relacionar quantitativamente as concentrações dos 
reagentes e produtos no equilíbrio. 
 
É CORRETO afirmar que a constante K é dependente: 
 
a) da pressão. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 23 
b) da temperatura. 
c) da velocidade da reação. 
d) da superfície de contato entre os reagentes. 
 
3. (PUC GO/2017) 
 
O relógio trabalha 
com o pisar de seus ponteiros 
e o tictac do peso de sua sombra 
caminheira, 
como se fossem os minutos, os segundos, 
uma eterna idade 
e a idade de suas horas: vida inteira! 
 
O relógio trabalha, 
como na árvore trabalha a abelha 
o telúrico favo de seu mel, 
como trabalha o fígado 
na construção da bile, 
do fel. 
O relógio trabalha, 
como trabalha o homem 
na milenar origem de seu nome, 
como trabalha o pássaro 
a transportar semente, 
além do voo, 
aquém do susto, 
tão de repente. 
 
[...] 
 
(VIEIRA, Delermando. Os tambores da tempestade. 
Goiânia: Poligráfica, 2010. p. 195.) 
O texto faz várias alusões a trabalho. Em nossa sociedade cada vez mais industrializada, 
trabalha-se sempre a favor da produção. Com isso, conhecer mecanismos que aceleram reações 
desejáveis e desaceleram reações indesejáveis é largamente interessante. Analise os itens 
abaixo: 
 
I. Na reação de síntese de um mol de água líquida a partir de oxigênio e hidrogênio no 
estado gasoso, a velocidade de formação de água é igual à velocidade de consumo do oxigênio 
e do hidrogênio. 
II. O catalisador cria um novo caminho dos reagentes para os produtos com uma energia de 
ativação menor. 
III. O estado de equilíbrio químico é obtido quando as velocidades das reações direta e 
inversa se igualam. Cineticamente, esse estado é atingido assim que se misturam os reagentes. 
IV. A ordem de uma reação não é diretamente proporcional a sua molecularidade. 
 
Em relação às proposições analisadas, assinale a única alternativa cujos itens estão todos 
corretos: 
 
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a) I e II. 
b) I e IV. 
c) II e III. 
d) II e IV. 
 
4. (Faculdade Santo Agostinho BA/2018) 
Considere o seguinte equilíbrio químico em água: 
HCO3- (aq) ⇌ H+ (aq) + CO32-(aq). 
 
Qual das seguintes afirmativas pode ser concluída utilizando-se apenas da equação? 
 
a) As concentrações no equilíbrio de todos os participantes são iguais. 
b) O equilíbrio foi atingido começando com apenas HCO3- em solução. 
c) A expressão da constante de equilíbrio leva-se em conta apenas HCO3-. 
d) A velocidade da reação direta iguala-se à reação inversa. 
 
5. (UEPG PR/2015) 
Dada a equação genérica: aA + bB → cC + dD e aplicando-se a lei da ação das massas, tem-
se a expressão abaixo para o cálculo da velocidade dessa reação. Sobre o assunto, assinale o 
que for correto. 
v = k[A]a [B]b 
 
01. [A] e [B] representam a concentração molar dos reagentes. 
02. Quanto maior o valor de k maior será a velocidade da reação. 
04. Quanto maior a ordem da reação, menor será a influência da concentração dos reagentes 
sobre a velocidade. 
08. A soma dos expoentes (a+b) indica a ordem da reação. 
 
6. (UNIRG TO/2012) 
A figura a seguir descreve uma reação hipotética em equilíbrio químico. Sobre este processo 
reacional pode-se afirmar que 
 

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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 25 
 
a) o composto A no ponto de equilíbrio foi totalmente consumido. 
b) o composto B no ponto de equilíbrio foi totalmente consumido. 
c) o composto B forma-se a partir do ponto de equilíbrio 
d) no ponto de equilíbrio não há alterações das concentrações do reagente ou produto. 
 
Constantes de Equilíbrio Químico 
7. (UERJ/2020) 
Considere as quatro reações químicas em equilíbrio apresentadas abaixo. 
 
Após submetê-las a um aumento de pressão, o deslocamento do equilíbrio gerou aumento 
também na concentração dos produtos na seguinte reação: 
 
a) I 
b) II 
c) III 
d) IV 
 
8. (UEG GO/2020) 
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Considere que na reação química hipotética representada a seguir um mol de um composto 
A seja misturado com um mol de um composto B e, transcorrido certo tempo, estabeleça-se o 
equilíbrio químico, momento em que se verifica que existem 2/5 de mol de A. 
A + B ⇌ C + D 
O valor numérico da constante de equilíbrio, Kc, será igual a: 
 
a) 2,50 
b) 3,25 
c) 2,25 
d) 5,70 
e) 8,30 
 
9. (FCM PB/2019) 
Na vida cotidiana, a habitual exposição a substâncias químicas tóxicas tem se convertido, 
cada vez mais, em uma preocupação para a saúde. As reações químicas ocorrem através de 
colisões entre moléculas dos reagentes. 
Um médico, que trabalha em Guangzhou na China, atende pacientes, trabalhadores, que 
inalam NO2(g) devido ao seu ambiente de trabalho nas indústrias locais. Como esses 
trabalhadores exercem suas atividades em locais fechados. Ocorre que essa molécula entra em 
“equilíbrio químico”. O valor da constante de equilíbrio em função das concentrações das 
espécies no equilíbrio, em quantidade de matéria, é um dado importante para se avaliar a 
extensão (rendimento) da reação quando as concentrações não se alteram mais. O trabalhador 
que exerce sua função em equipamentos que utilizam N2O4(l) em suas engrenagens, devido a 
temperatura local, muda de estado físico a uma temperatura de 100 °C no equipamento.No 
ambiente fechado o seguinte equilíbrio ocorre: 
N2O4(g) ⇌ 2NO2(g) 
 
Nesse contexto a constante de equilíbrio tem o seguinte valor: 
 
a) 0,50 
b) 0,27 
c) 3,00 
d) 1,80 
e) 0,13 
 
10. (UFRGS RS/2019) 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 27 
Quando se monitoram as concentrações na reação de dimerização do NO2, 2 NO2 ⇌ N2O4, 
obtém-se a seguinte tabela (concentrações em mol·L–1) 
 
Qual o valor de x em mol·L–1 e qual o valor da constante de equilíbrio em termos das 
concentrações? 
 
a) x = 0,4; KC = 5 
b) x = 0,4; KC = 1 
c) x = 0,8; KC = 2 
d) x = 1,6; KC = 5 
e) x = 2,0; KC = 4 
 
11. (Univag MT/2019) 
O gás hidrogênio, quando entra em contato com o coque, em condições adequadas, é 
transformado em metano, de acordo com a equação química a seguir, que representa o sistema 
em equilíbrio químico. 
C (s) + 2H2 (g) ⇌ CH4 (g) 
A tabela apresenta as concentrações no equilíbrio dos gases H2 e CH4 em diferentes 
temperaturas, sob pressão de 1 atm. 
 
O valor aproximado da constante de equilíbrio químico (Kc) a 900 K e a classificação da 
reação no sentido de formação do gás metano são 
 
a) 3,5 e exotérmica. 
b) 7,0 e endotérmica. 
c) 11,0 e exotérmica. 
d) 23,0 e exotérmica. 
e) 0,1 e endotérmica. 
 
12. (IBMEC SP Insper/2019) 
O gás metano pode ser empregado para obtenção de hidrogênio, em uma reação com vapor 
d’água, denominada reforma, representada pela equação: 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 28 
 
CH4 (g) + H2O (g) ⇌ 3H2 (g) + CO (g) 
 
Os dados de reações de reforma do gás metano em diferentes temperaturas estão indicados 
na tabela. 
 
 
 
Sobre a reforma do gás metano, pode-se afirmar que a formação do gás hidrogênio é um 
processo 
 
a) exotérmico, favorecido pela diminuição da temperatura e pela diminuição da pressão. 
b) exotérmico, favorecido pelo aumento da temperatura e pela diminuição da pressão. 
c) endotérmico, favorecido pelo aumento da temperatura e pela diminuição da pressão. 
d) endotérmico, favorecido pela diminuição da temperatura e pelo aumento da pressão. 
e) endotérmico, favorecido pelo aumento da temperatura e pelo aumento da pressão. 
 
13. (UECE/2019) 
A uma determinada temperatura, encontram-se, em equilíbrio, X mols de pentacloreto de 
fósforo, 1 mol de tricloreto de fósforo e 1 mol de cloro, em um recipiente fechado de 10 litros. 
Sabendo-se que, na temperatura indicada, a constante de equilíbrio do sistema é 0,02, a 
quantidade de mols de pentacloreto de fósforo é 
a) 5. 
b) 3. 
c) 4. 
d) 2. 
 
14. (UCS RS/2019) 
Foi aprovado em segunda votação na sessão vespertina da última terça-feira do mês de 
agosto de 2018, o Projeto de Lei nº 354/2016 que proíbe a queima de pneus em Mato Grosso, 
sem a utilização de sistemas eficazes de filtração. O objetivo é diminuir a quantidade de 
poluentes liberados no meio ambiente, como o dióxido de enxofre. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 29 
 
“A queima de pneus libera produtos químicos tóxicos e metais pesados capazes de produzir 
efeitos adversos à saúde humana, como perda de memória, deficiência no aprendizado, 
supressão do sistema imunológico e danos nos rins e fígado”, argumenta o parlamentar 
responsável pelo texto do Projeto. 
Disponível em: <https://www.minutomt.com.br/queima-de-pneus-sem-filtragem-sera-proibida-em-mato-grosso/>;<https://www.novanoticias.com.br/ 
noticias/geral/queima-de-pneus-pode-ser-proibida-em-mato-grosso-do-sul>. 
Acesso em: 16 ago. 18. (Parcial e adaptado.) 
Considere o seguinte equilíbrio químico envolvendo a transformação do dióxido de enxofre 
em trióxido de enxofre: 
 
2 SO2 (g) + O2 (g) ⇌ 2 SO3 (g) 
 
Assinale a alternativa que apresenta, corretamente, a expressão matemática que relaciona 
Kp e Kc para o equilíbrio químico descrito acima. 
Observação: Os gases aqui mencionados possuem comportamento ideal. 
 
a) Kp = Kc 
b) Kp = Kc (RT) 
c) Kp = Kc (RT)2 
d) Kp = Kc / (RT)2 
e) Kp = Kc / (RT) 
 
15. (UNIFOR CE/2018) 
Em temperaturas próximas a 800 °C, o vapor d’água reage com o coque (uma forma de 
carbono obtida a partir do carvão) para formar os gases CO e H2. É uma fonte primária para a 
produção de hidrogênio, mas é um processo bastante endotérmico. A 800 °C e 1 atm, a constante 
de equilíbrio para a reação 
 
C(s) + H2O(g) → CO(g) + H2(g) é igual a 1,6. 
 
Qual é o valor da fração molar para o hidrogênio na fase gasosa na condição de equilíbrio? 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 30 
 
a) 0,12 
b) 0,22 
c) 0,44 
d) 0,33 
e) 0,55 
 
16. (UNITAU SP/2018) 
A hemoglobina presente no sangue transporta oxigênio dos pulmões para os tecidos, e 
dióxido de carbono dos tecidos para os pulmões. A mioglobina (Mb) presente no músculo é 
utilizada para armazenar oxigênio; e a hemoglobina do adulto (HbA) é diferente daquela do feto 
(HbF). Todas essas moléculas se ligam ao oxigênio. A figura a seguir mostra as curvas de 
saturação de oxigênio, em %, das hemoglobinas e da mioglobina, ou seja, a proporção dessas 
moléculas que estão ligadas ao oxigênio, em função de pressão parcial de oxigênio. 
 
 
Nos pulmões, a pressão parcial de oxigênio é de 100 mmHg, e, nos tecidos, é igual a 30 
mmHg. Durante um exercício, a pressão parcial de oxigênio no tecido muscular pode baixar até 
20 mmHg. 
 
Observação - P50 é pressão parcial, na qual a saturação é 50%. 
 
Em relação às curvas de saturação, leia as afirmativas abaixo. 
 
I. HbF apresenta menor afinidade com o oxigênio, se comparada com HbA. 
II. As moléculas que apresentam a maior e a menor afinidade com o oxigênio são a HbA e a 
mioglobina, respectivamente. 
III. HbA libera maior quantidade de oxigênio para o músculo durante o exercício, em 
comparação com mioglobina e HbF. 
 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 31 
Está INCORRETO o que se afirma em: 
 
a) I, apenas. 
b) II, apenas. 
c) III, apenas. 
d) I e II, apenas. 
e) II e III, apenas. 
 
Deslocamento de Equilíbrio Químico 
17. (UFT TO/2020) 
O carbonato de cálcio pode ser dissolvido em água pela adição de gelo seco (dióxido de 
carbono sólido), o que produz o bicarbonato de cálcio em solução. O gás dissolvido pode ser 
removido por fervura da amostra. O processo de dissolução do carbonato de cálcio é 
representado pela equação a seguir. 
 
CaCO3(s) + CO2(aq) + H2O () ⇌ Ca2+ (aq) + 2 HCO3– (aq) 
 
Analise as afirmativas sobre o sistema no equilíbrio e marque a alternativa CORRETA. 
 
a) A fervura da solução causa a precipitação de carbonato de cálcio. 
b) A adição de água aumenta o valor da constante de equilíbrio. 
c) A adição de cloreto de cálcio à mistura eleva o pH. 
d) Se a concentração de bicarbonato triplicar, a constante de equilíbrio será seis vezes maior. 
 
18. (FCM MG/2020) 
A figura abaixo ilustra uma reação hipotética de A(g) → B(g) ΔH > 0. Na figura, as bolinhas 
em I correspondem ao reagente A e a sequência da esquerda para a direita indica o sistema à 
medida que o tempo passa. 
Sendo os processos elementares com constantes de velocidade 4,2 10–3 s–1 para a reação 
direta e 1,5 10–1s–1 para a reação inversa, assinale a alternativa CORRETA. 
 
(BROWN, LeMay, BURSTEN. Química Central. 9a Edição. 
PEARSON: SP, 2005, p. 558. Adaptado.) 


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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 32 
 
a) O valor da constante de equilíbrio para a reação A(g) = B(g) é 2,8·10–4. 
b) A temperatura, ao ser aumentada, diminui o número de bolas escuras. 
c) A pressão parcial de A, no equilíbrio, é igual à pressão parcial de B. 
d) O sistema A(g) = B(g)atinge um estado de equilíbrio químico em IV. 
 
19. (UEM PR/2020) 
Em um cilindro de volume 1 L são adicionados 1 mol do reagente H2(g) e 1 mol do reagente 
C2(g). Eles reagem entre si e, após um dado tempo, atingem o equilíbrio, formando 1,6 mol de 
HC(g). 
 
Sobre o assunto, assinale o que for correto. 
 
01. Mantida a temperatura constante, uma alteração de volume do cilindro deslocará o 
equilíbrio da reação. 
02. A constante de equilíbrio da reação descrita no comando da questão (caput) é 64. 
04. Ao se colocarem 2 mols de HC(g) em um cilindro inicialmente evacuado de 1 L que se 
encontra na mesma temperatura do cilindro descrito no caput, após se atingir o equilíbrio, será 
obtido 0,2 mol de H2(g). 
08. Na reação descrita no comando da questão (caput), a substituição de 1 mol do cloro 
gasoso no meio reacional por 1 mol de iodo sólido, obtendo-se no equilíbrio 1,6 mol de HI(g), 
fará que o valor numérico da constante de equilíbrio seja o mesmo da reação com o cloro. 
16. Um catalisador deve ser adicionado ao cilindro para que a quantidade de HCl obtida, no 
equilíbrio, seja maior que 1,6 mol. 
 
20. (UCB DF/2019) 
Na história da química, um dos processos químicos mais conhecidos é o de Haber-Bosch. 
De forma simplificada, o intuito do processo é a obtenção da amônia a partir do nitrogênio 
gasoso, que é abundante na atmosfera. Tal processo pode ser representado pela equação 
química a seguir. 
 
N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g) 
 
A constante de equilíbrio Kp, na temperatura de 300 K, é igual a 4,3·10–3, e a reação é 
exotérmica. 
 
Com base nessas informações, assinale a alternativa correta. 
 
a) A variação da entalpia associada à reação tem valor positivo. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 33 
b) A 300 K e a baixas pressões, a reação no equilíbrio tende a formar mais produtos que 
reagentes. 
c) O abaixamento da temperatura de reação desloca o equilíbrio para a formação da amônia, 
mas diminui a velocidade de reação. 
d) O abaixamento da temperatura de reação diminui a energia de ativação do fenômeno, 
tornando o processo mais lento. 
e) A mudança de pressão sobre o sistema faz com que haja deslocamento do equilíbrio, 
transformando o valor da constante de equilíbrio Kp. 
 
21. (UFT TO/2019) 
As substâncias nitrogenadas desempenham importante papel em nossa sociedade. Dentre 
as de maior importância estão a amônia e o ácido nítrico, usadas na fabricação do náilon e do 
poliuretano. A conversão de NH3 em NO com o uso de catalisador é o primeiro passo para a 
fabricação industrial do ácido nítrico e a rota industrial para a obtenção de substâncias 
oxigenadas do nitrogênio. A reação de produção de NO a partir de NH3 é: 
 
4NH3(g) + 5O2(g) ⇌ 4NO(g) + 6H2O(g), com ΔH = -950 kJ/mol. 
 
Quando a reação atinge o equilíbrio, uma maneira de aumentar a produção de NO(g) é 
aumentando a(o): 
 
a) volume do sistema. 
b) pressão sobre o sistema. 
c) concentração de água. 
d) temperatura do sistema. 
 
22. (UNIRG TO/2019) 
Geralmente no verão, as cascas dos ovos de galinha, cuja constituição química principal é 
carbonato de cálcio, tendem a ficar mais finas. Isso está relacionado à maior eliminação de gás 
carbônico, através da respiração, cuja frequência é aumentada para resfriar seu corpo, pois elas 
não transpiram. 
A compreensão do fenômeno descrito pode ser feita a partir dos seguintes equilíbrios 
químicos: 
Ca2+(aq) + CO32–(aq) ⇌ CaCO3(s), 
CO32–(aq) + H2O() ⇌ HCO3–(aq) + OH–(aq), 
HCO3– (aq) + H2O() ⇌ H2CO3(aq) + OH–(aq), 
H2CO3(aq) ⇌ CO2(g) + H2O(). 
 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 34 
Considerando-se essas informações, pode-se dizer que, para se evitar que as cascas dos 
ovos das galinhas diminuam de espessura no verão, é recomendado alimentar essas aves com: 
 
a) água enriquecida de gás carbônico; 
b) água com cloreto de sódio; 
c) ração com baixo teor de cálcio; 
d) água com vinagre. 
 
23. (UEL PR/2019) 
A crescente contaminação ambiental pelas indústrias tem sido combatida com o 
desenvolvimento de novas técnicas de tratamento de efluentes tóxicos. O processo Fenton, 
conforme reação 1 a seguir, é um dos procedimentos utilizados no tratamento de efluentes 
orgânicos. 
 
Reação 1: Fe2+(aq) + H2O2(aq) → Fe3+(aq) + OH–(aq) + OH· (aq) k = 76 (mol L–1) –1 s–1 
 
Na reação 1, há a formação de OH· (radical hidroxila) com potencial oxidante superior ao 
H2O2. Assim, a eficiência deste processo se dá pela produção de OH·, capaz de oxidar uma 
ampla variedade de compostos orgânicos gerando CO2, H2O e íons inorgânicos provenientes 
de heteroátomos. Além da reação 1, é possível ocorrer a reação 2, em que há a formação de 
HO2·, que, por sua vez, é um oxidante menos reativo que o OH , diminuindo assim a eficiência 
do processo Fenton. 
 
Reação 2: H2O2(aq) + OH· (aq) → HO2·(aq) + H2O(l) k = 2,7 · 107 (mol·L–1)–1·s–1 
 
Considerando as reações químicas envolvidas e os fatores que podem influenciar na 
eficiência do processo e com base nos conhecimentos sobre equilíbrio químico cinética química 
e eletroquímica, assinale a alternativa correta. 
 
a) Na Reação 1, Fe2+ é o agente oxidante e H2O2 é o agente redutor. 
b) A eficiência do processo Fenton é maior em meio básico (alcalino). 
c) O excesso de H2O2 em relação a Fe2+ diminui a eficiência do processo Fenton. 
d) Sendo a Reação 1 de segunda ordem, e a concentração de Fe2+ e de H2O2 iguais a 2,0 
mol·L–1, a velocidade será de 504 mol L–1·s–1. 
e) A molecularidade de cada uma das equações químicas, reações 1 e 2, é 4. 
 
24. (UFSC/2019) 
•
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 35 
A amônia é amplamente utilizada na produção de fertilizantes e também é utilizada como 
precursor para a produção de diversos polímeros. A formação da amônia a partir da reação entre 
hidrogênio e nitrogênio é uma reação química industrial importante, representada abaixo: 
 
N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g) 
 
Essa reação (direta) possui um ΔH = -46,2 kJ/mol e é normalmente realizada utilizando-se 
um excesso de hidrogênio. 
Sobre o assunto e com base nas informações acima, é correto afirmar que: 
 
01. a reação direta é endotérmica e a reação inversa é exotérmica. 
02. a remoção de amônia do sistema deslocará o equilíbrio para a direita, no sentido de 
formação dos produtos. 
04. o aumento da temperatura favorecerá o processo de produção de amônia. 
08. a redução na pressão do sistema deslocará o equilíbrio para a esquerda. 
16. a adição de hidrogênio em excesso ao sistema favorecerá a reação de formação dos 
reagentes. 
32. a presença de um catalisador reduzirá o tempo necessário para que a reação atinja o 
equilíbrio. 
64. ao iniciar a reação, sua velocidade é reduzida gradativamente até que seja atingido o 
equilíbrio e, então, passa a ocorrer a variação nas concentrações de produtos e reagentes. 
 
25. (UNCISAL/2019) 
Os óxidos de nitrogênio são um dos principais responsáveis pela formação das névoas que 
poluem as grandes cidades. O óxido nítrico (NO) produzido pelos motores a combustão interna 
é rapidamente oxidado a dióxido de nitrogênio (NO2), conforme as reações I e II da tabela abaixo, 
que também lista os valores de variação de entalpia para essas reações. As diferentes espécies 
de oxigênio responsáveis por essa oxidação são formadas, geralmente, na atmosfera superior, 
obedecendo às reações III e IV apresentadas na tabela. Entretanto, na troposfera, o NO2 é 
rapidamente dissociado em NO e oxigênio atômico (O), de acordo com a reação: NO2(g) 
NO(g) + O(g). O oxigênio atômico formado se converte em ozônio (O3), um poluente na 
troposfera, mas que funciona como filtro da radiação ultravioleta na atmosfera superior. Estudos 
que simulam o comportamento desses gases em laboratório são usadoscomo ferramenta para 
formular propostas de intervenção ambiental. 
 
 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 36 
Com base no Princípio de Le Châtelier, a diminuição da dissociação do poluente NO2 
expressa pela reação NO2(g) → NO(g) + O(g), em um recipiente fechado que contenha esses 
gases, pode ser obtida pela 
 
a) descompressão do sistema. 
b) remoção de óxido nítrico do sistema. 
c) diminuição da temperatura do sistema. 
d) introdução de um catalisador no sistema. 
e) adição de dióxido de nitrogênio ao sistema. 
 
26. (UEM PR/2019) 
Sabendo que o valor da constante de equilíbrio para a reação abaixo é 794 a 298K e 54 a 
700K, assinale o que for correto. 
 
H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g) 
 
01. A formação de HI(g) é mais favorecida a uma temperatura mais baixa. 
02. A mudança na pressão exercida sobre o sistema não altera a composição no equilíbrio. 
04. A adição de H2(g) ao sistema diminui a quantidade de I2(g) no equilíbrio. 
08. A adição de um catalisador ao sistema aumenta a quantidade de HI(g) no equilíbrio. 
16. O aumento do volume do recipiente aumenta a quantidade de HI(g) no equilíbrio. 
 
Questões Variadas 
27. (FMABC SP/2015) 
Considere o equilíbrio químico abaixo: 
 
A (g) + B (g) ⇌ 2 C (g) + D (g) 
 
Em um recipiente de 1 litro, foram misturados 0,5 mol de A e 0,5 mol de B. Depois de algum 
tempo, o sistema atingiu o equilíbrio, e o número de mol de C foi 0,5. O valor da constante de 
equilíbrio é: 
 
a) 0,125 
b) 0,25 
c) 0,5 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 37 
d) 1 
 
28. (UFPB/2013) 
A reforma de hidrocarbonetos, em presença de vapor, é a principal via de obtenção de 
hidrogênio de alta pureza. Esse processo envolve diversas etapas, incluindo a conversão de 
monóxido em dióxido de carbono. Na indústria, essa etapa remove o monóxido de carbono 
residual e contribui para o aumento da produção de hidrogênio. A equação da reação reversível 
de conversão do CO e o gráfico da variação da concentração desses reagentes e produtos, em 
função do tempo, estão apresentados a seguir: 
 
CO (g) + H2O (g) ⇌ H2(g) + CO2(g) 
 
 
 
Considere que ocorre um aumento da concentração dos reagentes, deslocando o equilíbrio 
dessa reação. Nesse contexto, a variação da concentração dos reagentes e produtos em função 
do tempo, qualitativamente, é descrita pelo gráfico: 
 
a) 
 
b) 
 
c) 
 
d) 
 
e) 
 
 
 
29. (FM Petrópolis RJ/2019) 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 38 
O Níquel tetracarbonilo, Ni(CO)4, é um complexo organometálico incolor que representa um 
versátil reagente. É extremamente venenoso e sua toxicidade e volatilidade à temperatura 
ambiente o fez ganhar o apelido de “morte líquida”. 
Disponível em: <https://pt.wikipedia.org/ 
wiki/N%C3%ADquel_tetracarbonilo>. 
Acesso em: 10 jul. 2018. Adaptado. 
 
Ni(s) + 4 CO(g) ⇌ Ni(CO)4(g) 
 
Os equilíbrios heterogêneos apresentam reagentes e produtos em fases diferentes e, 
partindo de 0,6 mols de Ni(s) e CO(g) em um recipiente de um litro, constatou-se que, ao se 
atingir o equilíbrio químico numa dada temperatura, a concentração da espécie CO, em 
quantidade de matéria, estabilizou-se em 0,2 mol·L–1. 
A constante de equilíbrio (Kc) desse processo será, em (mol·L–1) –3, 
 
a) 75,5 
b) 375 
c) 62,5 
d) 416,7 
e) 50 
 
30. (Fac. Israelita de C. da Saúde Albert Einstein SP/2017) 
O trióxido de enxofre (SO3) é obtido a partir da reação do dióxido de enxofre (SO2) com o gás 
oxigênio (O2), representada pelo equilíbrio a seguir. 
 
2 SO2(g) + O2(g) ⇌ 2 SO3(g) ΔH0 = -198 kJ 
 
A constante de equilíbrio, KC, para esse processo a 1000 °C é igual a 280. A respeito dessa 
reação, foram feitas as seguintes afirmações: 
 
I. A constante de equilíbrio da síntese do SO3 a 200 °C deve ser menor que 280. 
II. Se na condição de equilíbrio a 1000 °C a concentração de O2 é de 0,1 mol·L–1 e a 
concentração de SO2 é de 0,01 mol·L–1, então a concentração de SO3 é de 2,8 mol·L–1. 
III. Se, atingida a condição de equilíbrio, o volume do recipiente for reduzido sem alteração 
na temperatura, não haverá alteração no valor da constante de equilíbrio, mas haverá aumento 
no rendimento de formação do SO3. 
IV. Essa é uma reação de oxirredução, em que o dióxido de enxofre é o agente redutor. 
 
Estão corretas apenas as afirmações: 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 39 
 
a) II e IV. 
b) I e III. 
c) I e IV. 
d) III e IV. 
 
31. (ACAFE SC/2017) 
Considere os seguintes equilíbrios químicos hipotéticos e suas respectivas constantes de 
equilíbrio (K) sob temperatura de 400K. 
 
2A(g) + 3B2(g) ⇌ 2 AB3(g) KI 
AB3(g) + B2(g) ⇌ AB5(g) KII 
2A(g) + 5B2(g) ⇌ 2AB5(g) KIII 
 
Assinale a alternativa que melhor representa o valor de KIII: 
 
a) KIII = 2.KI.KII 
b) KIII = 2.KI + KII 
c) KIII = KI.(KII)2 
d) KIII = (KI)2 + KII 
 
32. (Fac. Direito de São Bernardo do Campo SP/2017) 
A síntese da amônia (NH3) a partir dos gases nitrogênio (N2) e hidrogênio (H2) é uma reação 
de grande importância para a indústria de fertilizantes e explosivos. O processo adotado ainda 
hoje foi desenvolvido pelos alemães Haber e Bosch no início do século XX, diminuindo a 
dependência da Alemanha do salitre (KNO3) importado principalmente do Chile. 
A reação pode ser representada pelo equilíbrio 
 
N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g) 
 
O rendimento de formação de amônia em função da temperatura e da pressão está 
representado no gráfico a seguir. 
 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 40 
 
Industrialmente, a amônia é obtida sob pressão de 100 a 250 atm e temperatura entre 400 e 
500 °C. 
 
Sobre a síntese da amônia foram feitas as seguintes afirmações: 
 
I. Trata-se de um processo exotérmico. 
II. Em uma mesma temperatura, o aumento da pressão aumenta a constante de equilíbrio 
de formação da amônia. 
III. Nas condições adotadas pela indústria, a porcentagem de amônia presente na mistura em 
equilíbrio é de aproximadamente 60 %. 
IV. Em temperaturas baixas, a reação é muito lenta devido à alta energia de ativação do 
processo, tornando a condição desvantajosa financeiramente. 
Estão corretas apenas as afirmações: 
 
a) I e III. 
b) II e III. 
c) I e IV. 
d) II e IV. 
 
33. (FMABC SP/2018) 
Considere os seguintes equilíbrios existentes numa solução de comprimido antiácido 
efervescente. 
CO32- (aq) + H2O () ⇌ HCO3- (aq) + OH– (aq) 
HCO3- (aq) + H2O () ⇌ H2CO3 (aq) + OH– (aq) 
H2CO3 (aq) ⇌ H2O () + CO2 (g) 
Essa solução, ao entrar em contato com o suco gástrico estomacal, provocará 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 41 
 
a) aumento da produção do CO2 (g) sem alteração do pH estomacal. 
b) aumento do pH estomacal e diminuição da produção de CO2 (g). 
c) aumento do pH estomacal e aumento da produção de CO2 (g). 
d) diminuição do pH estomacal e diminuição da produção de CO2 (g). 
e) diminuição do pH estomacal e aumento da produção de CO2 (g). 
 
34. (FCM PB/2018) 
Ambientalistas do mundo todo tem alertado sobre os perigos do aquecimento global e a 
emissão de gás carbônico na atmosfera. O derretimento das calotas polares e o processo de 
branqueamento dos corais tem sido usados como parâmetros para acompanhar este fenômeno. 
O motivo para o branqueamento dos corais está diretamente ligado à temperatura das águas. 
Quando ficam em regiões mais quentes, as algas alojadas em pequenos poros existentes nos 
corais começam a produzir substâncias químicas tóxicas ao coral. Para se defender, o cnidário 
expulsa as algas, expondo o exoesqueleto branco de carbonatode cálcio. 
 
 
Branqueamento de corais na costa australiana. 
Fonte: https://www.biologiatotal.com.br/ 
blog/o+branqueamento+dos+corais-341.html 
O carbonato de cálcio do exoesqueleto dissolve-se em contato com a água e com o gás 
carbônico dissolvido. Tal dissolução do carbonato de cálcio fragiliza a base que os corais utilizam 
para se fixar, provocando a morte. A equação química em equilíbrio deste fenômeno é mostrada 
a seguir: 
 
CaCO3 (s) + CO2 (g) + H2O 
() 
 
Ca2+ (aq) + 2HCO3– (aq) 
 
Levando em consideração a equação acima, marque a alternativa correta relacionada com 
os fatores que afetam o equilíbrio desse bioma. 
 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 42 
a) Um aumento da temperatura global, incluído a do oceano, desloca o equilíbrio para a 
esquerda. 
b) Uma diminuição da temperatura dos oceanos favorece a dissolução do CaCO3(s). 
c) A dissolução do CaCO3(s) não afeta a vida marinha. 
d) Um aumento na emissão de CO2 na atmosfera e sua dissolução na água do mar provoca 
dissolução de mais CaCO3(s). 
e) O aquecimento global não compromete o equilíbrio deste bioma. 
 
35. (UFJF MG/2017) 
Segundo o princípio de Le Châtelier, se um sistema em equilíbrio é submetido a qualquer 
perturbação externa, o equilíbrio é deslocado no sentido contrário a esta perturbação. Assim, 
conforme o sistema se ajusta, a posição do equilíbrio se desloca favorecendo a formação de 
mais produtos ou reagentes. A figura abaixo mostra diferentes variações no equilíbrio da reação 
de produção de amônia de acordo com a perturbação que ocorre. Em quais tempos verifica-se 
um efeito que desloca o equilíbrio favorecendo os reagentes? 
 
N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g) 
 
 
a) t1, t2, t6 
b) t1, t4, t6 
c) t2, t3, t4 
d) t3, t4, t5 
e) t3, t5, t6 
 
36. (UECE/2019) 
O dióxido de carbono pode ser formado a partir da reação do monóxido de enxofre com o 
oxigênio expressa pela equação não balanceada: 
 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 43 
CO(g) + O2(g) ⇌ CO2(g). 
Assinale a opção que representa corretamente o efeito provocado pela retirada de dióxido de 
carbono. 
 
a) A concentração de CO(g) aumenta mais do que a concentração de O2(g). 
b) A concentração de CO(g) diminui mais do que a concentração de O2(g). 
c) As concentrações de CO(g) e de O2(g) não se alteram. 
d) As concentrações de CO(g) e de O2(g) diminuem igualmente. 
 
37. (UECE/2017) 
Um estudante de química retirou água do seguinte sistema em equilíbrio: 
 
2NO2(g) + CH4(g) ⇌ CO2(g) + 2H2O(l) + N2(g) 
 
Em seguida, esse aluno constatou acertadamente que 
 
a) a concentração de metano diminuiu. 
b) o equilíbrio se desloca para a esquerda. 
c) a concentração do dióxido de carbono diminuiu. 
d) a concentração do nitrogênio gasoso diminuiu. 
 
38. (UECE/2015) 
O tetróxido de dinitrogênio gasoso, utilizado como propelente de foguetes, dissocia-se em 
dióxido de nitrogênio, um gás irritante para os pulmões, que diminui a resistência às infecções 
respiratórias. 
Considerando que no equilíbrio a 60 °C, a pressão parcial do tetróxido de dinitrogênio é 1,4 
atm e a pressão parcial do dióxido de nitrogênio é 1,8 atm, a constante de equilíbrio Kp será, em 
termos aproximados, 
 
a) 1,09 atm. 
b) 1,67 atm. 
c) 2,09 atm. 
d) 2,31 atm. 
 
39. (UERJ/2015) 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 44 
O craqueamento é uma reação química empregada industrialmente para a obtenção de 
moléculas mais leves a partir de moléculas mais pesadas. Considere a equação termoquímica 
abaixo, que representa o processo utilizado em uma unidade industrial para o craqueamento de 
hexano. 
 
H3C – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 (g) ⇌ H3C – CH2 – CH2 – CH3 (g) + H2C = CH2 (g) 
H > 0 
Em um experimento para avaliar a eficiência desse processo, a reação química foi iniciada 
sob temperatura T1 e pressão P1. Após seis horas, a temperatura foi elevada para T2, mantendo-
se a pressão em P1. Finalmente, após doze horas, a pressão foi elevada para P2, e a temperatura 
foi mantida em T2. 
A variação da concentração de hexano no meio reacional ao longo do experimento está 
representada em: 
 
a
) 
 
c
) 
 
b
) 
 
d
) 
 
 
40. (UERJ/2012) 
O monóxido de carbono, formado na combustão incompleta em motores automotivos, é um 
gás extremamente tóxico. A fim de reduzir sua descarga na atmosfera, as fábricas de automóveis 
passaram a instalar catalisadores contendo metais de transição, como o níquel, na saída dos 
motores. 
Observe a equação química que descreve o processo de degradação catalítica do monóxido 
de carbono: 
2 CO (g) + O2 (g) 
𝑁𝑖
⇌
 
 2 CO2 (g) H = –283 kJmol–1 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 45 
Com o objetivo de deslocar o equilíbrio dessa reação, visando a intensificar a degradação 
catalítica do monóxido de carbono, a alteração mais eficiente é: 
 
a) reduzir a quantidade de catalisador 
b) reduzir a concentração de oxigênio 
c) aumentar a temperatura 
d) aumentar a pressão 
 
41. (UFU MG/2019) 
 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/alcalose-acidose.htm. 
Acesso em 02.mar.2019. 
O gás carbônico, dissolvido no sangue, estabelece o seguinte equilíbrio químico: 
 
CO2 + H2O ⇌ H2CO3 ⇌ H+ + HCO3– 
 
Uma pessoa fumante, com respiração deficiente em função de enfisema pulmonar, possui a 
transferência de gás carbônico reduzida para o exterior. Nessa situação, pode ocorrer 
 
a) elevação no pH sanguíneo e agravamento do quadro de alcalose. 
b) normalização da acidez sanguínea pela manutenção do pH. 
c) redução da concentração do H+ pelo deslocamento no equilíbrio da reação. 
d) diminuição no pH sanguíneo e desenvolvimento de quadro de acidose. 
 
42. (UFU MG/2015) 
O oxigênio que entra nos pulmões durante a respiração irá se ligar à hemoglobina (Hb) 
segundo o equilíbrio: 
Hb + O2 ⇌ HbO2 
 
Todavia, quando uma pessoa é submetida a um local cuja concentração de CO (monóxido 
de carbono) é elevada, o equilíbrio químico se altera, pois a molécula de monóxido de carbono 
tem afinidade pela hemoglobina cerca de 150 vezes maior que o oxigênio, motivo pelo qual é 
tóxica. 
A toxidez do CO pode ser atribuída 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 46 
 
a) ao seu potencial venenoso e à sua capacidade em se ligar com a hemoglobina, alterando 
o equilíbrio no sentido de decomposição do HbCO. 
b) ao deslocamento de equilíbrio no sentido da formação do HbO2, pois a quantidade de 
oxigênio disponível diminui. 
c) à formação da molécula de HbO2, que é mais estável do que a molécula de HbCO, devido 
à concentração elevada do monóxido. 
d) à sua competição com o oxigênio para se ligar à hemoglobina, se o ar inspirado tiver 
considerável conteúdo de monóxido. 
 
5. Gabarito Sem Comentários 
 
 
 
1. C 
2. B 
3. D 
4. D 
5. 11 
6. D 
7. B 
8. C 
9. B 
10. A 
11. C 
12. C 
13. A 
14. E 
15. C 
16. D 
17. A 
18. D 
19. 06 
20. C 
21. A 
22. A 
23. C 
24. 42 
25. C 
26. 07 
27. D 
28. A 
29. C 
30. D 
31. C 
32. C 
33. C 
34. D 
35. D 
36. B 
37. A 
38. D 
39. A 
40. D 
41. D 
42. D 
 
6. Questões Resolvidas E Comentadas 
1. (UFRGS RS/2015) 
Recentemente, cientistas conseguiram desenvolver um novo polímero que, quando cortado 
ao meio, pode regenerar-se. Esse material foi chamado de Terminator, em alusão ao T-1000 do 
filme Exterminador do Futuro 2, que era feito de uma liga metálica que se autorreparava. No 
polímero Terminator, a união das cadeias poliméricas é feita por dissulfetos aromáticos. Esses 
dissulfetos sofrem uma reação de metátese reversível à temperatura ambiente e sem a 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 47 
necessidade de catalisador. A autorreparação acontece quando a reação de metátese ocorre 
entre duas unidades que foram cortadas. 
R1 S
S R2
R3 S
S R4
+
R1 S
R3 S
S R2
S R4
+
 
Considere as afirmações abaixo, sobre essa reação. 
 
I. A reação de metátese nunca chega ao equilíbrio porque é reversível. 
II. A adição de catalisador leva a uma alteração no valor da constante do equilíbrio. 
III. A quantidade de material autorregenerado permanece inalterada em função do tempo, 
quando atingir o estado de equilíbrio. 
 
Quais estão corretas? 
 
a) Apenas I. 
b) Apenas II. 
c) Apenas III. 
d) Apenas I e III. 
e) I, II e III. 
 
Comentários: 
Analisando afirmativa por afirmativa, tem-se: 
I. Errada. A reação reversível é aquela que ocorre simultaneamente nos dois sentidos. Com 
isso, à medida que vai se formando o produto, o reagente vai sendo consumido. 
Quando a velocidade dos produtos se igual ao dos reagentes, tem-se o equilíbrio. Sendo 
assim, essa reação é reversível, pois é representada pela dupla seta e, nessa situação descrita, 
atinge o equilíbrio. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 48 
II. Errada. A adição de um catalisador não altera o valor da constante de equilíbrio em 
nenhuma reação. 
III. Certa. No equilíbrio, as velocidades permanecem constantes e iguais, assim como as 
concentrações serão constantes. Sendo assim, a quantidade de material autorregenerado 
permanece inalterada em função do tempo, quando atingir o estado de equilíbrio. 
Gabarito: C 
 
2. (PUC MG/2015) 
Um equilíbrio químico é atingido quando a proporção entre os reagentes e produtos de uma 
reação química se mantém constante ao longo do tempo. A constante de equilíbrio K é um valor 
característico do equilíbrio que permite relacionar quantitativamente as concentrações dos 
reagentes e produtos no equilíbrio. 
 
É CORRETO afirmar que a constante K é dependente: 
 
a) da pressão. 
b) da temperatura. 
c) da velocidade da reação. 
d) da superfície de contato entre os reagentes. 
 
Comentários: 
Analisando alternativa por alternativa, tem-se: 
a) Errada. A constante de equilíbrio independe da pressão do sistema. 
b) Certa. A constante de equilíbrio depende apenas da temperatura, já que ela possui um 
valor específico para cada reação a determinada temperatura. 
c) Errada. A constante de equilíbrio também independe da velocidade. Além disso, no 
equilíbrio, a velocidade da formação dos produtos é igual à velocidade de consumo dos 
reagentes. 
d) Errada. A superfície de contato altera a velocidade da reação, porém a constante de 
equilíbrio independe desta. 
Gabarito: B 
 
3. (PUC GO/2017) 
 
O relógio trabalha 
com o pisar de seus ponteiros 
e o tictac do peso de sua sombra 
caminheira, 
O relógio trabalha, 
como trabalha o homem 
na milenar origem de seu nome, 
como trabalha o pássaro 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 49 
como se fossem os minutos, os segundos, 
uma eterna idade 
e a idade de suas horas: vida inteira! 
 
O relógio trabalha, 
como na árvore trabalha a abelha 
o telúrico favo de seu mel, 
como trabalha o fígado 
na construção da bile, 
do fel. 
a transportar semente, 
além do voo, 
aquém do susto, 
tão de repente. 
 
[...] 
 
(VIEIRA, Delermando. Os tambores da tempestade. 
Goiânia: Poligráfica, 2010. p. 195.) 
O texto faz várias alusões a trabalho. Em nossa sociedade cada vez mais industrializada, 
trabalha-se sempre a favor da produção. Com isso, conhecer mecanismos que aceleram reações 
desejáveis e desaceleram reações indesejáveis é largamente interessante. Analise os itens 
abaixo: 
 
I. Na reação de síntese de um mol de água líquida a partir de oxigênio e hidrogênio no 
estado gasoso, a velocidade de formação de água é igual à velocidade de consumo do oxigênio 
e do hidrogênio. 
II. O catalisador cria um novo caminho dos reagentes para os produtos com uma energia de 
ativação menor. 
III. O estado de equilíbrio químico é obtido quando as velocidades das reações direta e 
inversa se igualam. Cineticamente, esse estado é atingido assim que se misturam os reagentes. 
IV. A ordem de uma reação não é diretamente proporcional a sua molecularidade. 
 
Em relação às proposições analisadas, assinale a única alternativa cujos itens estão todos 
corretos: 
 
a) I e II. 
b) I e IV. 
c) II e III. 
d) II e IV. 
 
Comentários: 
Analisando afirmativa por afirmativa, tem-se: 
I. Errada. A reação de produção de H2O é dada por: 
𝐻2 +
1
2
𝑂2 → 𝐻2𝑂 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 50 
Essa reação é muito difícil de acontecer uma vez que os hidrogênios precisariam quebrar a 
ligação entre os oxigênios, ou seja, atrair os elétrons. Entretanto, o hidrogênio é menos 
eletronegativo do que o oxigênio, dificultando a condição dessa reação. 
A reação inversa, dada por: 
𝐻2𝑂 → 𝐻2 +
1
2
𝑂2 
É a eletrólise da água, que demanda muita energia para ser realizada. Portanto, o equilíbrio: 
𝐻2 +
1
2
𝑂2 ⇌ 𝐻2𝑂 
É inexistente. Então, as velocidades dessas reações não serão iguais, já que não atingem 
um equilíbrio. 
II. Certa. Esse é o papel do catalisador, criar um novo caminho para a reação em que a 
energia de ativação seja menor do que a reação sem ele. 
III. Errada. Realmente, o estado de equilíbrio é atingido quando a velocidade da reação direta 
é igual à reação inversa. Uma vez atingido esse estado, as concentrações de reagentes e 
produtos são iguais. Entretanto, isso acontece ao longo da reação, como passar do tempo em 
que as espécies atingem determinada concentração. 
IV. Certa. A reação não necessariamente tem a ordem igual à quantidade de moléculas 
envolvidas nos reagentes. Por exemplo: 
𝐻2 + 2𝑁𝑂 → 𝑁2𝑂 + 𝐻2𝑂 
Essa reação é trimolecular (1 molécula de H2 + 2 moléculas de NO), mas, não 
necessariamente, a ordem dela é 3, necessita-se de outras informações para descobrir-se a 
ordem. 
Gabarito: D 
 
4. (Faculdade Santo Agostinho BA/2018) 
Considere o seguinte equilíbrio químico em água: 
 
HCO3- (aq) ⇌ H+ (aq) + CO32-(aq). 
 
Qual das seguintes afirmativas pode ser concluída utilizando-se apenas da equação? 
 
a) As concentrações no equilíbrio de todos os participantes são iguais. 
b) O equilíbrio foi atingido começando com apenas HCO3- em solução. 
c) A expressão da constante de equilíbrio leva-se em conta apenas HCO3-. 
d) A velocidade da reação direta iguala-se à reação inversa. 
 
Comentários: 
Analisando alternativa por alternativa, tem-se: 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 51 
a) Errada. No equilíbrio, o que se garante que é igual é a velocidade da reação direta e 
inversa. As concentrações podem ser diferentes. 
b) Errada. O equilíbrio pode ser atingido quando se inicia com alguma quantidade de um dos 
produtos também, porém, precisaria formar menos do produto para atingir o equilíbrio. 
c) Errada. A expressão da constante de equilíbrio (K), como todas as espécies estão em meio 
aquoso, é dada por: 
𝐾 =
[𝐻+]𝑒𝑞 ⋅ [𝐶𝑂3
2−]𝑒𝑞
[𝐻𝐶𝑂3
−]𝑒𝑞
 
Se a quantidade de H+ e CO32- no equilíbrio for igual a 1 mol/L, a expressão só dependeria 
do bicarbonato. 
d) Certa. Sabendo que a reação possui um equilíbrio e apenas com ela, tem-se a certeza de 
que a velocidade da reação direta iguala-se à da reação inversa no equilíbrio. 
Gabarito: D 
 
5. (UEPG PR/2015) 
Dada a equação genérica: aA + bB → cC + dD e aplicando-se a lei da ação das massas, tem-
se a expressão abaixo para o cálculo da velocidade dessa reação. Sobre o assunto, assinale o 
que for correto. 
v = k[A]a [B]b 
 
01. [A] e [B] representam a concentração molar dos reagentes. 
02. Quanto maioro valor de k maior será a velocidade da reação. 
04. Quanto maior a ordem da reação, menor será a influência da concentração dos reagentes 
sobre a velocidade. 
08. A soma dos expoentes (a+b) indica a ordem da reação. 
 
Comentários: 
Analisando afirmativa por afirmativa, tem-se: 
01. Certa. Dada a reação no enunciado, vê-se que A e B são os reagentes, logo, a 
concentração destes é dada por: [A] e [B], respectivamente. 
02. Certa. É fácil ver que a velocidade é diretamente proporcional à constante k. 
04. Errada. Quanto maior a ordem da reação, maiores os valores de a e b e, quanto maiores 
os valores de [A] e [B] maior será a velocidade da reação. Isso acontece porque a velocidade é 
diretamente proporcional a [A]a e [B]b. 
08. Certa. É o método de se descobrir a ordem da reação, ou seja, somar os expoentes da 
função da velocidade. Com isso, a ordem da reação é dada por: 
𝑎 + 𝑏 
Gabarito: 11 
 

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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 52 
6. (UNIRG TO/2012) 
A figura a seguir descreve uma reação hipotética em equilíbrio químico. Sobre este processo 
reacional pode-se afirmar que 
 
 
 
a) o composto A no ponto de equilíbrio foi totalmente consumido. 
b) o composto B no ponto de equilíbrio foi totalmente consumido. 
c) o composto B forma-se a partir do ponto de equilíbrio 
d) no ponto de equilíbrio não há alterações das concentrações do reagente ou produto. 
 
Comentários: 
Analisando alternativa por alternativa, tem-se: 
a) Errada. A concentração molar de A, no ponto de equilíbrio, ou seja, onde [A]=[B]; equivale 
a, mais ou menos, metade da concentração inicial. 
b) Errada. A concentração de B só cresce ao longo do tempo, a ponto de se igualar a de A, 
atingindo o equilíbrio. 
c) Errada. O composto B vai sendo formado com o passar do tempo até atingir a concentração 
do equilíbrio. 
d) Certa. No ponto de equilíbrio, as concentrações do reagente e do produto seguem-se 
constantes com o passar do tempo. Além disso, nesse estado, a velocidade da reação direta é 
igual à da inversa. 
Gabarito: D 
 
7. (UERJ/2020) 
Considere as quatro reações químicas em equilíbrio apresentadas abaixo. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 53 
 
Após submetê-las a um aumento de pressão, o deslocamento do equilíbrio gerou aumento 
também na concentração dos produtos na seguinte reação: 
 
a) I 
b) II 
c) III 
d) IV 
 
Comentários: 
O aumento da pressão favorece o deslocamento do equilíbrio para o lado de menor volume, 
ou seja, o lado em que há maior número de mols total. Então, o número de mols dos produtos 
deve ser menor do que o dos reagentes. 
Sendo assim, analisando alternativa por alternativa, tem-se: 
a) Errada. O número de mols dos reagentes é igual ao dos produtos: 2. 
b) Certa. O número de mols de reagentes é igual a 3 versus 2 dos produtos. Com isso, há 
deslocamento do equilíbrio para direita (formação de produtos). 
c) Errada. Os produtos possuem o mesmo número de mols dos reagentes: 2. 
d) Errada. Os reagentes possuem um número de mols (2) menor do que os produtos (3). 
Sendo assim, o equilíbrio é deslocado para a formação dos reagentes. 
Gabarito: B 
 
8. (UEG GO/2020) 
Considere que na reação química hipotética representada a seguir um mol de um composto 
A seja misturado com um mol de um composto B e, transcorrido certo tempo, estabeleça-se o 
equilíbrio químico, momento em que se verifica que existem 2/5 de mol de A. 
A + B ⇌ C + D 
O valor numérico da constante de equilíbrio, Kc, será igual a: 
 
a) 2,50 
b) 3,25 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 54 
c) 2,25 
d) 5,70 
e) 8,30 
 
Comentários: 
A reação e suas respectivas concentrações podem ser esquematizadas da seguinte maneira: 
 A + B ⇌ C + D 
Início 1 mol 1 mol 0 mol 0 mol 
Reação x mol x mol x mol x mol 
Equilíbrio 2/5 mol 1-x mol x+0 mol X+0 mol 
 
Sabendo que x mol é a fração de A que reage e como a estequiometria da reação é de 1:1:1:1, 
então, tem-se que x mol de B também reage para formar x mol de C e D. 
Como tem-se 2/5 mol (ou 0,4 mol) de A no equilíbrio, a quantidade que reage (x) é dada por: 
1 𝑚𝑜𝑙 − 𝑥 = 0,4 𝑚𝑜𝑙 
𝑥 = 0,6 𝑚𝑜𝑙 
Sendo assim, tem-se a tabela completa dada por: 
 A + B ⇌ C + D 
Início 1 mol 1 mol 0 mol 0 mol 
Reação 0,6 mol 0,6 mol 0,6 mol 0,6 mol 
Equilíbrio 0,4 mol 0,4 mol 0,6 mol 0,6 mol 
Considerando um recipiente de 1L, a constante de equilíbrio (K) é dada por: 
𝐾 =
[𝐶] ⋅ [𝐷]
[𝐴] ⋅ [𝐵]
 
𝐾 =
0,6
𝑚𝑜𝑙
𝐿 ⋅ 0,6
𝑚𝑜𝑙
𝐿
0,4
𝑚𝑜𝑙
𝐿 ⋅ 0,4
𝑚𝑜𝑙
𝐿
 
𝐾 = 2,25 
Gabarito: C 
 
9. (FCM PB/2019) 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 55 
Na vida cotidiana, a habitual exposição a substâncias químicas tóxicas tem se convertido, 
cada vez mais, em uma preocupação para a saúde. As reações químicas ocorrem através de 
colisões entre moléculas dos reagentes. 
Um médico, que trabalha em Guangzhou na China, atende pacientes, trabalhadores, que 
inalam NO2(g) devido ao seu ambiente de trabalho nas indústrias locais. Como esses 
trabalhadores exercem suas atividades em locais fechados. Ocorre que essa molécula entra em 
“equilíbrio químico”. O valor da constante de equilíbrio em função das concentrações das 
espécies no equilíbrio, em quantidade de matéria, é um dado importante para se avaliar a 
extensão (rendimento) da reação quando as concentrações não se alteram mais. O trabalhador 
que exerce sua função em equipamentos que utilizam N2O4(l) em suas engrenagens, devido a 
temperatura local, muda de estado físico a uma temperatura de 100 °C no equipamento. No 
ambiente fechado o seguinte equilíbrio ocorre: 
N2O4(g) ⇌ 2NO2(g) 
 
Nesse contexto a constante de equilíbrio tem o seguinte valor: 
 
a) 0,50 
b) 0,27 
c) 3,00 
d) 1,80 
e) 0,13 
 
Comentários: 
De acordo com a reação, a constante de equilíbrio (K) é dada por: 
𝐾 =
[𝑁𝑂2]𝑒𝑞
2
[𝑁2𝑂4]𝑒𝑞
 
Como a concentração de NO2 no equilíbrio é de 0,090 mol/L e a do N2O4 é de 0,030 mol/L, 
tem-se: 
𝐾 =
(0,090)2 𝑚𝑜𝑙/𝐿
0,030 𝑚𝑜𝑙/𝐿
 
𝐾 = 0,27 
Gabarito: B 
 
10. (UFRGS RS/2019) 
Quando se monitoram as concentrações na reação de dimerização do NO2, 2 NO2 ⇌ N2O4, 
obtém-se a seguinte tabela (concentrações em mol·L–1) 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 56 
 
Qual o valor de x em mol·L–1 e qual o valor da constante de equilíbrio em termos das 
concentrações? 
 
a) x = 0,4; KC = 5 
b) x = 0,4; KC = 1 
c) x = 0,8; KC = 2 
d) x = 1,6; KC = 5 
e) x = 2,0; KC = 4 
 
Comentários: 
Tempo muito longo na tabela quer dizer equilíbrio. Com isso, pode-se reconstruir a tabela da 
seguinte maneira: 
 2𝑁𝑂2 ⇌ 𝑁2𝑂4 
Início 2 mol/L 0 
Reação 2Y mol/L Y mol/L 
Equilíbrio x 0,8 mol/L 
 
A soma entre a quantidade inicial de N2O4 com a quantidade que participou da reação (Y) é 
de 0,8 mol/L, então, Y é dado por: 
0
𝑚𝑜𝑙
𝐿
+ 𝑌 = 0,8 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
𝑌 = 0,8 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
Como a quantidade de NO2 consumida é o dobro da quantidade formada de N2O4 (Y) por 
causa da estequiometria, tem-se: 
2 ⋅ 0,8 𝑚𝑜𝑙 ⋅ 𝐿−1 = 1,6 
𝑚𝑜𝑙
𝐿
 
No equilíbrio, tem-se x mol/L, que equivale a diferença entre a quantidade inicial de NO2 (2 
mol/L) com a quantidade que reagiu (1,6 mol/L). Então, x é dado por: 
𝑥 = 2
𝑚𝑜𝑙
𝐿
− 1,6 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
𝑥 = 0,4
𝑚𝑜𝑙
𝐿
 
Portanto, a tabela completa é dada por: 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 57 
 2𝑁𝑂2 ⇌ 𝑁2𝑂4 
Início 2 mol/L 0 
Reação 1,6 mol/L 0,8 mol/L 
Equilíbrio x = 0,4 mol/L 0,8 mol/L 
A constante de equilíbrio (K) é dada por: 
𝐾 =
[𝑁2𝑂4]𝑒𝑞
[𝑁𝑂2]𝑒𝑞2
 
𝐾 =
0,8 𝑚𝑜𝑙/𝐿
0,42 𝑚𝑜𝑙/𝐿
 
𝐾 = 5Gabarito: A 
 
11. (Univag MT/2019) 
O gás hidrogênio, quando entra em contato com o coque, em condições adequadas, é 
transformado em metano, de acordo com a equação química a seguir, que representa o sistema 
em equilíbrio químico. 
 
C (s) + 2H2 (g) ⇌ CH4 (g) 
 
A tabela apresenta as concentrações no equilíbrio dos gases H2 e CH4 em diferentes 
temperaturas, sob pressão de 1 atm. 
 
 
 
O valor aproximado da constante de equilíbrio químico (Kc) a 900 K e a classificação da 
reação no sentido de formação do gás metano são 
 
a) 3,5 e exotérmica. 
b) 7,0 e endotérmica. 
c) 11,0 e exotérmica. 
d) 23,0 e exotérmica. 
e) 0,1 e endotérmica. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 58 
 
Comentários: 
Como o carbono é sólido, ele não entra na fórmula da constante de equilíbrio. A 900 K, a 
concentração de H2 e de CH4 são, respectivamente: 0,62 mol/L e 4,35 mol/L. Com isso, o valor 
da constante é dada por: 
𝐾𝑐 =
[𝐶𝐻4]𝑒𝑞
[𝐻2]𝑒𝑞
2 
𝐾𝑐 =
4,35
𝑚𝑜𝑙
𝐿
0,622
𝑚𝑜𝑙
𝐿
 
𝐾𝑐 =
4,35
0,3844
≅ 11 
 
A reação de formação do metano a partir do carbono e hidrogênio é uma reação de síntese. 
A maioria das reações de síntese são exotérmicas. 
Além disso, o aumento de temperatura cursa com redução da concentração de CH4 e, como 
o aumento da temperatura desloca o equilíbrio para reação endotérmica. Então, a reação 
endotérmica é o lado dos reagentes. Portanto, o lado dos produtos (formação de metano) é 
exotérmica. 
Gabarito: C 
 
12. (IBMEC SP Insper/2019) 
O gás metano pode ser empregado para obtenção de hidrogênio, em uma reação com vapor 
d’água, denominada reforma, representada pela equação: 
 
CH4 (g) + H2O (g) ⇌ 3H2 (g) + CO (g) 
 
Os dados de reações de reforma do gás metano em diferentes temperaturas estão indicados 
na tabela. 
 
 
 
Sobre a reforma do gás metano, pode-se afirmar que a formação do gás hidrogênio é um 
processo 
 
a) exotérmico, favorecido pela diminuição da temperatura e pela diminuição da pressão. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 59 
b) exotérmico, favorecido pelo aumento da temperatura e pela diminuição da pressão. 
c) endotérmico, favorecido pelo aumento da temperatura e pela diminuição da pressão. 
d) endotérmico, favorecido pela diminuição da temperatura e pelo aumento da pressão. 
e) endotérmico, favorecido pelo aumento da temperatura e pelo aumento da pressão. 
 
Comentários: 
Conceitos importantes extraídos da tabela: 
I. Aumento da temperatura favorece a reação endotérmica, haja vista que a constante de 
equilíbrio cresce muito (passa da ordem de 10-25 para 103). 
II. Sendo assim, a reação de formação do gás hidrogênio é endotérmica. 
III. O aumento da pressão desloca o equilíbrio para o lado de menor número de mols. 
IV. Como tem-se 4 mols nos produtos e 2 mols nos reagentes, a formação de H2 é favorecida 
por uma redução de pressão. 
Portanto, analisando alternativa por alternativa, tem-se: 
a) Errada. A reação é endotérmica e favorecida por um aumento de temperatura. 
b) Errada. A reação é endotérmica. 
c) Certa. A reação é endotérmica, em que a formação do gás hidrogênio é favorecida pelo 
aumento da temperatura e pela diminuição da pressão. 
d) Errada. A reação é favorecida pelo aumento de temperatura e, como visto acima, pela 
redução da pressão. 
e) Errada. A reação é favorecida por uma redução de pressão, haja vista que o número de 
mols do produto (onde tem o H2) é maior do que o dos reagentes. 
Gabarito: C 
 
13. (UECE/2019) 
A uma determinada temperatura, encontram-se, em equilíbrio, X mols de pentacloreto de 
fósforo, 1 mol de tricloreto de fósforo e 1 mol de cloro, em um recipiente fechado de 10 litros. 
Sabendo-se que, na temperatura indicada, a constante de equilíbrio do sistema é 0,02, a 
quantidade de mols de pentacloreto de fósforo é 
 
a) 5. 
b) 3. 
c) 4. 
d) 2. 
 
Comentários: 
A reação descrita no enunciado pode ser representada por: 
𝑃𝐶𝑙5 ⇌ 𝑃𝐶𝑙3 + 𝐶𝑙2 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 60 
Como tem-se 10 L no recipiente, a concentração molar (M) de cada espécie no equilíbrio é 
de: 
𝑀𝑃𝐶𝑙5 =
𝑋
10
 𝑚𝑜𝑙 ⋅ 𝐿−1 
𝑀𝑃𝐶𝑙3 =
1
10
 𝑚𝑜𝑙 ⋅ 𝐿−1 
𝑀𝐶𝑙2 =
1
10
 𝑚𝑜𝑙 ⋅ 𝐿−1 
Sendo a constante de equilíbrio do sistema (K) igual a 0,02, tem-se: 
𝐾 =
𝑀𝑃𝐶𝑙3 ⋅ 𝑀𝐶𝑙2
𝑀𝑃𝐶𝑙5
 
0,02 =
1
10𝑚𝑜𝑙 ⋅ 𝐿
−1 ⋅
1
10 ⋅ 𝑚𝑜𝑙 ⋅ 𝐿
−1
𝑋
10𝑚𝑜𝑙 ⋅ 𝐿
−1
 
0,02𝑋 𝑚𝑜𝑙
10 𝐿
=
1
100
 𝑚𝑜𝑙 ⋅ 𝐿−1 
𝑋 = 5 𝑚𝑜𝑙 
Gabarito: A 
 
14. (UCS RS/2019) 
Foi aprovado em segunda votação na sessão vespertina da última terça-feira do mês de 
agosto de 2018, o Projeto de Lei nº 354/2016 que proíbe a queima de pneus em Mato Grosso, 
sem a utilização de sistemas eficazes de filtração. O objetivo é diminuir a quantidade de 
poluentes liberados no meio ambiente, como o dióxido de enxofre. 
 
 
 
“A queima de pneus libera produtos químicos tóxicos e metais pesados capazes de produzir 
efeitos adversos à saúde humana, como perda de memória, deficiência no aprendizado, 
supressão do sistema imunológico e danos nos rins e fígado”, argumenta o parlamentar 
responsável pelo texto do Projeto. 
Disponível em: <https://www.minutomt.com.br/queima-de-pneus-sem-filtragem-sera-proibida-em-mato-grosso/>;<https://www.novanoticias.com.br/ 
noticias/geral/queima-de-pneus-pode-ser-proibida-em-mato-grosso-do-sul>. 
Acesso em: 16 ago. 18. (Parcial e adaptado.) 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 61 
Considere o seguinte equilíbrio químico envolvendo a transformação do dióxido de enxofre 
em trióxido de enxofre: 
2 SO2 (g) + O2 (g) ⇌ 2 SO3 (g) 
 
Assinale a alternativa que apresenta, corretamente, a expressão matemática que relaciona 
Kp e Kc para o equilíbrio químico descrito acima. 
Observação: Os gases aqui mencionados possuem comportamento ideal. 
 
a) Kp = Kc 
b) Kp = Kc (RT) 
c) Kp = Kc (RT)2 
d) Kp = Kc / (RT)2 
e) Kp = Kc / (RT) 
 
Comentários: 
Sabendo que a relação da constante de equilíbrio em termos de concentração (Kc) e em 
termos de pressão (Kp) é dada por: 
𝐾𝑝 = 𝐾𝑐 ⋅ (𝑅𝑇)∆𝑛 
Em que R é a constante universal dos gases, T a temperatura e ∆n a variação do número de 
mols entre produtos e reagentes. Sendo assim, ∆n é dado por: 
∆𝑛 = 𝑛𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − 𝑛𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 
∆𝑛 = 2 𝑚𝑜𝑙𝑠 − 3 𝑚𝑜𝑙𝑠 
∆𝑛 = −1 𝑚𝑜𝑙 
Portanto, a relação entre Kp e Kc é dada por: 
𝐾𝑝 = 𝐾𝑐 ⋅ (𝑅𝑇)−1 
𝐾𝑝 =
𝐾𝑐
𝑅𝑇
 
Gabarito: E 
 
15. (UNIFOR CE/2018) 
Em temperaturas próximas a 800 °C, o vapor d’água reage com o coque (uma forma de 
carbono obtida a partir do carvão) para formar os gases CO e H2. É uma fonte primária para a 
produção de hidrogênio, mas é um processo bastante endotérmico. A 800 °C e 1 atm, a constante 
de equilíbrio para a reação 
 
C(s) + H2O(g) → CO(g) + H2(g) é igual a 1,6. 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 62 
Qual é o valor da fração molar para o hidrogênio na fase gasosa na condição de equilíbrio? 
 
a) 0,12 
b) 0,22 
c) 0,44 
d) 0,33 
e) 0,55 
 
Comentários: 
No equilíbrio, a constante em termos de pressão é dada por: 
𝐾𝑝 =
𝑝𝐶𝑂 ⋅ 𝑝𝐻2
𝑝𝐻2𝑂
 
Como o carbono é sólido, ele não entra na fórmula. Além disso, p é a pressão parcial dos 
gases, a qual é dada pelo produto da fração molar (x) com a pressão total (P = 1 atm). Com isso, 
pode-se reescrever o Kp da seguinte maneira: 
𝐾𝑝 =
𝑥𝐶𝑂 ⋅ 𝑃𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 ⋅ 𝑥𝐻2 ⋅ 𝑃𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙
𝑥𝐻2𝑂 ⋅ 𝑃𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙
 
𝐾𝑝 =
𝑥𝐶𝑂 ⋅ 1 𝑎𝑡𝑚 ⋅ 𝑥𝐻2 ⋅ 1 𝑎𝑡𝑚
𝑥𝐻2𝑂 ⋅ 1 𝑎𝑡𝑚
 
𝐼) 𝐾𝑝 =
𝑥𝐶𝑂 ⋅ 𝑥𝐻2
𝑥𝐻2𝑂
 
Sabendo que a soma de todas as frações molares equivale a 100%, ou seja, 1, tem-se: 
𝑥𝐶𝑂 + 𝑥𝐻2 + 𝑥𝐻2𝑂= 1 
Pela estequiometria da reação, os produtos têm relação de 1:1, então, a fração molar do CO 
é igual ao do H2. Daí, vem: 
𝐼𝐼) 𝑥𝐶𝑂 = 𝑥𝐻2 
𝑥𝐻2 + 𝑥𝐻2 + 𝑥𝐻2𝑂 = 1 
2𝑥𝐻2 + 𝑥𝐻2𝑂 = 1 
𝐼𝐼𝐼) 𝑥𝐻2𝑂 = 1 − 2𝑥𝐻2 
Substituindo II e III em I, tem-se: 
𝐾𝑝 =
𝑥𝐻2 ⋅ 𝑥𝐻2
1 − 2𝑥𝐻2
 
Já que Kp é igual a 1,6, tem-se: 
1,6 =
𝑥𝐻2
2
1 − 2𝑥𝐻2
 
𝑥𝐻2
2 + 3,2𝑥𝐻2 − 1,6 = 0 
Resolvendo essa equação de segundo grau, tem-se: 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 63 
∆= 3,22 − 4 ⋅ 1(−1,6) 
∆= 10,24 + 6,4 = 16,64 
√∆= 4,08 
Com isso, como 𝑥𝐻2é uma grandeza positiva (fração molar), então tem-se apenas uma 
solução possível, que é dada por: 
𝑥𝐻2 =
−3,2 + 4,08
2
= 0,439 
𝑥𝐻2 ≅ 0,44 
Gabarito: C 
 
16. (UNITAU SP/2018) 
A hemoglobina presente no sangue transporta oxigênio dos pulmões para os tecidos, e 
dióxido de carbono dos tecidos para os pulmões. A mioglobina (Mb) presente no músculo é 
utilizada para armazenar oxigênio; e a hemoglobina do adulto (HbA) é diferente daquela do feto 
(HbF). Todas essas moléculas se ligam ao oxigênio. A figura a seguir mostra as curvas de 
saturação de oxigênio, em %, das hemoglobinas e da mioglobina, ou seja, a proporção dessas 
moléculas que estão ligadas ao oxigênio, em função de pressão parcial de oxigênio. 
 
 
 
Nos pulmões, a pressão parcial de oxigênio é de 100 mmHg, e, nos tecidos, é igual a 30 
mmHg. Durante um exercício, a pressão parcial de oxigênio no tecido muscular pode baixar até 
20 mmHg. 
 
Observação - P50 é pressão parcial, na qual a saturação é 50%. 
 
Em relação às curvas de saturação, leia as afirmativas abaixo. 
 
I. HbF apresenta menor afinidade com o oxigênio, se comparada com HbA. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 64 
II. As moléculas que apresentam a maior e a menor afinidade com o oxigênio são a HbA e a 
mioglobina, respectivamente. 
III. HbA libera maior quantidade de oxigênio para o músculo durante o exercício, em 
comparação com mioglobina e HbF. 
 
Está INCORRETO o que se afirma em: 
 
a) I, apenas. 
b) II, apenas. 
c) III, apenas. 
d) I e II, apenas. 
e) II e III, apenas. 
 
Comentários: 
Analisando afirmativa por afirmativa, tem-se: 
I. Errada. A HbF apresenta maior afinidade com o oxigênio em relação à HbA. Se for analisado 
no gráfico a pressão parcial de 25 mmHg, por exemplo, a HbA apresenta saturação de oxigênio 
de um pouco menor do que 50%. Já a HbF, a essa mesma pressão, tem afinidade ao oxigênio 
próxima de 75%. 
II. Errada. A Mb apresenta a maior afinidade e a HbA a menor. Escolhendo a pressão de 25 
mmHg, tem-se que a Mb tem afinidade ao oxigênio próxima de 90%. Como visto na afirmativa 
acima, a HbA possui afinidade próxima de 50%. 
III. Certa. Como visto nos comentários acima, a HbA possui menor afinidade pelo oxigênio 
frente as outras duas. Então, ela libera uma quantidade maior de oxigênio durante o exercício, 
já que a pressão parcial, no exercício, é de 20 mmHg. 
 
OBS.: o raciocínio feito com uma pressão 25 mmHg é idêntico ao feito com 20 mmHg, já que 
ambas pressões estão numa faixa da curva em que se observa melhor a saturação de oxigênio. 
Gabarito: D 
 
17. (UFT TO/2020) 
O carbonato de cálcio pode ser dissolvido em água pela adição de gelo seco (dióxido de 
carbono sólido), o que produz o bicarbonato de cálcio em solução. O gás dissolvido pode ser 
removido por fervura da amostra. O processo de dissolução do carbonato de cálcio é 
representado pela equação a seguir. 
 
CaCO3(s) + CO2(aq) + H2O () ⇌ Ca2+ (aq) + 2 HCO3– (aq) 
 
Analise as afirmativas sobre o sistema no equilíbrio e marque a alternativa CORRETA. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 65 
 
a) A fervura da solução causa a precipitação de carbonato de cálcio. 
b) A adição de água aumenta o valor da constante de equilíbrio. 
c) A adição de cloreto de cálcio à mistura eleva o pH. 
d) Se a concentração de bicarbonato triplicar, a constante de equilíbrio será seis vezes maior. 
 
Comentários: 
Analisando alternativa por alternativa, tem-se: 
a) Certa. Segundo o enunciado, a fervura remove o gás dissolvido e, pela reação, o gás é 
removido na esquerda da reação, que é o lado onde há o precipitado (CaCO3). 
b) Errada. Como a água está em estado líquido, ou seja, é o solvente, não entra na equação 
da constante de equilíbrio. Sendo assim, a adição de água é irrelevante no valor da constante. 
c) Errada. O cloreto de cálcio (CaC2) é um sal neutro, já que vem da reação de um ácido 
forte (HC) com uma base forte [Ca(OH)2]. Sendo assim, deixa o pH do meio inalterado. 
2𝐻𝐶𝑙 + 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 → 𝐶𝑎𝐶𝑙2 + 𝐻2𝑂 
d) Errada. A constante de equilíbrio (K) pode ser escrita da seguinte maneira: 
𝐾 =
[𝐶𝑎2+] ⋅ [𝐻𝐶𝑂3
−]2
[𝐶𝑂2]
 
Sendo assim, ao triplicar a concentração de bicarbonato, a constante de equilíbrio fica nove 
vezes maior, já que a concentração de bicarbonato é elevada ao quadrado. 
Gabarito: A 
 
18. (FCM MG/2020) 
A figura abaixo ilustra uma reação hipotética de A(g) → B(g) ΔH > 0. Na figura, as bolinhas 
em I correspondem ao reagente A e a sequência da esquerda para a direita indica o sistema à 
medida que o tempo passa. 
Sendo os processos elementares com constantes de velocidade 4,2 10–3 s–1 para a reação 
direta e 1,5 10–1s–1 para a reação inversa, assinale a alternativa CORRETA. 
 
 
(BROWN, LeMay, BURSTEN. Química Central. 9a Edição. 
PEARSON: SP, 2005, p. 558. Adaptado.) 
 
a) O valor da constante de equilíbrio para a reação A(g) = B(g) é 2,8·10–4. 
b) A temperatura, ao ser aumentada, diminui o número de bolas escuras. 


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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 66 
c) A pressão parcial de A, no equilíbrio, é igual à pressão parcial de B. 
d) O sistema A(g) = B(g) atinge um estado de equilíbrio químico em IV. 
 
Comentários: 
Analisando afirmativa por afirmativa, tem-se: 
a) Errada. Sabendo que a constante de equilíbrio (Kc) é dada pela razão entre a constante 
da velocidade direta (kd) com a inversa (ki). Daí, vem: 
𝑐 =
𝑘𝑑
𝑘𝑖
 
Como kd é igual a 4,2 10–3 s–1 e ki é igual a 1,5 10–1s–1, tem-se: 
𝐾𝑐 =
4,2 ⋅ 10−3 ⋅ 𝑠−1
1,5 ⋅ 10−1 ⋅ 𝑠−1
 
𝐾𝑐 = 2,8 ⋅ 10−2 
b) Errada. Como a reação de A formando B é endotérmica e o aumento da temperatura 
favorece a reação endotérmica, essa temperatura aumentada aumenta as bolas escuras. 
c) Errada. Como a reação é do tipo: 
𝐴 (𝑔) → 𝐵 (𝑔) 
Sabendo que a relação da constante de equilíbrio em termos de concentração (Kc) e em 
termos de pressão (Kp) é dada por: 
𝐾𝑝 = 𝐾𝑐 ⋅ (𝑅𝑇)∆𝑛 
Em que R é a constante universal dos gases, T a temperatura e ∆n a variação do número de 
mols entre produtos e reagentes. Sendo assim, ∆n é dado por: 
∆𝑛 = 𝑛𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − 𝑛𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 
∆𝑛 = 1 𝑚𝑜𝑙 − 1 𝑚𝑜𝑙 
∆𝑛 = 0 𝑚𝑜𝑙 
Portanto, a relação entre Kp e Kc é dada por: 
𝐾𝑝 = 𝐾𝑐 ⋅ (𝑅𝑇)0 
𝐾𝑝 = 𝐾𝑐 
Sendo assim, Kp é dado por: 
𝐾𝑝 =
𝑝𝐵
𝑝𝐴
 
Em que p é a pressão de B e de A. Como Kp é igual a Kc, que foi encontrado no comentário 
da letra A, tem-se: 
2,8 ⋅ 10−2 =
𝑝𝐵
𝑝𝐴
 
2,8 ⋅ 10−2 ⋅ 𝑝𝐴 = 𝑝𝐵 
 
Portanto, pB é levemente menor do que pA no equilíbrio. 
 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 67 
d) Certa. Ao atingir o equilíbrio, além da velocidade direta se igualar com a da inversa, a 
concentração das espécies fica constante com o passar do tempo. 
Sendo assim, vê-se que em III tem-se 6 bolinhas brancas e 4 bolinhas pretas, já em IV, esse 
valor muda para 4 bolinhas brancas e 6 pretas. Já em V, continua-se com 4 bolinhas brancas e 
6 pretas, ou seja, de IV para V não houve mudança na concentração. 
Portanto, o equilíbrio é atingido na faseIV. 
Gabarito: D 
 
19. (UEM PR/2020) 
Em um cilindro de volume 1 L são adicionados 1 mol do reagente H2(g) e 1 mol do reagente 
C2(g). Eles reagem entre si e, após um dado tempo, atingem o equilíbrio, formando 1,6 mol de 
HC(g). 
 
Sobre o assunto, assinale o que for correto. 
 
01. Mantida a temperatura constante, uma alteração de volume do cilindro deslocará o 
equilíbrio da reação. 
02. A constante de equilíbrio da reação descrita no comando da questão (caput) é 64. 
04. Ao se colocarem 2 mols de HC(g) em um cilindro inicialmente evacuado de 1 L que se 
encontra na mesma temperatura do cilindro descrito no caput, após se atingir o equilíbrio, será 
obtido 0,2 mol de H2(g). 
08. Na reação descrita no comando da questão (caput), a substituição de 1 mol do cloro 
gasoso no meio reacional por 1 mol de iodo sólido, obtendo-se no equilíbrio 1,6 mol de HI(g), 
fará que o valor numérico da constante de equilíbrio seja o mesmo da reação com o cloro. 
16. Um catalisador deve ser adicionado ao cilindro para que a quantidade de HCl obtida, no 
equilíbrio, seja maior que 1,6 mol. 
 
Comentários: 
A reação é dada por: 
𝐻2 + 𝐶𝑙2 ⇌ 2𝐻𝐶𝑙 
 
Analisando afirmativa por afirmativa, tem-se: 
01. Errada. Uma alteração do volume acarreta uma alteração na pressão, ou seja, se o 
primeiro aumenta, o segundo diminui. Sendo assim, o aumento da pressão desloca o equilíbrio 
para o lado de menor número de mols, porém, o número de mols dos produtos é igual ao dos 
reagentes. Então, a variação da pressão não desloca equilíbrio. 
02. Certa. Como tem-se 1 L de volume, as concentrações iniciais de hidrogênio e cloro são 1 
mol/L para formar, no equilíbrio, 1,6 mol/L de ácido clorídrico. 
 𝐻2 + 𝐶𝑙2 ⇌ 2𝐻𝐶𝑙 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 68 
Início 1 mol/L 1 mol/L 0 
Reação x mol/L x mol/L 2x mol/L 
Equilíbrio 1-x mol/L 1-x mol/L 1,6 mol/L 
 
Como o número total de ácido clorídrico é 1,6 mol/L e, no início, tem-se 0 mol/L deste, então, 
a concentração que reage é dada por: 
0 + 2𝑥
𝑚𝑜𝑙
𝐿
= 1,6
𝑚𝑜𝑙
𝐿
 
𝑥 = 0,8
𝑚𝑜𝑙
𝐿
 
Portanto, no equilíbrio, tem-se a concentração de hidrogênio e cloro dadas por: 
1 − 𝑥
𝑚𝑜𝑙
𝐿
= 1 − 0,8
𝑚𝑜𝑙
𝐿
= 0,2 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
Então, a tabela completa é dada por: 
 𝐻2 + 𝐶𝑙2 ⇌ 2𝐻𝐶𝑙 
Início 1 mol/L 1 mol/L 0 
Reação 0,8 mol/L 0,8 mol/L 1,6 mol/L 
Equilíbrio 0,2 mol/L 0,2 mol/L 1,6 mol/L 
Sendo assim, a constante de equilíbrio (Kc) é dada por: 
𝑐 =
[𝐻𝐶𝑙]𝑒𝑞
2
[𝐻2]𝑒𝑞 ⋅ [𝐶𝑙2]𝑒𝑞
 
𝐾𝑐 =
1,62 𝑚𝑜𝑙/𝐿
0,2 ⋅ 0,2 𝑚𝑜𝑙/𝐿
 
𝐾𝑐 =
2,56
0,04
= 64 
04. Certa. Usando a mesma ideia desenvolvida na afirmativa acima, mas, substituindo a 
concentração inicial de HC por 2 mol/L. Além disso, as concentrações iniciais de 0 mol/L de 
cloro e hidrogênio, já que o cilindro está evacuado e iniciou-se com HC. Com isso, tem-se: 
 𝐻2 + 𝐶𝑙2 ⇌ 2𝐻𝐶𝑙 
Início 0 mol/L 0 mol/L 2 mol/L 
Reação y mol/L y mol/L 2y mol/L 
Equilíbrio 0+y mol/L 0+y mol/L 2-2y mol/L 
Como a temperatura ficou invariável, então, o Kc não mudou. Sendo assim, este equivale a 
64. Então, y é dado por: 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 69 
𝐾𝑐 =
[𝐻𝐶𝑙]𝑒𝑞
2
[𝐻2]𝑒𝑞 ⋅ [𝐶𝑙2]𝑒𝑞
 
64 =
(2 − 2𝑦)2 𝑚𝑜𝑙/𝐿
(0 + 𝑦) ⋅ (0 + 𝑦) 𝑚𝑜𝑙/𝐿
 
64 = (
2 − 2𝑦
𝑦
)
2
 
Aplicando a raiz quadrada dos dois lados, tem-se: 
√64 = √(
2 − 2𝑦
𝑦
)
2
 
8 =
2 − 2𝑦
𝑦
 
8𝑦 = 2 − 2𝑦 
10𝑦 = 2 
𝑦 = 0,2 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
Então, a concentração de H2 é 0,2 mol/L. Portanto, tem-se, no equilíbrio, 0,2 mol de H2 em 1 
L. 
 
08. Errada. A adição do componente sólido já inviabiliza a participação deste na constante de 
equilíbrio. Como os valores descritos são os mesmos do que os utilizados para calcular na 
afirmativa 02, tem-se: 
 𝐻2 (𝑔) + 𝐼2 (𝑠) ⇌ 2𝐻𝐼 (𝑔) 
Início 1 mol/L 1 mol/L 0 
Reação 0,8 mol/L 0,8 mol/L 1,6 mol/L 
Equilíbrio 0,2 mol/L 0,2 mol/L 1,6 mol/L 
Portanto, a constante de equilíbrio é dada por: 
𝐾𝑐 =
[𝐻𝐼]𝑒𝑞
2
[𝐻2]𝑒𝑞
 
𝐾𝑐 =
1,62 𝑚𝑜𝑙/𝐿
0,2 𝑚𝑜𝑙/𝐿
 
𝐾𝑐 = 12,8 
 
16. Errada. A adição de um catalisador não altera o equilíbrio químico. O equilíbrio é 
influenciado pela temperatura, pressão e concentração das espécies. 
Gabarito: 06 
 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 70 
20. (UCB DF/2019) 
Na história da química, um dos processos químicos mais conhecidos é o de Haber-Bosch. 
De forma simplificada, o intuito do processo é a obtenção da amônia a partir do nitrogênio 
gasoso, que é abundante na atmosfera. Tal processo pode ser representado pela equação 
química a seguir. 
 
N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g) 
 
A constante de equilíbrio Kp, na temperatura de 300 K, é igual a 4,3·10–3, e a reação é 
exotérmica. 
 
Com base nessas informações, assinale a alternativa correta. 
 
a) A variação da entalpia associada à reação tem valor positivo. 
b) A 300 K e a baixas pressões, a reação no equilíbrio tende a formar mais produtos que 
reagentes. 
c) O abaixamento da temperatura de reação desloca o equilíbrio para a formação da amônia, 
mas diminui a velocidade de reação. 
d) O abaixamento da temperatura de reação diminui a energia de ativação do fenômeno, 
tornando o processo mais lento. 
e) A mudança de pressão sobre o sistema faz com que haja deslocamento do equilíbrio, 
transformando o valor da constante de equilíbrio Kp. 
 
Comentários: 
Analisando alternativa por alternativa, tem-se: 
a) Errada. Como a reação é exotérmica, a variação da entalpia tem valor negativo. 
b) Errada. Baixas pressões deslocam o equilíbrio para o lado de maior número de mols, ou 
seja, os reagentes possuem 4 mols contra 2 dos produtos. Portanto, o equilíbrio é deslocado 
para a formação de reagentes. 
c) Certa. A redução da temperatura, diminui o movimento das partículas, reduzindo a 
velocidade das colisões, logo, reduz a velocidade da reação. O aumento da temperatura desloca 
a reação para o lado endotérmico, logo, a redução desloca para o lado exotérmico, que é o dos 
produtos. 
d) Errada. O abaixamento da temperatura deixa o processo mais lento, logo, demora mais 
para alcançar a energia de ativação da reação. 
e) Errada. O Kp e o Kc só mudam quando há variação de temperatura. Apesar da variação 
de pressão deslocar o equilíbrio da reação, mas sem modificar o valor da constante. 
Gabarito: C 
 
21. (UFT TO/2019) 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 71 
As substâncias nitrogenadas desempenham importante papel em nossa sociedade. Dentre 
as de maior importância estão a amônia e o ácido nítrico, usadas na fabricação do náilon e do 
poliuretano. A conversão de NH3 em NO com o uso de catalisador é o primeiro passo para a 
fabricação industrial do ácido nítrico e a rota industrial para a obtenção de substâncias 
oxigenadas do nitrogênio. A reação de produção de NO a partir de NH3 é: 
 
4NH3(g) + 5O2(g) ⇌ 4NO(g) + 6H2O(g), com ΔH = -950 kJ/mol. 
 
Quando a reação atinge o equilíbrio, uma maneira de aumentar a produção de NO(g) é 
aumentando a(o): 
 
a) volume do sistema. 
b) pressão sobre o sistema. 
c) concentração de água. 
d) temperatura do sistema. 
 
Comentários: 
Considerações sobre a reação: 
I. A reação direta tem ∆H < 0, logo, é exotérmica. 
II. O número de mols dos produtos é de 10 e o dos reagentes é de 9. Então, o lado de menor 
volume é o lado dos reagentes e o de maior é o dos produtos. 
Analisando alternativa por alternativa, tem-se: 
a) Certa. O aumento do volume do sistema acarreta redução da pressão, que desloca o 
equilíbrio para o lado de maior volume, ou seja, o lado dos produtos. Sendo assim, aumenta a 
produção de NO (g). 
b) Errada. O aumento de pressão desloca o equilíbrio para o lado de menor volume, ou seja, 
o dos reagentes. 
c) Errada. O aumento da concentraçãode água, que é um produto, desloca o equilíbrio para 
a esquerda (formação de reagente). 
d) Errada. O aumento da temperatura desloca o equilíbrio para reação endotérmica, ou seja, 
formação de reagentes. 
Gabarito: A 
 
22. (UNIRG TO/2019) 
Geralmente no verão, as cascas dos ovos de galinha, cuja constituição química principal é 
carbonato de cálcio, tendem a ficar mais finas. Isso está relacionado à maior eliminação de gás 
carbônico, através da respiração, cuja frequência é aumentada para resfriar seu corpo, pois elas 
não transpiram. 
A compreensão do fenômeno descrito pode ser feita a partir dos seguintes equilíbrios 
químicos: 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 72 
Ca2+(aq) + CO32–(aq) ⇌ CaCO3(s), 
CO32–(aq) + H2O() ⇌ HCO3–(aq) + OH–(aq), 
HCO3– (aq) + H2O() ⇌ H2CO3(aq) + OH–(aq), 
H2CO3(aq) ⇌ CO2(g) + H2O(). 
 
Considerando-se essas informações, pode-se dizer que, para se evitar que as cascas dos 
ovos das galinhas diminuam de espessura no verão, é recomendado alimentar essas aves com: 
 
a) água enriquecida de gás carbônico; 
b) água com cloreto de sódio; 
c) ração com baixo teor de cálcio; 
d) água com vinagre. 
 
Comentários: 
Para evitar com que a casca dos ovos fique fina, tem-se que pensar na solução para aumentar 
a concentração do seu principal componente: CaCO3 (carbonato de cálcio). 
Analisando alternativa por alternativa, tem-se: 
a) Certa. A água enriquecida de gás carbônico vai aumentar a concentração de H2CO3, este 
aumenta a quantidade de íons CO32-. O aumento de íons carbonato desloca a equação de 
formação do CaCO3 para direita, ou seja, estimula a formação do sal, evitando que a casca do 
ovo fique fina. 
b) Errada. A água com cloreto de sódio, liberaria íons C- e Na+, que não possuem influência 
alguma no equilíbrio apresentado. 
c) Errada. Uma ração com alto teor de cálcio, deslocaria a equação de formação do CaCO3 
para direita, estimulando a formação desse sal, colaborando para aumento de espessura da 
casca. 
d) Errada. A adição de água com vinagre, proporcionaria a liberação de íons H+ pelo ácido 
acético. Sendo assim, ele consumiria o OH- das reações, deslocando o equilíbrio para direta. 
Com isso, a concentração de íons CO32- diminuiria, fazendo com que o equilíbrio da reação: 
𝐶𝑎2+(𝑎𝑞) + 𝐶𝑂3
2−(𝑎𝑞) ⇌ 𝐶𝑎𝐶𝑂3(𝑠) 
Seja deslocado para esquerda, desfavorecendo a formação de CaCO3. 
Gabarito: A 
 
23. (UEL PR/2019) 
A crescente contaminação ambiental pelas indústrias tem sido combatida com o 
desenvolvimento de novas técnicas de tratamento de efluentes tóxicos. O processo Fenton, 
conforme reação 1 a seguir, é um dos procedimentos utilizados no tratamento de efluentes 
orgânicos. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 73 
 
Reação 1: Fe2+(aq) + H2O2(aq) → Fe3+(aq) + OH–(aq) + OH· (aq) k = 76 (mol L–1) –1 s–1 
 
Na reação 1, há a formação de OH· (radical hidroxila) com potencial oxidante superior ao 
H2O2. Assim, a eficiência deste processo se dá pela produção de OH·, capaz de oxidar uma 
ampla variedade de compostos orgânicos gerando CO2, H2O e íons inorgânicos provenientes de 
heteroátomos. Além da reação 1, é possível ocorrer a reação 2, em que há a formação de HO2·, 
que, por sua vez, é um oxidante menos reativo que o OH , diminuindo assim a eficiência do 
processo Fenton. 
 
Reação 2: H2O2(aq) + OH· (aq) → HO2·(aq) + H2O(l) k = 2,7 · 107 (mol·L–1)–1·s–1 
 
Considerando as reações químicas envolvidas e os fatores que podem influenciar na 
eficiência do processo e com base nos conhecimentos sobre equilíbrio químico cinética química 
e eletroquímica, assinale a alternativa correta. 
 
a) Na Reação 1, Fe2+ é o agente oxidante e H2O2 é o agente redutor. 
b) A eficiência do processo Fenton é maior em meio básico (alcalino). 
c) O excesso de H2O2 em relação a Fe2+ diminui a eficiência do processo Fenton. 
d) Sendo a Reação 1 de segunda ordem, e a concentração de Fe2+ e de H2O2 iguais a 2,0 
mol·L–1, a velocidade será de 504 mol L–1·s–1. 
e) A molecularidade de cada uma das equações químicas, reações 1 e 2, é 4. 
 
Comentários: 
Analisando alternativa por alternativa, tem-se: 
a) Errada. Na reação 1, o Fe2+ passa para Fe3+, oxidando, logo, ele é agente redutor e, 
consequentemente, o H2O2 é agente oxidante. 
b) Errada. Em um meio básico, a reação 1 (processo Fenton) aumenta a quantidade de OH-, 
deslocando o equilíbrio para a esquerda (formação dos reagentes), diminuindo sua eficiência. 
c) Certa. O excesso de H2O2 aumenta a possibilidade de ocorrer a reação 2, que forma o 
HO2·, que, por sua vez, é um oxidante menos reativo que o OH . Com isso diminui-se a eficiência 
do processo Fenton. 
d) Errada. Como a reação 1 é de segunda ordem, ela tem sua fórmula escrita da seguinte 
maneira: 
𝑣 = 𝑘 ⋅ [𝐹𝑒2+]1 ⋅ [𝐻2𝑂2]
1 
Em que k é a constante da velocidade 76 (mol L–1) –1 s–1 e v a velocidade da reação. Como 
as concentrações são 2,0 mol/L, a velocidade é dada por: 
𝑣 = 76(𝑚𝑜𝑙 ⋅ 𝐿−1)−1 ⋅ 𝑠−1 ⋅ 2 𝑚𝑜𝑙 ⋅ 𝐿−1 ⋅ 2 𝑚𝑜𝑙 ⋅ 𝐿−1 
𝑣 = 304 𝑚𝑜𝑙 ⋅ 𝐿−1 ⋅ 𝑠−1 
•
•
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 74 
e) Errada. A molecularidade é a quantidade de moléculas envolvida na reação. Em termos 
práticos, é a soma dos coeficientes estequiométricos dos reagentes. Com isso, tem-se: 
Reação 1: 1+1= 2 
Reação 2: 1+1= 2 
Portanto, a molecularidade de cada uma das equações químicas, reações 1 e 2, é 2. 
Gabarito: C 
 
24. (UFSC/2019) 
A amônia é amplamente utilizada na produção de fertilizantes e também é utilizada como 
precursor para a produção de diversos polímeros. A formação da amônia a partir da reação entre 
hidrogênio e nitrogênio é uma reação química industrial importante, representada abaixo: 
 
N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g) 
 
Essa reação (direta) possui um ΔH = -46,2 kJ/mol e é normalmente realizada utilizando-se 
um excesso de hidrogênio. 
Sobre o assunto e com base nas informações acima, é correto afirmar que: 
 
01. a reação direta é endotérmica e a reação inversa é exotérmica. 
02. a remoção de amônia do sistema deslocará o equilíbrio para a direita, no sentido de 
formação dos produtos. 
04. o aumento da temperatura favorecerá o processo de produção de amônia. 
08. a redução na pressão do sistema deslocará o equilíbrio para a esquerda. 
16. a adição de hidrogênio em excesso ao sistema favorecerá a reação de formação dos 
reagentes. 
32. a presença de um catalisador reduzirá o tempo necessário para que a reação atinja o 
equilíbrio. 
64. ao iniciar a reação, sua velocidade é reduzida gradativamente até que seja atingido o 
equilíbrio e, então, passa a ocorrer a variação nas concentrações de produtos e reagentes. 
 
Comentários: 
Analisando afirmativa por afirmativa, tem-se: 
01. Errada. A reação direta tem ∆H < 0, então ela é exotérmica e a inversa endotérmica. 
02. Certa. A redução da concentração de amônia, desloca o equilíbrio para direita, ou seja, 
para formar mais amônia. 
04. Errada. O aumento de temperatura favorece a reação endotérmica, que, como visto no 
comentário do primeiro item, é a reação inversa. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 75 
08. Certa. A redução de pressão desloca o equilíbrio para o lado de maior volume, ou seja, o 
lado de maior número de mols. Como os reagentes tem 4 mols versus 2 mols dos produtos, o 
equilíbrio é deslocado para a esquerda. 
16. Errada. O excesso de hidrogênio desloca o equilíbrio para direita, que é a formação de 
produtos. 
32. Certa. O catalisador apresenta um caminho com energia de ativação menor. Então, a 
reação acontece mais rápido, logo, atinge o equilíbrio em menos tempo. 
64. Errada. Ao iniciar a reação, a concentração dos reagentes diminui gradativamente com o 
passar dotempo. Ao atingir o equilíbrio, em que a velocidade direta é igual à inversa, a 
concentração de produto e reagente segue constante ao longo do tempo. 
Gabarito: 42 
 
25. (UNCISAL/2019) 
Os óxidos de nitrogênio são um dos principais responsáveis pela formação das névoas que 
poluem as grandes cidades. O óxido nítrico (NO) produzido pelos motores a combustão interna 
é rapidamente oxidado a dióxido de nitrogênio (NO2), conforme as reações I e II da tabela abaixo, 
que também lista os valores de variação de entalpia para essas reações. As diferentes espécies 
de oxigênio responsáveis por essa oxidação são formadas, geralmente, na atmosfera superior, 
obedecendo às reações III e IV apresentadas na tabela. Entretanto, na troposfera, o NO2 é 
rapidamente dissociado em NO e oxigênio atômico (O), de acordo com a reação: NO2(g) 
NO(g) + O(g). O oxigênio atômico formado se converte em ozônio (O3), um poluente na 
troposfera, mas que funciona como filtro da radiação ultravioleta na atmosfera superior. Estudos 
que simulam o comportamento desses gases em laboratório são usados como ferramenta para 
formular propostas de intervenção ambiental. 
 
 
 
Com base no Princípio de Le Châtelier, a diminuição da dissociação do poluente NO2 
expressa pela reação NO2(g) → NO(g) + O(g), em um recipiente fechado que contenha esses 
gases, pode ser obtida pela 
 
a) descompressão do sistema. 
b) remoção de óxido nítrico do sistema. 
c) diminuição da temperatura do sistema. 
d) introdução de um catalisador no sistema. 
e) adição de dióxido de nitrogênio ao sistema. 
 
Comentários: 
→
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 76 
A reação de dissociação do poluente é endotérmica, já que a formação deste é exotérmica 
como descrito na reação I. Com isso, o enunciado quer uma opção que evite a dissociação, ou 
seja, desloque a reação para a esquerda: 
2𝑁𝑂2 (𝑔) → 2𝑁𝑂 (𝑔) + 𝑂2 (𝑔) ∆𝐻 = +115 𝑘𝐽 
Portanto, analisando alternativa por alternativa, tem-se: 
a) Errada. O aumento de volume do sistema acarreta redução de pressão, que desloca o 
equilíbrio para o lado de maior volume, ou seja, de maior número de mols. Sendo assim, os 
produtos possuem 3 mols contra 2 dos reagentes, logo, o equilíbrio é deslocado para formação 
de produtos. 
b) Errada. A remoção de óxido nítrico (NO) favorece a formação de produtos. 
c) Certa. A diminuição da temperatura favorece a reação exotérmica, ou seja, favorece a 
formação do reagente, no caso, o NO2. 
d) Errada. O catalisador não desloca o equilíbrio de reação. 
e) Errada. A adição de NO2, dióxido de nitrogênio, favorece a formação dos produtos, o que 
indesejável nesse caso. 
Gabarito: C 
 
26. (UEM PR/2019) 
Sabendo que o valor da constante de equilíbrio para a reação abaixo é 794 a 298K e 54 a 
700K, assinale o que for correto. 
H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g) 
 
01. A formação de HI(g) é mais favorecida a uma temperatura mais baixa. 
02. A mudança na pressão exercida sobre o sistema não altera a composição no equilíbrio. 
04. A adição de H2(g) ao sistema diminui a quantidade de I2(g) no equilíbrio. 
08. A adição de um catalisador ao sistema aumenta a quantidade de HI(g) no equilíbrio. 
16. O aumento do volume do recipiente aumenta a quantidade de HI(g) no equilíbrio. 
 
Comentários: 
Analisando afirmativa por afirmativa, tem-se: 
01. Certa. Como o aumento de temperatura reduz a constante da reação, então, favorece a 
formação dos reagentes e o aumento da temperatura favorece a reação endotérmica. Sendo 
assim, a formação do HI é um processo exotérmico, que é favorecido por redução da 
temperatura. 
02. Certa. O aumento de pressão desloca o equilíbrio para o lado de menor volume, ou seja, 
menor número de mols. Entretanto, o número de mols dos produtos é igual ao o dos reagentes, 
logo, a variação na pressão não desloca o equilíbrio. 
04. Certa. A adição de H2 desloca o equilíbrio para direita, consumindo o I2 para formação do 
HI. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 77 
08. Errada. A adição do catalisador não interfere no equilíbrio de uma reação. 
16. Errada. O aumento do volume cursa com redução de pressão, então, haveria 
deslocamento para o lado de maior número de mols. Entretanto, o número de mols dos produtos 
é igual ao dos reagentes. Sendo assim, o aumento de volume não desloca o equilíbrio. 
Gabarito: 07 
 
27. (FMABC SP/2015) 
Considere o equilíbrio químico abaixo: 
 
A (g) + B (g) ⇌ 2 C (g) + D (g) 
 
Em um recipiente de 1 litro, foram misturados 0,5 mol de A e 0,5 mol de B. Depois de algum 
tempo, o sistema atingiu o equilíbrio, e o número de mol de C foi 0,5. O valor da constante de 
equilíbrio é: 
 
a) 0,125 
b) 0,25 
c) 0,5 
d) 1 
 
Comentários: 
 A (g) + B (g) ⇌ 2 C (g) + D (g) 
Início: 0,5 mol/L 0,5 mol/L 0 0 
Reagiu/Formou: 
Equilíbrio: 0,5 mol/L 
 
Completando a tabela, tem-se: 
 A (g) + B (g) ⇌ 2 C (g) + D (g) 
Início: 0,5 mol/L 0,5 mol/L 0 0 
Reagiu/Formou: - 0,25 mol/L - 0,25 mol/L + 0,5 mol/L + 0,25 mol/L 
Equilíbrio: 0,25 mol/L 0,25 mol/L 0,5 mol/L 0,25 mol/L 
𝐾𝑐 =
[𝐶]2 · [𝐷]
[𝐴] · [𝐵]
=
0,52 · 0,25
0,25 · 0,25
= 1 
Gabarito: D 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 78 
 
28. (UFPB/2013) 
A reforma de hidrocarbonetos, em presença de vapor, é a principal via de obtenção de 
hidrogênio de alta pureza. Esse processo envolve diversas etapas, incluindo a conversão de 
monóxido em dióxido de carbono. Na indústria, essa etapa remove o monóxido de carbono 
residual e contribui para o aumento da produção de hidrogênio. A equação da reação reversível 
de conversão do CO e o gráfico da variação da concentração desses reagentes e produtos, em 
função do tempo, estão apresentados a seguir: 
 
CO (g) + H2O (g) ⇌ H2(g) + CO2(g) 
 
Considere que ocorre um aumento da concentração dos reagentes, deslocando o equilíbrio 
dessa reação. Nesse contexto, a variação da concentração dos reagentes e produtos em função 
do tempo, qualitativamente, é descrita pelo gráfico: 
a) 
 
b) 
 
c) 
 
d) 
 
e) 
 
 
 
Comentários: 
Analisando cada uma das opções, tem-se: 
a) Certo. Ocorreu areação química, atingiu o equilíbrio químico (patamar) e houve um súbito 
aumento na quantidade da curva que estava sendo consumida (reagente). Após o aumento da 
quantidade do reagente, ocorre aumento na formação do produto e diminuição da quantidade 
adicionada de reagente. 
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b) Errado. O gráfico indica adição de produto na reação em equilíbrio. 
c) Errado. Acontece adição de reagente, mas aconteceu consumo do produto, ao invés de 
formação de produto. 
d) Errado. Após o equilíbrio químico, ocorre retirada de reagente e produto. 
e) Errado. Ocorre acréscimo contínuo de reagente e consumo contínuo de produto até atingir 
um novo equilíbrio químico. 
Gabarito: A 
 
29. (FM Petrópolis RJ/2019) 
O Níquel tetracarbonilo, Ni(CO)4, é um complexo organometálico incolor que representa um 
versátil reagente. É extremamente venenoso e sua toxicidade e volatilidade à temperatura 
ambiente o fez ganhar o apelido de “morte líquida”. 
Disponível em: <https://pt.wikipedia.org/ 
wiki/N%C3%ADquel_tetracarbonilo>. 
Acesso em: 10 jul. 2018. Adaptado. 
 
Ni (s) + 4 CO (g) ⇌ Ni(CO)4 (g) 
 
Os equilíbrios heterogêneos apresentam reagentes e produtos em fases diferentes e, 
partindo de 0,6 mols de Ni(s) e CO(g) em um recipiente de um litro, constatou-se que, ao se 
atingir o equilíbrio químico numa dada temperatura, a concentração da espécie CO, em 
quantidade de matéria, estabilizou-se em 0,2 mol·L–1. 
A constante de equilíbrio (Kc) desse processo será, em (mol·L–1) –3, 
 
a) 75,5 
b) 375 
c) 62,5 
d) 416,7 
e) 50 
 
Comentários: 
Sabendoque o reagente no estado sólido não altera a sua concentração, determina-se o 
valor da constante de equilíbrio. 
 Ni (s) + 4 CO (g) ⇌ Ni(CO)4 (g) 
Início: --------------- 0,6 mol/L 0 
Reagiu/Formou: --------------- 
Equilíbrio: --------------- 0,2 mol/L 
Completado os valores da tabela, tem-se: 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 80 
 Ni (s) + 4 CO (g) ⇌ Ni(CO)4 (g) 
Início: --------------- 0,6 mol/L 0 
Reagiu/Formou: --------------- - 0,4 mol/L + 0,1 mol/L 
Equilíbrio: --------------- 0,2 mol/L 0,1 mol/L 
𝐾𝑐 =
[𝑁𝑖(𝐶𝑂)4]
[𝐶𝑂]4
=
0,1 𝑚𝑜𝑙/𝐿
0,2 𝑚𝑜𝑙/𝐿4
= 62,5 
Gabarito: C 
 
30. (Fac. Israelita de C. da Saúde Albert Einstein SP/2017) 
O trióxido de enxofre (SO3) é obtido a partir da reação do dióxido de enxofre (SO2) com o gás 
oxigênio (O2), representada pelo equilíbrio a seguir. 
 
2 SO2(g) + O2(g) ⇌ 2 SO3(g) ΔH0 = -198 kJ 
 
A constante de equilíbrio, KC, para esse processo a 1000 °C é igual a 280. A respeito dessa 
reação, foram feitas as seguintes afirmações: 
 
I. A constante de equilíbrio da síntese do SO3 a 200 °C deve ser menor que 280. 
II. Se na condição de equilíbrio a 1000 °C a concentração de O2 é de 0,1 mol·L–1 e a 
concentração de SO2 é de 0,01 mol·L–1, então a concentração de SO3 é de 2,8 mol·L–1. 
III. Se, atingida a condição de equilíbrio, o volume do recipiente for reduzido sem alteração 
na temperatura, não haverá alteração no valor da constante de equilíbrio, mas haverá aumento 
no rendimento de formação do SO3. 
IV. Essa é uma reação de oxirredução, em que o dióxido de enxofre é o agente redutor. 
 
Estão corretas apenas as afirmações: 
 
a) II e IV. 
b) I e III. 
c) I e IV. 
d) III e IV. 
 
Comentários: 
Julgando os itens, tem-se: 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 81 
I. Errado. A reação química é exotérmica e a diminuição de temperatura, em um equilíbrio 
químico, favorece o sentido exotérmico. O favorecimento do sentido direto, aumenta a constante 
de equilíbrio de uma reação química. 
II. Errado. 
𝐾𝑐 =
[𝑆𝑂3]
2
[𝑆𝑂2]2 · [𝑂2]
 
280 =
[𝑆𝑂3]
2
[0,01]2 · [0,1]
 
[𝑆𝑂3] = 0,05 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
III. Certo. Como não ocorre alteração na temperatura, o valor da constante de equilíbrio não 
sofre alteração, ou seja, a proporção entre reagentes e produtos é inalterada. O aumento da 
pressão (diminuição de volume) desloca a reação para o sentido de menor volume, que é o 
sentido de formação dos produtos. A proporção entre as substâncias da reação é: 3 mols de 
reagentes para 2 mols de produtos. 
IV. Certo. A reação ocorre alteração no número de oxidação das espécies. 
 
Gabarito: D 
 
31. (ACAFE SC/2017) 
Considere os seguintes equilíbrios químicos hipotéticos e suas respectivas constantes de 
equilíbrio (K) sob temperatura de 400K. 
 
2A(g) + 3B2(g) ⇌ 2 AB3(g) KI 
AB3(g) + B2(g) ⇌ AB5(g) KII 
2A(g) + 5B2(g) ⇌ 2AB5(g) KIII 
 
Assinale a alternativa que melhor representa o valor de KIII: 
 
a) KIII = 2.KI.KII 
b) KIII = 2.KI + KII 
c) KIII = KI.(KII)2 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 82 
d) KIII = (KI)2 + KII 
 
Comentários: 
Ao somar as equações I e II a fim de obter a equação III, foi necessário multiplicar a equação 
II por 2. Como os coeficientes estequiométricos representam as ordens da reação, multiplicar os 
coeficientes estequiométricos significa multiplicar as ordens da reações. 
Exemplo: 
1 N2 + 3 H2 ⇌ 2 NH3 2 N2 + 6 H2 ⇌ 4 NH3 
𝐾𝑐 =
[𝑁𝐻3]
2
[𝑁2] · [𝐻2]
3
 𝐾𝑐
2 = 
[𝑁𝐻3]
4
[𝑁2]
2 · [𝐻2]
6
 
Logo, 
 
KIII = KI · KII2 
Gabarito: C 
 
32. (Fac. Direito de São Bernardo do Campo SP/2017) 
A síntese da amônia (NH3) a partir dos gases nitrogênio (N2) e hidrogênio (H2) é uma reação 
de grande importância para a indústria de fertilizantes e explosivos. O processo adotado ainda 
hoje foi desenvolvido pelos alemães Haber e Bosch no início do século XX, diminuindo a 
dependência da Alemanha do salitre (KNO3) importado principalmente do Chile. 
A reação pode ser representada pelo equilíbrio 
 
N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g) 
 
O rendimento de formação de amônia em função da temperatura e da pressão está 
representado no gráfico a seguir. 
 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 83 
 
 
Industrialmente, a amônia é obtida sob pressão de 100 a 250 atm e temperatura entre 400 e 
500 °C. 
 
Sobre a síntese da amônia foram feitas as seguintes afirmações: 
 
I. Trata-se de um processo exotérmico. 
II. Em uma mesma temperatura, o aumento da pressão aumenta a constante de equilíbrio 
de formação da amônia. 
III. Nas condições adotadas pela indústria, a porcentagem de amônia presente na mistura em 
equilíbrio é de aproximadamente 60 %. 
IV. Em temperaturas baixas, a reação é muito lenta devido à alta energia de ativação do 
processo, tornando a condição desvantajosa financeiramente. 
Estão corretas apenas as afirmações: 
 
a) I e III. 
b) II e III. 
c) I e IV. 
d) II e IV. 
 
Comentários: 
Julgando os itens, tem-se: 
I. Certo. Ao aumentar a temperatura, a quantidade de produto diminui. O aumento da 
temperatura favorece o sentido endotérmico, que no caso é o sentido inverso. 
II. Errado. O único fator que altera a constante de equilíbrio é a temperatura. 
III. Errado. Segundo o gráfico, a porcentagem de amônia obtida é entre 20 a 40%, 
aproximadamente. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 84 
IV. Certo. Quanto menor a temperatura, mais deslocado para o sentido dos produtos em uma 
reação química em equilíbrio. Porém, toda reação química necessita de uma energia de ativação. 
Em temperaturas baixas, a reação não atinge valores necessários para essa ativação. 
Gabarito: C 
 
33. (FMABC SP/2018) 
 
Considere os seguintes equilíbrios existentes numa solução de comprimido antiácido 
efervescente. 
 
CO32- (aq) + H2O () ⇌ HCO3- (aq) + OH– (aq) 
HCO3- (aq) + H2O () ⇌ H2CO3 (aq) + OH– (aq) 
H2CO3 (aq) ⇌ H2O () + CO2 (g) 
 
Essa solução, ao entrar em contato com o suco gástrico estomacal, provocará 
 
a) aumento da produção do CO2 (g) sem alteração do pH estomacal. 
b) aumento do pH estomacal e diminuição da produção de CO2 (g). 
c) aumento do pH estomacal e aumento da produção de CO2 (g). 
d) diminuição do pH estomacal e diminuição da produção de CO2 (g). 
e) diminuição do pH estomacal e aumento da produção de CO2 (g). 
 
Comentários: 
O suco gástrico apresenta como um dos seus componentes o ácido clorídrico, que é um ácido 
forte e apresenta alta concentração de íons H+. Os íons H+ reagem com os íons OH-, deslocando 
os equilíbrios para a formação do ácido carbônico que, por sua vez, desloca o equilíbrio para a 
formação do gás carbônico. 
O consumo dos íons H+ do suco gástrico estomacal aumenta o pH do sistema. 
Gabarito: C 
 
34. (FCM PB/2018) 
Ambientalistas do mundo todo tem alertado sobre os perigos do aquecimento global e a 
emissão de gás carbônico na atmosfera. O derretimento das calotas polares e o processo de 
branqueamento dos corais tem sido usados como parâmetros para acompanhar este fenômeno. 
O motivo para o branqueamento dos corais está diretamente ligado à temperatura das águas. 
Quando ficam em regiões mais quentes, as algas alojadas em pequenos poros existentes nos 
corais começam a produzir substâncias químicas tóxicas ao coral. Para se defender, o cnidário 
expulsa as algas, expondo o exoesqueleto branco de carbonato de cálcio. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 85 
 
 
Branqueamento de corais na costa australiana. 
Fonte: https://www.biologiatotal.com.br/ 
blog/o+branqueamento+dos+corais-341.htmlO carbonato de cálcio do exoesqueleto dissolve-se em contato com a água e com o gás 
carbônico dissolvido. Tal dissolução do carbonato de cálcio fragiliza a base que os corais utilizam 
para se fixar, provocando a morte. A equação química em equilíbrio deste fenômeno é mostrada 
a seguir: 
 
CaCO3 (s) + CO2 (g) + H2O () 
 
Ca2+ (aq) + 2HCO3– (aq) 
 
Levando em consideração a equação acima, marque a alternativa correta relacionada com 
os fatores que afetam o equilíbrio desse bioma. 
 
a) Um aumento da temperatura global, incluído a do oceano, desloca o equilíbrio para a 
esquerda. 
b) Uma diminuição da temperatura dos oceanos favorece a dissolução do CaCO3(s). 
c) A dissolução do CaCO3(s) não afeta a vida marinha. 
d) Um aumento na emissão de CO2 na atmosfera e sua dissolução na água do mar provoca 
dissolução de mais CaCO3(s). 
e) O aquecimento global não compromete o equilíbrio deste bioma. 
 
Comentários: 
Julgando os itens, tem-se: 
a) Errado. O aumento da temperatura do sistema, desloca o equilíbrio para o sentido 
endotérmico, que é o da dissolução do exoesqueleto. 
b) Errado. Uma diminuição da temperatura dos oceanos favorece a formação do CaCO3(s), 
porque a diminuição da temperatura desloca a reação para o sentido exotérmico. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 86 
c) Errado. A dissolução do CaCO3 mata o coral que precisa do exoesqueleto para se alojar. 
d) Certo. Tanto o aumento da temperatura, que desloca o equilíbrio para o sentido 
endotérmico, quanto o aumento da concentração de CO2, que desloca o equilíbrio para o sentido 
de formação dos produtos, aumentam a quantidade dissolvida do CaCO3. 
e) Errado. O aquecimento global aumenta a temperatura do sistema que facilita a dissolução 
do CaCO3. 
Gabarito: D 
 
35. (UFJF MG/2017) 
Segundo o princípio de Le Châtelier, se um sistema em equilíbrio é submetido a qualquer 
perturbação externa, o equilíbrio é deslocado no sentido contrário a esta perturbação. Assim, 
conforme o sistema se ajusta, a posição do equilíbrio se desloca favorecendo a formação de 
mais produtos ou reagentes. A figura abaixo mostra diferentes variações no equilíbrio da reação 
de produção de amônia de acordo com a perturbação que ocorre. Em quais tempos verifica-se 
um efeito que desloca o equilíbrio favorecendo os reagentes? 
 
N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g) 
 
 
 
a) t1, t2, t6 
b) t1, t4, t6 
c) t2, t3, t4 
d) t3, t4, t5 
e) t3, t5, t6 
 
Comentários: 
Analisando cada tempo: 
t1 – A adição de N2 desloca o equilíbrio para a formação do NH3. 
t2 - A adição de H2 desloca o equilíbrio para a formação do NH3. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 87 
t3 - A adição de NH3 desloca o equilíbrio para a formação dos reagentes N2 e H2. 
t4 - A remoção de N2 desloca o equilíbrio para a formação dos reagentes N2 e H2. 
t5 - A remoção de H2 desloca o equilíbrio para a formação dos reagentes N2 e H2. 
t6 - A remoção de NH3 desloca o equilíbrio para a formação do NH3. 
Os tempos que ocorre deslocamento de equilíbrio para a formação dos reagentes: t3, t4 e t5. 
Gabarito: D 
 
36. (UECE/2019) 
O dióxido de carbono pode ser formado a partir da reação do monóxido de enxofre com o 
oxigênio expressa pela equação não balanceada: 
 
CO(g) + O2(g) ⇌ CO2(g). 
 
Assinale a opção que representa corretamente o efeito provocado pela retirada de dióxido de 
carbono. 
 
a) A concentração de CO(g) aumenta mais do que a concentração de O2(g). 
b) A concentração de CO(g) diminui mais do que a concentração de O2(g). 
c) As concentrações de CO(g) e de O2(g) não se alteram. 
d) As concentrações de CO(g) e de O2(g) diminuem igualmente. 
 
Comentários: 
Reação balanceada: 
2 CO(g) + O2(g) ⇌ 2 CO2(g). 
A diminuição da concentração de CO2 na reação química em equilíbrio químico desloca-o 
para o mesmo sentido. A diminuição da concentração de CO2, diminui a probabilidade dos 
choques efetivos entre as moléculas de CO2, diminui a velocidade de formação do CO e O2 e, 
assim, diminui a concentração de CO e O2 no equilíbrio químico. Sabendo que a proporção na 
reação é de 2 de CO para 1 de O2, a variação na concentração de CO é maior do que a variação 
de O2. Para cada O2 consumido é necessário o dobro, em mol, de CO. 
Gabarito: B 
 
37. (UECE/2017) 
Um estudante de química retirou água do seguinte sistema em equilíbrio: 
 
2NO2(g) + CH4(g) ⇌ CO2(g) + 2H2O(l) + N2(g) 
 
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Em seguida, esse aluno constatou acertadamente que 
 
a) a concentração de metano diminuiu. 
b) o equilíbrio se desloca para a esquerda. 
c) a concentração do dióxido de carbono diminuiu. 
d) a concentração do nitrogênio gasoso diminuiu. 
 
Comentários: 
Perceba que a água é o produto da reação, mas não é o solvente da reação. Nenhuma das 
substâncias na reação encontra-se com a representação (aq), ou seja, nenhuma substância 
encontra-se dissolvida em água. Assim, a retirada ou o acréscimo de água na reação, desloca o 
equilíbrio químico. 
A retirada de água desloca o equilíbrio no sentido de formação dos produtos: 
· aumenta a concentração de CO2. 
· diminui a concentração de NO2. 
· diminui a concentração de CH4. 
· aumenta a concentração de N2. 
Gabarito: A 
 
38. (UECE/2015) 
O tetróxido de dinitrogênio gasoso, utilizado como propelente de foguetes, dissocia-se em 
dióxido de nitrogênio, um gás irritante para os pulmões, que diminui a resistência às infecções 
respiratórias. 
Considerando que no equilíbrio a 60 °C, a pressão parcial do tetróxido de dinitrogênio é 1,4 
atm e a pressão parcial do dióxido de nitrogênio é 1,8 atm, a constante de equilíbrio Kp será, em 
termos aproximados, 
 
a) 1,09 atm. 
b) 1,67 atm. 
c) 2,09 atm. 
d) 2,31 atm. 
 
Comentários: 
A reação representada no texto é: 
1 N2O4 (g) → 2 NO2 (g) 
Sabendo que os valores de pressão, NO EQUILÍBRIO QUIMICO, das substâncias N2O4 e 
NO2 são iguais a 1,4 atm e 1,8 atm, calcula-se o Kp da reação: 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 89 
𝐾𝑝 =
(𝑃𝑁𝑂2)
2
 
𝑃𝑁2𝑂4
=
1,82
1,4
= 2,31 𝑎𝑡𝑚 
Gabarito: D 
 
39. (UERJ/2015) 
O craqueamento é uma reação química empregada industrialmente para a obtenção de 
moléculas mais leves a partir de moléculas mais pesadas. Considere a equação termoquímica 
abaixo, que representa o processo utilizado em uma unidade industrial para o craqueamento de 
hexano. 
 
H3C – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 (g) ⇌ H3C – CH2 – CH2 – CH3 (g) + H2C = CH2 (g) 
H > 0 
 
Em um experimento para avaliar a eficiência desse processo, a reação química foi iniciada 
sob temperatura T1 e pressão P1. Após seis horas, a temperatura foi elevada para T2, mantendo-
se a pressão em P1. Finalmente, após doze horas, a pressão foi elevada para P2, e a temperatura 
foi mantida em T2. 
A variação da concentração de hexano no meio reacional ao longo do experimento está 
representada em: 
a) 
 
c) 
 
b) 
 
d) 
 
 
Comentários: 
Sabe-se que: 
· O sentido de formação dos produtos é o sentido endotérmico, porque a variação de entalpia 
informada na equação do texto é menor que zero. 
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· Em uma reação química em equilíbrio químico, o aumento da temperatura desloca a reação 
para o sentido endotérmico. 
· Em uma reação química em equilíbrio químico entre gases, o aumento da pressão desloca 
o equilíbrio químico da reação no sentido que apresenta menor volume molar. No caso do 
craqueamento apresentado, o lado de menor volume é dos reagente: 1 mol dos reagentes para 
2 mols dos produtos. 
Tempo: 0 a 6 horas 6 a 12 horas Depois de 12 horas 
Que 
aconteceu? 
Inícioda reação Aumentou a temperatura Aumentou a pressão 
Consequência 
Consumo do 
reagente 
Nessa reação, o aumento da 
temperatura desloca o 
equilíbrio no sentido de 
formação dos produtos 
(sentido endotérmico). 
Nessa reação, o 
aumento da pressão 
desloca o equilíbrio da 
reação para o sentido 
dos reagentes 
(sentido de menor 
volume). 
Característica 
da curva de 
hexano 
Inicialmente diminui 
a concentração (no 
início da reação) e 
depois permanece 
constante (no 
equilíbrio químico). 
Inicialmente diminui a 
concentração e depois 
permanece constante (no 
outro equilíbrio químico). 
Inicialmente aumenta 
a concentração e 
depois permanece 
constante (no outro 
equilíbrio químico). 
Gabarito: A 
 
40. (UERJ/2012) 
O monóxido de carbono, formado na combustão incompleta em motores automotivos, é um 
gás extremamente tóxico. A fim de reduzir sua descarga na atmosfera, as fábricas de automóveis 
passaram a instalar catalisadores contendo metais de transição, como o níquel, na saída dos 
motores. 
Observe a equação química que descreve o processo de degradação catalítica do monóxido 
de carbono: 
 
2 CO (g) + O2 (g) 
𝑵𝒊
⇌
 
 2 CO2 (g) H = –283 kJmol–1 
 
Com o objetivo de deslocar o equilíbrio dessa reação, visando a intensificar a degradação 
catalítica do monóxido de carbono, a alteração mais eficiente é: 
 
a) reduzir a quantidade de catalisador 
b) reduzir a concentração de oxigênio 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 91 
c) aumentar a temperatura 
d) aumentar a pressão 
 
Comentários: 
A fim de provocar uma alteração no equilíbrio química que tenha por objetivo aumentar a 
quantidade de produto formado, analisam-se as opções fornecidas: 
a) Errado. A adição ou retirada de catalisador não desloca o equilíbrio químico, apenas 
acelera ou retarda a reação. 
b) Errado. Ao diminuir a concentração de oxigênio, o equilíbrio é deslocado no sentido de 
formação dos reagentes. 
c) Errado. O aumento de temperatura, desloca o sentido da reação no sentido endotérmico. 
Segundo a equação química, o sentido dos produtos é exotérmico, porque a variação de entalpia 
é negativa. Assim, o aumento de temperatura, desloca o equilíbrio no sentido dos reagentes. 
d) Certo. O aumento da pressão, desloca a reação no sentido de menor volume molar. O 
volume dos reagentes é igual a 3 e dos produtos é igual a 2, logo, o aumento da pressão desloca 
o equilíbrio químico no sentido de formação dos produtos. 
Gabarito: D 
 
41. (UFU MG/2019) 
 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/alcalose-acidose.htm. 
Acesso em 02.mar.2019. 
 
O gás carbônico, dissolvido no sangue, estabelece o seguinte equilíbrio químico: 
 
CO2 + H2O ⇌ H2CO3 ⇌ H+ + HCO3– 
 
Uma pessoa fumante, com respiração deficiente em função de enfisema pulmonar, possui a 
transferência de gás carbônico reduzida para o exterior. Nessa situação, pode ocorrer 
 
a) elevação no pH sanguíneo e agravamento do quadro de alcalose. 
b) normalização da acidez sanguínea pela manutenção do pH. 
c) redução da concentração do H+ pelo deslocamento no equilíbrio da reação. 
d) diminuição no pH sanguíneo e desenvolvimento de quadro de acidose. 
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Comentários: 
A diminuição da retirada de CO2 promove o acúmulo de CO2 no meio. Esse acúmulo desloca 
o equilíbrio no sentido de formação do H+, que diminui o pH sanguíneo. 
Quanto maior a concentração de H+ de um meio, maior a acidez e, assim, menor o pH 
Gabarito: D 
 
42. (UFU MG/2015) 
O oxigênio que entra nos pulmões durante a respiração irá se ligar à hemoglobina (Hb) 
segundo o equilíbrio: 
 
Hb + O2 ⇌ HbO2 
 
Todavia, quando uma pessoa é submetida a um local cuja concentração de CO (monóxido 
de carbono) é elevada, o equilíbrio químico se altera, pois a molécula de monóxido de carbono 
tem afinidade pela hemoglobina cerca de 150 vezes maior que o oxigênio, motivo pelo qual é 
tóxica. 
A toxidez do CO pode ser atribuída 
 
a) ao seu potencial venenoso e à sua capacidade em se ligar com a hemoglobina, alterando 
o equilíbrio no sentido de decomposição do HbCO. 
b) ao deslocamento de equilíbrio no sentido da formação do HbO2, pois a quantidade de 
oxigênio disponível diminui. 
c) à formação da molécula de HbO2, que é mais estável do que a molécula de HbCO, devido 
à concentração elevada do monóxido. 
d) à sua competição com o oxigênio para se ligar à hemoglobina, se o ar inspirado tiver 
considerável conteúdo de monóxido. 
 
Comentários: 
Julgando os itens, tem-se: 
a) Errado. Segundo o texto, a afinidade do monóxido de carbono e a hemoglobina é maior do 
que a afinidade da hemoglobina pelo oxigênio, portanto, a taxa de decomposição HbCO 
(hemoglobina ligada ao monóxido de carbono) é menor. 
b) Errado. A quantidade de oxigênio não muda, porém, a quantidade transportada de oxigênio 
pela hemoglobina é menor. A diminuição da concentração de Hb desloca o equilíbrio no sentido 
de formação de O2 e Hb. 
c) Errado. A diminuição da concentração de Hb desloca o equilíbrio no sentido de formação 
de O2 e Hb. 
d) Certo. A afinidade do monóxido de carbono pela hemoglobina é maior do que a interação 
pelo oxigênio, portanto, o transporte de oxigênio é menor. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 93 
Gabarito: D 
 
7. Considerações Finais das Aulas 
Agora sim temos consolidado o pré-requisito para continuar os estudos em Equilíbrio 
Químico. Detalhe importante: você entendeu super bem a parte de deslocamento de equilíbrio? 
Ufa! Então está ótimo. Agora é descansar um pouco. 
 
“A vida é uma aprendizagem diária. Afasto-me do caos e 
sigo um simples pensamento: Quanto mais simples, 
melhor!”. 
José Saramago 
 
 
 
@professorprazeres 
 
 
Folha de versão 
02/02/2023 
 
 
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	Introdução
	1. Características do Equilíbrio Químico.
	2. Constante de Equilíbrio.
	Montando A Equação Da Constante de equilíbrio (Kc ou Keq)
	Equação De Equilíbrio Em Função Das Pressões Parciais.
	Calculando As Concentrações Das Substâncias Em Um Equilíbrio Químico.
	3. Deslocamento do Equilíbrio.
	Concentração
	Temperatura
	Pressão
	4. Já Caiu nos Principais Vestibulares
	Características dos Equilíbrios Químicos
	Constantes de Equilíbrio Químico
	Deslocamento de Equilíbrio Químico
	Questões Variadas
	5. Gabarito Sem Comentários
	6. Questões Resolvidas E Comentadas
	7. Considerações Finais das Aulas