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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
UNESP 
Prof. Guilherme Alves 
Aula 17 – Fundamentos do Equilíbrio Químico 
Caderno de Questões 
Exasiu 
estretegiavestibulares.com.br 
EXTENSIVO 
ABRIL DE 2022 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 2 
Sumário 
JÁ CAIU NOS PRINCIPAIS VESTIBULARES 3 
JÁ CAIU NA UNESP 48 
GABARITO SEM COMENTÁRIOS 52 
QUESTÕES RESOLVIDAS E COMENTADAS 52 
QUESTÕES RESOLVIDAS E COMENTADAS DA UNESP 130 
 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 3 
Já Caiu Nos Principais Vestibulares 
1. (ACAFE SC/2019/Janeiro) 
Considere os equilíbrios químicos genéricos a seguir e suas respectivas constantes, sob temperatura de 
25 ºC: 
 
1) A  B + C K1 = 310–2 
2) D  2B + E K2 = 210–5 
3) 2A + E  2C + D K3 = ? 
 
Baseado nos conceitos químicos e nas informações fornecidas, assinale a alternativa correta que contém 
o valor da constante K3: 
 
a) 610–7 
b) 3000 
c) 45 
d) 1500 
 
2. (ACAFE SC/2017/Janeiro) 
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 
 
3. (ACAFE SC/2014/Julho) 
Considere o equilíbrio químico hipotético sob temperatura de 80ºC em um recipiente fechado e volume 
constante, onde a pressão total no interior do sistema é de 6 atm. 
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 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 4 
 
1A(s) 2B(g) + 1C(g) 
 
Assinale a alternativa que contém o valor da constante de equilíbrio Kp. 
 
a) 16 
b) 8 
c) 32 
d) 216 
 
4. (ACAFE SC/2013/Janeiro) 
Considere o equilíbrio químico abaixo: 
 
H2(g) + I2(g)  2HI(g) Kc = 100 a 300ºC 
 
Foram inseridos em um recipiente vazio de 1L, 2 mol de I2(g), 2 mol de H2(g) e 2 mol de HI(g) sob 
temperatura constante de 300ºC. 
 
Quando o equilíbrio for atingido, a concentração das espécies químicas será: 
 
a) [H2] = 1/2 mol/L, [I2] = 1/2 mol/L e [HI] = 5 mol/L. 
b) [H2] = 3/2 mol/L, [I2] = 3/2 mol/L e [HI] = 3 mol/L. 
c) [H2] = 3/2 mol/L, [I2] = 3/2 mol/L e [HI] = 7/2 mol/L. 
d) [H2] = 1/2 mol/L, [I2] = 1/2 mol/L e [HI] = 1 mol/L. 
 
5. (ACAFE SC/2013/Julho) 
Dois litros de ácido etanoico (1,0 mol/L) foram misturados com dois litros de etanol (1,0 mol/L). 
Estabelecido o equilíbrio, 60% do álcool foi esterificado. 
O nome do éster formado e o valor de Kc desse equilíbrio são: 
 
a) metanoato de metila e 1,88. 
b) etanoato de etila e 0,44. 
c) etanoato de etila e 2,25. 
d) etanoato de etila e 0,53. 

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 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 5 
 
6. (ACAFE SC/2019/Julho) 
Considere as informações retiradas do artigo: “A química na odontologia” da revista Química Nova na 
Escola, volume 39, número 1, fevereiro de 2017, p. 04 - 11. 
 
“[…] Dentre as diversas reações que ocorrem a todo momento no meio bucal, destacamos a reação de 
equilíbrio, desmineralização e mineralização da hidroxiapatita, mineral constituinte do esmalte dos 
dentes. A desmineralização ocorre quando uma pequena quantidade de hidroxiapatita [Ca5(PO4)3OH(s)] é 
dissolvida. No processo de mineralização, ocorre a formação deste mineral […]”. 
 
Ca5(PO4)3OH(s) + H2O(l) 5Ca2+(aq) + 3PO43–(aq) + OH–(aq) 
 
Com base nos conceitos químicos e nas informações fornecidas, analise as afirmações a seguir. 
 
I. Aumentando-se a concentração de Ca2+ favorece-se o processo de mineralização. 
II. O consumo de alimentos muito ácidos favorece a desmineralização do esmalte dos dentes. 
III. O número de oxidação do fósforo no fosfato é +5 
IV. No equilíbrio químico apresentado, a concentração de Ca5(PO4)3OH(s) permanece constante. 
 
Assinale a alternativa correta. 
 
a) Apenas as afirmativas III e IV estão corretas. 
b) Apenas as afirmativas I, II e IIII estão corretas. 
c) Apenas as afirmativas I, II e IV estão corretas. 
d) Todas as afirmativas estão corretas. 
 
7. (ACAFE SC/2015/Janeiro) 
Dado o equilíbrio químico abaixo e baseado nos conceitos químicos é correto afirmar, exceto: 
 
2NO2(g) + 7H2(g) 2NH3(g) + 4H2O(g) ΔH> 0 
 
a) A presença de um catalisador altera a constante de equilíbrio. 
b) Adicionando H2 o equilíbrio é deslocado para a direita. 
c) Diminuindo a pressão do sistema o equilíbrio é deslocado para a esquerda. 
d) Diminuindo a temperatura do sistema o equilíbrio é deslocado para a esquerda. 

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 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 6 
 
8. (ACAFE SC/2013/Janeiro) 
Considere que o equilíbrio químico genérico abaixo (sob temperatura constante) tenha um Kc = 1,5. 
 
A + B  C + D 
 
Em um determinado instante, a situação era: [A] = 1,0 mol/L, [B] = 1,2 mol/L, [C] = 0,6 mol/L, [D] = 0,8 
mol/L. 
 
Baseado nas informações fornecidas é correto afirmar, exceto: 
 
a) Uma vez o equilíbrio estabelecido, a adição de um catalisador não altera o valor de Kc. 
b) No instante abordado, o sistema caminha para o equilíbrio e a velocidade da reação inversa deve ser 
maior que a reação direta. 
c) No instante abordado, o sistema caminha para o equilíbrio e a velocidade da reação inversa deve ser 
menor que a reação direta. 
d) No instante abordado o sistema ainda não atingiu o equilíbrio. 
 
9. (ACAFE SC/2010) 
O Princípio de Le Chatelier estabelece que a posição do equilíbrio sempre mudará na direção que 
contrabalance ou minimize a ação de uma força externa aplicada ao sistema. 
Um exemplo típico é o equilíbrio entre as formas cor de rosa e azul dos íons cobalto. 
 
 
 
 
 
Assinale a alternativa correta que apresenta uma ação sobre o sistema que favorece a formação da 
solução de cor rosa. 
 
a) Adição de cloreto de sódio aquoso. 
b) Aumento da temperatura. 
c) Diminuição da concentração de água 
d) Diminuição da concentração de íons Cl- 
( )   
Azul Incolor R 
 
osa
lOHaqCoClaqClaqOHCo )(6)()(4)( 2
2
4
2
62
++
+⎯→⎯
⎯⎯
−+
reta)(reação dical.molΔΗ 1120 −+=
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 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 7 
 
10. (ENEM/2015/1ª Aplicação) 
Vários ácidos são utilizados em indústrias que descartam seus efluentes nos corpos d’água, como rios e 
lagos, podendo afetar o equilíbrio ambiental. Para neutralizar a acidez, o sal carbonato de cálcio pode ser 
adicionado ao efluente, em quantidades apropriadas, pois produz bicarbonato, que neutraliza a água. As 
equações envolvidas no processo são apresentadas: 
 
(I) CaCO3 (s) + CO2 (g) + H2O (l) Ca2+ (aq) + 2 HCO3– (aq) 
(II) HCO3– (aq) H+ (aq) + CO32– (aq) K1 = 3,0 10–11 
(III) CaCO3 (s) Ca2+ (aq) + CO32– (aq) K2 = 6,0 10–9 
(IV) CO2 (g) + H2O (l) H+ (aq) + HCO3– (aq) K3 = 2,5 10–7 
 
Com base nos valores das constantes de equilíbrio das reações II, III e IV a 25 ºC, qual é o valor numérico 
da constante de equilíbrio da reação I? 
 
a) 4,5 10–26 
b) 5,0 10–5 
c) 0,8 10–9 
d) 0,2 105 
e) 2,2 1026 
 
11. (ENEM/2020/1ª Aplicação) 
Para garantir que produtos eletrônicos estejam armazenados de forma adequada antes da venda, 
algumas empresas utilizam cartões indicadores de umidade nas embalagens desses produtos. Alguns 
desses cartões contêm um sal de cobalto que muda de cor em presença de água, de acordocom a equação 
química: 
 
CoCl2(s) + 6 H2O(g) CoCl2 6H2O(s) 
 (azul) (rosa) 
 
Como você procederia para reutilizar, num curto intervalo de tempo, um cartão que já estivesse com a 
coloração rosa? 
 
a) Resfriaria no congelador. 
b) Borrifaria com spray de água. 
c) Envolveria com papel alumínio. 








 H 0 
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 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 8 
d) Aqueceria com secador de cabelos. 
e) Embrulharia em guardanapo de papel. 
 
12. (ENEM/2018/2ª Aplicação) 
O sulfato de bário (BaSO4) é mundialmente utilizado na forma de suspensão como contraste em 
radiografias de esôfago, estômago e intestino. Por se tratar de um sal pouco solúvel, quando em meio 
aquoso estabelece o seguinte equilíbrio: 
 
BaSO4 (s) Ba2+(aq) + SO42–(aq) 
 
Por causa da toxicidade do bário (Ba2+), é desejado que o contraste não seja absorvido, sendo totalmente 
eliminado nas fezes. A eventual absorção de íons Ba2+, porém, pode levar a reações adversas ainda nas 
primeiras horas após sua administração, como vômito, cólicas, diarreia, tremores, crises convulsivas e até 
mesmo a morte. 
PEREIRA, L. F. Entenda o caso da intoxicação por Celobar®. 
Disponível em: www.unifesp.br. 
Acesso em: 20 nov. 2013 (adaptado). 
 
Para garantir a segurança do paciente que fizer uso do contraste, deve-se preparar essas suspensão em 
 
a) água destilada. 
b) soro fisiológico. 
c) solução de cloreto de bário, BaCl2. 
d) solução de sulfato de bário, BaSO4. 
e) solução de sulfato de potássio, K2SO4. 
 
13. (ENEM/2015/1ª Aplicação) 
Hipoxia ou mal das alturas consiste na diminuição de oxigênio (O2) no sangue arterial do organismo. Por 
essa razão, muitos atletas apresentam mal-estar (dores de cabeça, tontura, falta de ar etc.) ao praticarem 
atividade física em altitudes elevadas. Nessas condições, ocorrerá uma diminuição na concentração de 
hemoglobina oxigenada (HbO2) em equilíbrio no sangue, conforme a relação: 
 
Hb (aq) + O2 (aq) HbO2 (aq) 
Mal da montanha. Disponível em: www.feng.pucrs.br. 
Acesso em: 11 fev. 2015 (adaptado). 
 
A alteração da concentração de hemoglobina oxigenada no sangue ocorre por causa do(a) 
 
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 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 9 
a) elevação da pressão arterial. 
b) aumento da temperatura corporal. 
c) redução da temperatura do ambiente. 
d) queda da pressão parcial de oxigênio. 
e) diminuição da quantidade de hemácias. 
 
14. (ENEM/2014/2ª Aplicação) 
A formação de estactites depende da reversibilidade de uma reação química. O carbonato de cálcio 
(CaCO3) é encontrado em depósitos subterrâneos na forma de pedra calcária. Quando um volume de água 
rica em CO2 dissolvido infiltra-se no calcário, o minério dissolve-se formando íons Ca2+ e HCO3–. Numa 
segunda etapa, a solução aquosa desses íons chega a uma caverna e ocorre a reação inversa, promovendo 
a liberação de CO2 e a deposição de CaCO3, de acordo com a equação apresentada. 
 
Ca2+ (aq) + 2 HCO3– (aq) CaCO3 (s) + CO2 (g) + H2O (l) H = +40,94 kJ/mol 
 
KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. L.; WEAVER, R. C. Química geral e reações químicas. 
São Paulo: Cengage Learning, 2010 (adaptado). 
 
Considerando o equilíbrio que ocorre a segunda etapa, a formação de carbonato será favorecida pelo(a) 
 
a) diminuição da concentração de íons OH– no meio. 
b) aumento da pressão do ar no interior da caverna. 
c) diminuição da concentração de HCO3– no meio. 
d) aumento da temperatura no interior da caverna. 
e) aumento da concentração de CO2 dissolvido. 
 
15. (ENEM/2011/1ª Aplicação) 
Os refrigerantes têm-se tornado cada vez mais o alvo de políticas públicas de saúde. Os de cola 
apresentam ácido fosfórico, substância prejudicial à fixação de cálcio, o mineral que é o principal 
componente da matriz dos dentes. A cárie é um processo dinâmico de desequilíbrio do processo de 
desmineralização dentária, perda de minerais em razão da acidez. Sabe-se que o principal componente 
do esmalte do dente é um sal denominado hidroxiapatita. O refrigerante, pela presença da sacarose, faz 
decrescer o pH do biofilme (placa bacteriana), provocando a desmineralização do esmalte dentário. Os 
mecanismos de defesa salivar levam de 20 a 30 minutos para normalizar o nível do pH, remineralizando 
o dente. A equação química seguinte representa esse processo: 
Ca5(PO4)3OH(s) 
 
5 Ca2+(aq) + 3 PO43–(aq) + OH–(aq) 
 
→

desmineralização
mineralização
 
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 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 10 
 
GROISMAN, S. Impacto do refrigerante nos dentes é avaliado sem tirá-lo da dieta. 
Disponível em: http://www.isaude.net. Acesso em: 1 maio 2010 (adaptado). 
 
Considerando que uma pessoa consuma refrigerantes diariamente, poderá ocorrer um processo de 
desmineralização dentária, devido ao aumento da concentração de 
 
a) OH–, que reage com os íons Ca2+, deslocando o equilíbrio para a direita. 
b) H+, que reage com as hidroxilas OH–, deslocando o equilíbrio para a direita. 
c) OH–, que reage com os íons Ca2+, deslocando o equilíbrio para a esquerda. 
d) H+, que reage com as hidroxilas OH–, deslocando o equilíbrio para a esquerda. 
e) Ca2+, que reage com as hidroxilas OH–, deslocando o equilíbrio para a esquerda. 
 
16. (ENEM/2010/2ª Aplicação) 
Às vezes, ao cobrir um refrigerante, percebe-se que uma parte do produto vaza rapidamente pela 
extremidade do recipiente. A explicação para esse fato está relacionada à perturbação do equilíbrio 
química existente entre alguns dos ingredientes do produto, de acordo com a equação: 
 
CO2(g) + H2O(l) H2CO3(aq) 
 
A alteração do equilíbrio anterior, relacionada ao vazamento do refrigerante nas condições descritas, tem 
como consequência a 
 
a) liberação de CO2 para o ambiente. 
b) elevação da temperatura do recipiente. 
c) elevação da pressão interna no recipiente. 
d) elevação da concentração de CO2 no líquido. 
e) formação de uma quantidade significativa de H2O. 
 
17. (FUVEST SP/2013/1ªFase) 
A uma determinada temperatura, as substâncias HI, H2 e I2 estão no estado gasoso. A essa temperatura, 
o equilíbrio entre as três substâncias foi estudado, em recipientes fechados, partindo-se de uma mistura 
equimolar de H2 e I2 (experimento A) ou somente de HI (experimento B). 
 
→

ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 11 
 
 
Pela análise dos dois gráficos, pode-se concluir que 
 
a) no experimento A, ocorre diminuição da pressão total no interior do recipiente, até que o equilíbrio 
seja atingido. 
b) no experimento B, as concentrações das substâncias (HI, H2 e I2) são iguais no instante t1. 
c) no experimento A, a velocidade de formação de HI aumenta com o tempo. 
d) no experimento B, a quantidade de matéria (em mols) de HI aumenta até que o equilíbrio seja atingido. 
e) no experimento A, o valor da constante de equilíbrio (K1) é maior do que 1. 
 
18. (FUVEST SP/2004/1ªFase) 
A transformação de um composto A em um composto B, até se atingir o equilíbrio (A B), foi estudada 
em três experimentos. De um experimento para o outro, variou-se a concentração inicial do reagente A 
ou a temperatura ou ambas. Registraram-se as concentrações de reagente e produto em função do 
tempo. 
Com esses dados, afirma-se: 
 
 
Com esses dados, afirma-se: 
→

A
A
A
B
B
B
9
6
3
0
tempo →
co
nc
en
tr
aç
ão
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 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 12 
I. Os experimentos 1 e 2 foram realizados à mesma temperatura, pois as constantes de equilíbrio 
correspondentes são iguais. 
II. O experimento3 foi realizado numa temperatura mais elevada que o experimento 1, pois no 
experimento 3 o equilíbrio foi atingido em um tempo menor. 
III. A reação é endotérmica no sentido da formação do produto B. 
 
Dessas afirmações, 
a) todas são corretas. 
b) apenas I e III são corretas. 
c) apenas II e III são corretas. 
d) apenas I é correta. 
e) apenas II é correta. 
 
19. (FUVEST SP/2017/1ªFase) 
A hemoglobina (Hb) é a proteína responsável pelo transporte de oxigênio. Nesse processo, a hemoglobina 
se transforma em oxi-hemoglobina (Hb(O2)n). Nos fetos, há um tipo de hemoglobina diferente da do 
adulto, chamada de hemoglobina fetal. O transporte de oxigênio pode ser representado pelo seguinte 
equilíbrio: 
 
Hb + nO2 Hb(O2)n, 
 
em que Hb representa tanto a hemoglobina do adulto quanto a hemoglobina fetal. 
 
A figura mostra a porcentagem de saturação de Hb por O2 em função da pressão parcial de oxigênio no 
sangue humano, em determinado pH e em determinada temperatura. 
 
 
 
A porcentagem de saturação pode ser entendida como: 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 13 
 
 
 
Com base nessas informações, um estudante fez as seguintes afirmações: 
 
I. Para uma pressão parcial de O2 de 30 mmHg, a hemoglobina fetal transporta mais oxigênio do que a 
hemoglobina do adulto. 
II. Considerando o equilíbrio de transporte de oxigênio, no caso de um adulto viajar do litoral para um 
local de grande altitude, a concentração de Hb em seu sangue deverá aumentar, após certo tempo, para 
que a concentração de Hb(O2)n seja mantida. 
III. Nos adultos, a concentração de hemoglobina associada a oxigênio é menor no pulmão do que nos 
tecidos. 
 
É correto apenas o que o estudante afirmou em 
 
a) I. 
b) II. 
c) I e II. 
d) I e III. 
e) II e III. 
Note e adote: 
pO2 (pulmão) > pO2 (tecidos). 
 
20. (FUVEST SP/2012) 
A isomerização catalítica de parafinas de cadeia não ramificada, produzindo seus isômeros ramificados, é 
um processo importante na indústria petroquímica. 
A uma determinada temperatura e pressão, na presença de um catalisador, o equilíbrio 
 
CH3CH2CH2CH3(g) (CH3)2CHCH3(g) 
n-butano isobutano 
 
é atingido após certo tempo, sendo a constante de equilíbrio igual a 2,5. Nesse processo, partindo 
exclusivamente de 70,0 g de n-butano, ao se atingir a situação de equilíbrio, x gramas de n-butano terão 
sido convertidos em isobutano. O valor de x é 
 
100
]Hb[])O(Hb[
])O(Hb[
saturação de %
n2
n2 
+
=
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 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 14 
a) 10,0 
b) 20,0 
c) 25,0 
d) 40,0 
e) 50,0 
 
21. (FUVEST SP/2011/1ªFase) 
Em um funil de separação, encontram-se, em contato, volumes iguais de duas soluções: uma solução 
aquosa de I2, de concentração 0,1 x 10–3 mol/L, e uma solução de I2 em CCl4, de concentração 1,0 x 10–3 
moI/L. 
 
 
 
Considere que o valor da constante KC do equilíbrio 
 
l2(aq) l2(CCl4) 
 
é igual a 100, à temperatura do experimento, para concentrações expressas em moI/L. 
 
Assim sendo, o que é correto afirmar a respeito do sistema descrito? 
 
a) Se o sistema for agitado, o I2 será extraído do CCl4 pela água, até que a concentração de I2 em CCl4 se 
iguale a zero. 
b) Se o sistema for agitado, o I2 será extraído da água pelo CCl4, até que a concentração de I2 em água se 
iguale a zero. 
c) Mesmo se o sistema não for agitado, a concentração de I2 no CCl4 tenderá a aumentar e a de I2, na água, 
tenderá a diminuir, até que se atinja um estado de equilíbrio. 
d) Mesmo se o sistema não for agitado, a concentração de I2 na água tenderá a aumentar e a de I2, no 
CCl4, tenderá a diminuir, até que se atinja um estado de equilíbrio. 
e) Quer o sistema seja agitado ou não, ele já se encontra em equilíbrio e não haverá mudança nas 
concentrações de I2 nas duas fases. 
→

ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 15 
 
22. (FUVEST SP/2008/1ªFase) 
Certas quantidades de água comum (H2O) e de água deuterada (D2O) – água que contém átomos de 
deutério em lugar de átomos de hidrogênio – foram misturadas. Ocorreu a troca de átomos de hidrogênio 
e de deutério, formando-se moléculas de HDO e estabelecendo-se o equilíbrio (estado I) 
 
As quantidades, em mols, de cada composto no estado I estão indicadas pelos patamares, abaixo, no 
diagrama. 
Depois de certo tempo, mantendo-se a temperatura constante, acrescentou-se mais água deuterada, de 
modo que a quantidade de D2O, no novo estado de equilíbrio (estado II), fosse o triplo daquela antes da 
adição. As quantidades, em mols, de cada composto envolvido no estado II estão indicadas pelos 
patamares, abaixo, no diagrama. 
 
A constante de equilíbrio, nos estados I e II, tem, respectivamente, os valores 
a) 0,080 e 0,25 
b) 4,0 e 4,0 
c) 6,6 e 4,0 
d) 4,0 e 12 
e) 6,6 e 6,6 
 
23. (FUVEST SP/2005/1ªFase) 
O Brasil produz, anualmente, cerca de 6  106 toneladas de ácido sulfúrico pelo processo de contacto. Em 
uma das etapas do processo há, em fase gasosa, o equilíbrio 
 
2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g) KP = 4,0 x 104 
 
que se estabelece à pressão total de P atm e temperatura constante. Nessa temperatura, para que o valor 
da relação seja igual a 6,0  104, o valor de P deve ser: 
HDO 2 ODOH 22
→
+
22
3
O
2
SO
2
SO
xx
x
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 16 
x = fração em quantidade de matéria (fração molar) de cada constituinte na mistura gasosa 
KP = constante de equilíbrio 
a) 1,5 
b) 3,0 
c) 15 
d) 30 
e) 50 
 
24. (FUVEST SP/2004/1ªFase) 
A reação de esterificação do ácido etanoico com etanol apresenta constante de equilíbrio igual a 4, à 
temperatura ambiente. Abaixo estão indicadas cinco situações, dentre as quais apenas uma é compatível 
com a reação, considerando-se que a composição final é a de equilíbrio. Qual alternativa representa, 
nessa temperatura, a reação de esterificação citada? 
 
 
 
 
 
 
25. (FUVEST SP/2003/1ªFase) 
Em uma experiência, aqueceu-se, a uma determinada temperatura, uma mistura de 0,40 mol de dióxido 
de enxofre e 0,20 mol de oxigênio, contidos em um recipiente de 1L e na presença de um catalisador. A 
equação química, representando a reação reversível que ocorre entre esses dois reagentes gasosos, é : 
2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g) . As concentrações dos reagentes e do produto foram determinadas em vários 
tempos, após o início da reação, obtendo-se o gráfico: 
X= Y= Z=
W=
Hidrogênio 
 Carbono
 Oxigênio
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 17 
 
Em uma nova experiência, 0,40 mol de trióxido de enxofre, contido em um recipiente de 1L, foi aquecido 
à mesma temperatura da experiência anterior e na presença do mesmo catalisador. Acompanhando-se a 
reação ao longo do tempo, deve-se ter, ao atingir o equilíbrio, uma concentração de SO3 de 
aproximadamente: 
a) 0,05 mol/L 
b) 0,18 mol/L 
c) 0,20 mol/L 
d) 0,35 mol/L 
e) 0,40 mol/L 
 
26. (FUVEST SP/2002/1ªFase) 
Considere os equilíbrios abaixo e o efeito térmico da reação da esquerda para a direita, bem como a 
espécie predominante nos equilíbrios A e B, à temperatura de 175 ºC. 
 
O equilíbrio A foi estabelecido misturando-se, inicialmente, quantidades estequiométricas de N2(g) e 
H2(g). Os equilíbrios B e C foram estabelecidos a partir de, respectivamente, N2O4 e MgCO3 puros. 
A tabela abaixo traz os valores numéricos das constantes desses três equilíbrios, em função da 
temperatura, não necessariamente na mesma ordem em que os equilíbrios foram apresentados. As 
constantes referem-se a pressões parciais em atm. 
 
Logo, as constantes K1, K2 e K3 devem corresponder,respectivamente, a K1 K2 K3 
0,10
0,20
0,30
0,40
Concentração
 (mol/L)
Tempo
equilíbrio
 efeito
térmico
 espécie 
predominante
exotérmica
endotérmica
NH (g)
NO (g)
a.
b.
c.
N (g) + 3H (g) 2NH (g)
N O (g) 2NO (g)
MgCO (s) MgO(s) + CO (g)
endotérmica
2
33
3 2
2 4 2
2
100 1,5 . 10 1,1 . 10 3,9 . 10
175 3,3 . 10 2,6 . 10 2,4
250 3,0 . 10 1,2 . 10 6,7 . 10
t / C K K K1 2 3
1
2
2
-2
-5
3
-3
-1
o
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 18 
 
 
27. (FUVEST SP/2001/1ªFase) 
No equilíbrio A B, a transformação de A em B é endotérmica. Esse equilíbrio foi estudado, realizando-
se três experimentos. 
 
Experimento Condições 
X a 20ºC, sem catalisador 
Y a 100ºC, sem catalisador 
Z a 20ºC, com catalisador 
 
O gráfico abaixo mostra corretamente as concentrações de A e de B, em função do tempo, para o 
experimento X. 
 
 
 
Examine os gráficos abaixo. 
 
a.
b.
b.
d.
e.
K K K
B C A
A C B
C B A
B A C
C A B
321
→

2
2
0
0
4
4
6
6
8
8
10
10
A 
Conc.
Tempo
B 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 19 
 
Aqueles que mostram corretamente as concentrações de A e de B, em função do tempo, nos 
experimentos Y e Z são, respectivamente, 
a) I e II. 
b) I e III. 
c) II e I. 
d) II e III. 
e) III e I. 
 
28. (FUVEST SP/2021/1ªFase) 
Para estudar equilíbrio químico de íons Co2+ em solução, uma turma de estudantes realizou uma série de 
experimentos explorando a seguinte reação: 
 
 
 
Nesse equilíbrio, o composto de cobalto com água, [Co(H2O)6]2+(aq), apresenta coloração vermelha, 
enquanto o composto com cloretos, [CoCl4]2–(aq), possui coloração azul. 
Para verificar o efeito de ânions de diferentes sais nessa mudança de cor, 7 ensaios diferentes foram 
realizados. Aos tubos contendo apenas alguns mL de uma solução de nitrato de cobalto II, de coloração 
vermelha, foram adicionadas pequenas quantidades de diferentes sais em cada tubo, como apresentado 
na tabela, com exceção do ensaio 1, no qual nenhum sal foi adicionado. 
Após agitação, os tubos foram deixados em repouso por um tempo, e a cor final foi observada. 
 
2
2
0
0
4
4
6
6
8
8
10
10
A 
B 
Conc.
Tempo
2
2
0
0
4
4
6
6
8
8
10
10
A 
A B 
B 
Conc.
Tempo
2
2
0
0
4
4
6
6
8
8
10
10
A 
A B 
B 
Conc.
Tempo
2
2
0
0
4
4
6
6
8
8
10
10
A 
Conc.
Tempo
B 
III
I II
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 20 
 
 
A alternativa que representa a cor final observada nos ensaios 5, 6 e 7, respectivamente, é: 
 
 
Note e adote: 
Solubilidade dos sais em g/100 mL de água a 20ºC 
 
 
29. (FUVEST SP/2002/1ªFase) 
Galinhas não transpiram e, no verão, a frequência de sua respiração aumenta para resfriar seu corpo. A 
maior eliminação de gás carbônico, através da respiração, faz com que as cascas de seus ovos, constituídas 
principalmente de carbonato de cálcio, se tornem mais finas. Para entender tal fenômeno, considere os 
seguintes equilíbrios químicos: 
 
Ca2+(aq) + CO (aq) CaCO3(s) 
CO (aq) + H2O(l) HCO (aq) + OH-(aq) 
HCO (aq) + H2O(l) H2CO3(aq) + OH-(aq) 
 H2CO3(aq) CO2(g) + H2O(l) 
 
Para que as cascas dos ovos das galinhas não diminuam de espessura no verão, as galinhas devem ser 
alimentadas 
a) com água que contenha sal de cozinha. 
−2
3
→

−2
3
→

−
3
−
3
→

→

ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 21 
b) com ração de baixo teor de cálcio. 
c) com água enriquecida de gás carbônico. 
d) com água que contenha vinagre. 
e) em atmosfera que contenha apenas gás carbônico. 
 
30. (UNICAMP SP/2021) 
Um dos grandes desafios para a consolidação de uso do hidrogênio como combustível é seu 
armazenamento seguro e em grande quantidade. O hidrogênio pode ser armazenado puro, como gás ou 
líquido. Atualmente, parece mais adequado armazenar o hidrogênio na forma de hidretos metálicos ou 
adsorvido em materiais porosos nanoestruturados. Para que o armazenamento seja considerado 
eficiente, o material deve apresentar capacidade de armazenamento máxima em pressão constante e boa 
reversibilidade; ou seja, o armazenamento (adsorção) e a liberação (dessorção) devem ocorrer em 
condições similares. Essas características do armazenamento podem ser observadas em um gráfico 
denominado “isoterma de adsorção”, que é uma curva de composição de hidrogênio no material (C, kg 
de H2/kg de material) em função da pressão. 
 
 
 
a) A figura acima mostra a isoterma de três materiais que poderiam ser empregados para armazenar H2. 
Qual curva (A, B ou C) representa o melhor material para se armazenar o hidrogênio? Justifique sua 
escolha. 
b) Um carro com motor a combustão interna consome 24 kg de gasolina (d = 700 kg m–3) ou 8 kg de 
hidrogênio para percorrer uma distância de 400 km, adsorvido em um material intermetálico do tipo 
Mg2Ni. Considerando que a massa e o volume de um carro médio são aproximadamente de 6 m3 e 1.000 
kg, respectivamente, uma possível desvantagem desta tecnologia alternativa estaria relacionada à massa 
ou ao volume relativamente ocupado pelo Mg2Ni? Justifique. 
Dados do Mg2Ni: capacidade de armazenamento de H2 = 3,6 kg de H2 por 100 kg de Mg2Ni; densidade = 
3.400 kg m–3. 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 22 
31. (UFU MG/2011/1ªFase) 
Pessoas que passam por tratamento quimioterápico e radioterápico têm um grande desconforto causado 
pela baixa salivação (xerostomia). Uma solução para isso é encontrada pelo uso da saliva artificial que 
nada mais é do que um lubrificante oral, cuja finalidade é garantir que o funcionamento da cavidade oral 
continue estável. Na saliva o sistema tampão mais importante é o sistema ácido carbônico/bicarbonato. 
A concentração do íon bicarbonato depende fortemente do fluxo salivar e a termodinâmica desse sistema 
é complicada pelo fato de envolver o gás carbônico dissolvido na saliva. O equilíbrio completo simplificado 
(no qual a enzima anidrase carbônica, que está presente na saliva, catalisa a reação, formando dióxido de 
carbono do ácido carbônico e vice-versa) pode ser escrito da seguinte forma: 
 
1) CO2(g)+ H2O(l) H2CO3(aq) 
2) H2CO3(aq) + H2O(l) HCO–3(aq) + H3O+(aq) 
 
A partir do texto e de seus conhecimentos de química, assinale a alternativa INCORRETA. 
 
a) O aumento da concentração do ácido carbônico na reação 1 causará maior saída de dióxido de carbono 
da saliva. 
b) A redução da quantidade de água na reação 2 facilita o aumento da concentração de íon bicarbonato. 
c) A solução tampão representada pelas reações mantém o pH, praticamente, inalterado. 
d) O equilíbrio químico da primeira equação pode ser escrito por . 
 
32. (UFU MG/2019/1ªFase) 
 
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 
]OH][CO[
]COH[
Ke
22
32=
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 23 
 
a) elevaçãono 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. 
 
33. (UFU MG/2018/2ªFase) 
O gás amônia é um dos principais componentes de fertilizantes e pode ser produzido a partir da reação 
química exotérmica entre o gás nitrogênio e o gás hidrogênio. O gráfico abaixo indica as condições ideais 
para a produção industrial da amônia. 
 
 
Disponível em: <https://pt-static.z-dn.net/ 
files/d6d/de76bf0a39b58de68456c102d87fc122.jpg.> 
Acesso em: 25/03/2018. 
 
Sobre a amônia e sua produção industrial, faça o que se pede. 
 
a) Indique e explique a geometria molecular da amônia. 
b) Escreva a equação balanceada de formação da amônia a partir do gás nitrogênio e do gás hidrogênio. 
c) Indique, de acordo com o gráfico, duas condições ideais de produção industrial do gás amônia. 
 
34. (UFU MG/2017/2ªFase) 
Por muito tempo, foram utilizadas para tratamento de obturações dentárias amálgamas metálicas (Sn, 
estanho; Ag, prata; Hg, mercúrio). Esse método era utilizado para tratamento de cáries que ocorrem pela 
exposição das nervuras dentárias, cuja causa é a má saúde bucal, consumo de refrigerantes em excesso, 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 24 
entre outros motivos que levam à desmineralização do esmalte. Esse processo de desmineralização é 
representado a seguir. 
 
 
 
Sobre essa situação, faça o que se pede. 
 
a) Explique o motivo de pequenos choques quando alguém morde em uma folha de papel alumínio 
exatamente nos dentes que possuem obturações com amálgamas metálicas. 
b) Explique a função da saliva no processo dos choques destacados no item anterior. 
c) Descreva o que ocorre, quimicamente, com o esmalte dentário quando se consome refrigerantes em 
excesso. 
 
35. (UFU MG/2015/1ªFase) 
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. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 25 
d) à sua competição com o oxigênio para se ligar à hemoglobina, se o ar inspirado tiver considerável 
conteúdo de monóxido. 
 
36. (UFU MG/2010/2ªFase) 
Atletas utilizam lentes fotocromáticas em maratonas e competições. A escolha se dá em função de essas 
lentes possuírem cristais de cloreto de prata (AgCl) incorporados diretamente ao vidro. Quando a radiação 
ultravioleta atinge os cristais de cloreto de prata, eles escurecem. Isso ocorre quando os íons prata (Ag+) 
são reduzidos a prata metálica (Ag) pelos íons cloreto (Cl–), que se transformam em átomos de cloro 
elementar (Cl): 
 
AgCl + energia luminosa Ag + Cl 
Incolor escuro 
 
Faça o que se pede. 
 
a) Explique o que ocorre com a lente quando os maratonistas estiverem correndo em locais com alta 
incidência solar. 
b) Determine o número de oxidação da prata metálica, do cloro elementar e do cloro presente no 
composto de cloreto de prata. 
c) Indique o elemento que sofre redução e indique o elemento que sofre oxidação na reação de 
escurecimento das lentes fotocromáticas. 
 
37. (UFU MG/2009/1ªFase) 
A fixação natural de nitrogênio em grande quantidade ocorre em etapas. Inicialmente, o nitrogênio é 
oxidado sob condições altamente enérgicas, como descarga de raio, ou é oxidado em menor extensão 
sob condições menos enérgicas, como o fogo. 
A reação inicial (reação 1) é a reação de nitrogênio e oxigênio para formar óxido nítrico. 
 
O óxido nítrico é oxidado facilmente em ar, o qual fornece o oxigênio, formando o dióxido de nitrogênio 
(reação 2) que se dissolve em água para formar ácido nítrico e ácido nitroso (reação 3). 
 
 
O ácido nítrico formado pode solubilizar-se na chuva, nas nuvens ou na umidade de solo e, assim, também 
aumentar a concentração de íons nitrato no solo. 
 
Portanto, considerando as reações químicas apresentadas, é correto afirmar que 
 
→

)1 reação( NO2ON )g()g(2)g(2 →+
)2 reação( NO2ONO2 )g(2)g(2)g( →+
)3 reação( HNOHNOOHNO2 )aq(2)aq(3)l(2)g(2 +→+
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 26 
a) a adição de catalisador desloca o equilíbrio químico aumentando a produção de óxido nítrico ou de 
dióxido de nitrogênio, respectivamente, nas reações 1 e 2. 
b) ao atingir o estado de equilíbrio, respectivamente nas três reações, a concentração de cada uma das 
substâncias, independentemente se for reagente ou produto, permanecerá constante. 
c) a constante de equilíbrio químico, em função das concentrações, da reação 1 pode ser calculada pela 
expressão: 
d) os produtos da reação 3, além de melhorarem a qualidade do solo, devido à sua alta acidez, são 
benéficos ao homem, pois ajudam a diminuir a poluição de origem básica na atmosfera. 
 
38. (UFU MG/2008/1ªFase) 
Considere o equilíbrio químico: 
 
 
Acerca do deslocamento desse equilíbrio, marque a alternativa correta. 
a) Aumentando a concentração de H2O, o equilíbrio é deslocado para a esquerda. 
b) Diminuindo a pressão, o equilíbrio é deslocado no sentido de maior volume. Logo, o equilíbrio é 
deslocado para a direita. 
c) Aumentando a temperatura, o equilíbrio é deslocado no sentido da reação endotérmica, ou seja, para 
a direita. 
d) Diminuindo a temperatura, o equilíbrio é deslocado no sentido da reação exotérmica, ou seja, para a 
esquerda. 
 
39. (UFU MG/2007/1ªFase) 
A síntese de Haber-Bosch pode ser representada pela reação: 
 
Em relação ao equilíbrio acima, correlacione os fatores citados que afetam o estado de equilíbrio na 
COLUNA a seguir com o respectivo efeito listado na COLUNA que se segue.. 
 
I. Concentração de H2 
II. Pressão 
III. Temperatura 
IV. Catalisador 
 
( ) o aumento favorece a produção de NH3. 
]O[]N[
]NO[2
K
22
c

=
calorOH2 OH2 )g(2)g(2)g(2 ++
→

0H NH2 H3N 1)g(3)g(2)g(2
1
2
+ →

ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 27 
( ) Não altera o estado de equilíbrio. 
( ) O aumento desloca o equilíbrio para a decomposição de NH3. 
( ) O aumento desloca o equilíbrio para a produção de NH3. 
 
Marque a alternativa que apresenta a seqüência correta. 
a) I, III, IV, II 
b) II, IV, III, I 
c) IV, II, I, III 
d) I, II, IV, III 
 
40. (UEA AM/2017) 
Considere o equilíbrio químico que ocorre em um frasco fechado contendo água oxigenada à temperatura 
constante: 
H2O2 (aq) H2O (l) + O2 (g) 
 
A constante Kc desse equilíbrio é calculada pela expressão: 
 
a) [H2O (l)] / [H2O2 (aq)] 
b) [O2 (g)] / [H2O2 (aq)] 
c) [O2 (g) x [H2O2 (aq)] 
d) [O2 (g)] – [H2O2 (aq)] 
e) [H2O (l)] + (H2O2 (aq)] 
 
41. (UFJF MG/2017/PISM) 
Considere os seguintes equilíbrios que envolvem CO2(g) e suas constantes de equilíbrio correspondentes: 
 
CO2(g) CO(g) + ½ O2(g) K1 
2 CO(g) + O2(g) 2 CO2(g) K2 
 
Marque a alternativa que correlaciona as duas constantes de equilíbriodas duas reações anteriores. 
 
a) K2 = 1/(K1)2 
b) K2 = (K1)2 
→
 2
1
2
1
2
1
2
1
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 28 
c) K2 = K1 
d) K2 = 1/K1 
e) K2 = (K1)1/2 
 
42. (UFJF MG/2017/PISM) 
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 
 
43. (UFJF MG/2010/1ªFase) 
Na indústria, a produção de NH3(g), amônia, é realizada pela reação em fase gasosa descrita abaixo. 
3 H2(g) + N2(g) 2NH3(g) 
 
Pela análise da equação, é CORRETO afirmar que: 
 
a) haverá uma maior produção de amônia com a redução da pressão. 
⎯→⎯
⎯⎯ 0
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 29 
b) o volume de NH3(g) produzido a partir de 12 g de H2(g), nas condições normais de temperatura e 
pressão (CNTP), é igual a 89,6 L. 
c) a reação ocorre com absorção de calor. 
d) se o gás produzido for borbulhado em água contendo fenolftaleína, a solução final permanecerá 
incolor. 
e) o aumento da temperatura reacional deslocará o equilíbrio para a formação de NH3(g). 
 
44. (UFJF MG/1996/1ªFase) 
A produção de amônia pela reação N2(g) + 3H2(g)  2 NH3 (g) é favorecida pelo abaixamento da temperatura. 
Sobre esta reação de obtenção da amônia, podemos afirmar que: 
a) a reação é endotérmica; 
b) havendo um abaixamento da pressão, ocorrerá maior produção de amônia; 
c) a variação de entalpia da reação é negativa; 
d) diminuindo-se o número de motes de hidrogênio, ocorrerá maior produção de amônia; 
e) aumentando-se o número de moles de nitrogênio, ocorrerá menor produção de amônia. 
 
45. (UERJ/2020/1ªFase) 
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 
 
46. (UERJ/2008/1ªFase) 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 30 
O programa brasileiro de produção de etanol já despertou o interesse de várias nações. O etanol, além 
de ser uma ótima alternativa de combustível, também é utilizado em várias aplicações industriais, como, 
por exemplo, a produção do etanoato de etila, um flavorizante de larga aplicação. 
 
Em um experimento que verificava o estado de equilíbrio nos processos reversíveis, o etanoato de etila 
foi sintetizado por meio da seguinte reação química: 
 
 
 
Admita que, nesse experimento, T= 25 ºC, P = 1 atm e KC = 4,00. 
Quatro amostras, retiradas aleatoriamente da mistura reacional, foram submetidas à análise para 
determinar a quantidade de matéria de cada uma das substâncias presentes. Os resultados em mol/L 
estão indicados na tabela abaixo: 
 
 
 
A amostra que ainda não atingiu o estado de equilíbrio é: 
a) W 
b) X 
c) Y 
d) Z 
 
47. (UERJ/2008/2ªFase) 
Hidrogênio e iodo, ambos em fase gasosa, foram misturados em condições reacionais adequadas. A 
reação, em estado de equilíbrio, é representada por: 
 
 
 
Em seguida, quatro modificações independentes foram impostas a esse sistema: 
 
1 - aumento da temperatura; 
2 - aumento da pressão; 
água etila de etanoato etanol etanóico ++ →
0,020,040,020,01Z
0,040,040,010,04Y
0,010,060,050,01X
0,020,080,010,04W
água
etila de
 etanoato
etanoletanóicoAMOSTRA
50 K HI 2 calor I H (g)2(g)2(g) =++
→

ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 31 
3 - diminuição da concentração de I2; 
4 - diminuição da concentração de H2. 
 
A modificação que causa aumento no valor da constante de equilíbrio K é a indicada pelo seguinte 
número: 
a) 1 
b) 2 
c) 3 
d) 4 
 
48. (UERJ/2015/1ªFase) 
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) 
b) 
⎯→⎯
⎯⎯
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 32 
c) 
d) 
 
49. (UERJ/2012/1ªFase) 
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) 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 
c) aumentar a temperatura 
d) aumentar a pressão 
 
50. (UERJ/2007/1ªFase) 
A equação a seguir representa um processo de obtenção do antranilato de metila, largamente utilizado 
como flavorizante de uva em balas e chicletes. 
Ni
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 33 
 
 
Esse processo, realizado em condições adequadas, atinge o estado de equilíbrio após um determinado 
período de tempo. 
Com o objetivo de aumentar o rendimento na produção desse flavorizante, foram propostas as seguintes 
ações: 
 
I – aumento da temperatura 
II – aumento da pressão 
III – adição de água 
IV – retirada de água 
 
As duas ações mais adequadas para esse objetivo são: 
a) I e III 
b) I e IV 
c) II e III 
d) II e IV 
 
51. (UERJ/2005/1ªFase) 
A equação química, a seguir, representa uma das etapas da obtenção industrial do ácido sulfúrico. 
2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) + 196 kJ 
Medindo-se as concentrações de cada substância desta reação em função do tempo, sob temperatura 
constante, obtém-se o gráfico: 
 
. 
NH2
COOH
CH3 OH
H2O
NH2
COOCH3
+ +
(sólido) (líquido) (líquido)(sólido)
 
 
 
 
→

ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 34 
Após ter sido atingido o estado de equilíbrio, foram retiradas quatro amostras desse sistema, mantendo-
se constantes as condições de equilíbrio. Cada uma dessas amostras foi submetida a uma ação diferente. 
Observe, os gráficos que representam os resultados obtidos em cada amostra 
 
 
 
 
 
Os resultados das ações de aquecimento e de adição de catalisador estão indicados, respectivamente, 
pelos gráficos de números: 
a) I e III 
b) I e IV 
c) II e IV 
d) III e II 
 
52. (UFPR/2009)O gráfico a seguir descreve as variações das concentrações das espécies presentes num sistema reacional, 
em função do tempo, para a reação hipotética: 
 
 
zC yBxA →+
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 35 
 
Com base no gráfico, assinale a alternativa que, respectivamente, apresenta os coeficientes x, y e z e 
indica se o valor de Kc é maior ou menor que 1. 
 
a) 1, 1, 2, <1. 
b) 1, 1, 2, >1. 
c) 1, 3, 2, <1. 
d) 1, 3, 2, >1. 
e) 2, 1, 1, >1. 
 
53. (UFPR/2008) 
O íon cromato de cor amarela e o íon dicromato de cor laranja podem ser utilizados em 
processos de eletrodeposição para produzir peças cromadas. A fórmula a seguir apresenta o equilíbrio 
químico dessas espécies em meio aquoso: 
 
Com base no equilíbrio químico acima, considere as seguintes afirmativas: 
1. O aumento na concentração de íons H+ do meio promove a intensificação da cor laranja na solução. 
2. A adição de um ácido forte ao meio intensifica a coloração amarela da solução. 
3. A adição de íons hidroxila (OH–) ao meio provoca uma reação com os íons H+, formando água e 
intensificando a cor amarela da solução. 
4. A cor exibida pela solução não apresenta dependência da concentração de íons H+ do meio. 
 
Assinale a alternativa correta. 
a) Somente a afirmativa 1 é verdadeira. 
b) Somente as afirmativas 1 e 3 são verdadeiras. 
c) Somente as afirmativas 2 e 4 são verdadeiras. 
)CrO( 24
− )OCr( 272
−
)l(2
2
72
2
4 OH)aq(OCr )aq(H2)aq(CrO2 ++
−→

+−
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 36 
d) Somente as afirmativas 2 e 3 são verdadeiras. 
e) Somente as afirmativas 2, 3 e 4 são verdadeiras. 
 
54. (UFPR/2008) 
A acidez do solo é prejudicial ao desenvolvimento das plantas, podendo ocasionar queda na produção. A 
aplicação do calcário (CaCO3) no solo reduz a sua acidez, conforme representado pela equação química 
abaixo: 
 
Com base nas informações acima e nos conhecimentos sobre acidez do solo, assinale a alternativa correta. 
a) O calcário neutraliza a acidez do solo porque produz íons H+. 
b) O uso do calcário aumenta a concentração de íons H+ no solo. 
c) Nesse caso, a correção da acidez do solo ocorre sem o consumo de calcário. 
d) Além de corrigir a acidez do solo, a aplicação do calcário contribui para o aumento da concentração de 
íons Ca2+. 
e) Um solo com concentração de íons H+ igual a 8x10–4 mol/m3 necessita de 4x10–5 mol/m3 de calcário 
para a correção da acidez. 
 
55. (UFPR/2006) 
Por milhares de anos, os compostos de nitrogênio têm sido adicionados ao solo para aumentar a 
produtividade das safras de alimentos. Antigamente, o único modo efetivo era adicionar “nitrogênio 
orgânico”, isto é, adubo. No século XIX, tornou-se prática comum, nos Estados Unidos e Europa Ocidental, 
o uso de nitrato de sódio (NaNO3), importado do Chile. Em 1908, Fritz Haber, na Alemanha, demonstrou 
que o nitrogênio atmosférico podia ser fixado por reação com hidrogênio, formando amônia. A reação 
que Haber usou era: 
 
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) H = -92,4kJ e Kc = 5x108 (a 25°C) 
 
O processo Haber é hoje o principal processo não-natural de produção de nitrogênio fixado no mundo, 
mas sua viabilidade depende da escolha de condições sob as quais nitrogênio e hidrogênio reagirão 
rapidamente para produzir amônia com alto rendimento. Com base nessas informações e na expressão 
da constante de equilíbrio considere as seguintes afirmativas acerca da reação de produção de amônia: 
 
I) O valor de Kc indica que à temperatura ambiente a produção de amônia é favorecida. 
II) Baixas pressões diminuem a produção de amônia. 
III) Altas temperaturas aumentam a produção de amônia. 
IV) A entalpia dos produtos é menor que a entalpia dos reagentes. 
 
(aq)
2
(l)22(g)(aq)3(S) Ca OH CO 2H CaCO
+→

+ +++
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 37 
Assinale a alternativa correta. 
 
a) Somente as afirmativas I, II e IV são verdadeiras. 
b) Somente as afirmativas III e IV são verdadeiras. 
c) Somente as afirmativas II e III são verdadeiras. 
d) Somente as afirmativas I, II e III são verdadeiras. 
e) Somente as afirmativas II, III e IV são verdadeiras. 
 
56. (UFPR/2005) 
Considere o equilíbrio abaixo, que representa a síntese industrial da amônia. 
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) H < 0 
Para aumentar o rendimento da reação, basta deslocar o equilíbrio para a direita. 
Um aluno propôs os seguintes procedimentos para que isso ocorra: 
 
I. Aumento da temperatura, sob pressão constante. 
II. Aumento da pressão, sob temperatura constante. 
III. Adição de mais catalisador ao sistema reacional. 
IV. Remoção da amônia, à medida que for sendo formada. 
 
O deslocamento do equilíbrio para a direita ocorre com os procedimentos descritos 
a) somente em II e IV. 
b) somente em I e II. 
c) somente em I e III. 
d) somente em I e IV. 
e) somente em III e IV. 
 
57. (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. 
 
→

ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 38 
 
 
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. 
 
58. (UFRGS RS/2020) 
A combustão incompleta de substâncias, contendo carbono, pode formar o monóxido de carbono, o qual 
é extremamente tóxico. O monóxido de carbono, na presença de oxigênio, pode ser convertido no dióxido 
de carbono, em catalisadores automotivos, de acordo com a reação abaixo. 
 
2 CO (g) + O2 (g) 2 CO2 (g) 
R1 S
S R2
R3 S
S R4
+
R1 S
R3 S
S R2
S R4
+
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 39 
 
Em um determinado recipiente, contendo inicialmente monóxido de carbono e oxigênio, estabeleceu-se 
um equilíbrio em que se pode determinar a pressão total da mistura, 6,1 atm, e as pressões parciais de 
monóxido de carbono e de dióxido de carbono, as quais foram, respectivamente, 0,5 atm e 4,0 atm. 
 
O valor da constante de equilíbrio será igual a 
 
a) 1,6. 
b) 10,6. 
c) 22,4. 
d) 32. 
e) 40. 
 
59. (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) 
 
 
 
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 
 
60. (UFRGS RS/2014) 
Abaixo estão mostradas duas reações em fase gasosa, com suas respectivas constantes de equilíbrio. 
CO (g) + H2O (g) CO2 (g) + H2 (g) K = 0,23 
CH4 (g) + H2O (g) CO (g) + 3 H2 (g) K = 0,20 
Pode-se concluir que, nessas mesmas condições, a constante de equilíbrio para a reação 
CH4 (g) + 2H2O (g) CO2 (g) + 4 H2 (g) 
→
→
→ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 40 
 
é de 
 
a) 0,030. 
b) 0,046. 
c) 0,230. 
d) 0,430. 
e) 1,150. 
 
61. (UFRGS RS/2020) 
Em altas temperaturas, o hidrogênio molecular pode estar em equilíbrio com o hidrogênio atômico 
através da seguinte reação 
 
H2(g) 2H(g) 
 
Sobre essa reação, são feitas as seguintes afirmações. 
 
I. A quantidade de hidrogênio atômico aumenta com o aumento da temperatura, porque a reação é 
endotérmica. 
II. Em condições de baixa temperatura, não há energia suficiente para romper a ligação. 
III. A variação de entalpia envolvida na reação é o dobro da entalpia de formação do hidrogênio atômico 
nas condições da reação. 
 
Quais estão corretas? 
 
a) Apenas I. 
b) Apenas II. 
c) Apenas I e III. 
d) Apenas II e III. 
e) I, II e III. 
 
62. (UFRGS RS/2018) 
Considere os dados termodinâmicos da reação abaixo, na tabela a seguir. 
 
CO (g) + NO2 (g) CO2 (g) + NO (g) 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 41 
 
 
 
Com base nesses dados, considere as seguintes afirmações sobre o deslocamento do equilíbrio químico 
dessa reação. 
 
I. O aumento da temperatura desloca no sentido dos produtos. 
II. O aumento da pressão desloca no sentido dos produtos. 
III. A adição de CO2 desloca no sentido dos reagentes. 
 
Quais estão corretas? 
 
a) Apenas I. 
b) Apenas II. 
c) Apenas III. 
d) Apenas I e II. 
e) I, II e III. 
 
63. (UFRGS RS/2017) 
Observe a figura abaixo, sobre o perfil de energia de uma reação em fase gasosa. 
 
 
 
Considere as seguintes afirmações a respeito dessa reação. 
 
I. A posição de equilíbrio é deslocada a favor dos produtos, sob aumento de temperatura. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 42 
II. A posição de equilíbrio é deslocada a favor dos reagentes, sob aumento de pressão. 
III. A velocidade da reação inversa aumenta com a temperatura. 
 
Quais estão corretas? 
 
a) Apenas I. 
b) Apenas II. 
c) Apenas III. 
d) Apenas I e II. 
e) I, II e III. 
 
64. (FAMERP SP/2021) 
Considere as equações químicas: 
 
I. N2O4 (g) 2NO2 (g) 
II. CaO (s) + CO2 (g) CaCO3 (s) 
III. NH4Cl (s) NH3 (g) + HCl (g) 
IV. Sn (s) + H2 (g) Sn (s) + H2O (g) 
V. 4Al (s) + 3O2 (g) 2Al2O3 (s) 
 
Considerando x um dos compostos químicos presentes nas equações citadas, a expressão da constante 
de equilíbrio representada por descreve corretamente o equilíbrio representado na equação 
 
a) V. 
b) I. 
c) III. 
d) II. 
e) IV. 
 
65. (FAMERP SP/2016) 
Considere o equilíbrio químico representado por 
C (s) + CO2 (g) 2CO (g) ; = + 88 kJ / mol de CO (g) 
 
p
1
K
p(x)
=
H
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 43 
O rendimento em CO (g) desse equilíbrio aumenta com o aumento da ____________, com a diminuição 
da ____________ e não se altera pela adição de ____________. 
 
As lacunas do texto são, correta e respectivamente, preenchidas por: 
 
a) temperatura – pressão – catalisador. 
b) temperatura – pressão – CO2 (g). 
c) pressão – temperatura – catalisador. 
d) pressão – temperatura – CO2 (g). 
e) pressão – temperatura – C (s). 
 
66. (FAMECA SP/2013) 
A fenolftaleína é um indicador muito utilizado em laboratórios para diferenciar meios ácidos e básicos. A 
conversão entre as formas ionizada e não ionizada do indicador está representada a seguir. 
 
 
(www.deboni.he.com.br) 
 
De acordo com o Princípio de Le Chatelier, para que o indicador adquira coloração rosa, deve-se utilizar 
solução de 
 
a) NaCl. 
b) CH3COOH. 
c) HCl. 
d) NH4Cl. 
e) NH4OH. 
 
67. (FCM MG/2018) 
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. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 44 
 
O valor da constante de equilíbrio na temperatura do experimento é: 
 
a) 0,04 
b) 0,05 
c) 0,07 
d) 13,2 
 
68. (FCM MG/2017) 
Em um balão de 2,0 litros foram colocados 8,0 mols de A; 12,0 mols de B e 4,0 mols de C. Em uma dada 
temperatura, o equilíbrio homogêneo gasoso foi atingido quando a concentração de D ficou em 6,0 mol/L. 
A equação do sistema químico em equilíbrio pode ser assim escrita: 
 
A(g) + 2 B(g) C(g) + 3 D(g) 
 
O valor da constante de equilíbrio, na temperatura da experiência, será: 
 
a) 4,5. 
b) 13,5. 
c) 54. 
d) 108. 
 
69. (FCM MG/2017) 
Os seguintes desenhos representam o estado de equilíbrio para 4 sistemas químicos diferentes do tipo A 
+ B AB numa mesma temperatura. 
Indique o sistema que apresenta um maior valor para a constante de equilíbrio na temperatura 
relacionada. 
 
a) 
b) 
⎯⎯→⎯⎯
⎯⎯→⎯⎯
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 45 
c) 
d) 
 
70. (FCM MG/2016) 
Em um balão de 2,0 litros foram colocados 2,0 mols de formol gasoso – HCHO(g) – e o recipiente aquecido 
a uma temperatura de 773 K. O sistema estabeleceu um equilíbrio químico entre o formol gasoso e os 
gases hidrogênio e monóxido de carbono. Numa temperatura de 500 oC, o balão continha 5,60 g do gás 
binário por litro. 
 
Analisando as informações e utilizando seus conhecimentos, pode-se afirmar que: 
 
a) A constante de equilíbrio, na temperatura citada, é de 5,0 10–2. 
b) A concentração do formaldeído, no equilíbrio, é de 1,6 mol/L. 
c) No equilíbrio, as concentrações de todos os gases são iguais. 
d) No equilíbrio, na temperatura fornecida, predominam os produtos. 
 
71. (FCM MG/2013) 
Em dois frascos fechados de 1,0 L, na mesma temperatura, foram colocados ozônio. 
 
Frasco I – 0,10 mol de ozônio, O3. 
Frasco II – 0,50 mol de ozônio, O3. 
 
O ozônio se decompôs em oxigênio molecular a temperatura constante, estabelecendo-se o equilíbrio 
descrito pela equação 
2 O3(g) 3 O2(g) 
Em relação a esses sistemas em equilíbrio, a afirmativa ERRADA é: 
 
a) A razão [O3]2 / [O2]3 no frasco II é o inverso da razão [O2]3 / [O3]2 no frasco I. 
b) A concentração de O2 no frasco II é maior do que no frasco I. 
c) A razão [O2]3 / [O3]2 é maior no frasco II do que no frasco I. 
d) A quantidade de O2 no frasco II é maior do que no frasco I. 


→
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 46 
 
72. (FCM MG/2013) 
1,0 mol de cada um dos gases NO, Cl2 e NOCl é introduzido em recipiente de 1,0 L, de volume constante. 
Os gases reagem e entram em equilíbrio segundo a equação 
 
2 NO(g) + Cl2(g) 2 NOCl(g); H = –75,6 kJ ; K = 0,125 
 
Em relação a esse equilíbrio, a alternativa ERRADA é: 
 
a) A concentração do NO no equilíbrio é maior do que a inicial. 
b) A concentração do NOCl no equilíbrio é maior do que a inicial. 
c) Aumentando a pressão do sistema, aumenta a formação do NOCl. 
d) Aumentando a temperatura do sistema, aumenta a dissociação do NOCl. 
 
73. (FCM MG/2020) 
A figura abaixo ilustra uma reação hipotética de A(g) B(g) . 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. 
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. 
 
74. (FCM MG/2014) 

→
→ 0H 
 

ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 47 
Em uma dada temperatura, foram colocados 50,0 mols do gás colorido NO2, em um balão de 10 litros. O 
gás dimeriza, produzindo um gás incolor (N2O4), estabelecendo um estado de equilíbrio, num processo 
exotérmico. O gráfico ilustra o sistema descrito, a 300 K. 
 
 
 
Analisando o gráfico, assinale a afirmativa FALSA: 
 
a) A concentração do gás colorido – NO2(g) – no equilíbrio é de 1,0 mol.L–1. 
b) O valor da constante de equilíbrio, a 300K, para o sistema químico, é igual a 2. 
c) A intensidade da cor diminui, no estado de equilíbrio, com um resfriamento do sistema. 
d) Um balão menor, conservando-se as mesmas condições anteriores, ficaria mais colorido. 
 
75. (FCM MG/2013) 
Algumas reações químicas ocorrem em grande extensão, isto é, a maioria dos reagentes se transformam 
em produtos. Outras quase não ocorrem. Mas todas, eventualmente, alcançam o estado de equilíbrio, 
desde que em condições apropriadas. 
 
Em relação ao equilíbrio químico, a alternativa ERRADA é: 
 
a) O estado de equilíbrio só pode ser perturbado por ação de um agente externo. 
b) O estado de equilíbrio só existe em sistemas fechados com a temperatura constante. 
c) O estado de equilíbrio só pode ser alcançado a partir dos reagentes no sistema fechado. 
d) A constante de equilíbrio nas reações que ocorrem em grande extensão é maior do que 1. 
 
76. (FCM MG/2012) 
A reação descrita pela equação está em equilíbrio a 300° C: 
 
1N2(g) + 3H2(g)  2 NH3(g) + 22,0 kcal 
 
O equilíbrio será deslocado para a esquerda se: 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 48 
 
a) adicionar HCl. 
b) reduzir a temperatura para 200°C. 
c) reduzir a pressão no recipiente em 1/4. 
d) o volume do recipiente, em que passa a reação for reduzido para a metade. 
 
Já Caiu Na UNESP 
77. (UNESP SP/2009/Conh. Gerais) 
A indústria de fertilizantes químicos, para a obtenção dos compostos nitrogenados, utiliza o gás amônia 
(NH3) que pode ser sintetizado pela hidrogenação do nitrogênio, segundo a equação química: 
 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 
K = 1,67  10–3 mol–2·L2 
 
Num procedimento de síntese, no sistema, em equilíbrio, as concentrações de N2(g) e de H2(g) são, 
respectivamente, iguais a 2,0 mol·L–1 e 3,0 mol·L–1. Nessas condições, a concentração de NH3(g), em mol·L–
1, será igual a 
 
a) 0,30. 
b) 0,50. 
c) 0,80. 
d) 1,00. 
e) 1,30. 
 
78. (UNESP SP/2017/Conh. Gerais) 
O estireno, matéria-prima indispensável para a produção do poliestireno, é obtido industrialmente pela 
desidrogenação catalítica do etilbenzeno, que se dá por meio do seguinte equilíbrio químico: 
 
 
 
Analisando-se a equação de obtenção do estireno e considerando o princípio de Le Châtelier, é correto 
afirmar que 
→

(g) catalisador (g) + H2 (g)
 
 
etilbenzeno estireno
mol/kJ 121H =
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 49 
 
a) a entalpia da reação aumenta com o emprego do catalisador. 
b) a entalpia da reação diminui com o emprego do catalisador. 
c) o aumento de temperatura favorece a formação de estireno. 
d) o aumento de pressão não interfere na formação de estireno. 
e) o aumento de temperatura não interfere na formação de estireno. 
 
79. (UNESP SP/2011/Conh. Gerais) 
No corpo humano, 70% do transporte de CO2 para os pulmões, por meio das hemácias e do plasma, ocorre 
sob a forma de íons bicarbonato. Estes são produzidos pela reação do dióxido de carbono com água, 
representada pela seguinte reação química: 
 
CO2(aq) + H2O(l) H+(aq) + HCO–3(aq) 
 
A diminuição do pH do sangue constitui a acidose, que provoca náusea, vômito e cansaço. O aumento do 
pH do sangue corresponde à alcalose, que provoca distúrbios respiratórios, cãibras e convulsões. 
Considere as seguintes afirmações: 
 
I. Pessoas com deficiência respiratória não exalam CO2 suficientemente, com o que a reação deste com 
H2O se desloca para a esquerda. 
II. Pessoas ansiosas respiram rapidamente, eliminando muito CO2, com o que a reação deste com H2O se 
desloca para a esquerda. 
III. Pessoas com diarreia sofrem grande perda de íons bicarbonato, com o que a reação do CO2 com H2O 
se desloca para a direita. 
 
É correto o que se afirma em: 
 
a) I, apenas. 
b) III, apenas. 
c) I e III, apenas. 
d) II e III, apenas. 
e) I, II e III. 
 
80. (UNESP SP/2009/Conh. Gerais) 
O óxido de cálcio, conhecido comercialmente como cal virgem, é um dos materiais de construção utilizado 
há mais tempo. Para sua obtenção, a rocha calcária é moída e aquecida a uma temperatura de cerca de 
→

ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 50 
900°C em diversos tipos de fornos, onde ocorre sua decomposição térmica. O principal constituinte do 
calcário é o carbonato de cálcio, e a reação de decomposição é representada pela equação: 
 
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) 
 
Considerando-se que uma amostra de calcário foi decomposta a 900°C, em um recipiente fechado dotado 
de um êmbolo que permite ajustar o volume e a pressão do seu interior, e que o sistema está em 
equilíbrio, um procedimento adequado para aumentar a produção de óxido de cálcio seria 
 
a) aumentar a pressão do sistema. 
b) diminuir a pressão do sistema. 
c) acrescentar CO2 ao sistema, mantendo o volume constante. 
d) acrescentar CaCO3 ao sistema, mantendo a pressão e o volume constantes. 
e) retirar parte do CaCO3 do sistema, mantendo a pressão e o volume constantes. 
 
81. (UNESP SP/2008/Conh. Gerais) 
Dada a reação exotérmica: 
 
a alteração que favorece a formação dos produtos é a elevação da 
 
a) temperatura. 
b) pressão parcial de O2. 
c) concentração de H2O. 
d) pressão. 
e) concentração de H2O2. 
 
82. (UNESP SP/2006/Conh. Gerais) 
O equilíbrio ácido básico do sangue pode ser representado como segue: 
 
CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO 
 
Assinale a alternativa que apresente dois fatores que combateriam a alcalose respiratória (aumento do 
pH sanguíneo). 
a) Aumento da concentração de CO2 e HCO . 
→

(g), O )( OH 2 (aq) OH 2 2222 +
→
 
→

→

−
3
−
3
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 51 
b) Diminuição da concentração de CO2 e HCO . 
c) Diminuição da concentração de CO2 e aumento da concentração de HCO . 
d) Aumento da concentração de CO2 e diminuição da concentração de HCO . 
e) Aumento da concentração de CO2 e diminuição da concentração de H2O. 
 
 
 
 
 
 
−
3
−
3
−
3
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 52 
Gabarito Sem Comentários 
 
1) C 
2) C 
3) C 
4) A 
5) C 
6) D 
7) A 
8) B 
9) D 
10) B 
11) D 
12) E 
13) D 
14) D 
15) B 
16) A 
17) E 
18) A 
19) C 
20) E 
21) C 
22) B 
23) A 
24) A 
25) A 
26) A 
27) C 
28) D 
29) C 
30) DISCURSIVA 
31) B 
32) D 
33) DISCURSIVA 
34) DISCURSIVA 
35) D 
36) DISCURSIVA 
37) B 
38) A 
39) B 
40) B 
41) A 
42) D 
43) B 
44) C 
45) B 
46) B 
47) A 
48) A 
49) D 
50) B 
51) C 
52) D 
53) B 
54) D 
55) A 
56) A 
57) C 
58) E 
59) A 
60) B 
61) E 
62) C 
63) E 
64) D 
65) A 
66) E 
67) B 
68) D 
69) B 
70) A 
71) C 
72) B 
73) D 
74) D 
75) C 
76) C 
77) A 
78) C 
79) D 
80) B 
81) E 
82) D 
 
 
Questões Resolvidas e Comentadas 
1. (ACAFE SC/2019/Janeiro) 
Considere os equilíbrios químicos genéricos a seguir e suas respectivas constantes, sob temperaturade 
25 ºC: 
 
1) A  B + C K1 = 310–2 
2) D  2B + E K2 = 210–5 
3) 2A + E  2C + D K3 = ? 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 53 
Baseado nos conceitos químicos e nas informações fornecidas, assinale a alternativa correta que contém 
o valor da constante K3: 
 
a) 610–7 
b) 3000 
c) 45 
d) 1500 
 
Comentários: 
Vamos escrever as equações que descrevem 𝐾1, 𝐾2 e 𝐾3: 
𝐾1 =
[𝐵] ⋅ [𝐶]
[𝐴]
 
𝐾2 =
[𝐵]2 ⋅ [𝐸]
[𝐷]
 
𝐾3 =
[𝐶]2 ⋅ [𝐷]
[𝐴]2[𝐸]
 
Observe que: 
𝐾3 =
[𝐶]2 ⋅ [𝐷]
[𝐴]2[𝐸]
= (
[𝐵] ⋅ [𝐶]
[𝐴]
)
2
⋅ (
[𝐷]
[𝐵]2 ⋅ [𝐸]
) = 𝐾1
2 ⋅
1
𝐾2
=
𝐾1
2
𝐾2
=
(3 ⋅ 10−2)2
2 ⋅ 10−5
= 45 
 
Gabarito: C 
 
2. (ACAFE SC/2017/Janeiro) 
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 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 54 
d) KIII = (KI)2 + KII 
 
Comentários: 
Vamos escrever as equações que descrevem as constantes de equilíbrio das reações: 
𝐾1 =
𝑃𝐴𝐵3
2
𝑃𝐴
2𝑃𝐵2
3 
𝐾2 =
𝑃𝐴𝐵5
𝑃𝐴𝐵3 ⋅ 𝑃𝐵2
 
 𝐾3 =
𝑃𝐴𝐵5
2
𝑃𝐴
2 ⋅ 𝑃𝐵5
5 
Observe que: 
𝐾3 = 
𝑃𝐴𝐵5
2
𝑃𝐴
2 ⋅ 𝑃𝐵5
5 = 𝐾2
2 ⋅ (
𝑃𝐴𝐵3
2
𝑃𝐴
2 ⋅ 𝑃𝐵2
3 ) = 𝐾2
2 ⋅ 𝐾1 
Gabarito: C 
 
3. (ACAFE SC/2014/Julho) 
Considere o equilíbrio químico hipotético sob temperatura de 80ºC em um recipiente fechado e volume 
constante, onde a pressão total no interior do sistema é de 6 atm. 
 
1A(s) 2B(g) + 1C(g) 
 
Assinale a alternativa que contém o valor da constante de equilíbrio Kp. 
 
a) 16 
b) 8 
c) 32 
d) 216 
 
Comentários: 
Pela relação estequiométrica entre os produtos, como a pressão total do sistema é de 6 atm, a pressão 
parcial de B será de 4 atm e a de C será de 2 atm. Assim, a constante de equilíbrio será dada por(observe 
que A, por estar na fase sólida, não entra na expressão da constante de equilíbrio): 
𝐾𝑝 = 𝑃𝐵
2 ⋅ 𝑃𝐶 = 4
2 ⋅ 2 = 32 
Gabarito: C 
 

ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 55 
4. (ACAFE SC/2013/Janeiro) 
Considere o equilíbrio químico abaixo: 
 
H2(g) + I2(g)  2HI(g) Kc = 100 a 300ºC 
 
Foram inseridos em um recipiente vazio de 1L, 2 mol de I2(g), 2 mol de H2(g) e 2 mol de HI(g) sob 
temperatura constante de 300ºC. 
 
Quando o equilíbrio for atingido, a concentração das espécies químicas será: 
 
a) [H2] = 1/2 mol/L, [I2] = 1/2 mol/L e [HI] = 5 mol/L. 
b) [H2] = 3/2 mol/L, [I2] = 3/2 mol/L e [HI] = 3 mol/L. 
c) [H2] = 3/2 mol/L, [I2] = 3/2 mol/L e [HI] = 7/2 mol/L. 
d) [H2] = 1/2 mol/L, [I2] = 1/2 mol/L e [HI] = 1 mol/L. 
 
Comentários: 
No início, haverá dois mols de cada substância, no equilíbrio, haverá (2-x) mols de I2(g) e de H2(g) e (2+2x) 
mols de HI(g) (observe a relação estequiométrica). Assim, temos que determinar x para que a reação 
esteja em equilíbrio: 
𝐾 =
[𝐻𝐼]2
[𝐻2] ⋅ [𝐼2]
 
 
100 =
(2 + 2𝑥)2
(2 − 𝑥) ⋅ (2 − 𝑥)
= (
2 + 2𝑥
2 − 𝑥
)
2
 
 
10 =
2 + 2𝑥
2 − 𝑥
 
 
12𝑥 = 18 
 
𝑥 =
3
2
 
Assim, a concentração final das espécies químicas serão de 2 −
3
2
=
1
2
𝑚𝑜𝑙
𝐿
 , para o I2 e o H2 e de 2 + 2 ⋅
3
2
=
5
𝑚𝑜𝑙
𝐿
 para o HI. 
 
Gabarito: A 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 56 
 
5. (ACAFE SC/2013/Julho) 
Dois litros de ácido etanóico (1,0 mol/L) foram misturados com dois litros de etanol (1,0 mol/L). 
Estabelecido o equilíbrio, 60% do álcool foi esterificado. 
O nome do éster formado e o valor de Kc desse equilíbrio são: 
 
a) metanoato de metila e 1,88. 
b) etanoato de etila e 0,44. 
c) etanoato de etila e 2,25. 
d) etanoato de etila e 0,53. 
 
Comentários: 
A reação do ácido etanoico com o etanol terá como produto o etanoato de etila e água. O valor da 
constante de equilíbrio da reação pode ser obtido observando-se que serão formados 1,2 mols de éster e 
de água e a concentração final dos reagentes será de 
2−1,2
4
=
0,8
4
= 0,2 
𝑚𝑜𝑙
𝐿
 para o ácido etanóico e para o 
álcool. Pela fórmula da constante de equilíbrio, temos: 
𝐾𝑐 =
1,2
4 ⋅
1,2
4
0,2 ⋅ 0,2
= 2,25 
 
Gabarito: C 
 
6. (ACAFE SC/2019/Julho) 
Considere as informações retiradas do artigo: “A química na odontologia” da revista Química Nova na 
Escola, volume 39, número 1, fevereiro de 2017, p. 04 - 11. 
 
“[…] Dentre as diversas reações que ocorrem a todo momento no meio bucal, destacamos a reação de 
equilíbrio, desmineralização e mineralização da hidroxiapatita, mineral constituinte do esmalte dos 
dentes. A desmineralização ocorre quando uma pequena quantidade de hidroxiapatita [Ca5(PO4)3OH(s)] é 
dissolvida. No processo de mineralização, ocorre a formação deste mineral […]”. 
 
Ca5(PO4)3OH(s) + H2O(l) 5Ca2+(aq) + 3PO43–(aq) + OH–(aq) 
 
Com base nos conceitos químicos e nas informações fornecidas, analise as afirmações a seguir. 
 
I. Aumentando-se a concentração de Ca2+ favorece-se o processo de mineralização. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 57 
II. O consumo de alimentos muito ácidos favorece a desmineralização do esmalte dos dentes. 
III. O número de oxidação do fósforo no fosfato é +5 
IV. No equilíbrio químico apresentado, a concentração de Ca5(PO4)3OH(s) permanece constante. 
 
Assinale a alternativa correta. 
 
a) Apenas as afirmativas III e IV estão corretas. 
b) Apenas as afirmativas I, II e IIII estão corretas. 
c) Apenas as afirmativas I, II e IV estão corretas. 
d) Todas as afirmativas estão corretas. 
 
Comentários: 
Analisando as afirmativas, temos: 
I. Correta. Pelo princípio de Le Chatelier, o aumento na concentração de Ca2+ deslocará a reação 
para a esquerda, favorecendo-se o processo de mineralização. 
II. Correta. O consumo de alimentos ácidos fará com que a concentração de H+ aumente e, portanto, 
que a concentração de OH- diminua, fazendo com que o equilíbrio da reação seja deslocado para a direita, 
favorecendo a desmineralização. 
III. Correta. O número de oxidação no oxigênio do fosfato é de -5, podemos, então, fazer a 
conservação de carga na molécula: 
𝑄𝑃 + (−2) ⋅ 4 = −3 
𝑄𝑃 = +5 
IV. Correta. A concentração de um sólido sempre permanece constante. 
Gabarito: D 
 
7. (ACAFE SC/2015/Janeiro) 
Dado o equilíbrio químico abaixo e baseado nos conceitos químicos é correto afirmar, exceto: 
 
2NO2(g) + 7H2(g) 2NH3(g) + 4H2O(g) ΔH> 0 
 
a) A presença de um catalisador altera a constante de equilíbrio. 
b) Adicionando H2 o equilíbrio é deslocado para a direita. 
c) Diminuindo a pressão do sistema o equilíbrio é deslocado para a esquerda. 
d) Diminuindo a temperatura do sistema o equilíbrio é deslocado para a esquerda. 
 

ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 58 
Comentários: 
Analisando as alternativas, temos: 
a) Incorreta. A presença de um catalisador não influencia no equilíbrio da reação e, portanto, não 
altera a constante de equilíbrio. 
b) Correta. A adição de H2, pelo princípio de Le Chatelier, deslocará o equilíbrio para a direita. 
c) Correta. Como a quantidade de gás nos reagentes é maior que nos produtos, pelo princípio de Le 
Chatelier, a diminuição da pressão do sistema deslocará o equilíbrio para a esquerda. 
d) Correta. Como a reação é endotérmica, pelo princípio de Le Chatelier, a diminuição da 
temperatura deslocará o equilíbrio para a esquerda. 
Gabarito: A8. (ACAFE SC/2013/Janeiro) 
Considere que o equilíbrio químico genérico abaixo (sob temperatura constante) tenha um Kc = 1,5. 
 
A + B  C + D 
 
Em um determinado instante, a situação era: [A] = 1,0 mol/L, [B] = 1,2 mol/L, [C] = 0,6 mol/L, [D] = 0,8 
mol/L. 
 
Baseado nas informações fornecidas é correto afirmar, exceto: 
 
a) Uma vez o equilíbrio estabelecido, a adição de um catalisador não altera o valor de Kc. 
b) No instante abordado, o sistema caminha para o equilíbrio e a velocidade da reação inversa deve ser 
maior que a reação direta. 
c) No instante abordado, o sistema caminha para o equilíbrio e a velocidade da reação inversa deve ser 
menor que a reação direta. 
d) No instante abordado o sistema ainda não atingiu o equilíbrio. 
 
Comentários: 
Primeiramente, vamos calcular o quociente da reação: 
𝑄 =
[𝐶] ⋅ [𝐷]
[𝐴] ⋅ [𝐵]
=
0,6 ⋅ 0,8
1 ⋅ 1,2
= 0,4 < 1,5 
Assim, a reação ainda não atingiu o equilíbrio e a velocidade da reação direta deve ser maior que a inversa 
(para que a quantidade de produtos aumente e, assim, o quociente da reação se aproxime da constante 
de equilíbrio). Além disso, a adição de catalisador não afeta o equilíbrio da reação. Desta forma, a única 
alternativa incorreta é a de letra B. 
Gabarito: B 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 59 
 
9. (ACAFE SC/2010) 
O Princípio de Le Chatelier estabelece que a posição do equilíbrio sempre mudará na direção que 
contrabalance ou minimize a ação de uma força externa aplicada ao sistema. 
Um exemplo típico é o equilíbrio entre as formas cor de rosa e azul dos íons cobalto. 
 
 
 
 
 
Assinale a alternativa correta que apresenta uma ação sobre o sistema que favorece a formação da 
solução de cor rosa. 
 
a) Adição de cloreto de sódio aquoso. 
b) Aumento da temperatura. 
c) Diminuição da concentração de água 
d) Diminuição da concentração de íons Cl- 
 
Comentários: 
Para favorecer a formação da solução de cor rosa, o equilíbrio da reação deve ser deslocado para a 
esquerda, analisando as alternativas, temos: 
a) Incorreta. Pelo princípio de Le Chatelier, a adição de cloreto de sódio aquoso fará com que o 
equilíbrio da reação seja deslocado para a direita. 
b) Incorreta. Como a reação possui Δ𝐻 > 0, então é endotérmica e, portanto, o aumento da 
temperatura fará com que o equilíbrio seja deslocado para a direita. 
c) Incorreta. Pelo princípio de Le Chatelier, a diminuição da concentração de água fará com que o 
equilíbrio seja deslocado para a direita. 
d) Correta. A diminuição da concentração de íons Cl-, pelo princípio de Le Chatelier, fará com que a 
reação seja deslocada para a esquerda e, portanto, fazendo com que haja mais produção do íon de cobalto 
de cor rosa. 
Gabarito: D 
 
10. (ENEM/2015/1ª Aplicação) 
Vários ácidos são utilizados em indústrias que descartam seus efluentes nos corpos d’água, como rios e 
lagos, podendo afetar o equilíbrio ambiental. Para neutralizar a acidez, o sal carbonato de cálcio pode ser 
( )   
Azul Incolor R 
 
osa
lOHaqCoClaqClaqOHCo )(6)()(4)( 2
2
4
2
62
++
+⎯→⎯
⎯⎯
−+
reta)(reação dical.molΔΗ 1120 −+=
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 60 
adicionado ao efluente, em quantidades apropriadas, pois produz bicarbonato, que neutraliza a água. As 
equações envolvidas no processo são apresentadas: 
 
(I) CaCO3 (s) + CO2 (g) + H2O (l) Ca2+ (aq) + 2 HCO3– (aq) 
(II) HCO3– (aq) H+ (aq) + CO32– (aq) K1 = 3,0 10–11 
(III) CaCO3 (s) Ca2+ (aq) + CO32– (aq) K2 = 6,0 10–9 
(IV) CO2 (g) + H2O (l) H+ (aq) + HCO3– (aq) K3 = 2,5 10–7 
 
Com base nos valores das constantes de equilíbrio das reações II, III e IV a 25 ºC, qual é o valor numérico 
da constante de equilíbrio da reação I? 
 
a) 4,5 10–26 
b) 5,0 10–5 
c) 0,8 10–9 
d) 0,2 105 
e) 2,2 1026 
 
Comentários: 
As constantes de equilíbrio de reações sucessivas podem ser determinas pela multiplicação de cada uma. 
Lembre-se que: 
 Ao multiplicar uma reação, deve-se elevar o valor da constante de equilíbrio. 
 Ao inverter uma reação, deve-se inverter a constante de equilíbrio, ou seja, elevar a -1. 
Logo, 
I. CaCO3 (s) + CO2 (g) + H2O (l) ⇌ Ca2+ (aq) + 2 HCO3– (aq) 𝐾𝐼 = ? 
II. H+ (aq) + CO32– (aq) ⇌ HCO3– (aq) 𝐾𝐼𝐼 =
1
𝐾1
 
III. CaCO3 (s) ⇌ Ca2+ (aq) + CO32– (aq) 𝐾𝐼𝐼𝐼 = 𝐾2 
IV. CO2 (g) + H2O (l) ⇌ H+ (aq) + HCO3– (aq) 𝐾𝐼𝑉 = 𝐾3 
Global: CaCO3 (s) + CO2 (g) + H2O (l) ⇌ Ca2+ (aq) + 2 HCO3– (aq) 𝐾𝐼 = 𝐾𝐼𝐼 ∙ 𝐾𝐼𝐼𝐼 ∙ 𝐾𝐼𝑉 
 
𝐾𝐼 = 𝐾𝐼𝐼 ∙ 𝐾𝐼𝐼𝐼 ∙ 𝐾𝐼𝑉 
𝐾𝐼 = 
1
𝐾1
 ∙ 𝐾2 ∙ 𝐾3 








ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 61 
𝐾𝐼 = 
1
3 ∙ 10−11
 ∙ 6 ∙ 10−9 ∙ 2,5 ∙ 10−7 = 5 ∙ 10−5 
 
Gabarito: B 
 
11. (ENEM/2020/1ª Aplicação) 
Para garantir que produtos eletrônicos estejam armazenados de forma adequada antes da venda, 
algumas empresas utilizam cartões indicadores de umidade nas embalagens desses produtos. Alguns 
desses cartões contêm um sal de cobalto que muda de cor em presença de água, de acordo com a equação 
química: 
 
CoCl2(s) + 6 H2O(g) CoCl2 6H2O(s) 
 (azul) (rosa) 
 
Como você procederia para reutilizar, num curto intervalo de tempo, um cartão que já estivesse com a 
coloração rosa? 
 
a) Resfriaria no congelador. 
b) Borrifaria com spray de água. 
c) Envolveria com papel alumínio. 
d) Aqueceria com secador de cabelos. 
e) Embrulharia em guardanapo de papel. 
 
Comentários: 
De acordo com a reação em equilíbrio fornecida pela questão, observamos que o processo é exotérmico 
no sentido direto, além do fato de a água ser um reagente gasoso, e não solvente, ou seja, participa da 
reação e é capaz de deslocar o equilíbrio. 
Sendo assim, julgam-se os itens: 
a) Errada. Ao resfriarmos o sistema, é favorecido o sentido exotérmico da reação, ou seja, o sentido direto 
de formação do composto rosa. 
b) Errada. Ao borrifar a amostra com água, a concentração dela é aumentada, fazendo com que o 
equilíbrio seja deslocado no sentido de formação do composto rosa. 
c) Errada. Envolver com papel alumínio pode evitar a entrada de água, mas não possibilita a reutilização 
da amostra. 
d) Certo. Ao aquecer com secador de cabelos, favoreceríamos o deslocamento no sentido endotérmico 
da reação, ou seja, no sentido da formação do sal azul, de tal modo que o cartão pudesse ser reutilizado. 
e) Errada. Embrulhar em guardanapo de papel não evitaria a entrada de água e nem forçaria a saída da 
água ali presente. 
 H 0 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 62 
Gabarito: D 
 
12. (ENEM/2018/2ª Aplicação) 
O sulfato de bário (BaSO4) é mundialmente utilizado na forma de suspensão como contraste em 
radiografias de esôfago, estômago e intestino. Por se tratar de um sal pouco solúvel, quando em meio 
aquoso estabelece o seguinte equilíbrio: 
 
BaSO4 (s) Ba2+(aq) + SO42–(aq) 
 
Por causa da toxicidade do bário (Ba2+), é desejado que o contraste não seja absorvido, sendo totalmente 
eliminado nas fezes. A eventual absorção de íons Ba2+, porém, pode levar a reações adversas ainda nas 
primeiras horas após sua administração, como vômito, cólicas, diarreia, tremores, crises convulsivas e até 
mesmo a morte. 
PEREIRA, L. F. Entenda o caso da intoxicação por Celobar®. 
Disponível em: www.unifesp.br. 
Acesso em: 20 nov. 2013 (adaptado). 
 
Para garantir a segurança do paciente que fizer uso do contraste, deve-se preparar essas suspensão em 
 
a) água destilada. 
b) soro fisiológico. 
c) solução de cloreto de bário, BaCl2. 
d) solução de sulfato de bário, BaSO4.e) solução de sulfato de potássio, K2SO4. 
 
Comentários: 
Segundo o texto, a toxicidade desse sal é justificada pela absorção dos íons Ba2+, logo, deve-se utilizar 
estratégias para diminuir a quantidade desse íon, ou seja, deslocar o equilíbrio químico da equação 
apresentada no sentido de formação do BaSO4 sólido. 
 
Julgando os itens, tem-se: 
a) Errado. O uso da água destilada não desloca o equilíbrio químico. 
b) Errado. O soro fisiológico é formado, majoritariamente, por cloreto de sódio e sacarose, logo, não 
interfere no equilíbrio químico. 
c) Errado. O uso da solução de cloreto de bário, BaCl2, desloca o equilíbrio químico no sentido de formação 
do BaSO4(s), porém, a adição de Ba2+ eleva a quantidade de Ba2+, ou seja, aumenta a concentração de Ba2+ 
e diminui a concentração de SO42-. 
d) Errado. O uso da solução de sulfato de bário, BaSO4, aumenta a concentração de íons Ba2+. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 63 
e) Certo. O uso da solução de sulfato de potássio, K2SO4, aumenta a concentração de SO42- e, assim, 
desloca o equilíbrio químico apresentado no sentido de formação do BaSO4. Portanto, o uso do íon 
comum que é o SO42- diminui a concentração de Ba2+. 
Gabarito: E 
 
13. (ENEM/2015/1ª Aplicação) 
Hipoxia ou mal das alturas consiste na diminuição de oxigênio (O2) no sangue arterial do organismo. Por 
essa razão, muitos atletas apresentam mal-estar (dores de cabeça, tontura, falta de ar etc.) ao praticarem 
atividade física em altitudes elevadas. Nessas condições, ocorrerá uma diminuição na concentração de 
hemoglobina oxigenada (HbO2) em equilíbrio no sangue, conforme a relação: 
 
Hb (aq) + O2 (aq) HbO2 (aq) 
Mal da montanha. Disponível em: www.feng.pucrs.br. 
Acesso em: 11 fev. 2015 (adaptado). 
 
A alteração da concentração de hemoglobina oxigenada no sangue ocorre por causa do(a) 
 
a) elevação da pressão arterial. 
b) aumento da temperatura corporal. 
c) redução da temperatura do ambiente. 
d) queda da pressão parcial de oxigênio. 
e) diminuição da quantidade de hemácias. 
 
Comentários: 
A hemoglobina é representada na equação por Hb, enquanto a hemoglobina oxigenada é representada 
por HbO2. Segundo o texto, os atletas apresentaram uma diminuição na concentração de HbO2. O 
aumento na altitude evidencia uma menor concentração de gás oxigênio na atmosfera. 
Julgando os itens, tem-se: 
a) Errado. O aumento pressão arterial, elevação na concentração de oxigênio, desloca o equilíbrio no 
sentido de formação de HbO2. 
b) Errado. O aumento da temperatura corporal interfere no equilíbrio químico, porém não foram 
indicados os sentidos endotérmicos ou exotérmicos. 
c) Errado. A diminuição da temperatura corporal interfere no equilíbrio químico, porém não foram 
indicados os sentidos endotérmicos ou exotérmicos. 
d) Certo. A diminuição da quantidade de O2, desloca o equilíbrio químico no sentido de formação dos 
reagentes, ou seja, diminui a quantidade de HbO2 (hemoglobina oxigenada). A diminuição da 
concentração de oxigênio é justificada pela elevação da altitude. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 64 
e) Errado. A diminuição da quantidade de Hb, desloca o equilíbrio químico no sentido de formação dos 
reagentes, ou seja, diminui a quantidade de HbO2 (hemoglobina oxigenada). Porém, segundo o texto, os 
atletas não apresentaram problemas na formação das hemácias. 
Gabarito: D 
 
14. (ENEM/2014/2ª Aplicação) 
A formação de estactites depende da reversibilidade de uma reação química. O carbonato de cálcio 
(CaCO3) é encontrado em depósitos subterrâneos na forma de pedra calcária. Quando um volume de água 
rica em CO2 dissolvido infiltra-se no calcário, o minério dissolve-se formando íons Ca2+ e HCO3–. Numa 
segunda etapa, a solução aquosa desses íons chega a uma caverna e ocorre a reação inversa, promovendo 
a liberação de CO2 e a deposição de CaCO3, de acordo com a equação apresentada. 
 
Ca2+ (aq) + 2 HCO3– (aq) CaCO3 (s) + CO2 (g) + H2O (l) H = +40,94 kJ/mol 
 
KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. L.; WEAVER, R. C. Química geral e reações químicas. 
São Paulo: Cengage Learning, 2010 (adaptado). 
 
Considerando o equilíbrio que ocorre a segunda etapa, a formação de carbonato será favorecida pelo(a) 
 
a) diminuição da concentração de íons OH– no meio. 
b) aumento da pressão do ar no interior da caverna. 
c) diminuição da concentração de HCO3– no meio. 
d) aumento da temperatura no interior da caverna. 
e) aumento da concentração de CO2 dissolvido. 
 
Comentários: 
Julgando os itens, tem-se: 
a) Errado. 
H+ + HCO3– ⇌ H2CO3 
A diminuição da concentração de íons OH– no meio desloca o equilíbrio químico no sentido de formação 
do ácido carbônico e, assim, diminui a disponibilidade de íon HCO3- para a formação do CaCO3 
b) Errado. O aumento da pressão em um sistema fechado, considerando a caverna um sistema fechado, 
desloca o equilíbrio para o sentido de menor volume molar gasoso. Os reagentes apresentam o menor 
volume molar gasoso que é igual a zero, enquanto o volume molar gasoso dos produtos é igual a 1. Ao 
aumentar a pressão, o equilíbrio é desloca no sentido de formação de menor volume que, no caso, é dos 
→

ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 65 
reagentes. Assim, o aumento da pressão não deslocaria o equilíbrio químico para o sentido de formação 
do CaCO3. 
c) Errado. A diminuição da concentração de HCO3– no meio desloca o equilíbrio químico no sentido de 
formação dos reagentes. 
d) Certo. O aumento da temperatura no interior da caverna desloca o equilíbrio no sentido de formação 
dos produtos, porque o sentido de formação direta apresenta variação de entalpia maior que zero. O 
aumento da temperatura, desloca o equilíbrio no sentido da reação endotérmica que, nesse caso, é no 
sentido de formação dos produtos. 
e) Errado. O aumento da concentração de CO2 dissolvido desloca o equilíbrio no sentido de formação do 
HCO3-, que é o inverso da formação do CaCO3. 
Gabarito: D 
 
15. (ENEM/2011/1ª Aplicação) 
Os refrigerantes têm-se tornado cada vez mais o alvo de políticas públicas de saúde. Os de cola 
apresentam ácido fosfórico, substância prejudicial à fixação de cálcio, o mineral que é o principal 
componente da matriz dos dentes. A cárie é um processo dinâmico de desequilíbrio do processo de 
desmineralização dentária, perda de minerais em razão da acidez. Sabe-se que o principal componente 
do esmalte do dente é um sal denominado hidroxiapatita. O refrigerante, pela presença da sacarose, faz 
decrescer o pH do biofilme (placa bacteriana), provocando a desmineralização do esmalte dentário. Os 
mecanismos de defesa salivar levam de 20 a 30 minutos para normalizar o nível do pH, remineralizando 
o dente. A equação química seguinte representa esse processo: 
Ca5(PO4)3OH(s) 
 
5 Ca2+(aq) + 3 PO43–(aq) + OH–(aq) 
 
 
GROISMAN, S. Impacto do refrigerante nos dentes é avaliado sem tirá-lo da dieta. 
Disponível em: http://www.isaude.net. Acesso em: 1 maio 2010 (adaptado). 
 
Considerando que uma pessoa consuma refrigerantes diariamente, poderá ocorrer um processo de 
desmineralização dentária, devido ao aumento da concentração de 
 
a) OH–, que reage com os íons Ca2+, deslocando o equilíbrio para a direita. 
b) H+, que reage com as hidroxilas OH–, deslocando o equilíbrio para a direita. 
c) OH–, que reage com os íons Ca2+, deslocando o equilíbrio para a esquerda. 
d) H+, que reage com as hidroxilas OH–, deslocando o equilíbrio para a esquerda. 
e) Ca2+, que reage com as hidroxilas OH–, deslocando o equilíbrio para a esquerda. 
 
desmineralização
mineralização
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 66 
Comentários: 
Sabendo que o consumo elevado derefrigerante aumenta a acidez na boca, ou seja, aumenta a 
concentração de H+ no meio, julgam-se os itens: 
a) Errado. O consumo de refrigerante aumenta a concentração de H+. 
b) Certo. O consumo de refrigerante aumenta a concentração de H+, que reage com os íons OH–, e assim, 
desloca o equilíbrio no sentido de formação dos produtos. 
c) Errado. O consumo de refrigerante aumenta a concentração de H+. 
d) Errado. O consumo de refrigerante aumenta a concentração de H+, que reage com os íons OH–, e assim, 
desloca o equilíbrio no sentido de formação dos produtos, para a direita. 
e) Errado. O consumo de refrigerante aumenta a concentração de H+, que reage com os íons OH- e desloca 
o equilíbrio no sentido de formação dos reagentes e, assim, diminui a concentração de Ca2+. 
Gabarito: B 
 
16. (ENEM/2010/2ª Aplicação) 
Às vezes, ao cobrir um refrigerante, percebe-se que uma parte do produto vaza rapidamente pela 
extremidade do recipiente. A explicação para esse fato está relacionada à perturbação do equilíbrio 
química existente entre alguns dos ingredientes do produto, de acordo com a equação: 
 
CO2(g) + H2O(l) H2CO3(aq) 
 
A alteração do equilíbrio anterior, relacionada ao vazamento do refrigerante nas condições descritas, tem 
como consequência a 
 
a) liberação de CO2 para o ambiente. 
b) elevação da temperatura do recipiente. 
c) elevação da pressão interna no recipiente. 
d) elevação da concentração de CO2 no líquido. 
e) formação de uma quantidade significativa de H2O. 
 
Comentários: 
O vazamento do refrigerante é explicado pelo aumento da pressão dentro do recipiente. O aumento da 
pressão é justificado pelo aumento da formação de CO2. 
Julgando os itens, tem-se: 
→

ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 67 
a) Certo. Ao abrir o recipiente, ocorre liberação do CO2 acumulada no recipiente para o meio ambiente, 
porque, em um sistema aberto, desloca o equilíbrio da reação no sentido de formação de o CO2. 
b) Errado. A elevação ou diminuição da temperatura do recipiente interfere no equilíbrio químico, porém 
não existe indicação de sentido endotérmico ou exotérmico na questão. Portanto, não se pode inferir 
sobre a influência da temperatura no sistema. 
c) Errado. O aumento da pressão, em um sistema fechado, desloca o equilíbrio para o sentido de menor 
volume, que no caso é o sentido de consumo de CO2. 
d) Errado. A elevação da concentração de CO2 no líquido desloca o equilíbrio no sentido de formação do 
H2CO3. 
e) Errado. O aumento na quantidade significativa de H2O desloca o equilíbrio no sentido de formação do 
H2CO3. 
Gabarito: A 
 
17. (FUVEST SP/2013/1ªFase) 
A uma determinada temperatura, as substâncias HI, H2 e I2 estão no estado gasoso. A essa temperatura, 
o equilíbrio entre as três substâncias foi estudado, em recipientes fechados, partindo-se de uma mistura 
equimolar de H2 e I2 (experimento A) ou somente de HI (experimento B). 
 
 
 
Pela análise dos dois gráficos, pode-se concluir que 
 
a) no experimento A, ocorre diminuição da pressão total no interior do recipiente, até que o equilíbrio 
seja atingido. 
b) no experimento B, as concentrações das substâncias (HI, H2 e I2) são iguais no instante t1. 
c) no experimento A, a velocidade de formação de HI aumenta com o tempo. 
d) no experimento B, a quantidade de matéria (em mols) de HI aumenta até que o equilíbrio seja atingido. 
e) no experimento A, o valor da constante de equilíbrio (K1) é maior do que 1. 
 
Comentários: 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 68 
Questão bem interessante. 
a) Observe que essa reação tem 2 mols de gases nos produtos e 2 mols de gases nos reagentes. Portanto, 
ela não acontece nem com expansão nem com redução no volume. Afirmação incorreta. 
b) Na verdade, observe que o gráfico forneceu a soma das concentrações de H2 e I2 como sendo igual à 
concentração de HI. Cuidado. Afirmação incorreta. 
c) No experimento A, observe que o produto HI é formado, porém, a velocidade diminui 
consideravelmente à medida que o experimento transcorre. Afirmação incorreta. 
d) No experimento B, vemos que a concentração de HI é reduzida continuamente. Afirmação incorreta. 
e) A constante de equilíbrio é dada por: 
𝐾𝐶 =
[𝐻𝐼]2
[𝐻2][𝐼2] 
 
Como a concentração de HI é bastante superior às concentrações de H2 e I2, concluímos que a constante 
de equilíbrio é maior que 1. Afirmação correta. 
Gabarito: E 
 
18. (FUVEST SP/2004/1ªFase) 
A transformação de um composto A em um composto B, até se atingir o equilíbrio (A B), foi estudada 
em três experimentos. De um experimento para o outro, variou-se a concentração inicial do reagente A 
ou a temperatura ou ambas. Registraram-se as concentrações de reagente e produto em função do 
tempo. 
Com esses dados, afirma-se: 
 
 
Com esses dados, afirma-se: 
I. Os experimentos 1 e 2 foram realizados à mesma temperatura, pois as constantes de equilíbrio 
correspondentes são iguais. 
II. O experimento 3 foi realizado numa temperatura mais elevada que o experimento 1, pois no 
experimento 3 o equilíbrio foi atingido em um tempo menor. 
→

A
A
A
B
B
B
9
6
3
0
tempo →
co
nc
en
tr
aç
ão
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 69 
III. A reação é endotérmica no sentido da formação do produto B. 
 
Dessas afirmações, 
a) todas são corretas. 
b) apenas I e III são corretas. 
c) apenas II e III são corretas. 
d) apenas I é correta. 
e) apenas II é correta. 
 
Comentários: 
Sabendo que quanto maior a inclinação da curva, maior a velocidade da reação, ou seja, maior a variação 
da quantidade pelo tempo, julga-se os itens. 
I. Certo. A razão da quantidade do volume dos experimentos 1 e 2 é igual, logo, os experimentos 
ocorreram na mesma temperatura. 
II. Certo. Quanto maior a temperatura, maior a cinética da reação, ou seja, o equilíbrio químico ocorre 
em menor tempo. 
III. Certo. Estima-se valores para as constantes de equilíbrio do experimento 2 e 3: 
Experimento 2 Experimento 3 
𝐾𝑐 =
4
2
= 2 𝐾𝑐 =
≈ 3
1
≈ 3 
O experimento 3 ocorreu em maior temperatura do que o experimento 2, porque atingiu o equilíbrio 
químico em tempo menor. O aumento da temperatura do experimento, aumentou o valor de Kc, ou seja, 
aumentou a proporção de produto em relação ao reagente. Sabendo que o aumento da temperatura 
desloca a reação no sentido endotérmico, afirma-se: 
𝐴 
𝑒𝑛𝑑𝑜𝑡é𝑟𝑚𝑖𝑐𝑜
→ 𝐵 
Gabarito: A 
 
19. (FUVEST SP/2017/1ªFase) 
A hemoglobina (Hb) é a proteína responsável pelo transporte de oxigênio. Nesse processo, a hemoglobina 
se transforma em oxi-hemoglobina (Hb(O2)n). Nos fetos, há um tipo de hemoglobina diferente da do 
adulto, chamada de hemoglobina fetal. O transporte de oxigênio pode ser representado pelo seguinte 
equilíbrio: 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 70 
Hb + nO2 Hb(O2)n, 
 
em que Hb representa tanto a hemoglobina do adulto quanto a hemoglobina fetal. 
 
A figura mostra a porcentagem de saturação de Hb por O2 em função da pressão parcial de oxigênio no 
sangue humano, em determinado pH e em determinada temperatura. 
 
 
 
A porcentagem de saturação pode ser entendida como: 
 
 
 
Com base nessas informações, um estudante fez as seguintes afirmações: 
 
I. Para uma pressão parcial de O2 de 30 mmHg, a hemoglobina fetal transporta mais oxigênio do que a 
hemoglobina do adulto. 
II. Considerando o equilíbrio de transporte de oxigênio, no caso de um adulto viajar do litoral para um 
local de grande altitude, a concentração de Hb em seu sangue deverá aumentar, após certo tempo, para 
que a concentração de Hb(O2)n seja mantida. 
III. Nos adultos, a concentração de hemoglobinaassociada a oxigênio é menor no pulmão do que nos 
tecidos. 
 
É correto apenas o que o estudante afirmou em 
 
a) I. 
b) II. 
100
]Hb[])O(Hb[
])O(Hb[
saturação de %
n2
n2 
+
=
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 71 
c) I e II. 
d) I e III. 
e) II e III. 
Note e adote: 
pO2 (pulmão) > pO2 (tecidos). 
 
Comentários: 
A partir dos dados da questão, tem-se: 
I. Certo. Para uma pressão parcial de O2 de 30 mmHg, a hemoglobina fetal transporta mais oxigênio do 
que a hemoglobina do adulto. 
II. Certo. Considerando o equilíbrio de transporte de oxigênio, no caso de um adulto viajar do litoral para 
um local de grande altitude, a concentração de Hb em seu sangue deverá aumentar, após certo tempo, 
para que a concentração de Hb(O2)n seja mantida. 
III. Errado. Nos pulmões, a pressão parcial de oxigênio é maior, logo, o equilíbrio será deslocado para a 
direita, que é a formação da hemoglobina associada a oxigênio. 
Gabarito: C 
 
20. (FUVEST SP/2012) 
A isomerização catalítica de parafinas de cadeia não ramificada, produzindo seus isômeros ramificados, é 
um processo importante na indústria petroquímica. 
A uma determinada temperatura e pressão, na presença de um catalisador, o equilíbrio 
 
CH3CH2CH2CH3(g) (CH3)2CHCH3(g) 
n-butano isobutano 
 
é atingido após certo tempo, sendo a constante de equilíbrio igual a 2,5. Nesse processo, partindo 
exclusivamente de 70,0 g de n-butano, ao se atingir a situação de equilíbrio, x gramas de n-butano terão 
sido convertidos em isobutano. O valor de x é 
 
a) 10,0 
b) 20,0 
c) 25,0 
d) 40,0 
e) 50,0 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 72 
Comentários: 
Resolução 1 (Sem tabela periódica) 
A Fuvest não fornece tabela periódica, portanto, se você não soubesse as massas molares do carbono e 
do hidrogênio, a resolução seria assim: 
Primeiramente, os compostos envolvidos são isômeros, logo, apresentam a mesma fórmula molecular e 
massa molar. 
Para o equilíbrio químicos das espécies, tem-se: 
 CH3CH2CH2CH3 (g) ⇌ (CH3)2CHCH3(g) 
Início: Nº de mol inicial 0 
Reagiu/Formou: - nº de mol consumidos + nº de mol formados 
Equilíbrio: 
Nº de mols no equilíbrio químico 
dividido pelo volume 
 Nº de mols no equilíbrio químico 
dividido pelo volume 
Sabendo que o número de mols é determinado pela razão entre a massa e a massa molar e substituindo 
o valor da massa por 70 g e a massa molar representado por MM, tem-se: 
 CH3CH2CH2CH3 (g) ⇌ (CH3)2CHCH3(g) 
Início: 
70 
𝑀𝑀
 0 
Reagiu/Formou: - n + n 
Nº de mols no Equilíbrio: 
Sendo, n o número de mols calculado pela massa divida pela massa molar, tem-se: 
↓ 
 CH3CH2CH2CH3 (g) ⇌ (CH3)2CHCH3(g) 
Início: 
70 
𝑀𝑀
 0 
Reagiu/Formou: −
𝑥 
𝑀𝑀
 +
𝑥 
𝑀𝑀
 
Nº de mols no Equilíbrio: 
↓ 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 73 
 CH3CH2CH2CH3 (g) ⇌ (CH3)2CHCH3(g) 
Início: 
70 
𝑀𝑀
 0 
Reagiu/Formou: −
𝑥 
𝑀𝑀
 +
𝑥 
𝑀𝑀
 
Nº de mols no Equilíbrio: 
70 𝑔
𝑀𝑀
−
𝑥 𝑔
𝑀𝑀
=
70 − 𝑥
𝑀𝑀
 
𝑥 
𝑀𝑀
 
↓ 
Assim, as concentrações no equilíbrio de cada espécie são calculadas pela divisão do número de mols no 
equilíbrio pelo volume do sistema. Tem-se: 
 CH3CH2CH2CH3 (g) ⇌ (CH3)2CHCH3(g) 
Início: 
70 𝑔
𝑀𝑀
 0 
Reagiu/Formou: −
𝑥 𝑔
𝑀𝑀
 +
𝑥 
𝑀𝑀
 
Nº de mols no Equilíbrio: 
70 𝑔
𝑀𝑀
−
𝑥 𝑔
𝑀𝑀
=
70 − 𝑥
𝑀𝑀
 +
𝑥 
𝑀𝑀
 
Concentração no Equilíbrio: 
70 − 𝑥
𝑀𝑀
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒
 
𝑥
𝑀𝑀
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒
 
Aplica-se as concentrações na expressão do equilíbrio químico: 
𝐾 =
[𝑖𝑠𝑜𝑏𝑢𝑡𝑎𝑛𝑜]
[𝑛 − 𝑏𝑢𝑡𝑎𝑛𝑜]
= 2,5 
 
𝑥
𝑀𝑀
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒
70 − 𝑥
𝑀𝑀
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒
= 2,5 → 
𝑥
𝑀𝑀
70 − 𝑥
𝑀𝑀
= 2,5 
 
→ 
𝑥
70 − 𝑥
= 2,5 
 
𝑥 = 50 𝑔 
 
Resolução 2 (com tabela periódica) 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 74 
Tanto o n-butano quanto o isobutano apresentam fórmula molecular C4H10 e massa molar 58 g/mol. O 
cálculo do equilíbrio químico utilizando o valor da constante de equilíbrio só pode ser feito em termos de 
concentração em mol/L. Calcula-se a concentração, em mol/L, do n-butano utilizado no início da reação 
em um volume qualquer v. 
58 𝑔 − − − − 1 𝑚𝑜𝑙
70,0 𝑔 − − − − 𝑥 𝑚𝑜𝑙
 
𝑥 = 1,2068 𝑚𝑜𝑙 
[ ] =
1,2068 𝑚𝑜𝑙
𝑣 𝐿
 
Para calcular a quantidade envolvida nas transformações que originaram o equilíbrio químico, monta-se 
a tabela: 
 CH3CH2CH2CH3 (g) ⇌ (CH3)2CHCH3(g) 
Início: 1,2068 mol/v L 0 
Reagiu/Formou: x x 
Equilíbrio: (1,2068 – x) mol/ v L x mol/v L 
𝐾𝑐 =
 
𝑥
𝑣
1,2068 − 𝑥
𝑣
=
𝑥
1,2068 − 𝑥
 
2,5 =
𝑥
1,2068 − 𝑥
 
3,017 − 2,5 𝑥 = 𝑥 
𝑥 = 0,862 𝑚𝑜𝑙/𝑣 𝐿 
58 𝑔 − − − − 1 𝑚𝑜𝑙
𝑦 𝑔 − − − − 0,862 𝑚𝑜𝑙
 
𝑦 = 49,996 𝑔 ≈ 50,0 𝑔 
Gabarito: E 
 
21. (FUVEST SP/2011/1ªFase) 
Em um funil de separação, encontram-se, em contato, volumes iguais de duas soluções: uma solução 
aquosa de I2, de concentração 0,1 x 10–3 mol/L, e uma solução de I2 em CCl4, de concentração 1,0 x 10–3 
moI/L. 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 75 
 
 
Considere que o valor da constante KC do equilíbrio 
 
l2(aq) l2(CCl4) 
 
é igual a 100, à temperatura do experimento, para concentrações expressas em moI/L. 
 
Assim sendo, o que é correto afirmar a respeito do sistema descrito? 
 
a) Se o sistema for agitado, o I2 será extraído do CCl4 pela água, até que a concentração de I2 em CCl4 se 
iguale a zero. 
b) Se o sistema for agitado, o I2 será extraído da água pelo CCl4, até que a concentração de I2 em água se 
iguale a zero. 
c) Mesmo se o sistema não for agitado, a concentração de I2 no CCl4 tenderá a aumentar e a de I2, na água, 
tenderá a diminuir, até que se atinja um estado de equilíbrio. 
d) Mesmo se o sistema não for agitado, a concentração de I2 na água tenderá a aumentar e a de I2, no 
CCl4, tenderá a diminuir, até que se atinja um estado de equilíbrio. 
e) Quer o sistema seja agitado ou não, ele já se encontra em equilíbrio e não haverá mudança nas 
concentrações de I2 nas duas fases. 
 
Comentários: 
Entendo a representação da transformação: 
I2 (aq) significa I2 dissolvido em água. 
I2 (CCl4) significa I2 dissolvido em tetracloreto de carbono (CCl4). 
Momento inicial (Qc) 
𝑄𝑐 =
[𝐼2(𝐶𝐶𝑙4)]
[𝐼2(𝑎𝑞)]
=
1,0 · 10–3 
1,0 · 10–3
= 1 
→

ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 76 
Como o Qc é diferente do Kc, o sistema não se encontra em equilíbrio químico. A quantidade do 
numerador aumentará para que o valor do Qc atinja 100. 
Julga-se os itens. 
a) Errado. Uma reação química reversível, em equilíbrio, sempre apresentará reagentes e produtos. Logo, 
por maior que possa ser o Kc da reação, sempre existirá uma quantidade de I2 (aq) e de I2 (CCl4). 
b) Errado. Uma reação química reversível, em equilíbrio, sempre apresentará reagentes e produtos. Logo, 
por maior que possa ser o Kc da reação, sempre existirá uma quantidade de I2 (aq) e de I2 (CCl4). 
c) Certo. A não agitação do sistema irá diminuir a velocidade de dissolução devido à diminuição do contato 
entre as substâncias, mas, gradativamente, ocorre migração do I2 da fase aquosa para a fase orgânica 
(tetracloreto de carbono). 
𝐾𝑐 =
[𝐼2(𝐶𝐶𝑙4)]
[𝐼2(𝑎𝑞)]
= 100 
A proporção entre as concentrações das fases é: [I2(CCl4)]=100·[I2(aq)]. Conclui-se que a concentração de 
I2 em fase orgânica é 100 vezes maior que a concentração em fase aquosa. 
d) Errado. A dissolução de iodo em fase orgânica é maior que a dissolução em fase aquosa, segundo o 
constante de equilíbrio. 
e) Errado. O equilíbrio químico ocorre quando a razãoentre as concentrações, da fase orgânica e a fase 
aquosa, inicial (Qc) for igual ao Kc. Qc = 1 e Kc = 100. 
Gabarito: C 
 
22. (FUVEST SP/2008/1ªFase) 
Certas quantidades de água comum (H2O) e de água deuterada (D2O) – água que contém átomos de 
deutério em lugar de átomos de hidrogênio – foram misturadas. Ocorreu a troca de átomos de hidrogênio 
e de deutério, formando-se moléculas de HDO e estabelecendo-se o equilíbrio (estado I) 
 
As quantidades, em mols, de cada composto no estado I estão indicadas pelos patamares, abaixo, no 
diagrama. 
Depois de certo tempo, mantendo-se a temperatura constante, acrescentou-se mais água deuterada, de 
modo que a quantidade de D2O, no novo estado de equilíbrio (estado II), fosse o triplo daquela antes da 
adição. As quantidades, em mols, de cada composto envolvido no estado II estão indicadas pelos 
patamares, abaixo, no diagrama. 
HDO 2 ODOH 22
→
+
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 77 
 
A constante de equilíbrio, nos estados I e II, tem, respectivamente, os valores 
a) 0,080 e 0,25 
b) 4,0 e 4,0 
c) 6,6 e 4,0 
d) 4,0 e 12 
e) 6,6 e 6,6 
 
Comentários: 
O único fator possível para alterar a constante de equilíbrio é a temperatura, assim, os valores das 
constantes nos estados I e II devem ser iguais. As únicas opções possíveis são: b) e e). 
Calcula-se o valor de uma constante de equilíbrio (I ou II). Arbitrariamente, irei calcular o valor de K1. 
𝐾1 =
[𝐻𝐷𝑂]2
[𝐻2𝑂] · [𝐷2𝑂]
=
(0,6 𝑚𝑜𝑙/𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 )2
(0,9 𝑚𝑜𝑙/𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 ) · (0,1 𝑚𝑜𝑙/𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 )
=
0,62
0,9 · 0,1
= 4,0 
Consequentemente, o valor de K2 será 4,0. 
Gabarito: B 
 
23. (FUVEST SP/2005/1ªFase) 
O Brasil produz, anualmente, cerca de 6  106 toneladas de ácido sulfúrico pelo processo de contacto. Em 
uma das etapas do processo há, em fase gasosa, o equilíbrio 
 
2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g) KP = 4,0 x 104 
 
que se estabelece à pressão total de P atm e temperatura constante. Nessa temperatura, para que o valor 
da relação seja igual a 6,0  104, o valor de P deve ser: 22
3
O
2
SO
2
SO
xx
x
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 78 
x = fração em quantidade de matéria (fração molar) de cada constituinte na mistura gasosa 
KP = constante de equilíbrio 
a) 1,5 
b) 3,0 
c) 15 
d) 30 
e) 50 
 
Comentários: 
Sabe-se que a fração molar de um gás pode ser determinada em função das pressões: 
𝑥 =
𝑃𝑥
𝑃
 
(𝑥𝑆𝑂3)
2
 
(𝑥𝑆𝑂2)
2
· 𝑥𝑂2
=
(
𝑃𝑆𝑂3
𝑃
)
2
 
(
𝑃𝑆𝑂2
𝑃
)
2
·
𝑃𝑂2
𝑃
=
(𝑃𝑆𝑂3)
2
 
(𝑃𝑆𝑂2)
2
· 𝑃𝑂2
· 𝑃 = 6,0 · 104 
𝐾𝑝 =
(𝑃𝑆𝑂3)
2
 
(𝑃𝑆𝑂2)
2
· 𝑃𝑂2
= 4,0 · 104 
Assim, 
4,0 · 104 · 𝑃 = 6,0 · 104 
𝑃 = 1,5 𝑎𝑡𝑚 
 
Gabarito: A 
 
24. (FUVEST SP/2004/1ªFase) 
A reação de esterificação do ácido etanoico com etanol apresenta constante de equilíbrio igual a 4, à 
temperatura ambiente. Abaixo estão indicadas cinco situações, dentre as quais apenas uma é compatível 
com a reação, considerando-se que a composição final é a de equilíbrio. Qual alternativa representa, 
nessa temperatura, a reação de esterificação citada? 
 
 
X= Y= Z=
W=
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 79 
 
 
 
 
Comentários: 
A reação de esterificação do ácido etanoico e etanol produz etanoato de etila e água. 
CH3COOH + C2H5OH ⇌ CH3COOC2H5 + H2O 
Identificando na ilustração, tem-se: 
Estrutura Fórmula 
X CH3COOH 
Y C2H5OH 
Z CH3COOC2H5 
W H2O 
Utilizando as concentrações finais, determina-se o valor da constante de equilíbrio para cada alternativa. 
𝐾 =
𝑍 · 𝑊
𝑋 · 𝑌
 
Perceba que essa reação não ocorre em meio aquoso, logo, o valor da concentração da água influencia a 
constante de equilíbrio. 
A alternativa que apresenta constante igual a 4 corresponde ao momento de equilíbrio químico. 
a b c d e 
𝐾 =
4 · 4
2 · 2
= 4 𝐾 =
2 · 2
4 · 3
= 0,33 𝐾 =
2 · 2
2 · 3
= 0,66 𝐾 =
3 · 2
1 · 1
= 6 𝐾 =
3 · 3
3 · 3
= 1 
Gabarito: A 
Hidrogênio 
 Carbono
 Oxigênio
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 80 
 
25. (FUVEST SP/2003/1ªFase) 
Em uma experiência, aqueceu-se, a uma determinada temperatura, uma mistura de 0,40 mol de dióxido 
de enxofre e 0,20 mol de oxigênio, contidos em um recipiente de 1L e na presença de um catalisador. A 
equação química, representando a reação reversível que ocorre entre esses dois reagentes gasosos, é : 
2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g) . As concentrações dos reagentes e do produto foram determinadas em vários 
tempos, após o início da reação, obtendo-se o gráfico: 
 
Em uma nova experiência, 0,40 mol de trióxido de enxofre, contido em um recipiente de 1L, foi aquecido 
à mesma temperatura da experiência anterior e na presença do mesmo catalisador. Acompanhando-se a 
reação ao longo do tempo, deve-se ter, ao atingir o equilíbrio, uma concentração de SO3 de 
aproximadamente: 
a) 0,05 mol/L 
b) 0,18 mol/L 
c) 0,20 mol/L 
d) 0,35 mol/L 
e) 0,40 mol/L 
 
Comentários: 
Segundo o gráfico, tem-se 0,05 mol de produto, SO3, formado ao atingir-se o equilíbrio. Com isso, sabendo 
que foi formado esse 0,05 mol, então, 0,05 mol de SO2 reagiu com 0,025 mol de O2, pode-se esquematizar 
a reação da seguinte maneira: 
 2𝑆𝑂2 (𝑔) + 𝑂2 (𝑔) ⇌ 2𝑆𝑂3 
Início 0,40 mol 0,2 mol 0 mol 
Reação 0,05 mol 0,025 mol 0,05 mol 
Equilíbrio 0,35 mol 0,175 mol 0,05 mol 
 
0,10
0,20
0,30
0,40
Concentração
 (mol/L)
Tempo
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 81 
Na segunda situação, tem-se a reação inversa, em que se parte de 0,4 mol de SO3, mas com 0,35 mol de 
SO2 e 0,175 mol de O2 reagindo. Com isso, tem-se que a reação pode ser esquematizada da seguinte 
maneira: 
 2𝑆𝑂2 (𝑔) + 𝑂2 (𝑔) ⇌ 2𝑆𝑂3 
Início 0 mol 0 mol 0,4 mol 
Reação 0,35 mol 0,175 mol 0,35 mol 
Equilíbrio 0,35 mol 0,175 mol 0,05 mol 
 
Portanto, ao final, tem-se uma concentração de SO3 no equilíbrio igual a 0,05 mol em 1 L, logo, 0,05 mol/L. 
Gabarito: A 
 
26. (FUVEST SP/2002/1ªFase) 
Considere os equilíbrios abaixo e o efeito térmico da reação da esquerda para a direita, bem como a 
espécie predominante nos equilíbrios A e B, à temperatura de 175 ºC. 
 
O equilíbrio A foi estabelecido misturando-se, inicialmente, quantidades estequiométricas de N2(g) e 
H2(g). Os equilíbrios B e C foram estabelecidos a partir de, respectivamente, N2O4 e MgCO3 puros. 
A tabela abaixo traz os valores numéricos das constantes desses três equilíbrios, em função da 
temperatura, não necessariamente na mesma ordem em que os equilíbrios foram apresentados. As 
constantes referem-se a pressões parciais em atm. 
 
Logo, as constantes K1, K2 e K3 devem corresponder, respectivamente, a K1 K2 K3 
 
 
Comentários: 
equilíbrio
 efeito
térmico
 espécie 
predominante
exotérmica
endotérmica
NH (g)
NO (g)
a.
b.
c.
N (g) + 3H (g) 2NH (g)
N O (g) 2NO (g)
MgCO (s) MgO(s) + CO (g)
endotérmica
2
33
3 2
2 4 2
2
100 1,5 . 10 1,1 . 10 3,9 . 10
175 3,3 . 10 2,6 . 10 2,4
250 3,0 . 10 1,2 . 10 6,7 . 10
t / C K K K1 2 3
1
2
2
-2
-5
3
-3
-1
o
a.
b.
b.
d.
e.
K K K
B C A
A C B
C B A
B A C
C A B
321
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 82 
O aumento de temperatura desloca o equilíbrio para a reação endotérmica.Como a reação de formação 
da amônia (A) é exotérmica, então, o aumento da temperatura favorece uma redução de produto. 
Isso é traduzido por uma redução de K com o aumento da temperatura. Sendo assim, a única constante 
que reduz com o aumento da temperatura é o K3, já que, a 100 ˚C ele equivale a 390, mas em 175 ˚C cai 
para 2,4. 
Portanto, K3 corresponde à reação A. 
Na reação de B, tem-se que, no equilíbrio, ou seja, em 175 ˚C, predomina a espécie NO2. Sendo assim, a 
constante é representada por: 
𝐾𝑝 =
𝑃𝑁𝑂2
2
𝑃𝑁2𝑂4
 
Como predomina NO2, tem-se que o numerador é maior do que o denominador, logo: 
𝐾𝑝 > 1 (175 ˚𝐶) 
Logo, o único K que é maior do que 1 é o K1. Portanto, K1 corresponde à reação B. 
Portanto, tem-se: 
K1 K2 K3 
B C A 
 
Gabarito: A 
 
27. (FUVEST SP/2001/1ªFase) 
No equilíbrio A B, a transformação de A em B é endotérmica. Esse equilíbrio foi estudado, realizando-
se três experimentos. 
 
Experimento Condições 
X a 20ºC, sem catalisador 
Y a 100ºC, sem catalisador 
Z a 20ºC, com catalisador 
 
O gráfico abaixo mostra corretamente as concentrações de A e de B, em função do tempo, para o 
experimento X. 
 
→

ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 83 
 
 
Examine os gráficos abaixo. 
 
 
Aqueles que mostram corretamente as concentrações de A e de B, em função do tempo, nos 
experimentos Y e Z são, respectivamente, 
a) I e II. 
b) I e III. 
c) II e I. 
d) II e III. 
e) III e I. 
 
Comentários: 
Vamos analisar a reação na sequência da tabela. 
No experimento Y, temos um aumento da temperatura. Sendo a transformação de A em B endotérmica, 
segundo o princípio de Le Chatelier, o aumento de temperatura favorece a equação no sentido do 
produto, ou seja, quanto maior a temperatura maior é a taxa de formação de B. Com isso, a proporção de 
B em relação a A deve ser maior no equilíbrio, conforme ilustrado no gráfico II: 
2
2
0
0
4
4
6
6
8
8
10
10
A 
Conc.
Tempo
B 
2
2
0
0
4
4
6
6
8
8
10
10
A 
B 
Conc.
Tempo
2
2
0
0
4
4
6
6
8
8
10
10
A 
A B 
B 
Conc.
Tempo
2
2
0
0
4
4
6
6
8
8
10
10
A 
A B 
B 
Conc.
Tempo
2
2
0
0
4
4
6
6
8
8
10
10
A 
Conc.
Tempo
B 
III
I II
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 84 
 
No experimento Z, a temperatura permanece a mesma em relação ao equilíbrio A, portanto a constante 
de equilíbrio não muda e a proporção entre A e B é a mesma exibida no gráfico para o experimento X. A 
diferença aqui está na presença do catalisador, que tanto aumenta a velocidade de formação de produtos 
quanto a velocidade de formação de reagentes. Dessa forma, o equilíbrio é atingido de maneira mais 
rápida, conforme indicado no gráfico I: 
 
 
Gabarito: C 
 
Na ausência de catalisador e em alta temperatura (100OC ) haverá o deslocamento do equilíbrio no sentido 
direto (Princípio de Le Chatelier). Isso está evidente no gráfico II, que mostra um aumento da 
concentração de B e proporcional diminuição da concentração de A. 
Na presença do catalisador e em baixa temperatura (20oC) o equilíbrio será atingido mais rapidamente, 
porém, sem que haja variação da concentração dos participantes do sistema. O gráfico que representa 
essa situação é o I. 
 
28. (FUVEST SP/2021/1ªFase) 
Para estudar equilíbrio químico de íons Co2+ em solução, uma turma de estudantes realizou uma série de 
experimentos explorando a seguinte reação: 
 
 
 
Nesse equilíbrio, o composto de cobalto com água, [Co(H2O)6]2+(aq), apresenta coloração vermelha, 
enquanto o composto com cloretos, [CoCl4]2–(aq), possui coloração azul. 
Para verificar o efeito de ânions de diferentes sais nessa mudança de cor, 7 ensaios diferentes foram 
realizados. Aos tubos contendo apenas alguns mL de uma solução de nitrato de cobalto II, de coloração 
vermelha, foram adicionadas pequenas quantidades de diferentes sais em cada tubo, como apresentado 
na tabela, com exceção do ensaio 1, no qual nenhum sal foi adicionado. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 85 
Após agitação, os tubos foram deixados em repouso por um tempo, e a cor final foi observada. 
 
 
 
A alternativa que representa a cor final observada nos ensaios 5, 6 e 7, respectivamente, é: 
 
 
Note e adote: 
Solubilidade dos sais em g/100 mL de água a 20ºC 
 
 
Comentários: 
Analisando os equilíbrios, temos: 
 
Ensaio 2: Ao adicionar KCl (sal solúvel de acordo com Kps apresentado na questão), há dissociação do sal 
em K⁺ e Cl⁻, aumentando a concentração de íons Cl⁻ (efeito do íon comum), deslocando o equilíbrio 
apresentado para direita e deixando a coloração da solução azul. 
 
Ensaio 3: Ao adicionar Na₂SO₄, não há aumento da concentração de nenhum dos íons presentes no 
equilíbrio, logo, o equilíbrio não é perturbado e a coloração se mantém vermelha. 
 
Ensaio 4: Ao adicionar CuCl, o equilíbrio não se altera, pois o sal adicionado é pouquíssimo 
solúvel, de acordo com o Kps fornecido na questão, não afetando a concentração de nenhum íon, 
ou seja, sem aumentar a concentração dos íons a ponto de modificar o equilíbrio. 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 86 
Ensaio 5: A adição de K₂SO₄ é análoga à adição de Na₂SO₄. Não há aumento da concentração de nenhum 
dos íons presentes no equilíbrio, logo, o equilíbrio não é perturbado e a coloração se mantém vermelha. 
 
Ensaio 6: A adição de AgCl é análoga à adição de CuCl, com o agravante de que o sal de prata é ainda 
menos solúvel que o sal de cobre. Como não há variação da concentração dos íons, não perturbará o 
equilíbrio, logo, a solução permanecerá vermelha. 
 
Ensaio 7: A adição do sal NaCl é similar à adição de sal KCl, são sais solúveis e de caráter onde sua 
dissociação faz aumentar a concentração de íons cloreto no meio, logo, terá o mesmo comportamento 
do ensaio 2, solução azul. 
Gabarito: D 
 
29. (FUVEST SP/2002/1ªFase) 
Galinhas não transpiram e, no verão, a frequência de sua respiração aumenta para resfriar seu corpo. A 
maior eliminação de gás carbônico, através da respiração, faz com que as cascas de seus ovos, constituídas 
principalmente de carbonato de cálcio, se tornem mais finas. Para entender tal fenômeno, considere os 
seguintes equilíbrios químicos: 
 
Ca2+(aq) + CO (aq) CaCO3(s) 
CO (aq) + H2O(l) HCO (aq) + OH-(aq) 
HCO (aq) + H2O(l) H2CO3(aq) + OH-(aq) 
 H2CO3(aq) CO2(g) + H2O(l) 
 
Para que as cascas dos ovos das galinhas não diminuam de espessura no verão, as galinhas devem ser 
alimentadas 
a) com água que contenha sal de cozinha. 
b) com ração de baixo teor de cálcio. 
c) com água enriquecida de gás carbônico. 
d) com água que contenha vinagre. 
e) em atmosfera que contenha apenas gás carbônico. 
 
Comentários: 
Analisando alternativa por alternativa, tem-se: 
a) Errada. Os íons Na+ e Cl- não interferem nos equilíbrios das reações descritas no enunciado. 
b) Errada. O alto teor de Ca2+ que, na verdade, seria útil para a preservação da casca do ovo, uma vez que 
o equilíbrio seria deslocado para formação de mais CaCO3. 
−2
3
→

−2
3
→

−
3
−
3
→

→

ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 87 
c) Certa. Quanto mais CO2 disponível, mais H2CO3, mais íons carbonato. A adição de íons carbonato 
desloca o equilíbrio para formação do CaCO3, preservando a espessura da casca de ovo. 
d) Errada. A água contendo vinagre oferece mais H+, que neutraliza o OH-. A queda da concentração de 
hidroxilas desloca o equilíbrio para a esquerda, consumindo o CO32-. O consumo do carbonato favorece a 
dissolução do CaCO3, deixando a casca de ovo mais fina. 
e) Errada.A presença de uma atmosfera contendo apenas CO2 causaria morte das galinhas, já que elas 
necessitam de oxigênio para manter trocas gasosas efetivas. 
Gabarito: C 
 
30. (UNICAMP SP/2021) 
Um dos grandes desafios para a consolidação de uso do hidrogênio como combustível é seu 
armazenamento seguro e em grande quantidade. O hidrogênio pode ser armazenado puro, como gás ou 
líquido. Atualmente, parece mais adequado armazenar o hidrogênio na forma de hidretos metálicos ou 
adsorvido em materiais porosos nanoestruturados. Para que o armazenamento seja considerado 
eficiente, o material deve apresentar capacidade de armazenamento máxima em pressão constante e boa 
reversibilidade; ou seja, o armazenamento (adsorção) e a liberação (dessorção) devem ocorrer em 
condições similares. Essas características do armazenamento podem ser observadas em um gráfico 
denominado “isoterma de adsorção”, que é uma curva de composição de hidrogênio no material (C, kg 
de H2/kg de material) em função da pressão. 
 
 
 
a) A figura acima mostra a isoterma de três materiais que poderiam ser empregados para armazenar H2. 
Qual curva (A, B ou C) representa o melhor material para se armazenar o hidrogênio? Justifique sua 
escolha. 
b) Um carro com motor a combustão interna consome 24 kg de gasolina (d = 700 kg m–3) ou 8 kg de 
hidrogênio para percorrer uma distância de 400 km, adsorvido em um material intermetálico do tipo 
Mg2Ni. Considerando que a massa e o volume de um carro médio são aproximadamente de 6 m3 e 1.000 
kg, respectivamente, uma possível desvantagem desta tecnologia alternativa estaria relacionada à massa 
ou ao volume relativamente ocupado pelo Mg2Ni? Justifique. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 88 
Dados do Mg2Ni: capacidade de armazenamento de H2 = 3,6 kg de H2 por 100 kg de Mg2Ni; densidade = 
3.400 kg m–3. 
 
Gabarito: 
a) A curva B representa o melhor material para se armazenar hidrogênio. Este curva apresenta, 
simultaneamente, uma capacidade de armazenamento máxima em pressão constante e uma boa 
reversibilidade. 
b) Para a gasolina, temos que: 
Vgasolina = mgasolina/dgasolina = 24 kg/700 kgm–3 = 0,034 m3. 
Para o hidrogênio, temos que: 
mMg2Ni = 8 kg / 0,036 = 222,2 kg. 
VMg2Ni = mMg2Ni/dMg2Ni = 222,2 kg/3.400 kg m–3 = 0,065 m3. 
Em termos de volume, o percentual ocupado pelo tanque de hidrogênio ou de gasolina em relação ao 
volume total do carro é pequeno, assim como o percentual em massa para a gasolina. Por outro lado, o 
percentual em massa devido ao material Mg2Ni provoca um aumento de 22% na massa do carro, sendo 
uma possível desvantagem dessa tecnologia. 
 
31. (UFU MG/2011/1ªFase) 
Pessoas que passam por tratamento quimioterápico e radioterápico têm um grande desconforto causado 
pela baixa salivação (xerostomia). Uma solução para isso é encontrada pelo uso da saliva artificial que 
nada mais é do que um lubrificante oral, cuja finalidade é garantir que o funcionamento da cavidade oral 
continue estável. Na saliva o sistema tampão mais importante é o sistema ácido carbônico/bicarbonato. 
A concentração do íon bicarbonato depende fortemente do fluxo salivar e a termodinâmica desse sistema 
é complicada pelo fato de envolver o gás carbônico dissolvido na saliva. O equilíbrio completo simplificado 
(no qual a enzima anidrase carbônica, que está presente na saliva, catalisa a reação, formando dióxido de 
carbono do ácido carbônico e vice-versa) pode ser escrito da seguinte forma: 
 
1) CO2(g)+ H2O(l) H2CO3(aq) 
2) H2CO3(aq) + H2O(l) HCO–3(aq) + H3O+(aq) 
 
A partir do texto e de seus conhecimentos de química, assinale a alternativa INCORRETA. 
 
a) O aumento da concentração do ácido carbônico na reação 1 causará maior saída de dióxido de carbono 
da saliva. 
b) A redução da quantidade de água na reação 2 facilita o aumento da concentração de íon bicarbonato. 
c) A solução tampão representada pelas reações mantém o pH, praticamente, inalterado. 
d) O equilíbrio químico da primeira equação pode ser escrito por . ]OH][CO[
]COH[
Ke
22
32=
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 89 
 
Comentários: 
Analisando as alternativas, temos: 
a) Correta. O aumento da concentração de ácido carbônico, pelo princípio de Le Chatelier, faz com 
que o equilíbrio da primeira reação seja deslocado para a esquerda e, portanto, que haja uma saída maior 
de dióxido de carbono. 
b) Incorreta. A redução da quantidade de água desloca o equilíbrio da reação para a esquerda, 
desfavorecendo a produção de íons bicarbonato. 
c) Correta. O papel da solução tampão é fazer com que o sistema consiga diminuir a variação de seu 
pH. 
d) Correta. Pela própria definição da constante de equilíbrio (perceba que a água, por ser líquida, 
quase nunca varia a sua concentração e, portanto, podemos assumir que ela é constante e definir uma 
nova constante de equilíbrio para essa reação). 
Gabarito: B 
 
32. (UFU MG/2019/1ªFase) 
 
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. 
 
Comentários: 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 90 
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 
 
33. (UFU MG/2018/2ªFase) 
O gás amônia é um dos principais componentes de fertilizantes e pode ser produzido a partir da reação 
química exotérmica entre o gás nitrogênio e o gás hidrogênio. O gráfico abaixo indica as condições ideais 
para a produção industrial da amônia. 
 
 
Disponível em: <https://pt-static.z-dn.net/ 
files/d6d/de76bf0a39b58de68456c102d87fc122.jpg.> 
Acesso em: 25/03/2018. 
 
Sobre a amônia e sua produção industrial, faça o que se pede. 
 
a) Indique e explique a geometria molecular da amônia. 
b) Escreva a equação balanceada de formação da amônia a partir do gás nitrogênio e do gás hidrogênio. 
c) Indique, de acordo com o gráfico, duas condições ideais de produção industrial do gás amônia. 
 
Gabarito: 
a) A geometria da molécula de amônia é piramidal ou pirâmide trigonal. De acordo com a teoria da 
repulsão eletrônica entre os pares de elétrons na camada de valência (RPECV ou VSPER), essa molécula é 
tetratômica, cujo átomo central de nitrogênio possui 4 nuvens eletrônicas (ou número estérico igual a 4), 
sendo 3 delas de ligações covalentes com três átomos de hidrogênio distintos (átomos ligantes), e a outra 
de um par de elétrons livre/isolado. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 91 
b) N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) 
c) O gráfico mostra que, em altas pressões e em baixas temperaturas, a produção de amônia é favorecida. 
 
34. (UFU MG/2017/2ªFase) 
Por muito tempo, foram utilizadas para tratamento de obturações dentárias amálgamas metálicas (Sn, 
estanho; Ag, prata; Hg, mercúrio). Esse método era utilizado para tratamento de cáries que ocorrem pela 
exposição das nervuras dentárias, cuja causa é a má saúde bucal, consumo de refrigerantes em excesso, 
entre outros motivos que levam à desmineralização do esmalte.Esse processo de desmineralização é 
representado a seguir. 
 
 
 
Sobre essa situação, faça o que se pede. 
 
a) Explique o motivo de pequenos choques quando alguém morde em uma folha de papel alumínio 
exatamente nos dentes que possuem obturações com amálgamas metálicas. 
b) Explique a função da saliva no processo dos choques destacados no item anterior. 
c) Descreva o que ocorre, quimicamente, com o esmalte dentário quando se consome refrigerantes em 
excesso. 
 
Gabarito: 
a) Estes choques são devido às transferências de elétrons (reação de oxirredução) entre os metais do 
amalgama e da folha de papel alumínio. 
b) A saliva funciona como solução eletrolítica (ponte salina) responsável pela transferência de íons. 
c) As substâncias ácidas presentes no refrigerante consomem os íons OH– apresentados na equação da 
reação, deslocando o equilíbrio para a direita (sentido da desmineralização). 
 
35. (UFU MG/2015/1ªFase) 
O oxigênio que entra nos pulmões durante a respiração irá se ligar à hemoglobina (Hb) segundo o 
equilíbrio: 
Hb + O2 HbO2 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 92 
 
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. 
Gabarito: D 
 
36. (UFU MG/2010/2ªFase) 
Atletas utilizam lentes fotocromáticas em maratonas e competições. A escolha se dá em função de essas 
lentes possuírem cristais de cloreto de prata (AgCl) incorporados diretamente ao vidro. Quando a radiação 
ultravioleta atinge os cristais de cloreto de prata, eles escurecem. Isso ocorre quando os íons prata (Ag+) 
são reduzidos a prata metálica (Ag) pelos íons cloreto (Cl–), que se transformam em átomos de cloro 
elementar (Cl): 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 93 
AgCl + energia luminosa Ag + Cl 
Incolor escuro 
 
Faça o que se pede. 
 
a) Explique o que ocorre com a lente quando os maratonistas estiverem correndo em locais com alta 
incidência solar. 
b) Determine o número de oxidação da prata metálica, do cloro elementar e do cloro presente no 
composto de cloreto de prata. 
c) Indique o elemento que sofre redução e indique o elemento que sofre oxidação na reação de 
escurecimento das lentes fotocromáticas. 
 
Gabarito: 
a) Quando o maratonista estiver correndo em local de alta incidência solar o equilíbrio se deslocará no 
sentido de formação da prata metálica e a lente escurecerá. 
b) Ag = 0; Cl = 0 e o cloreto = –1 
c) A prata sofre redução e o cloro sofre oxidação, pois a prata muda de nox +1 para 0 e o cloro muda de 
nox –1 para 0. 
 
37. (UFU MG/2009/1ªFase) 
A fixação natural de nitrogênio em grande quantidade ocorre em etapas. Inicialmente, o nitrogênio é 
oxidado sob condições altamente enérgicas, como descarga de raio, ou é oxidado em menor extensão 
sob condições menos enérgicas, como o fogo. 
A reação inicial (reação 1) é a reação de nitrogênio e oxigênio para formar óxido nítrico. 
 
O óxido nítrico é oxidado facilmente em ar, o qual fornece o oxigênio, formando o dióxido de nitrogênio 
(reação 2) que se dissolve em água para formar ácido nítrico e ácido nitroso (reação 3). 
 
 
O ácido nítrico formado pode solubilizar-se na chuva, nas nuvens ou na umidade de solo e, assim, também 
aumentar a concentração de íons nitrato no solo. 
 
Portanto, considerando as reações químicas apresentadas, é correto afirmar que 
 
a) a adição de catalisador desloca o equilíbrio químico aumentando a produção de óxido nítrico ou de 
dióxido de nitrogênio, respectivamente, nas reações 1 e 2. 
→

)1 reação( NO2ON )g()g(2)g(2 →+
)2 reação( NO2ONO2 )g(2)g(2)g( →+
)3 reação( HNOHNOOHNO2 )aq(2)aq(3)l(2)g(2 +→+
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 94 
b) ao atingir o estado de equilíbrio, respectivamente nas três reações, a concentração de cada uma das 
substâncias, independentemente se for reagente ou produto, permanecerá constante. 
c) a constante de equilíbrio químico, em função das concentrações, da reação 1 pode ser calculada pela 
expressão: 
d) os produtos da reação 3, além de melhorarem a qualidade do solo, devido à sua alta acidez, são 
benéficos ao homem, pois ajudam a diminuir a poluição de origem básica na atmosfera. 
 
Comentários: 
Analisando as alternativas, temos: 
a) Incorreta. A adição de catalisador não desloca o equilíbrio químico. 
b) Correta. Quando o equilíbrio químico ocorre, a velocidade da reação inversa e direta são iguais e, 
portanto, a concentração dos reagentes e produtos permanecem constantes. 
c) Incorreta. A constante de equilíbrio da reação 1 é dada pela expressão 
𝐾𝑐 =
[𝑁𝑂]2
[𝑁2] ⋅ [𝑂2]
 
d) Incorreta. Os produtos da reação 3 causam danos ao solo, por sua alta acidez, e são maléficos ao 
homem, sendo ácidos que causam a chuva ácida. 
Gabarito: B 
 
38. (UFU MG/2008/1ªFase) 
Considere o equilíbrio químico: 
 
 
Acerca do deslocamento desse equilíbrio, marque a alternativa correta. 
a) Aumentando a concentração de H2O, o equilíbrio é deslocado para a esquerda. 
b) Diminuindo a pressão, o equilíbrio é deslocado no sentido de maior volume. Logo, o equilíbrio é 
deslocado para a direita. 
c) Aumentando a temperatura, o equilíbrio é deslocado no sentido da reação endotérmica, ou seja, para 
a direita. 
d) Diminuindo a temperatura, o equilíbrio é deslocado no sentido da reação exotérmica, ou seja, para a 
esquerda. 
 
Comentários: 
a) Correta. Pelo princípio de Le Chatelier, o aumento da concentração de água fará que o equilíbrio 
da reação seja deslocado para a esquerda. 
]O[]N[
]NO[2
K
22
c

=
calorOH2 OH2 )g(2)g(2)g(2 ++
→

ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 95 
b) Incorreta. Pelo princípio de Le Chatelier, a diminuição da pressão, de fato, faz com que o equilíbrio 
seja deslocado no sentido de maior volume. Nessa reação, o equilíbrio seria deslocado para a esquerda, 
por possuirem mais substâncias gasosas. 
c) Incorreta. O aumento da temperatura faz com que o equilíbrio seja deslocado no sentido da 
reação endotérmica, ou seja, faz com que a reação endotérmica ocorra mais, sendo assim, nessa reação, 
o equilíbrio será deslocado para a esquerda. 
d) Incorreta. A diminuição da temperatura, pelo princípiode Le Chatelier, fará com que a reação seja 
deslocada para a direita, de forma que mais calor seja produzido. 
Gabarito: A 
 
39. (UFU MG/2007/1ªFase) 
A síntese de Haber-Bosch pode ser representada pela reação: 
 
Em relação ao equilíbrio acima, correlacione os fatores citados que afetam o estado de equilíbrio na 
COLUNA a seguir com o respectivo efeito listado na COLUNA que se segue.. 
 
I. Concentração de H2 
II. Pressão 
III. Temperatura 
IV. Catalisador 
 
( ) o aumento favorece a produção de NH3. 
( ) Não altera o estado de equilíbrio. 
( ) O aumento desloca o equilíbrio para a decomposição de NH3. 
( ) O aumento desloca o equilíbrio para a produção de NH3. 
 
Marque a alternativa que apresenta a seqüência correta. 
a) I, III, IV, II 
b) II, IV, III, I 
c) IV, II, I, III 
d) I, II, IV, III 
 
Comentários: 
O aumento da concentração de H2 deslocará o equilíbrio para a direita e, portanto, favorecerá a produção 
de NH3. 
0H NH2 H3N 1)g(3)g(2)g(2
1
2
+ →

ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 96 
O aumento da pressão faz com que o equilíbrio seja deslocado para a direita, fazendo com que a produção 
de NH3 seja favorecida. 
O aumento da temperatura faz com que o equilíbrio seja deslocado para a esquerda, pois a reação é 
exotérmica. 
A presença do catalisador não altera o equilíbrio da reação. 
Gabarito: B 
 
40. (UEA AM/2017) 
Considere o equilíbrio químico que ocorre em um frasco fechado contendo água oxigenada à temperatura 
constante: 
H2O2 (aq) H2O (l) + O2 (g) 
 
A constante Kc desse equilíbrio é calculada pela expressão: 
 
a) [H2O (l)] / [H2O2 (aq)] 
b) [O2 (g)] / [H2O2 (aq)] 
c) [O2 (g) x [H2O2 (aq)] 
d) [O2 (g)] – [H2O2 (aq)] 
e) [H2O (l)] + (H2O2 (aq)] 
 
Comentários: 
A expressão da constante de equilíbrio será dada por(observe que a água líquida não fará parte da 
expressão da constante, pois a concentração de líquidos é constante): 
𝐾𝑐 =
[𝑂2(𝑔)]
1
2
[𝐻2𝑂2(𝑎𝑞)]
 
Gabarito: B 
 
41. (UFJF MG/2017/PISM) 
Considere os seguintes equilíbrios que envolvem CO2(g) e suas constantes de equilíbrio correspondentes: 
 
CO2(g) CO(g) + ½ O2(g) K1 
2 CO(g) + O2(g) 2 CO2(g) K2 
 
Marque a alternativa que correlaciona as duas constantes de equilíbrio das duas reações anteriores. 
→
 2
1
2
1
2
1
2
1
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 97 
 
a) K2 = 1/(K1)2 
b) K2 = (K1)2 
c) K2 = K1 
d) K2 = 1/K1 
e) K2 = (K1)1/2 
 
Comentários: 
Escrevendo as expressões das constantes de equilíbrio, temos: 
𝐾1 =
[𝑂2]
1
2 ⋅ [𝐶𝑂]
[𝐶𝑂2]
 
 
𝐾2 =
[𝐶𝑂2]
[𝐶𝑂]2 ⋅ [𝑂2]
 
Assim, observe que: 
𝐾2 = (
[𝐶𝑂2]
[𝑂2]
1
2 ⋅ [𝐶𝑂]
)
2
=
1
𝐾1
2 
Gabarito: A 
 
42. (UFJF MG/2017/PISM) 
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) 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 98 
 
 
a) t1, t2, t6 
b) t1, t4, t6 
c) t2, t3, t4 
d) t3, t4, t5 
e) t3, t5, t6 
 
Comentários: 
Vamos analisar cada tempo : 
t1. Ocorre um aumento na quantidade de N2, deslocando o equilíbrio favorecendo os produtos. 
t2. Ocorre um aumento na quantidade de H2, deslocando o equilíbrio favorecendo os produtos. 
t3. Ocorre um aumento na quantidade de NH3, deslocando o equilíbrio favorecendo os reagentes. 
t4. Ocorre uma diminuição na quantidade de N2, deslocando o equilíbrio favorecendo os reagentes. 
t5. Ocorre uma diminuição na quantidade de H2, deslocando o equilíbrio favorecendo os reagentes. 
t6. Ocorre uma diminuição na quantidade de NH3, deslocando o equilíbrio favorecendo os produtos. 
Gabarito: D 
 
43. (UFJF MG/2010/1ªFase) 
Na indústria, a produção de NH3(g), amônia, é realizada pela reação em fase gasosa descrita abaixo. 
3 H2(g) + N2(g) 2NH3(g) 
 
Pela análise da equação, é CORRETO afirmar que: 
 
a) haverá uma maior produção de amônia com a redução da pressão. 
b) o volume de NH3(g) produzido a partir de 12 g de H2(g), nas condições normais de temperatura e 
pressão (CNTP), é igual a 89,6 L. 
⎯→⎯
⎯⎯ 0
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 99 
c) a reação ocorre com absorção de calor. 
d) se o gás produzido for borbulhado em água contendo fenolftaleína, a solução final permanecerá 
incolor. 
e) o aumento da temperatura reacional deslocará o equilíbrio para a formação de NH3(g). 
 
Comentários: 
Analisando as alternativas, temos: 
a) Incorreta. Pelo princípio de Le Chatelier, a redução da pressão deslocará o equilíbrio para a 
esquerda, desfavorecendo a produção de amônia. 
b) Correta. 12 g de H2(g) corresponde a 6 mols de H2. Pela relação estequiométrica, 6 mols de H2 
produzirá 4 mols de amônia que, nas CNTP, tem volume igual a 89,6 L. 
c) Incorreta. Como o Δ𝐻 < 0, a reação ocorre com liberação de calor. 
d) Incorreta. Como o gás produzido tem caráter básico, a solução de fenolftaleína adquirirá cor rosa. 
e) Incorreta. O aumento da temperatura deslocará o equilíbrio para a decomposição da amônia, pois 
a reação é exotérmica. 
Gabarito: B 
 
44. (UFJF MG/1996/1ªFase) 
A produção de amônia pela reação N2(g) + 3H2(g)  2 NH3 (g) é favorecida pelo abaixamento da temperatura. 
Sobre esta reação de obtenção da amônia, podemos afirmar que: 
a) a reação é endotérmica; 
b) havendo um abaixamento da pressão, ocorrerá maior produção de amônia; 
c) a variação de entalpia da reação é negativa; 
d) diminuindo-se o número de motes de hidrogênio, ocorrerá maior produção de amônia; 
e) aumentando-se o número de moles de nitrogênio, ocorrerá menor produção de amônia. 
 
Comentários: 
Analisando as alternativas, temos: 
a) Incorreta. Como a reação é favorecida pela diminuição da temperatura, ela é exotérmica. 
b) Incorreta. Pelo princípio de Le Chatelier, o abaixamento da pressão deslocará o equilíbrio 
favorecendo a produção dos reagentes. 
c) Correta. Como a reação é favorecida pela diminuição da temperatura, pelo princípio de Le 
Chatelier, ela é exotérmica e, portanto, tem variação de entalpia negativa. 
d) Incorreta. Com a diminuição da quantidade de hidrogênio, pelo princípio de Le Chatelier, o 
equilíbrio da reação será deslocado para a esquerda, havendo uma menor produção de amônia. 
e) Incorreta. Com o aumento da quantidade de hidrogênio, pelo princípio de Le Chatelia, o equilíbrio 
da reação será deslocado para a direita, havendo uma maior produção de amônia. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 100 
Gabarito: C 
 
45. (UERJ/2020/1ªFase) 
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 
 
Comentários: 
Utilizando o princípio de Le Chatelier, basta encontrar a reação em que a quantidade de gás nos produtos 
seja menor que a quantidade de gás nos reagentes. A única reação em que isso ocorre é reação II. 
Gabarito: B 
 
46. (UERJ/2008/1ªFase) 
O programa brasileiro de produção de etanol já despertou o interesse de várias nações. O etanol, além 
de ser uma ótima alternativa de combustível, tambémé utilizado em várias aplicações industriais, como, 
por exemplo, a produção do etanoato de etila, um flavorizante de larga aplicação. 
 
Em um experimento que verificava o estado de equilíbrio nos processos reversíveis, o etanoato de etila 
foi sintetizado por meio da seguinte reação química: 
 
 
 
água etila de etanoato etanol etanóico ++ →
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 101 
Admita que, nesse experimento, T= 25 ºC, P = 1 atm e KC = 4,00. 
Quatro amostras, retiradas aleatoriamente da mistura reacional, foram submetidas à análise para 
determinar a quantidade de matéria de cada uma das substâncias presentes. Os resultados em mol/L 
estão indicados na tabela abaixo: 
 
 
 
A amostra que ainda não atingiu o estado de equilíbrio é: 
a) W 
b) X 
c) Y 
d) Z 
 
Comentários: 
Vamos calcular o quociente de reação das amostras: 
𝑄𝑤 =
0,08 ⋅ 0,02
0,04 ⋅ 0,01
= 4 
 
𝑄𝑋 =
0,06 ⋅ 0,01
0,01 ⋅ 0,05
= 1,2 
 
𝑄𝑌 =
0,04 ⋅ 0,04
0,04 ⋅ 0,01
= 4 
 
𝑄𝑍 =
0,04 ⋅ 0,02
0,02 ⋅ 0,01
= 4 
Assim, a única reação que não atingiu o estado de equilíbrio é a reação X. 
Gabarito: B 
 
47. (UERJ/2008/2ªFase) 
Hidrogênio e iodo, ambos em fase gasosa, foram misturados em condições reacionais adequadas. A 
reação, em estado de equilíbrio, é representada por: 
 
0,020,040,020,01Z
0,040,040,010,04Y
0,010,060,050,01X
0,020,080,010,04W
água
etila de
 etanoato
etanoletanóicoAMOSTRA
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 102 
 
 
Em seguida, quatro modificações independentes foram impostas a esse sistema: 
 
1 - aumento da temperatura; 
2 - aumento da pressão; 
3 - diminuição da concentração de I2; 
4 - diminuição da concentração de H2. 
 
A modificação que causa aumento no valor da constante de equilíbrio K é a indicada pelo seguinte 
número: 
a) 1 
b) 2 
c) 3 
d) 4 
 
Comentários: 
A variação da constante de equilíbrio só ocorre com o aumento da temperatura. O aumento da 
temperatura nessa reação fará com que o equilíbrio da reação seja deslocado para a direita e, portanto, 
o valor da constante de equilíbrio aumente. 
Gabarito: A 
 
48. (UERJ/2015/1ªFase) 
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: 
 
50 K HI 2 calor I H (g)2(g)2(g) =++
→

⎯→⎯
⎯⎯
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 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 103 
a) 
b) 
c) 
d) 
 
Comentários: 
O processo de craqueamento do hexano possui Δ𝐻 > 0 e, portanto, o aumento da temperatura deslocará 
o equilíbrio para a direita, fazendo com que a concentração de hexano diminua. Em seguida, o aumento 
da pressão deslocará o equilíbrio para a esquerda, pois a quantidade de gases nos reagentes é menor que 
nos produtos, desta forma, a concentração de hexano aumentará. A única alternativa que está de acordo 
com essa descrição é a de letra A. 
Gabarito: A 
 
49. (UERJ/2012/1ªFase) 
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) 2 CO2 (g) H = –283 kJmol–1 
Ni
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 104 
 
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 
 
Comentários: 
Para intensificar a degradação do monóxido de carbono, devemos deslocar a reação para a direita, ou 
seja, deslocar o equilíbrio para a maior formação de produtos. Analisando as alternativas, temos: 
a) Incorreta. O catalisador não influencia no equilíbrio da reação. 
b) Incorreta. Pelo princípio de Le Chatelier, a redução na concentração de oxigênio faraá com que o 
equilíbrio seja deslocado para a esquerda. 
c) Incorreta. Observando o Δ𝐻 < 0 da reação, sabemos que a reação é exotérmica e, portanto, o 
aumento da temperatura deslocará a reação para a esquerda 
d) Correta. Como a quantidade de gás nos reagentes é maior que a dos produtos, pelo princípio de 
Le Chatelier, o aumento na pressão causará um deslocamento do equilíbrio para a direita, aumentando a 
degradação do monóxido de carbono. 
Gabarito: D 
 
50. (UERJ/2007/1ªFase) 
A equação a seguir representa um processo de obtenção do antranilato de metila, largamente utilizado 
como flavorizante de uva em balas e chicletes. 
 
 
Esse processo, realizado em condições adequadas, atinge o estado de equilíbrio após um determinado 
período de tempo. 
Com o objetivo de aumentar o rendimento na produção desse flavorizante, foram propostas as seguintes 
ações: 
 
NH2
COOH
CH3 OH
H2O
NH2
COOCH3
+ +
(sólido) (líquido) (líquido)(sólido)
 
 
 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 105 
I – aumento da temperatura 
II – aumento da pressão 
III – adição de água 
IV – retirada de água 
 
As duas ações mais adequadas para esse objetivo são: 
a) I e III 
b) I e IV 
c) II e III 
d) II e IV 
 
Comentários: 
Analisando as ações, temos: 
I. Adequada. A reação apresentada no enunciado é endotérmica e, portanto, o aumento da 
temperatura favorece o deslocamento do equilíbrio para a produção de produtos, pelo princípio de Le 
Chatelier. 
II. Inadequada. Como a reação não possui gases nem nos reagentes nem nos produtos, a pressão não 
influenciará de forma significativa no equilíbrio. 
III. Inadequada. Pelo princípio de Le Chatelier, a adição de água fará com que o equilíbrio se desloque 
para a produção de reagentes, diminuindo o rendimento da reação. 
IV. Adequada. A remoção de água fará com que o equilíbrio se desloque para a produção de produtos, 
aumentando o rendimento da reação. 
 
Gabarito:B 
 
51. (UERJ/2005/1ªFase) 
A equação química, a seguir, representa uma das etapas da obtenção industrial do ácido sulfúrico. 
2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) + 196 kJ 
Medindo-se as concentrações de cada substância desta reação em função do tempo, sob temperatura 
constante, obtém-se o gráfico: 
 
→

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 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 106 
. 
Após ter sido atingido o estado de equilíbrio, foram retiradas quatro amostras desse sistema, mantendo-
se constantes as condições de equilíbrio. Cada uma dessas amostras foi submetida a uma ação diferente. 
Observe, os gráficos que representam os resultados obtidos em cada amostra 
 
 
 
 
 
Os resultados das ações de aquecimento e de adição de catalisador estão indicados, respectivamente, 
pelos gráficos de números: 
a) I e III 
b) I e IV 
c) II e IV 
d) III e II 
 
Comentários:A reação é exotérmica e, portanto, o aquecimento deslocará o equilíbrio para a formação de reagentes. 
O equilíbrio da reação inicial pode ser descrito matematicamente da seguinte forma: 
𝐾 =
[𝑆𝑂3]
2
[𝑆𝑂2]2 ⋅ [𝑂2]
=
0,52
0,322 ⋅ 0,12
= 20,34 
O aumento da temperatura favorecerá os reagentes e, portanto, fará com que a constante de equilíbrio 
seja menor, observando que no primeiro gráfico houve um aumento da quantidade de produto, não foi a 
reação que ocorreu o aumento da temperatura. No segundo gráfico, como a quantidade de produto 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 107 
diminuiu e a quantidade de reagentes aumentou, esse gráfico representa uma reação em que houve 
aumento de temperatura. Podemos também calcular a constante de equilíbrio do terceiro gráfico, da 
seguinte forma: 
𝐾3 =
[𝑆𝑂3]
2
[𝑆𝑂2]2 ⋅ [𝑂2]
=
0,62
0,382 ⋅ 0,15
= 16,62 < 20,34 
Assim, o terceiro gráfico também pode ter apresentado aumento da temperatura. 
Para a reação com adição de catalisador, o equilíbrio da reação não pode ter sido afetado, da análise 
anterior, observamos que os três primeiros gráficos apresentam uma mudança no equilíbrio da reação e, 
observando o quarto gráfico, percebe-se que o equilíbrio permaneceu igual sendo, assim, o gráfico da 
reação com catalisador. 
Gabarito: C 
 
52. (UFPR/2009) 
O gráfico a seguir descreve as variações das concentrações das espécies presentes num sistema reacional, 
em função do tempo, para a reação hipotética: 
 
 
 
Com base no gráfico, assinale a alternativa que, respectivamente, apresenta os coeficientes x, y e z e 
indica se o valor de Kc é maior ou menor que 1. 
 
a) 1, 1, 2, <1. 
b) 1, 1, 2, >1. 
c) 1, 3, 2, <1. 
d) 1, 3, 2, >1. 
e) 2, 1, 1, >1. 
 
zC yBxA →+
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 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 108 
Comentários: 
A velocidade de consumo ou formação de uma espécie dividida pelo coeficiente estequiométrico é 
proporcional à outra. Com isso, tem-se: 
|𝑉𝐴|
𝑥
=
|𝑉𝐵|
𝑦
=
|𝑉𝑐|
𝑧
 
No intervalo de 0 a 1 min, tem-se que a concentração de A, representado por bolinhas, cai de 2 para 1,7 
mol/L. Sendo assim, tem-se: 
𝑉𝐴 =
|1,7 − 2|𝑚𝑜𝑙/𝐿
1 − 0 𝑚𝑖𝑛
= 0,3
𝑚𝑜𝑙
𝐿 ⋅ 𝑚𝑖𝑛
 
No intervalo de 0 a 1 min, tem-se que a concentração de B, representado por quadradinhos, cai de 3 para 
2,1 mol/L. Sendo assim, tem-se: 
𝑉𝐵 =
|3 − 2,1|𝑚𝑜𝑙/𝐿
1 − 0 𝑚𝑖𝑛
= 0,9
𝑚𝑜𝑙
𝐿 ⋅ 𝑚𝑖𝑛
 
No intervalo de 0 a 1 min, tem-se que a concentração de C, representado por triângulos, cresce de 0 para 
0,6 mol/L. Sendo assim, tem-se: 
𝑉𝐶 =
|0,6 − 0|𝑚𝑜𝑙/𝐿
1 − 0 𝑚𝑖𝑛
= 0,6
𝑚𝑜𝑙
𝐿 ⋅ 𝑚𝑖𝑛
 
Portanto, tem-se: 
0,3
𝑚𝑜𝑙
𝐿 ⋅ 𝑚𝑖𝑛
𝑥
=
0,9
𝑚𝑜𝑙
𝐿 ⋅ 𝑚𝑖𝑛
𝑦
=
0,6
𝑚𝑜𝑙
𝐿 ⋅ 𝑚𝑖𝑛
𝑧
 
Sendo assim, tem-se que: 
𝑥
𝑦
=
1
3
;
𝑦
𝑧
=
3
2
 𝑒
𝑥
𝑧
=
1
2
 
Como x, y e z são números naturais, tem-se que: 
𝑥 = 1, 𝑦 = 3 𝑒 𝑧 = 2 
A expressão do Kc pode ser dada por: 
𝐾𝑐 =
[𝐶]𝑧
[𝐴]𝑥 ⋅ [𝐵]𝑦
 
𝐾𝑐 =
[𝐶]2
[𝐴]1 ⋅ [𝐵]3
 
O equilíbrio é dado a partir do ponto em que as concentrações permanecem constantes, ou seja, a partir 
do minuto 5, em que a concentração de A é igual a 1,2 mol/L, a de B é igual a 0,6 mol/L e a de C igual a 
1,8 mol/L. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 109 
Portanto, Kc é igual a: 
𝐾𝑐 =
1,82
1,2 ⋅ 0,63
= 12,5 > 1 
Gabarito: D 
 
53. (UFPR/2008) 
O íon cromato de cor amarela e o íon dicromato de cor laranja podem ser utilizados em 
processos de eletrodeposição para produzir peças cromadas. A fórmula a seguir apresenta o equilíbrio 
químico dessas espécies em meio aquoso: 
 
Com base no equilíbrio químico acima, considere as seguintes afirmativas: 
1. O aumento na concentração de íons H+ do meio promove a intensificação da cor laranja na solução. 
2. A adição de um ácido forte ao meio intensifica a coloração amarela da solução. 
3. A adição de íons hidroxila (OH–) ao meio provoca uma reação com os íons H+, formando água e 
intensificando a cor amarela da solução. 
4. A cor exibida pela solução não apresenta dependência da concentração de íons H+ do meio. 
 
Assinale a alternativa correta. 
a) Somente a afirmativa 1 é verdadeira. 
b) Somente as afirmativas 1 e 3 são verdadeiras. 
c) Somente as afirmativas 2 e 4 são verdadeiras. 
d) Somente as afirmativas 2 e 3 são verdadeiras. 
e) Somente as afirmativas 2, 3 e 4 são verdadeiras. 
 
Comentários: 
1. Certa. O aumento de íons H+ desloca o equilíbrio para direita, ou seja, formação do dicromato, que tem 
cor laranja. 
2. Errada. A adição de ácido forte favorece o aumento dos íons H+, logo, intensifica a coloração laranja, 
como visto acima. 
3. Certa. O OH- consome o H+, reduzindo sua concentração. Com isso, o equilíbrio é deslocado para a 
esquerda, tornando a solução amarela devido à formação de íons cromato. 
4. Errada. Como visto nos comentários acima, a alteração da concentração de íons H+ (reagente) desloca 
o equilíbrio tanto para direita quanto para a esquerda, mudando a cor. 
)CrO( 24
− )OCr( 272
−
)l(2
2
72
2
4 OH)aq(OCr )aq(H2)aq(CrO2 ++
−→

+−
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 110 
Gabarito: B 
 
54. (UFPR/2008) 
A acidez do solo é prejudicial ao desenvolvimento das plantas, podendo ocasionar queda na produção. A 
aplicação do calcário (CaCO3) no solo reduz a sua acidez, conforme representado pela equação química 
abaixo: 
 
Com base nas informações acima e nos conhecimentos sobre acidez do solo, assinale a alternativa correta. 
a) O calcário neutraliza a acidez do solo porque produz íons H+. 
b) O uso do calcário aumenta a concentração de íons H+ no solo. 
c) Nesse caso, a correção da acidez do solo ocorre sem o consumo de calcário. 
d) Além de corrigir a acidez do solo, a aplicação do calcário contribui para o aumento da concentração de 
íons Ca2+. 
e) Um solo com concentração de íons H+ igual a 8x10–4 mol/m3 necessita de 4x10–5 mol/m3 de calcário 
para a correção da acidez. 
 
Comentários: 
a) Errada. O calcário neutraliza a acidez do solo por diminuir a concentração de íons H+, pois, ao reagir 
com eles, forma água. 
b) Errada. Como visto anteriormente, o uso do calcário diminui a concentração de íons H+ no solo. 
c) Errada. O calcário é consumido, desintegrando-se em CO2 e Ca2+. 
d) Certa. A acidez do solo é corrigida já que há consumo do H+ e, como produto, tem-se íons Ca2+. 
e) Errada. Como 2 mols de íons H+ reagem com 1 mol de calcário, necessita-se de uma quantidade de 
calcário igual à metade da quantidade de H+, ou seja, 4x10-4 mol/m3. 
Gabarito: D 
 
55. (UFPR/2006) 
Por milhares de anos, os compostos de nitrogênio têm sido adicionados ao solo para aumentar a 
produtividade das safras de alimentos. Antigamente, o único modo efetivo era adicionar “nitrogênio 
orgânico”, isto é, adubo. No século XIX, tornou-se prática comum, nos Estados Unidos e Europa Ocidental, 
o uso de nitrato de sódio (NaNO3), importado do Chile. Em 1908, Fritz Haber, na Alemanha, demonstrou 
que o nitrogênio atmosférico podia ser fixado por reação com hidrogênio, formando amônia. A reação 
que Haber usou era: 
 
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) H = -92,4kJ e Kc = 5x108 (a 25°C) 
(aq)
2
(l)22(g)(aq)3(S) Ca OH CO 2H CaCO
+→

+ +++
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 111 
 
O processo Haber é hoje o principal processo não-natural de produção de nitrogênio fixado no mundo, 
mas sua viabilidade depende da escolha de condições sob as quais nitrogênio e hidrogênio reagirão 
rapidamente para produzir amônia com alto rendimento. Com base nessas informações e na expressão 
da constante de equilíbrio considere as seguintes afirmativasacerca da reação de produção de amônia: 
 
I) O valor de Kc indica que à temperatura ambiente a produção de amônia é favorecida. 
II) Baixas pressões diminuem a produção de amônia. 
III) Altas temperaturas aumentam a produção de amônia. 
IV) A entalpia dos produtos é menor que a entalpia dos reagentes. 
 
Assinale a alternativa correta. 
 
a) Somente as afirmativas I, II e IV são verdadeiras. 
b) Somente as afirmativas III e IV são verdadeiras. 
c) Somente as afirmativas II e III são verdadeiras. 
d) Somente as afirmativas I, II e III são verdadeiras. 
e) Somente as afirmativas II, III e IV são verdadeiras. 
 
Comentários: 
Analisando afirmativa por afirmativa, tem-se: 
I. Verdadeira. Como Kc é maior do que 1, tem-se a formação de produtos predominando sobre a de 
reagentes, logo, há favorecimento da formação de amônia. 
II. Verdadeira. Baixas pressões favorecem o deslocamento do equilíbrio para o lado de maior volume, ou 
seja, desloca o equilíbrio para esquerda, já que tem 4 mols contra 2 mols de NH3. Sendo assim, há a 
diminuição da produção de amônia. 
III. Falsa. O aumento da temperatura desloca a reação no sentido endotérmico, que, nesse caso, desloca 
o equilíbrio para a esquerda, não colaborando com a formação da amônia. 
IV. Verdadeira. Como o ∆H é negativo, tem-se que a entalpia dos produtos é menor do que a dos 
reagentes. 
Gabarito: A 
 
56. (UFPR/2005) 
Considere o equilíbrio abaixo, que representa a síntese industrial da amônia. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 112 
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) H < 0 
Para aumentar o rendimento da reação, basta deslocar o equilíbrio para a direita. 
Um aluno propôs os seguintes procedimentos para que isso ocorra: 
 
I. Aumento da temperatura, sob pressão constante. 
II. Aumento da pressão, sob temperatura constante. 
III. Adição de mais catalisador ao sistema reacional. 
IV. Remoção da amônia, à medida que for sendo formada. 
 
O deslocamento do equilíbrio para a direita ocorre com os procedimentos descritos 
a) somente em II e IV. 
b) somente em I e II. 
c) somente em I e III. 
d) somente em I e IV. 
e) somente em III e IV. 
 
Comentários: 
Analisando afirmativa por afirmativa, tem-se: 
I. Falsa. O aumento da temperatura favorece o deslocamento equilíbrio para reação endotérmica. Sendo 
assim, tem-se o equilíbrio deslocado para a esquerda, não contribuindo para formação de NH3. 
II. Verdadeira. O aumento de pressão desloca o equilíbrio para o lado de menor volume. Como o lado dos 
produtos tem 2 mols contra 4 dos reagentes, tem-se o favorecimento da formação de NH3. 
III. Falsa. O catalisador não desloca o equilíbrio da reação. 
IV. Verdadeira. A remoção da amônia favorece o deslocamento do equilíbrio para a direita, ou seja, para 
que mais amônia seja formada. 
Gabarito: A 
 
57. (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. 
→

ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 113 
 
 
 
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 as afirmativas, temos: 
I. Incorreta. A reação, por ser reversível, pode chegar a um equilíbrio. 
II. Incorreta. A adição de catalisador não influencia no estado de equilíbrio da reação e, portanto, não 
altera o valor da constante de equilíbrio. 
R1 S
S R2
R3 S
S R4
+
R1 S
R3 S
S R2
S R4
+
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 114 
III. Correta. Quando o sistema atinge o estado de equilíbrio, não haverá mudança na quantidade de 
material autorregenerado. 
Gabarito: C 
 
58. (UFRGS RS/2020) 
A combustão incompleta de substâncias, contendo carbono, pode formar o monóxido de carbono, o qual 
é extremamente tóxico. O monóxido de carbono, na presença de oxigênio, pode ser convertido no dióxido 
de carbono, em catalisadores automotivos, de acordo com a reação abaixo. 
 
2 CO (g) + O2 (g) 2 CO2 (g) 
 
Em um determinado recipiente, contendo inicialmente monóxido de carbono e oxigênio, estabeleceu-se 
um equilíbrio em que se pode determinar a pressão total da mistura, 6,1 atm, e as pressões parciais de 
monóxido de carbono e de dióxido de carbono, as quais foram, respectivamente, 0,5 atm e 4,0 atm. 
 
O valor da constante de equilíbrio será igual a 
 
a) 1,6. 
b) 10,6. 
c) 22,4. 
d) 32. 
e) 40. 
 
Comentários: 
Como a pressão total da mistura e as pressões parciais do monóxido de carbono e do dióxido de carbono 
são conhecidas, podemos determinar a pressão parcial do gás oxigênio. 
𝑃𝑡𝑜𝑡 = 𝑃𝐶𝑂2 + 𝑃𝐶𝑂 + 𝑃𝑂2 
6,1 = 4,0 + 0,5 + 𝑃𝑂2 
𝑃𝑂2 = 1,6 𝑎𝑡𝑚 
Assim, podemos encontrar a constante de equilíbrio da reação: 
𝐾 =
𝑃𝐶𝑂2
2
𝑃𝐶𝑂
2 ⋅ 𝑃𝑂2
=
4,02
0,52 ⋅ 1,6 
=
16
0,25 ⋅ 1,6
= 40 
Gabarito: E 
 
59. (UFRGS RS/2019) 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 115 
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 
 
Comentários: 
No início da reação, há 2 mols de NO2, após um tempo muito longo, y mols de NO2 reagirão e sobrarão 
2 − 𝑦 = 𝑥 mols de NO2. Pela estequiometria da reação, serão formados 
𝑦
2
 mols de N2O4. Desta forma, 
pelos dados da tabela, temos que 
𝑦
2
= 0,8 e, então, 𝑦 = 1,6 𝑚𝑜𝑙𝑠. Assim, a quantidade final de NO2 será 
de 𝑥 = 2 − 1,6 = 0,4. Em seguida, vamos calcular a constante de equilíbrio da reação: 
𝐾𝑐 =
[𝑁2𝑂4]
[𝑁𝑂2]2
=
0,8
0,42
= 5 
Assim, a alternativa correta é a de letra A. 
Gabarito: A 
 
60. (UFRGS RS/2014) 
Abaixo estão mostradas duas reações em fase gasosa, com suas respectivas constantes de equilíbrio. 
CO (g) + H2O (g) CO2 (g) + H2 (g) K = 0,23 
CH4 (g) + H2O (g) CO (g) + 3 H2 (g) K = 0,20 
Pode-se concluir que, nessas mesmas condições, a constante de equilíbrio para a reação 
CH4 (g) + 2H2O (g) CO2 (g) + 4 H2 (g) 
 
é de 
 
a) 0,030. 
→
→
→
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 116 
b) 0,046. 
c) 0,230. 
d) 0,430. 
e) 1,150. 
 
Comentários: 
Vamos escrever as constantes de equilíbrio para cada reação: 
𝐾1 =
[𝐶𝑂2] ⋅ [𝐻2]
[𝐶𝑂] ⋅ [𝐻2𝑂]
= 0,23 
 
𝐾2 =
[𝐶𝑂] ⋅ [𝐻2]
3
[𝐶𝐻4] ⋅ [𝐻2𝑂]
= 0,2 
 
𝐾3 =
[𝐶𝑂2] ⋅ [𝐻2]
4
[𝐶𝐻4] ⋅ [𝐻2𝑂]2
 
Observe que: 
𝐾3 =
[𝐶𝑂2] ⋅ [𝐻2]
4
[𝐶𝐻4] ⋅ [𝐻2𝑂]2
=
[𝐶𝑂] ⋅ [𝐻2]
3
[𝐶𝐻4] ⋅ [𝐻2𝑂]
⋅
[𝐶𝑂2] ⋅ [𝐻2]
[𝐶𝑂] ⋅ [𝐻2𝑂]
= 𝐾1 ⋅ 𝐾2 = 0,2 ⋅ 0,23 = 0,046 
 
Gabarito: B 
 
61. (UFRGS RS/2020) 
Em altas temperaturas, o hidrogênio molecular pode estar emequilíbrio com o hidrogênio atômico 
através da seguinte reação 
 
H2(g) 2H(g) 
 
Sobre essa reação, são feitas as seguintes afirmações. 
 
I. A quantidade de hidrogênio atômico aumenta com o aumento da temperatura, porque a reação é 
endotérmica. 
II. Em condições de baixa temperatura, não há energia suficiente para romper a ligação. 
III. A variação de entalpia envolvida na reação é o dobro da entalpia de formação do hidrogênio atômico 
nas condições da reação. 
 
Quais estão corretas? 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 117 
 
a) Apenas I. 
b) Apenas II. 
c) Apenas I e III. 
d) Apenas II e III. 
e) I, II e III. 
 
Comentários: 
Analisando cada afirmação, temos: 
I. Correta. A reação é endotérmica porque ocorre a quebra da ligação do hidrogênio molecular e, 
portanto, o aumento da temperatura aumentará a quantidade de hidrogênio atômico. 
II. Correta. Para que a quebra da ligação dos hidrogênios ocorra é necessário bastante energia, assim 
em baixas temperaturas ela não ocorre. 
III. Correta. A reação de formação do hidrogênio atômico é dada por: 
1
2
𝐻2 𝐻(𝑔) 
Assim, a reação do enunciado possui o dobro da entalpia da reação de formação de hidrogênio 
atômico(observe que a reação é a mesma, só os coeficientes mudam). 
Gabarito: E 
 
62. (UFRGS RS/2018) 
Considere os dados termodinâmicos da reação abaixo, na tabela a seguir. 
 
CO (g) + NO2 (g) CO2 (g) + NO (g) 
 
 
 
Com base nesses dados, considere as seguintes afirmações sobre o deslocamento do equilíbrio químico 
dessa reação. 
 
I. O aumento da temperatura desloca no sentido dos produtos. 
II. O aumento da pressão desloca no sentido dos produtos. 
III. A adição de CO2 desloca no sentido dos reagentes. 
 
Quais estão corretas? 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 118 
 
a) Apenas I. 
b) Apenas II. 
c) Apenas III. 
d) Apenas I e II. 
e) I, II e III. 
 
Comentários: 
Vamos calcular a entalpia da reação utilizando os dados da tabela: 
Δ𝐻 = 90,3 + (−393,5) − 33,2 − (−110,5) = −225,9
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
< 0 
Analisando as afirmativas, temos: 
I. Incorreta. Como a variação da entalpia é negativa, a reação é exotérmica e, portanto, o aumento 
da temperatura deslocará o equilíbrio no sentido dos reagentes. 
II. Incorreta. Como a quantidade de gases dos produtos é igual a dos reagentes, então a pressão não 
deslocará o equilíbrio da reação. 
III. Correta. A adição de CO2, pelo princípio de Le Chatelier, desloca o equilíbrio no sentido dos 
reagentes. 
 
Gabarito: C 
 
63. (UFRGS RS/2017) 
Observe a figura abaixo, sobre o perfil de energia de uma reação em fase gasosa. 
 
 
 
Considere as seguintes afirmações a respeito dessa reação. 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 119 
I. A posição de equilíbrio é deslocada a favor dos produtos, sob aumento de temperatura. 
II. A posição de equilíbrio é deslocada a favor dos reagentes, sob aumento de pressão. 
III. A velocidade da reação inversa aumenta com a temperatura. 
 
Quais estão corretas? 
 
a) Apenas I. 
b) Apenas II. 
c) Apenas III. 
d) Apenas I e II. 
e) I, II e III. 
 
Comentários: 
I. Correta. Pelo gráfico, percebe-se que a entalpia dos produtos é maior que a dos reagentes e, 
portanto, a reação é endotérmica. Assim, o aumento de temperatura deslocará o equilíbrio a favor dos 
produtos. 
II. Correta. Como a quantidade de gases nos produtos é maior que a dos reagentes, o aumento da 
pressão fará com que o equilíbrio da reação seja deslocado a favor dos reagentes. 
III. Correta. A velocidade das reações sempre aumenta com a temperatura, pois a velocidade das 
moléculas aumenta e, assim, tanto a frequência de choques entre as moléculas quanto a chance dos 
choques serem efetivos aumentam. 
Gabarito: E 
 
64. (FAMERP SP/2021) 
Considere as equações químicas: 
 
I. N2O4 (g) 2NO2 (g) 
II. CaO (s) + CO2 (g) CaCO3 (s) 
III. NH4Cl (s) NH3 (g) + HCl (g) 
IV. Sn (s) + H2 (g) Sn (s) + H2O (g) 
V. 4Al (s) + 3O2 (g) 2Al2O3 (s) 
 
Considerando x um dos compostos químicos presentes nas equações citadas, a expressão da constante 
de equilíbrio representada por descreve corretamente o equilíbrio representado na equação 
 
p
1
K
p(x)
=
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 120 
a) V. 
b) I. 
c) III. 
d) II. 
e) IV. 
 
Comentários: 
Escrevendo as expressões da constante de equilíbrio para essas reações, temos: 
𝐾1 =
𝑃𝑁𝑂2
2
𝑃𝑁2𝑂4
 
 
𝐾2 =
1
𝑃𝐶𝑂2
 
 
𝐾3 =
𝑃𝑁𝐻3 ⋅ 𝑃𝐻𝐶𝑙
1
 
 
𝐾4 =
𝑃𝐻2𝑂
𝑃𝐻2
 
 
𝐾5 =
1
𝑃𝑂2
3 
Assim, a expressão da constante que é da forma do enunciado é a da reação II. 
Gabarito: D 
 
65. (FAMERP SP/2016) 
Considere o equilíbrio químico representado por 
C (s) + CO2 (g) 2CO (g) ; = + 88 kJ / mol de CO (g) 
O rendimento em CO (g) desse equilíbrio aumenta com o aumento da ____________, com a diminuição 
da ____________ e não se altera pela adição de ____________. 
 
As lacunas do texto são, correta e respectivamente, preenchidas por: 
 
a) temperatura – pressão – catalisador. 
b) temperatura – pressão – CO2 (g). 
H
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 121 
c) pressão – temperatura – catalisador. 
d) pressão – temperatura – CO2 (g). 
e) pressão – temperatura – C (s). 
 
Comentários: 
Como Δ𝐻 > 0 a reação é endotérmica e, portanto, o aumento da temperatura faz com que o equilíbrio 
seja deslocado para a direita e, portanto, o rendimento em CO(g) dessa reação aumente. Como a 
quantidade de gases nos reagentes é menor que a dos produtos, a diminuição da pressão aumenta o 
rendimento da reação. O rendimento da reação não é alterado pela adição de catalisador, pois este não 
altera o equilíbrio da reação, apenas a velocidade dela. 
Gabarito: A 
 
66. (FAMECA SP/2013) 
A fenolftaleína é um indicador muito utilizado em laboratórios para diferenciar meios ácidos e básicos. A 
conversão entre as formas ionizada e não ionizada do indicador está representada a seguir. 
 
 
(www.deboni.he.com.br) 
 
De acordo com o Princípio de Le Chatelier, para que o indicador adquira coloração rosa, deve-se utilizar 
solução de 
 
a) NaCl. 
b) CH3COOH. 
c) HCl. 
d) NH4Cl. 
e) NH4OH. 
 
Comentários: 
Para que a reação adquira coloração rosa, basta utilizar uma solução em que a quantidade de 𝐻3𝑂
+ seja 
baixa, isso ocorre em soluções básicas. Das alternativas, a única substância que tem solução básica é o 
𝑁𝐻4𝑂𝐻. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 122 
Gabarito: E 
 
67. (FCM MG/2018) 
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 que ocorre dentro do balão é: 
𝐻2𝐶𝑂 ⇌ 𝐻2 + 𝐶𝑂 
Em que o 𝐻2 é o gás mais volátil. No início da reação, há 10 mols de gás formaldeído. Após atingir o 
equilíbrio, haverá 10 − 𝑥 mols de formaldeído e 𝑥 mols de 𝐻2 e CO. Pelo enunciado, sabemos que há 0,2 ⋅
10 = 2 mols de 𝐻2 no total, assim, temos que 𝑥 = 2 𝑚𝑜𝑙𝑠. 
Desta forma, podemos calcular a constante de equilíbrio da reação utilizando a expressão: 
𝐾𝑐 =
[𝐻2] ⋅ [𝐶𝑂]
[𝐻2𝐶𝑂]
=
2
10 ⋅
2
10
8
10
= 0,05 
Gabarito: B 
 
68. (FCM MG/2017) 
Em um balão de 2,0 litros foram colocados 8,0 mols de A; 12,0 mols de B e 4,0 mols de C. Em uma dada 
temperatura,o equilíbrio homogêneo gasoso foi atingido quando a concentração de D ficou em 6,0 mol/L. 
A equação do sistema químico em equilíbrio pode ser assim escrita: 
 
A(g) + 2 B(g) C(g) + 3 D(g) 
 
O valor da constante de equilíbrio, na temperatura da experiência, será: 
 
a) 4,5. 
⎯⎯→⎯⎯
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 123 
b) 13,5. 
c) 54. 
d) 108. 
 
Comentários: 
A quantidade de matéria de cada substância ao longo da reação está descrita na tabela: 
 A B C D 
Inicio 8 12 4 0 
Reagem -x -2x +x +3x 
Final 8-x 12-2x 4+x 3x 
Como, no final da reação, a quantidade total de mols de D é de 2 ⋅ 6 = 12 mols, então 𝑥 = 4. Assim, 
podemos calcular a constante de equilíbrio dessa reação: 
𝐾𝑐 =
[𝐶] ⋅ [𝐷]3
[𝐴] ⋅ [𝐵]2
=
8
2 ⋅ (
12
2 )
3
4
2 ⋅ (
4
2)
2 =
4 ⋅ 63
2 ⋅ 22
= 108 
Gabarito: D 
 
69. (FCM MG/2017) 
Os seguintes desenhos representam o estado de equilíbrio para 4 sistemas químicos diferentes do tipo A 
+ B AB numa mesma temperatura. 
Indique o sistema que apresenta um maior valor para a constante de equilíbrio na temperatura 
relacionada. 
 
a) 
b) 
c) 
⎯⎯→⎯⎯
⎯⎯→⎯⎯
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 124 
d) 
 
Comentários: 
A constante de equilíbrio do sistema é dada pela expressão: 
𝐾𝑐 =
[𝐴𝐵]
[𝐴] ⋅ [𝐵]
 
Assim, quanto maior a quantidade de produtos e menor a quantidade de reagentes, maior será a 
constante de equilíbrio da reação. Desta forma, a alternativa que contém mais produtos e, ao mesmo 
tempo, menos reagentes, é a de letra B. 
Gabarito: B 
 
70. (FCM MG/2016) 
Em um balão de 2,0 litros foram colocados 2,0 mols de formol gasoso – HCHO(g) – e o recipiente aquecido 
a uma temperatura de 773 K. O sistema estabeleceu um equilíbrio químico entre o formol gasoso e os 
gases hidrogênio e monóxido de carbono. Numa temperatura de 500 oC, o balão continha 5,60 g do gás 
binário por litro. 
 
Analisando as informações e utilizando seus conhecimentos, pode-se afirmar que: 
 
a) A constante de equilíbrio, na temperatura citada, é de 5,0 10–2. 
b) A concentração do formaldeído, no equilíbrio, é de 1,6 mol/L. 
c) No equilíbrio, as concentrações de todos os gases são iguais. 
d) No equilíbrio, na temperatura fornecida, predominam os produtos. 
 
Comentários: 
A quantidade das substâncias presentes na reação será descrito na tabela: 
𝐻𝐶𝐻𝑂 ⇌ 𝐻2 + 𝐶𝑂 
 HCOH ⇌ H2 CO 
Inicial 2 0 0 
Reagem -x +x +x 
Final 2-x x x 

ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 125 
A quantidade final de gás monóxido de carbono no final é de 𝑄 =
2⋅5,6
28
= 0,4 mols. Assim, 𝑥 = 0,4 𝑚𝑜𝑙. A 
constante de equilíbrio pode ser calculada da seguinte forma: 
𝐾𝑐 =
[𝐻2] ⋅ [𝐶𝑂]
[𝐻𝐶𝐻𝑂]
=
𝑥
2 ⋅
𝑥
2
2 − 𝑥
2
=
0,2 ⋅ 0,2
1,6
2
=
0,08
1,6
= 0,05 = 5 ⋅ 10−2 
Analisando as afirmativas, temos: 
a) Correta. A constante de equilíbrio nessa temperatura é de 5 ⋅ 10−2 
b) Incorreta. A concentração de formaldeído, no equilíbrio, é de 
2−𝑥
2
=
1,6
2
= 0,8
𝑚𝑜𝑙
𝐿
 
c) Incorreta. No equilíbrio, a concentração do reagente não é igual a dos produtos. 
d) Incorreta. No equilíbrio, predominam os reagentes. 
Gabarito: A 
 
71. (FCM MG/2013) 
Em dois frascos fechados de 1,0 L, na mesma temperatura, foram colocados ozônio. 
 
Frasco I – 0,10 mol de ozônio, O3. 
Frasco II – 0,50 mol de ozônio, O3. 
 
O ozônio se decompôs em oxigênio molecular a temperatura constante, estabelecendo-se o equilíbrio 
descrito pela equação 
2 O3(g) 3 O2(g) 
Em relação a esses sistemas em equilíbrio, a afirmativa ERRADA é: 
 
a) A razão [O3]2 / [O2]3 no frasco II é o inverso da razão [O2]3 / [O3]2 no frasco I. 
b) A concentração de O2 no frasco II é maior do que no frasco I. 
c) A razão [O2]3 / [O3]2 é maior no frasco II do que no frasco I. 
d) A quantidade de O2 no frasco II é maior do que no frasco I. 
 
Comentários: 
Analisando as alternativas, temos: 
a) Correta. As relações apresentadas são iguais à constante de equilíbrio da reação, que será igual 
nos dois frascos. 
b) Correta. A concentração de O2 é maior no segundo frasco, pois a quantidade inicial de ozônio foi 
maior. 

→
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 126 
c) Incorreta. A razão apresentada é a constante de equilíbrio da reação, que será igual nos dois 
frascos. 
d) Correta. . A concentração de O2 é maior no segundo frasco, pois a quantidade inicial de ozônio foi 
maior. 
Gabarito: C 
 
72. (FCM MG/2013) 
1,0 mol de cada um dos gases NO, Cl2 e NOCl é introduzido em recipiente de 1,0 L, de volume constante. 
Os gases reagem e entram em equilíbrio segundo a equação 
 
2 NO(g) + Cl2(g) 2 NOCl(g); H = –75,6 kJ ; K = 0,125 
 
Em relação a esse equilíbrio, a alternativa ERRADA é: 
 
a) A concentração do NO no equilíbrio é maior do que a inicial. 
b) A concentração do NOCl no equilíbrio é maior do que a inicial. 
c) Aumentando a pressão do sistema, aumenta a formação do NOCl. 
d) Aumentando a temperatura do sistema, aumenta a dissociação do NOCl. 
 
Comentários: 
Analisando cada alternativa, temos: 
a) Correta. Vamos analisar o quociente de reação inicial: 
𝑄𝑐 =
[𝑁𝑂𝐶𝑙]2
[𝑁𝑂]2[𝐶𝑙2]
=
12
12 ⋅ 1
= 1 > 0,125 
Assim, após o início da reação, os produtos serão consumidos e os reagentes serão produzidos, de forma 
que o quociente de reação se aproxime da constante de equilíbrio. Desta forma, a concentração do NO 
no equilíbrio será maior que a concentração inicial. 
b) Incorreta. Da discussão da alternativa anterior, sabemos que o NOCl será consumido até que se 
atinja o equilíbrio. 
c) Correta. Como a quantidade de gases dos produtos é menor que a dos reagentes, o aumento da 
pressão, pelo princípio de Le Chatelier, fará com que a reação seja deslocada para os produtos, 
aumentando a formação do NOCl 
d) Correta. Como Δ 𝐻 < 0 , a reação é exotérmica e, portanto, o aumento da temperatura deslocará 
a reação para a esquerda, aumentando a dissociação do NOCl 
Gabarito: B 
 

→
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 127 
73. (FCM MG/2020) 
A figura abaixo ilustra uma reação hipotética de A(g) B(g) . 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. 
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 as alternativas, temos: 
a) Incorreta. Pelos dados do enunciado, temos: 
𝑉𝐴 = 4,2 ⋅ 10
−3[𝐴] 
𝑉𝐵 = 1,5 ⋅ 10
−1[𝐵] 
Quando o sistema atinge o equilíbrio, as velocidades da reação direta e inversa são iguais. Assim, temos: 
𝑉𝐴 = 𝑉𝐵 
 
4,2 ⋅ 10−3[𝐴] = 1,5 ⋅ 10−1[𝐵] 
 
𝐾𝑐 =
[𝐵]
[𝐴]
=
4,2 ⋅ 10−3
1,5 ⋅ 10−1
= 2,8 ⋅ 10−2 
b) Incorreta. Como Δ𝐻 > 0, a reação é endotérmica e, portanto, o aumento da temperatura desloca 
o equilíbrio para a direita, favorecendo a produção de B e, portanto, aumentanto o número de bolas 
escuras. 
c) Incorreta. No equilíbrio, a quantidade de B, no equilíbrio(IV e V), é maior que a de A e, portanto, a 
pressão parcial de B é maior que a de A. 
→ 0H 
 

ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICOAULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 128 
d) Correta. Observa-se que a quantidade de B e de A em (IV e V) não muda, assim, o sistema atingiu 
o equilíbrio. 
Gabarito: D 
 
74. (FCM MG/2014) 
Em uma dada temperatura, foram colocados 50,0 mols do gás colorido NO2, em um balão de 10 litros. O 
gás dimeriza, produzindo um gás incolor (N2O4), estabelecendo um estado de equilíbrio, num processo 
exotérmico. O gráfico ilustra o sistema descrito, a 300 K. 
 
 
 
Analisando o gráfico, assinale a afirmativa FALSA: 
 
a) A concentração do gás colorido – NO2(g) – no equilíbrio é de 1,0 mol.L–1. 
b) O valor da constante de equilíbrio, a 300K, para o sistema químico, é igual a 2. 
c) A intensidade da cor diminui, no estado de equilíbrio, com um resfriamento do sistema. 
d) Um balão menor, conservando-se as mesmas condições anteriores, ficaria mais colorido. 
 
Comentários: 
A reação descrita no enunciado é a seguinte: 
2𝑁𝑂2 ⇌ 𝑁2𝑂4 
Analisando as alternativas, temos: 
a) Correta. A concentração final do N2O4 é de 2
𝑚𝑜𝑙
𝐿
, assim, a quantidade total de 𝑁2𝑂4 é de 2 ⋅ 10 =
20 𝑚𝑜𝑙𝑠 de N2O4. Como são necessárias duas moléculas de NO2 para formar o N2O4, então 20 ⋅ 2 =
40 𝑚𝑜𝑙𝑠 de NO2 foram consumidos na reação, sobrando apenas 10 mols. Assim, a concentração de NO2 
final é de 𝐶 =
10
10
= 1
𝑚𝑜𝑙
𝐿
. 
b) Correta. A partir da discussão da alternativa anterior, temos que a concentração de N2O4 é de 𝐶 =
20
10
= 2
𝑚𝑜𝑙
𝐿
. Assim, a constante de equilíbrio pode ser calculada pela expressão: 
𝐾𝑐 =
[𝑁2𝑂4]
[𝑁𝑂2]
=
2
1
= 2 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 129 
c) Correta. A cor do sistema é devido ao gás NO2, como a reação é exotérmica, o resfriamento do 
sistema deslocará o equilíbrio para a direita, fazendo com que o gás NO2 seja consumido, diminuindo a 
intensidade da cor. 
d) Incorreta. Como a quantidade de gás nos reagentes é maior que a dos produtos, uma diminuição 
do volume aumentaria a pressão e, portanto, favoreceria a produção de produtos, fazendo com que o 
balão ficasse mais incolor. 
Gabarito: D 
 
75. (FCM MG/2013) 
Algumas reações químicas ocorrem em grande extensão, isto é, a maioria dos reagentes se transformam 
em produtos. Outras quase não ocorrem. Mas todas, eventualmente, alcançam o estado de equilíbrio, 
desde que em condições apropriadas. 
 
Em relação ao equilíbrio químico, a alternativa ERRADA é: 
 
a) O estado de equilíbrio só pode ser perturbado por ação de um agente externo. 
b) O estado de equilíbrio só existe em sistemas fechados com a temperatura constante. 
c) O estado de equilíbrio só pode ser alcançado a partir dos reagentes no sistema fechado. 
d) A constante de equilíbrio nas reações que ocorrem em grande extensão é maior do que 1. 
 
Comentários: 
Analisando as alternativas, temos: 
a) Correta. O estado de equilíbrio pode ser deslocado por um agente externo, como o aumento da 
temperatura ou da pressão do sistema. 
b) Correta. O estado de equilíbrio não ocorre em sistemas abertos ou com temperatura variável, pois 
a velocidade das reações não convergem para um valor específico. 
c) Incorreta. O estado de equilíbrio pode ser alcançado tanto dos reagentes quanto dos produtos. 
d) Correta. Se a reação ocorre em grande extensão, significa que a maior parte dos reagentes se 
transforma em produtos. Assim, a constante de equilíbrio deve ser maior que 1. 
Gabarito: C 
 
76. (FCM MG/2012) 
A reação descrita pela equação está em equilíbrio a 300° C: 
 
1N2(g) + 3H2(g)  2 NH3(g) + 22,0 kcal 
 
O equilíbrio será deslocado para a esquerda se: 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 130 
 
a) adicionar HCl. 
b) reduzir a temperatura para 200°C. 
c) reduzir a pressão no recipiente em 1/4. 
d) o volume do recipiente, em que passa a reação for reduzido para a metade. 
 
Comentários: 
Analisando cada alternativa, temos: 
a) Incorreta. A adição de HCl fará com que a base NH3 seja consumida e, portanto, o equilíbrio seja 
deslocado para a direita. 
b) Incorreta. A redução da temperatura fará com que o equilíbrio seja deslocado para a esquerda, no 
sentido em que haja a liberação de energia. 
c) Correta. A diminuição de pressão no recipiente deslocará o equilíbrio para a esquerda, pois a 
quantidade de gases é maior nos reagentes do que nos produtos. 
d) Incorreta. A diminuição do volume do recipiente causará um aumento na pressão que, então, 
deslocará o equilíbrio para a direita, pois a quantidade de gases é maior nos reagentes do que nos 
produtos. 
Gabarito: C 
 
Questões Resolvidas e Comentadas Da UNESP 
77. (UNESP SP/2009/Conh. Gerais) 
A indústria de fertilizantes químicos, para a obtenção dos compostos nitrogenados, utiliza o gás amônia 
(NH3) que pode ser sintetizado pela hidrogenação do nitrogênio, segundo a equação química: 
 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 
K = 1,67  10–3 mol–2·L2 
 
Num procedimento de síntese, no sistema, em equilíbrio, as concentrações de N2(g) e de H2(g) são, 
respectivamente, iguais a 2,0 mol·L–1 e 3,0 mol·L–1. Nessas condições, a concentração de NH3(g), em mol·L–
1, será igual a 
 
a) 0,30. 
b) 0,50. 
c) 0,80. 
d) 1,00. 
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 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 131 
e) 1,30. 
 
Comentários: 
Sabendo que os valores da constante de equilíbrio, da concentração de N2 no equilíbrio e da concentração 
de H2 no equilíbrio, substitui-se os valores na equação da constante de equilíbrio para a reação descrita. 
É importante ressalvar que os valores das concentrações utilizados na equação da constante de equilíbrio 
devem corresponder ao momento de equilíbrio químico, o qual a questão deixa explícito. 
𝑘𝑐 =
[𝑁𝐻3]
2
[𝑁2] · [𝐻2]3
 
1,67 · 10−3 =
[𝑁𝐻3]
2
[2] · [3]3
 
[𝑁𝐻3] ≈ 0,3 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
Gabarito: A 
 
78. (UNESP SP/2017/Conh. Gerais) 
O estireno, matéria-prima indispensável para a produção do poliestireno, é obtido industrialmente pela 
desidrogenação catalítica do etilbenzeno, que se dá por meio do seguinte equilíbrio químico: 
 
 
 
Analisando-se a equação de obtenção do estireno e considerando o princípio de Le Châtelier, é correto 
afirmar que 
 
a) a entalpia da reação aumenta com o emprego do catalisador. 
b) a entalpia da reação diminui com o emprego do catalisador. 
c) o aumento de temperatura favorece a formação de estireno. 
d) o aumento de pressão não interfere na formação de estireno. 
e) o aumento de temperatura não interfere na formação de estireno. 
 
Comentários: 
Julgando os itens, tem-se: 
(g) catalisador (g) + H2 (g)
 
 
etilbenzeno estireno
mol/kJ 121H =
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 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 132 
a) Errado. O catalisador não influencia na entalpia da reação, somente diminui a energia de ativação, 
acelerando a reação. 
b) Errado. O catalisador não influencia na entalpia da reação, somente diminui a energia de ativação, 
acelerando a reação. 
c) Certo. O aumento da temperatura favorece o sentido endotérmico (absorção de energia). A notação 
da reação está escrita que a variação de entalpia é de 121 kj, ou seja, o sentido direto da reação absorve 
121 kj de energia. Assim, o aumento de temperatura favorece o sentido direto, que é endotérmico. 
d) Errado. O aumento da pressão desloca a reação para o sentido de menor volume gasoso, nesse caso o 
aumento da pressão desloca para o sentido dos reagentes. 
e) Errado. O aumento de temperatura acelera ambos os sentidos da reação, mas desloca para o sentido 
endotérmico, que é o sentido direto. 
Gabarito: C 
 
79. (UNESP SP/2011/Conh. Gerais) 
No corpo humano, 70% do transporte de CO2 para os pulmões, por meio das hemácias e do plasma, ocorre 
sob a forma de íons bicarbonato. Estes são produzidos pela reaçãodo dióxido de carbono com água, 
representada pela seguinte reação química: 
 
CO2(aq) + H2O(l) H+(aq) + HCO–3(aq) 
 
A diminuição do pH do sangue constitui a acidose, que provoca náusea, vômito e cansaço. O aumento do 
pH do sangue corresponde à alcalose, que provoca distúrbios respiratórios, cãibras e convulsões. 
Considere as seguintes afirmações: 
 
I. Pessoas com deficiência respiratória não exalam CO2 suficientemente, com o que a reação deste com 
H2O se desloca para a esquerda. 
II. Pessoas ansiosas respiram rapidamente, eliminando muito CO2, com o que a reação deste com H2O se 
desloca para a esquerda. 
III. Pessoas com diarreia sofrem grande perda de íons bicarbonato, com o que a reação do CO2 com H2O 
se desloca para a direita. 
 
É correto o que se afirma em: 
 
a) I, apenas. 
b) III, apenas. 
c) I e III, apenas. 
→

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 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 133 
d) II e III, apenas. 
e) I, II e III. 
 
Comentários: 
Julgando-se os itens, tem-se: 
I. Errado. As pessoas que não exalam CO2, suficientemente, apresentam maior concentração de CO2. O 
aumento da concentração de CO2 desloca a reação para o sentido de formação de H+, diminuindo o pH e 
provocando a acidose. 
II. Certo. Uma maior eliminação de CO2, diminui a quantidade desse gás, o que desloca a reação para o 
sentido inverso, ou seja, desloca a reação para a esquerda. 
III. Certo. A diminuição da concentração de HCO3-, desloca a reação para o mesmo lado, ou seja, desloca 
a reação para o sentido de formação dos produtos (para a direita). 
Gabarito: D 
 
80. (UNESP SP/2009/Conh. Gerais) 
O óxido de cálcio, conhecido comercialmente como cal virgem, é um dos materiais de construção utilizado 
há mais tempo. Para sua obtenção, a rocha calcária é moída e aquecida a uma temperatura de cerca de 
900°C em diversos tipos de fornos, onde ocorre sua decomposição térmica. O principal constituinte do 
calcário é o carbonato de cálcio, e a reação de decomposição é representada pela equação: 
 
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) 
 
Considerando-se que uma amostra de calcário foi decomposta a 900°C, em um recipiente fechado dotado 
de um êmbolo que permite ajustar o volume e a pressão do seu interior, e que o sistema está em 
equilíbrio, um procedimento adequado para aumentar a produção de óxido de cálcio seria 
 
a) aumentar a pressão do sistema. 
b) diminuir a pressão do sistema. 
c) acrescentar CO2 ao sistema, mantendo o volume constante. 
d) acrescentar CaCO3 ao sistema, mantendo a pressão e o volume constantes. 
e) retirar parte do CaCO3 do sistema, mantendo a pressão e o volume constantes. 
 
Comentários: 
Julgando os itens, tem-se: 
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
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 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 134 
a) Errado. Ao aumentar a pressão, o equilíbrio é deslocado para o sentido de menor volume gasoso. Nesse 
caso para os reagentes, que o volume gasoso é nulo. 
b) Certo. Ao diminuir a pressão de uma reação em equilíbrio químico, desloca-se o equilíbrio para o 
sentido de maior volume gasoso, no caso, os produtos. 
c) Errado. Ao acrescentar CO2 ao sistema, o equilíbrio é deslocado para a esquerda, diminuindo a 
quantidade de CaO. 
d) Errado. Ao acrescentar CaCO3 ao sistema, o equilíbrio não é deslocado porque o aumento ou 
diminuição de concentração de sólidos não interfere na reação. 
e) Errado. O equilíbrio não é deslocado porque o aumento ou diminuição de concentração de sólidos não 
interfere na reação. 
Gabarito: B 
 
81. (UNESP SP/2008/Conh. Gerais) 
Dada a reação exotérmica: 
 
a alteração que favorece a formação dos produtos é a elevação da 
 
a) temperatura. 
b) pressão parcial de O2. 
c) concentração de H2O. 
d) pressão. 
e) concentração de H2O2. 
 
Comentários: 
Julgando os itens, tem-se: 
a) Errado. O aumento da temperatura favorece o sentido endotérmico. O sentido direto da reação é 
exotérmico, logo, a diminuição da temperatura é aconselhável para a formação de mais produto. 
b) Errado. O aumento da pressão parcial de O2 desloca o equilíbrio para o aumento de H2O2. 
c) Errado. A água é o solvente da reação, portanto, a adição ou eliminação de água não interfere no 
equilíbrio químico. 
d) Errado. O aumento da pressão desloca a reação para o sentido de menor volume gasoso, que, nesse 
caso, é os reagentes com volume zero de gás. 
e) Certo. O aumento da concentração de H2O2 desloca o equilíbrio no sentido de formação dos produtos. 
(g), O )( OH 2 (aq) OH 2 2222 +
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 AULA 17 – FUNDAMENTOS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 135 
Gabarito: E 
 
82. (UNESP SP/2006/Conh. Gerais) 
O equilíbrio ácido básico do sangue pode ser representado como segue: 
 
CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO 
 
Assinale a alternativa que apresente dois fatores que combateriam a alcalose respiratória (aumento do 
pH sanguíneo). 
a) Aumento da concentração de CO2 e HCO . 
b) Diminuição da concentração de CO2 e HCO . 
c) Diminuição da concentração de CO2 e aumento da concentração de HCO . 
d) Aumento da concentração de CO2 e diminuição da concentração de HCO . 
e) Aumento da concentração de CO2 e diminuição da concentração de H2O. 
 
Comentários: 
O aumento do pH sanguíneo corresponde a diminuição de íons H+ produzidos. Para combater o efeito da 
alcalose, deve-se realizar procedimentos que aumentem a concentração de H+. Julgando os itens, tem-se: 
a) Errado. O aumento da concentração HCO3- desloca a reação no sentido de consumo de H+, aumentando 
o pH. 
b) Errado. A diminuição da concentração CO2 desloca a reação no sentido de consumo de H+, aumentando 
o pH. 
c) Errado. A diminuição da concentração de CO2 e o aumento da concentração de HCO3- deslocam a reação 
no sentido de consumo de H+, aumentando o pH. 
d) Certo. O aumento da concentração de CO2 e diminuição da concentração de HCO3- deslocam a reação 
no sentido de formação de H+, que contribui para combater a alcalose. 
e) Errado. A alteração da quantidade de H2O não interfere no equilíbrio químico, porque a água é o 
solvente da reação. 
Gabarito: D 
 
 
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