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Equilíbrio químico é o nome dado ao ramo da Físico-Química que estuda toda 
e qualquer reação reversível, na qual existem duas reações possíveis, uma 
direta (em que os reagentes transformam-se em produtos) e uma inversa (em 
que os produtos transformam-se em reagentes). Essas reações apresentam a 
mesma velocidade.
EQUILÍBRIO QUÍMICO
I2(g) + H2(g) → 2HI(g)
ANÁLISE GRÁFICA
1. VELOCIDADE DAS REAÇÕES: 
2. CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES E PRODUTOS:
Rendimento = 50%
V1 = V2
[R] > [P]
Rendimento [R]
Rendimento > 50%
Tempo de 
equilíbrio
CONCLUSÕES FINAIS
1. EQUILÍBRIO QUÍMICO:
É processo dinâmico, onde as velocidades das reações direta e inversa 
tornam-se iguais. Nesta situação, as concentrações de todas as espécies 
permanecem constantes, não necessariamente iguais.
2. PROPRIEDADES MACROSCÓPICAS:
São propriedades que podemos medir ou detectar por meio dos nossos sentidos. 
São propriedades constantes. 
Exemplos: Concentração, densidade, temperatura, pressão, pH, cor, odor, etc.
3. PROPRIEDADES MiCROSCÓPICAS:
São propriedades que não podemos medir ou detectar por meio dos nossos 
sentidos. 
Exemplos: Formação do Complexo ativado, colisões entre as partículas 
reagentes e produtos, reações direta e inversa continuam ocorrendo, porém com 
a mesma velocidade.
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO: LIVRO 2 – FRENTE D –MÓD. 05 - PÁG. 306 
1- (UNITAU SP) O gráfico abaixo representa a variação da concentração de 
reagentes (C1) e produtos (C2) ao longo do tempo. Com relação a esse gráfico, 
assinale a alternativa CORRETA
a) A velocidade da reação na ordem direta e inversa é 
igual nessa reação, apesar de as concentrações não 
se igualarem no equilíbrio (t2). 
b) Nem em t1, nem em t2, a reação atingiu o equilíbrio, 
pois as concentrações não se igualaram. 
c) Em t2, a velocidade de formação do produto é maior 
em relação a sua reação na ordem reversa. 
d) A reação estava em equilíbrio no tempo 0, porque a 
concentração de reagentes foi maior em relação à 
concentração de produtos. 
e) A constante de equilíbrio da reação (K) é 
independente da temperatura.
X
2 - (Faculdade Santo Agostinho BA) Considere o seguinte equilíbrio químico em 
água: 
HCO3
−
(aq) ↔ H+
(aq) + CO3
−2
(aq)
Qual das seguintes afirmativas pode ser concluída utilizando-se apenas da 
equação? 
a) As concentrações no equilíbrio de todos os participantes são iguais. 
b) O equilíbrio foi atingido começando com apenas HCO3
− em solução. 
c) A expressão da constante de equilíbrio leva-se em conta apenas HCO3
− . 
d) A velocidade da reação direta iguala-se à reação inversaX
3. Uma reação química atinge o equilíbrio químico quando:
:
a) Não existe mais reação química.
b) Não há mais reagentes, somente produtos.
c) As concentrações de reagentes e produtos tornam-se constantes .
d) A velocidade da reação direta apresentar diminuição em relação 
à inversa.
e) As concentrações dos reagentes são iguais às concentrações 
dos produtos.
X
Características de um equilíbrio químico:
- as velocidades das reações direta e inversa são iguais.
- As concentrações das substância que participam do sistema em 
equilíbrio químico são constantes, não necessariamente iguais.
Condições para estabelecer um equilíbrio:
- Sistema fechado.
- Reação reversível (reação não se completa em nenhum sentido).
- Temperatura constante.
4. (Unioeste PR) Um equilíbrio químico é estabelecido quando 
a) uma reação química cessa.
b) somente a velocidade da reação de formação torna-se constante.
c) a concentração dos produtos e a dos reagentes permanecem 
constantes.
d) a concentração dos produtos e dos reagentes são iguais.
e) a temperatura torna-se constante.
X
- um sistema atinge o equilíbrio quando a velocidade da reação direta 
(Vd) fica igual à velocidade da reação inversa (Vi), isto é, Vd = Vi e as 
concentrações dos reagentes e dos produtos ficam constantes.
Resolução:
Kc = 
[Produtos]
[Reagentes]
________
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM FUNÇÃO DAS PRESSÕES 
PARCIAIS, EM RELAÇÃO AS SUBSTÂNCIAS GASOSAS:
∆n = ∑nP - ∑nR
Exemplo:
∆n = ∑nP - ∑nR
 Kp é a constante de equilíbrio em função das pressões parciais
 Kc é a constante de equilíbrio em função das concentrações
 R é a constante dos gases e utilizamos quando a pressão parcial 
é expressa em atm (R = 0,082 atm.L/K.mol)
 T é a temperatura em Kelvin (K): T(K) = tºc + 273
 Δn é a variação do número de mols (mols dos produtos - mols 
dos reagentes) e apenas leva em consideração os coeficientes 
das substâncias no estado gasoso: ∆n = ∑nP - ∑nR
Exemplo:
Rendimento 50%
Kp = 9,15
Algo que serve muito de ajuda para realizar esses cálculos é 
escrever uma tabela semelhante à mostrada abaixo e seguir os passos 
mencionados nela:
03. PÁG. 328. Analise o diagrama a seguir que mostra as variações 
de concentração em mol/L de NO2 e N2O4 até atingirem o equilíbrio, 
dado pela reação 2 NO2 ↔ N2O4.
Determine a alternativa que indica o valor 
correto de Kc nessas condições:
a) 0,25
b) 0,5
c) 2,5
d) 2
e) 4
Visto que o diagrama já nos fornece as 
concentrações no equilíbrio, a tabela 
pode ser dispensada e já substituímos 
os valores na expressão da constante 
de equilíbrio Kc:
2 NO2 ↔ N2O4.
Kc = [N2O4]
[NO2]
2
Kc = 1
22
Kc = 1 
4
Kc = 0,25
X
04. Em um recipiente de 5 L, a uma temperatura T, são misturados 5 
mol de CO(g) e 5 mol de H2O(g). Quando o equilíbrio é atingido, 
coexistem 3,325 mol de CO2(g) e 3,325 mol de H2(g). Calcule o valor de 
Kc, na temperatura T, para o seguinte equilíbrio:
CO(g) + H2O(g) ↔ CO2(g) + H2(g)
a) 3940
b) 394
c) 0,394
d) 39,4
e) 3,94
5 mol 5 mol 0 mol 0 mol
3,325 mol 3,325 mol 3,325mol 3,325 mol
1,675 mol 1,675 mol 3,325mol 3,325 mol
Kc = [CO2] . [H2]
[CO] . [H2O]
Kc = 0,665 . 0,665
0,335 . 0,335
Kc = 0,442225
0,112225
Kc = 3,94
a) 3940
b) 394
c) 0,394
d) 39,4
e) 3,94X
5 mol 5 mol 0 mol 0 mol
3,325 mol 3,325 mol 3,325mol 3,325 mol
1,675 mol 1,675 mol 3,325mol 3,325 mol
05. (PUC-RS) Um equilíbrio envolvido na formação da chuva ácida está 
representado pela equação:
2SO2(g) + O2(g) ↔ 2SO3(g)
Em um recipiente de 1 litro, foram misturados 6 mols de dióxido de enxofre e 5
mols de oxigênio. Depois de algum tempo, o sistema atingiu o equilíbrio; o
número de mols de trióxido de enxofre medido foi 4. O valor aproximado da
constante de equilíbrio é:
a) 0,53
b) 0,66
c) 0,75
d) 1,33
e) 2,33
22
4
44 2
x
Agora basta substituir os valores encontrados na expressão 
da constante de equilíbrio Kc dessa reação:
Kc = [SO3]
2
[SO2]
2 . [O2]
Kc = __(4)2__
(2)2 . 3
Kc = 1,33
EXERCÍCIOS PROPOSTOS – LIVRO 1 – FRENTE D – MÓD. 04 - PÁG. 330
01. O monóxido de carbono é produzido pela redução do dióxido de 
carbono promovida pelo carbono sólido, à temperatura de 700 ºC, 
conforme a equação abaixo:
C(s) + CO₂(g) → 2CO(g)
Na pressão gasosa total de 1,00 atm, a pressão parcial de CO2 é igual 
a 0,3 atm. O valor numérico da constante desse equilíbrio, Kp, nesta 
temperatura é
a) 0,49
b) 1,0
c) 1,6
d) 2,6
e) 3,0
Ptotal = 1,00 atm
pCO2= 0,3 atm
Pt = pCO2 + pCO
pCO = 0,7 atm
Kp = (pCO)2
(pCO2)
1
Kp = (0,7)2 
(0,3)1
Kp = 0,49
0,3
Kp =1,6
X
02. (UFBA - adaptada) Dados:
(Fonte: BRADY & HUMISTON, p. 511.)
A tabela acima mostra as concentrações, 
em mol/L, do sistema em equilíbrio 
representado pela equação:
que foram obtidas, experimentalmente, a 297K. Calcule, com três
algarismos significativos, o valor aproximado de Kp para essa reação.
Expresse o resultado indicando 50% do valor de Kp.
a) 37
b) 47
c) 57
d) 67
e) 77
Resolução
1a etapa: determinar o valor da concentração de cada participante da reação.
Serão utilizados os valores da concentração do experimento 2 ou do experimento
3 porque a concentração do reagente PCl5 no primeiro é 0 e o valor do Kc
utilizando os dados dos outros dois experimentos será o mesmo.
2a etapa: determinar o valor do Kc do processoa partir da utilização dos valores 
das concentrações de cada participante no equilíbrio 3.
Kc = [PCl3)
1. [Cl2]
1
[PCl5]
1
Kc = 3,66 . 1,5
1
Kc = 5,49
1
Kc = 5,49
3a etapa: determinar o valor do Kp do processo com a expressão a
seguir.
Kp = Kc.(R.T)Δn
Kp = 5,49.(0,082.297)2-1
Kp = 5,49.(24,436)1
Kp = 5,49.24,436
Kp = 134,15 atm
Retirando os 50% que o enunciado pede, ou 
seja, retirando a metade, temos, 
aproximadamente, 67 atm.
a) 37
b) 47
c) 57
d) 67
e) 77
X
03. Um recipiente fechado contém o sistema gasoso representado 
pela equação:
2SO₂ (g) + O₂ (g) ⇄ 2 SO₃ (g)
sob pressão de 6 atm e constituído por 0,4 mol de SO₂ , 1,6 mol de O₂
e 2,0 mol de SO₃. Determine o valor de Kp (Pressão Parcial dos Gases) 
do sistema.
Como o sistema é formado por 0,4 mol de SO2 +1,6 mol de O2 + 
2 mol de SO3, o número total de gases contido no recipiente é 4. Esses 
4 mols são responsáveis justamente pela pressão de 6 atm observada. 
Assim, temos:
Resolução:
I) Pressão parcial de SO2:
4 mol ----- 6 atm
0,4 mol----- x atm
x= 0,6 atm
II) Pressão parcial de O2:
4 mol------- 6 atm
1,6 mol----- y atm
y= 2,4 atm
III) Pressão parcial de SO3:
4 mol----- 6 atm
2 mol------z atm
z= 3 atm
Nesse tipo de questão, sempre lembre-se de somar todos os valores 
das pressões parciais encontrados para conferir com a pressão inicial 
total:
3 + 2,4 + 0,6 = 6 atm
I) Pressão parcial de SO2:
4 mol ----- 6 atm
0,4 mol----- x atm
x= 0,6 atm
II) Pressão parcial de O2:
4 mol------- 6 atm
1,6 mol----- y atm
y= 2,4 atm
III) Pressão parcial de SO3:
4 mol----- 6 atm
2 mol------z atm
z= 3 atm
Calcular o valor do Kp: pressão parcial dos produtos sobre pressão parcial dos 
reagentes(todos elevados aos seus respectivos coeficientes estequiométricos).
2SO₂ (g) + O₂ (g) ⇄ 2 SO₃ (g)
Kp = (PSo3)² / (PSo2])².(PO2)
Kp = (3)²/(0,6)².(2,4)
Kp = 9 / 0,36 . 2,4
Kp = 9 / 0,864
Kp = 10,41
04. Dada a reação abaixo: 
CO(g) + H2O(g) ⇄ CO2(g) + H2(g)
Se em um certo momento as concentrações molares de monóxido
Monóxido de carbono e água forem iguais a 1,0 mo.L-1 e as 
concentrações molares de dióxido de carbono e gás hidrogênio forem 
iguais a 1,5 mol.L-1. Calcule:
a)O Qc desta reação neste momento
b) Se Kc = 1, qual lado da reação é favorecido com esse valor de Qc?
a) Qc = [CO2] . [H2]
[CO] . [H2O]
Qc = 1,5 . 1,5
1.0 . 1,0
Qc = 2,25
Resolução:
____________
b) Como o Qc > Kc, a reação inversa vai ocorrer com 
uma velocidade maior até atingir o equilíbrio químico, 
isto é, os produtos serão consumidos e os reagentes 
serão formados, aumentando, assim, as concentrações 
dos reagentes e diminuindo as concentrações dos 
produtos. O Qc vai diminuindo até se igualar ao Kc, 
quando o sistema entra em equilíbrio. Portanto a reação 
será deslocada no sentido dos reagentes.
05. Considere o seguinte equilíbrio químico: 
2 H2(g) + CO(g) + ⇄ CH3OH(g)
Sabendo que Kc vale 300 mol-2.L2, a 425ºC, determine o valor de Kp a 
essa mesma temperatura.
(Dados: R = 0,082 atm.L.K-1.mol-1).
a)9,8 . 105
b)2,5 . 10-1
c)9,2 . 10-2
d)3,64 . 10-5
e)9,8 . 10-5
Kp = Kc.(R.T)Δn
Resolução:
Kp = 300.(0,082.698)-2
Kp = 300
(57,236) 2
Kp = _300___
3,276 . 10 3
Kp = 9,2 . 10 -2
X
∆n = ∑nP - ∑nR
∆n = 1 – (2 + 1)
∆n = 1 - 3
∆n = -2
Em um recipiente fechado de 4 L de capacidade, encontram-se 7,2 g de H2O, 8 g 
de H2 e 6,4 g de O2 em equilíbrio e a 677oC. Qual dos valores propostos a seguir 
condiz com o valor da constante do equilíbrio em termos de pressão (Kp) desse 
sistema? Massas molares: H2O = 18g/mol; H2 = 2g/mol e O2 = 32g/mol.
a) 2,5 atm-1
b) 0,00025 atm-1
c) 0,25 atm-1
d) 0,025 atm-1
e) 0,0025 atm-1
Os dados fornecidos pelo exercício foram:
• Temperatura: 677oC, que, em Kelvin (somando
com 273), corresponde a 950 K
• Massa da água = 7,2 g
• Massa molar da água = 18g/mol
• Massa do H2 = 8 g
• Massa molar do H2 = 2g/mol
• Massa do O2 = 6,4 g
• Massa molar do O2 = 32g/mol
X
Os dados fornecidos pelo exercício foram:
• Temperatura: 677oC, que, em Kelvin (somando com 273), corresponde a 950 K
• Massa da água = 7,2 g
• Massa molar da água = 18g/mol
• Massa do H2 = 8 g
• Massa molar do H2 = 2g/mol
• Massa do O2 = 6,4 g
• Massa molar do O2 = 32g/mol
Para determinar o valor do Kp do sistema, devemos realizar os seguintes passos:
1a etapa: determinar o número em mol de cada gás dividindo a massa fornecida
pela massa molar.
• Para o H2O = 7,2 = 0,4mol
18
• Para o H2 = 8 = 4mol
2
• Para o O2 = 6,4 = 0,2mol
32
• Para o H2O = 7,2 = 0,4mol
18
• Para o H2 = 8 = 4mol
2
• Para o O2 = 6,4 = 0,2mol
32
2a etapa: determinar o valor da pressão de cada gás utilizando o valor 
do volume (4L), a constante geral dos gases (0,082) e a temperatura 
(950) na expressão de Clapeyron.
• Para o H2O
P.V = n.R.T
P.4 = 0,4.0,082.950
P.4 = 31,16
P = 31,16
4
p = 7,79 atm
• Para o H2
P.V = n.R.T
P.4 = 4.0,082.950
P.4 = 311,6
P = 311,6
4
p = 77,9 atm
• Para o O2
P.V = n.R.T
P.4 = 0,2.0,082.950
P.4 = 15,58
P = 15,58
4
p = 3,895 atm
3a etapa: determinar o valor do Kp.
Kp = (pH2O)2
(pH2)
2.(pO2)
1
Kp = (7,79)2 
(77,9)2.(3,895)1
Kp = 60,684
6068,41.3,895
Kp = 60,684
23639,456
Kp = 0,0025 atm-1
(UFPB) Se 1 mol de H2(g) e 1 mol de I2(g), em um recipiente de 1 litro, 
atingirem a condição de equilíbrio a 500 ºC, a concentração de HI no 
equilíbrio será:
Dado: Kc = 49.
a) 2,31.
b) 5,42.
c) 1,56.
d) 3,29.
e) 4,32.
Considerando que o volume é de 1 L e que Kc = 49, vamos usar a 
expressão da constante de equilíbrio Kc para descobrir a 
concentração de HI:
Kc = [HI]2
[H2] . [I2]
49 = (2x)2
(1-x) . (1-x)
49 = 4x2
1 – 2x + x2
45x2 – 98x + 49 = 0
Visto que temos uma equação de 2º grau aqui, teremos que usar a 
fórmula de Bhaskara para resolver:
-Fórmula geral das equações de 2º grau: ax2 + bx + c = 0;
- Fórmula de Bhaskara:
x = -b ± √b2 – 4 . a . c
2 . a
x = -(-98) ± √(-98)2 – 4 . 45 . 49
2 . 45
x = 98 ± √784
2 . 45
x = 98 ± √784
90
x1 = +1,4 > 1,0 mol (não tem 
significado físico)
x2 = 0,78 mol
Agora descobrimos a concentração 
de HI: [HI] = 2 x
[HI] = 2 . 0,78 [HI] = 1,56 mol/L
49 = (2x)2
(1-x) 2
Obs:
49 = (2x)2
(1-x) . (1-x)
7 = 2x
1-x
7 – 7x = 2x
7 = 2x +7x
X = 0,78 mol√ √
__ ___
____________
_________________
____
____
Em um recipiente fechado, com capacidade de 5 L, em temperatura T, há 2 mol de 
gás hidrogênio, 3 mol de gás iodo e 4 mol de iodeto de hidrogênio . A reação 
entra em equilíbrio químico, em temperatura T, e verifica-se que há 1 mol de gás 
hidrogênio no recipiente. Qual é o gráfico que representa esse equilíbrio e qual o 
valor da constante de equilíbrio Kc em temperatura de T?
Resolução:
1
1 1 2
O gráfico que mostra as variações das concentrações em mol/L dos reagentes e
dos produtos até atingirem o equilíbrio pode ser dado por:
Kc =__[HI]2__
[H2 ] . [I2]
Kc = (1,2)2
0,2 . 0,4
Kc = 18
1
1
1 2
Aqueceram-se 2 mol de pentacloreto de fósforo gasoso, PCl5, em um recipiente 
fechado, com capacidade de 2L. Atingido o equilíbrio, o PCl5 estava 40% 
dissociado em PCl3 e Cl2. Qual será o valor da constante de equilíbrio da reação?
2 mol
1 1 1
0 0
Concentração em
mol/L no equilíbrio
nr = α.ni
nr = 0,4. 2 nr = 0,8 0,8 0,8
1,2 mol 0,8 mol 0,8 mol
[PCl5] = 1,2/2
[PCl5] = 0,6mol/L
[PCl3] = 0,8/2
[PCl3] = 0,4 mol/L
[Cl2] = 0,8/2
[Cl2] = 0,4 mol/L
2 mol
1 1 1
0 0
Concentração em
mol/L no equilíbrio
nr = α.ni
nr = 0,4. 2 nr = 0,8 0,8 0,8
1,2 mol 0,8 mol 0,8 mol
[PCl5] = 1,2/2
[PCl5] = 0,6mol/L
[PCl3] = 0,8/2
[PCl3] = 0,4 mol/L
[Cl2] = 0,8/2
[Cl2] = 0,4 mol/L
Kc = [PCl3]
1.[Cl2]
1
[PCl5]
1
Kc = (0,4)1.(0,4)1
(0,6)1
Kc = 0,4.0,4
0,6
Kc = 0,16
0,6
Kc = 0,266 mol/L-1
(UFPE-PE) A constante de equilíbrio a 298 K para a reação N2O4(g) ⇌ 2 NO2(g), é igual 
a 1,0. Num recipiente fechado, a 298 K, foi preparada uma mistura dos gases N2O4 e 
NO2 com pressões parciais iniciais de 2,0 e 1,0 bar, respectivamente. Com relação a 
estamistura reacional a 298 K, pode-se afirmar que: 
( ) está em equilíbrio. 
( ) no equilíbrio, a pressão parcial do gás N2O4 será maior que sua pressão parcial 
inicial. 
( ) no equilíbrio, a pressão parcial do gás NO2 será maior que sua pressão parcial 
inicial. 
( ) no equilíbrio, as pressões parciais do N2O4 e NO2 serão as mesmas que as 
iniciais. 
( ) no equilíbrio, a velocidade da reação direta será igual à velocidade da reação 
inversa. 
Qc = (PNO2]
2
[N2O4]
1
Qc = (1)2
(2)1
Qc = 0,5
Como o Qc # Kp (1), o sistema não está em equilíbrio.
Se o Qc