Equilíbrio Químico

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MAURÍCIO DOS SANTOS PEREIRA / LICENCIATURA EM QUÍMICA IV 
E-MAIL: icosaedro@hotmail.com 
1 
 
EXERCÍCIOS SOBRE EQUILÍBRIOS QUÍMICO 
RESPOSTAS 
 
1. A uma temperatura, a reação: 
2HI(g) ⇌H2(g) + I2(g) 
Apresenta as seguintes concentrações no equilíbrio: 
[HI] = 2,2 ∙ 10−2 mols/L 
[H2] = 1,0 ∙ 10
−3 mols/L 
[I2] = 2,5 ∙ 10
−2 mols/L 
Calcular a constante Kc, dessa reação: 
RESPOSTA 
Comentário: 
Para encontrarmos a resposta desta questão basta aplicarmos a fórmula de Kc haja visto que 
foram dadas as concentrações já no equilíbrio. 
 
Kc =
[H2] × [I2]
[HI]2
=
1,0 ∙ 10−3 ×2,5 ∙ 10−2
(2,2 ∙ 10−2)²
=
2,5 ∙ 10−5
4,84 ∙ 10−4
≅ 0,516 ∙ 10−1 mols/l 
 
∴ Kc = 5,16 ∙ 10
−2 
 
2. A 127 ºC, em um recipiente de 500 ml encontram-se, em equilíbrio, 0,46 g de NO2 e 1,84 g 
de N2O4 . Calcular as constantes de equilíbrio Kc e Kp da reação 
 
2NO2(g) ⇌ N2O4(g) . 
Dados: 
Massas molares: NO2 = 46 g/mol; N2O4 = 92 g/mol. 
R = 8,2 ∙ 10−2 atm ∙ L ∙ K−1 ∙ mol−1 
RESPOSTA 
Comentário: 
Nesta questão, primeiro calculamos a molaridade de cada participante já no equilíbrio, 
depois calculamos Kc e com Kc calculamos Kp [Lembre − se que Kp = Kc ∙ (RT)
∆n]. 
Cálculo da molaridade 
→ Para o NO2 
𝓂 =
mg
V ∙ MM
=
0,46 
0,5 ∙ 46
=
0,46
23
= 0,02 mols/L 
𝓂 = 0,02 mols/L 
→ Para o N2O4 
𝓂 =
mg
V ∙ MM
=
1,84 
0,5 ∙ 92
=
1,84
46
= 0,04 mols/L 
𝓂 = 0,04 mols/L 
Cálculo de Kc 
Kc =
[N2O4]
[NO2]²
=
0,04
(0,02)²
=
0,04
0,0004
= 100 (mols/L)−1 
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2 
 
 
∴ Kc = 100 (mols/L)
−1 
Cálculo de Kp 
Kp = Kc ∙ (RT)
∆n 
∆n = Variação do número de mosl 
∆n = 1 − 2 = −1 → ∆n= −1 
 
KP = 100 × [8,2 ∙ 10
−2 × (127+ 273)]−1 
KP = 100 × [8,2 ∙ 10
−2 × 400]−1 
KP = 100 × (8,2 ∙ 10
−2)−1 × 400−1 
Kp = 100 ×
1
8,2 ∙ 10−2
∙
1
400
 
Kp =
1
8,2 ∙ 10−2 × 4
 
Kp =
1
32,8 × 10−2
≅ 0,03048 
 
∴ Kp = 0,0304 
3. Na reação PCl5(g) ⇌ PCl3(g) +Cl2(g), a constante Kc vale 32,8 a 727 ºC. Em um recipiente 
estão em equilíbrio 1,5 ∙ 10−3 mols/L de PCl5 e 2,0 ∙ 10
−1 mols/L de Cl2 . Calcular: 
a) A concentração molar do PCl3 nesse equilíbrio. 
b) O valor da constante de equilíbrio Kp. 
RESPOSTA 
Comentário: 
No item “a” nos pede a concentração de PCl3 , ora, nos foi dado Kc e as concentrações 
molares de PCl5 e Cl2 tão logo facilmente poderemos obter a concentração de PCl3 fazendo 
as devidas manipulações matemáticas. No item “b” aplicamos o mesmo procedimento da 
questão anterior. 
 
→ Para o item “a” 
 
Kc =
[PCl3] × [Cl2]
[PCl5]
⟹
Kp × [PCl5]
[Cl2]
= [PCl3] 
 
[PCl3] =
Kp × [PCl5]
[Cl2]
 
[PCl3] =
32,8 × 1,5 ∙ 10−3
2,0 ∙ 10−1
 
 
∴ [PCl3] = 2,46 ∙ 10
−1 mols/L 
→ Para o item “b” 
Kp = Kc ∙ (RT)
∆n 
Kp = 32,8 × T
∆n × R∆n 
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3 
 
Kp = 32,8 × (727+ 273)
1× (8,2 ∙ 10−2)1 
Kp = 3,28 ∙ 10
4 × 8,2 ∙ 10−2 
Kp = 2,6896 ∙ 10
3 = 2689,6 
∴ Kp = 2689,6 
4. No sistema em equilíbrio N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g) , a 27ºC, as pressões parciais de cada 
gás são: pN2 = 0,4 atm, pH2 = 1,0 Atm e pNH3 = 0,2 atm. Calcular as constantes de 
equilíbrio Kp e Kc desse equilíbrio, na temperatura dada. 
RESPOSTA 
Comentário: 
Facilmente percebemos que esta questão se assemelha às que já foram respondidas, a única 
diferença é que no lugar de concentração molar temos a pressão parcial de cada gás. Como 
já foi nos fornecido as pressões já em equilíbrio, a aplicação da fórmula de Kc torna-se 
imediata. 
→ Para Kp 
Kp =
pNH3
2
pN2 × pH2³
=
(0,2)²
(0,4) × (1,0)3
=
0,04
0,4
= 0,1 atm−2 
Kp = 0,1 atm
−2 
→ Para Kc 
Kp = Kc ∙ (RT)
∆n⟹ Kc =
KP
(RT)∆n
 
Kc =
KP
(RT)∆n
=
0,1
(8,2 ∙ 10−2)−2 × (27 + 273)−2
=
1
10
∙ (8,2 ∙ 10−2)2 × (27 + 273)2 
Kc =
1
10
∙ (67,24 ∙ 10−4) × (9,0 ∙ 104) 
Kc = 6,0516 ∙ 10
1 = 60,516 
 
∴ Kc = 60,516 
5. A uma dada temperatura, 2,0 mols de H2 e 1,5 mols de I2 foram colocados em um balão de 
10,0 litros. Estabelecido o equilíbrio H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI2(g), encontram-se no balão 1,0 
mols de HI. Calcular a constante de equilíbrio Kc do sistema. 
RESPOSTA 
Comentário: 
Nesta questão as concentrações não estão no equilíbrio, isso significa devemos montar uma 
tabela de contabilidade estequiométrica e calcularmos quantos mols reagiram e quantos 
mols foram formados. 
Tabela de contabilidade estequiométrica 
 H2 + I2 ⇌ 2HI 
Início 2,0 1,5 0,0 
Reagem 0,5 0,5 1,0 
Final 1,5 1,0 1,0 
Mols/L Final 0,15 0,1 0,1 
 
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4 
 
Kc =
[HI]²
[H2] × [I2]
=
(0,1)²
(0,15)× (0,1)
=
0,01
0,015
≅ 0,667 
 
∴ Kc = 6,67 ∙ 10
−1 
 
6. Na precipitação da chuva ácida, um dos ácidos responsáveis pela acidez e o sulfúrico. Um 
equilíbrio envolvido na formação desse ácido na água da chuva ácida está representado pela 
equação: 
2SO2(g) + O2(g) ⇌ 2SO3(g) 
Calcular o valor da constante de equilíbrio Kc nas condições em que 6,0 mols/L de SO2 
com 5,0 mols/L de O2 , obtêm 4,0 mols SO3 quando o sistema atinge o equilíbrio. 
RESPOSTA 
Comentário: 
Está questão segue o mesmo raciocínio da questão anterior. 
 
Tabela de contabilidade estequiométrica 
 2SO2 + O2 ⇌ 2SO3 
Início 6,0 5,0 0,0 
Reagem 4,0 2,0 4,0 
Mols finais 2,0 3,0 4,0 
Mols/L finais 2,0 3,0 4,0 
 
Kc =
[SO3]²
 [SO2]²× [O2]
=
(4,0)²
(2,0)²× (3,0)
=
4
3
= 1,333 (mols/L)−1 
 
∴ Kc = 0,333 (mols/L)
−1 
7. A 458°C, o equilíbrio 2HI2(g) ⇌ H2(g) + I2(g) apresenta Kc = 2,0 × 10
−2. Numa 
experiência realizada naquela temperatura, 1,0 mols de HI é colocado num recipiente de 5,0 
litros. Quais as concentrações molares de HI, I2 e H2 depois de estabelecido o equilíbrio. 
RESPOSTA 
Comentário: 
Nesta questão já nos foi dado o valor de Kc, para respondemos esta questão devemos 
montar a tabela de contabilidade estequiométrica. 
 
Tabela de contabilidade estequiométrica 
 
 2HI ⇌ H2 + I2 
Início 1,0 0,0 0,0 
Reagem 2x x x 
Mols finais 1 − 2x x x 
Mols/L finais 1 − 2x
V
 
x
V
 
x
V
 
 
→ Para Kc 
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5 
 
Kc =
[H2] ∙ [I2]
[HI]²
=
x
V ×
x
V
(
1 − 2x
V )² 
=
(
x
V)²
(
1 − 2x
V )²
=
x2
V2
(1 − 2x)2
V2
=
x2
(1 − 2x)
 
 
Kc =
x2
(1 − 2x)²
→ 2,0 × 10−2 =
x2
(1 − 2x)²
→ 2,0 × 10−2 =
x²
1 − 4x + 2x²
 
 
2,0 × 10−2 =
x²
(1 − 4x + 2x2)
→ 0,02 =
x²
(1 − 4x + 2x2)
 
 
0,02 − 0,08x + 0,04x2 = x² 
 
x² − 0,04x2 + 0,08x − 0,02 = 0 
0,96x² + 0,08x − 0,02 = 0 
 
Aplicamos a fórmula de Báskhara: 
∆= b2 − 4 ∙ a ∙ c 
∆= (0,08)2 −4 ∙ (0,96) ∙ (−0,02) 
∆= 0,0832 
x =
−b ±√∆
2a
 
x ′ =
−(0,08)+ √0,0832
2 ∙ (0,96)
=
−0,084 + 0,288
1,92
≅ 0,11 → x = 0,11 
Descartamos o valor de x ′′ uma vez que ele é negativo. 
Retornando a tabela: 
 2HI ⇌ H2 + I2 
Início 1,0 0,0 0,0 
Reagem 0,22 0,11 0,11 
Mols finais 0,78 0,11 0,11 
Mols/L finais ∴ 1,56 ∙ 10−1 ∴ 2,2 ∙ 10−2 ∴ 2,2 ∙ 10−2 
 
8. Em um recipiente de 1,0 litros, colocou-se 1,0 mols de PCl5(g) Supondo o equilíbrio 
PClg(g) ⇌ PCl3(g) + Cl2(g) em temperaturatal que o PCl5 este 80% dissociado, calcular a 
constante de equilíbrio Kc. 
RESPOSTA 
Comentário: 
Não foram dadas as concentrações molares no equilíbrio logo devemos calcula-las usando o 
conceito de grau de dissociação "a", que nesse caso é 80%. O grau de dissociação nos diz o 
quanto de PCl5 reagiu e o quanto de PCl3 e Cl2 formou. 
 
 
 
Podemos fazer estes cálculos usando a tabela de contabilidade estequiométrica 
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6 
 
 PCl5 ⇌ PCl3 + Cl2 
Início 1,0 0,0 0,0 
Reagem 0,8 0,8 0,8 
Mols finais 0,2 0,8 0,8 
Mols/L finais 0,2 0,8 0,8 
 
Kc =
[PCl3] × [Cl2]
[PCl5]
=
0,8 ∙ 0,8
0,2
= 3,2 mols/L 
∴ Kc = 3,2 (mols/L)
−1 
 
 
9. Sob determinadas condições, um mol de HI gasoso encontra-se 20% dissociado em H2 e I2 
segundo a equação da reação: 2HI(g) ⇌ H2(g) + I2(g) . 
Calcule a constante de equilíbrio Kc da reação: 
RESPOSTA 
Comentário: 
Questão que segue o mesmo raciocínio da questão anterior 
 
Tabela de contabilidade estequiométrica 
 2HI ⇌ H2 + I2 
Início 1,0 0,0 0,0 
Reagem 0,2 0,1 0,1 
Mols finais 0,8 0,1 0,1 
Mols/L finais 0,8 0,1 0,1 
 
Kc =
[H2] ∙ [I2]
[HI]²
=
0,1 × 0,1
(0,8)²
=
0,01
0,64
≅ 0,0156 
 
∴ Kc = 1,56 ∙ 10
−2 
 
10. Para o equilíbrio 2SO3(g) ⇌ 2SO2(g) +O2(g) o valor da constante de equilíbrio Kc é 4,8 ∙
10−3 a 700°C. Se, no recipiente, as concentrações das três substâncias acima são: [SO3] =
0,60 mols/L, [SO2] = 0,15 mols/L e [O2] = 0,025 mols/L, de que maneira estas 
concentrações mudarão, à medida que o sistema se aproxima do equilíbrio, se a temperatura 
for mantida constante a 700°C? 
RESPOSTA 
Comentário: 
O sistema em equilíbrio apresenta Kc = 4,8 ∙ 10
−3 . Devemos constatar se o Kc das 
concentrações que foram dadas é menor, igual ou maior que o valor de Kc no equilíbrio. 
Após isso deveremos decidir para que lado à reação deva se deslocar para que se atinja o 
equilíbrio de Kc dado na questão. 
 
→ Kc das concentrações dadas: 
 
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7 
 
Kc =
 [SO2]² × [O2]
[SO3]²
=
(0,15)²× (0,025)
(0,6)²
=
0,0005625
0,36
≅ 1,56 ∙ 10−3 
 
∴ Kc = 1,56 ∙ 10
−3 
Veja que 1,56 ∙ 10−3 < 4,8 ∙ 10−3, nesse caso o que deverá acontecer para que 1,56 ∙ 10−3 
aumente até o ponto de se igualar a 4,8 ∙ 10−3? Evidentemente isso só ocorrerá com o 
deslocamento da reação para o sentido direto, ou seja, aumento dos produtos e diminuição 
do reagente. 
11. Para a reação PClg(g) ⇌ PCl3(g) + Cl2(g) Kc = 1,77 a 250ºC. Um recipiente de 4,5 litros 
contém 2,57 mols de PCl5 , 6,39 mols de PCl3 e 3,20 mols Cl2 , a 250°C. O sistema está em 
equilíbrio? 
 
RESPOSTA 
Comentário: 
Esta questão basta que calculemos o valor de Kc no instante em que as concentrações das 
substâncias em mols são de 2,57 mols de PCl5 , 6,39 mols de PCl3 e 3,20 mols Cl2 . Se valor 
for igual a 1,77 (dado na reação) a reação está em equilíbrio, caso contrário, não. 
 
Kc =
[PCl3] × [Cl2]
[PCl5]
=
6,39
V ×
3,20
V
2,57
V 
=
7,96
V
=
7,96
4,5
≅ 1,77 
 
∴ Logo a Reação está em equilíbrio 
12. Considere a reação: 
2Cl2(g) + 2H2O(g) ⇌ 4HCl(g) + O2(g) ∆H= +113 kJ 
 Admita que o sistema esteja em equilíbrio. O que acorrerá ao número de mols de H2O no 
recipiente se: 
a) For adicionado O2(g) 
Reação se deslocará no sentido inverso aumentando o número de mols de H2O(g) 
b) For adicionado Cl2(g) 
Reação se deslocará no sentido direto diminuindo o número de mols de H2O(g) 
c) For retirado HCl(g) 
Reação se deslocará no sentido direto diminuindo o número de mols de H2O(g) 
d) O volume do recipiente for diminuído. 
A pressão aumentaria e a reação de deslocaria para o sentido de menor volume, sentido 
inverso, ocasionando o aumento do número de mols de H2O(g) 
e) A temperatura for diminuída. 
O aumento da temperatura desloca a reação para o sentido endotérmico. A diminuição 
desloca para o sentido exotérmico. Neste caso a reação se deslocaria para o sentido 
exotérmico produzindo maiores quantidades de H2O(g) . 
13. Dada a reação em equilíbrio: 
N2(g) + O2(g) ⇌ 2NO(g) ∆H= −43,2 kJ 
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8 
 
Determine o que ocorre com esse equilíbrio se: 
a) For adicionado N2(g) . 
Reação se desloca para o sentido direito (⇀). 
b) For retirado NO(g) . 
Reação se desloca para o sentido direito (⇀). 
c) For aumentado a temperatura. 
Desloca a reação para o sentido endotérmico, sentido inverso (↼). 
d) For aumentado a pressão. 
Aumento da pressão desloca a reação para o sentido de menor volume. Nesse caso os 
dois lados apresentam o mesmo volume. O aumento da pressão não deslocaria o 
equilíbrio para nenhum lado. 
 
 
14. A obtenção de ferro metálico nas usinas siderúrgicas, a partir da hematita, envolve o 
equilíbrio Fe2O3(s) +3CO(g) ⇌ 2Fe(s) +3CO2(g) . 
 
a) Escreva a expressão da constante de equilíbrio de reação em função das concentrações. 
RESPOSTA 
Esse item nos parece que a resolução é imediata, e terá como resposta: 
 
Kc =
[Fe(s)]²× [CO2(g)]³
[Fe2O3(s)] × [CO(g)]³
 
Porém não é. Devemos observar que temos substâncias sólidas e gasosas neste 
equilíbrio, o que caracteriza um equilíbrio heterogêneo. As quantidades dos sólidos 
permanecem praticamente constante, mesmo se alterarmos os coeficientes da reação. 
Então se temos Fe(s) no numerador e Fe2O3(s) no denominador e que ambos são 
praticamente constantes, logo a razão entre os dois resultaria em uma outra constante 
simbolizada aqui por k. 
Ki = k ∙
[CO2(g)]
3
[CO(g)]
3
⟹
Ki
k
 
⏞
Constante
=
[CO2(g)]
3
[CO(g)]
3
 
 
Logo teremos: 
 
∴ Kc =
[CO2(g)]
3
[CO(g)]
3
 
Em resumo, para equilíbrios heterogêneos a constante Kc só leva em consideração as 
substâncias gasosas. 
 
b) Sabendo-se que o valor de Kc = 1,33 × 10
3 , sob determinada temperatura T, indique 
as substâncias predominantes no equilíbrio nessa temperatura. 
 
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9 
 
RESPOSTA 
Podermos resolver esta questão olhando matematicamente. 
Kc > 1 
[CO2(g)]
3
[CO(g)]
3
> 1 
[CO2(g)]
3
⏟ 
Produto
> [CO(g)]
3
⏟ 
Reagente
 
Logo teremos que nesse caso os produtos (Fe(s) ,CO2(g)) estão em quantidades maiores 
que os reagentes (Fe2O3(s) , CO(g)) quando Kc = 1,33 × 10
3. 
 
c) Pode-se dizer que a adição de um catalizador aumenta o valor da constante de equilíbrio 
por que aumenta a velocidade da reação no sentido direto? Justifique. 
RESPOSTA 
Não. O catalizador apenas altera as velocidades tanto no sentido direto como no sentido 
inverso. Consequentemente o valor da constante de equilíbrio não altera em nada. 
 
 
15. A reação para a formação do NOCl(g) : 
2NO(g) +Cl2(g) ⇌ 2NOCl(g) 
Foi estudada a 25ºC. Nesta temperatura, e a partir de determinadas condições inicias, as 
pressões encontradas no equilíbrio foram: pNOCl = 1,2 atm; pNO = 5,0 ∙ 10−2 atm; e 
Cl2 = 3,0 ∙ 10
−1 atm. 
a) Calcule Kp para essa reação a 25ºC. 
RESPOSTA 
 
Kp =
[NOCl]2
[NO]2 × [Cl2]
=
[1,2 ]2
[5,0 ∙ 10−2]2 × [3,0 ∙ 10−1]
=
1,44 ∙ 100
25,0 ∙ 10−4 × 3,0 ∙ 10−1
 
 
Kp =
1,44
75,0
∙ 100+5 = 0,0192 ∙ 105 atm−1 
∴ Kp = 1,92 ∙ 10
3 atm−1 
 
b) Utilizando o resultado do item “a”, calcule o Kc para essa reação. 
(R = 0,082 atm ∙ L ∙ K−1∙ mol−1) 
Kp = Kc ∙ (RT)
∆n ⟹Kc =
Kp
(RT)∆n
 
Kc =
Kp
(RT)∆n
=
1,92 ∙ 103
(0,082 ∙ 300)−1
= 1,92 ∙ 103 × 0,082 ∙ 300 
 
Kc ≅ 46,92 ∙ 10
3 ou 
 
 Kc = 4,692 ∙ 10
4 (mol/L)−1 
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10 
 
16. O equilíbrio entre hemoglobina, Hm, o monóxido de carbono, CO(g) e oxigênio, O2(g), pode 
ser representado pela equação: 
 
Hm ∙ O2(g) + CO2(g) ⇌ Hm ∙ CO(aq) + CO2(g) 
 
Sendo a constante de equilíbrio, Kc, dada por: 
 
Kc =
[Hm ∙ CO] ∙ [O2]
[Hm ∙ O2] ∙ [CO]
= 210 
Estima-se que os pulmões de um fumante sejam expostos a uma concentração de monóxido 
de carbono, CO(g), igual a 2,2 × 10
−6 mols/L e de oxigênio, O2(g) , igual a 8,8 ×
10−3 mols/L. Nesse caso, qual a razão entre hemoglobina ligada ao monóxido de carbono, 
[Hm ∙ CO], e a concentração de hemoglobina ligada ao oxigênio [Hm ∙ O2]? 
 
RESPOSTA 
Kc =
[Hm ∙ CO] ∙ [O2]
[Hm ∙ O2] ∙ [CO]
⟹
Kc ∙ [CO]
[O2]
=
[Hm ∙ CO]
[Hm ∙ O2]
 
 
[Hm ∙ CO]
[Hm ∙ O2]
=
Kc ∙ [CO]
[O2]
=
210 ∙ 2,2 × 10−6
8,8 × 10−3
=
462,0 × 10−6
8,8 × 10−3
= 52,5 × 10−3 
∴
[Hm ∙ CO]
[Hm ∙ O2]
= 5,25 × 10−2 
17. Os catalizadores usados em automóveis visam diminuir a liberação de gases tóxicos para 
atmosfera, provenientes da queima incompleta de combustíveis, dentre os óxidos de 
nitrogênio, NOx(g), e o monóxido de carbono, CO(g). Uma das reações que ocorre nos 
catalizadores é: 
2CO(g) + 2NO(g) ⇌ 2CO2(g)+ N2(g) ∆H< 0 
Que, embora seja espontânea, é muito lenta. 
Para acelerar a reação, a mistura gasosa passa por condutores de cerâmica impregnados de 
óxido de alumínio, Al2O3(s), e uma liga de paládio e ródio. 
Em relação a esta reação em equilíbrio, responda os itens abaixo: 
a) Em um recipiente de 10,0 L a 27°C foram colocados, inicialmente, 5,0 mols de CO(g) e 
2,0 mols de NO(g) . O equilíbrio foi estabelecido quando 90% de NO(g) reagiu. Qual a 
pressão parcial de cada gás no equilíbrio químico. 
RESPOSTA 
Tabela de contabilidade estequiométrica: 
 
 2CO(g) + 2NO(g) ⇌ 2CO2(g) + N2(g) 
Início 5,0 2,0 0,0 0,0 
Reagem 1,8 1,8 1,8 0,9 
Mols finais 3,2 0,2 1,8 0,9 
Mols/L finais 3,2/L 0,2/L 1,8/L 0,9/L 
 
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11 
 
Pela equação de Clayperon teremos: 
Ptotal ⋅ V = ∑n ⋅ RT ⇒ P =
∑n
V
⋅ RT 
Ptotal =
(3,2 + 0,2 + 1,8 + 0,9)
10
⋅ 0,082 ∙ (273 + 27) 
 
Ptotal = 15,006 atm 
Para a pressão parcial de cada gás teremos: 
∑n
Ptotal
=
n1
P1
 
Para a pressão parcial do COg: 
6,1
15,006 
=
3,2
pCO(g)
 ⇒ pCO(g) =
15,006 × 3,2
6,1
= 7,872 atm 
 
∴ pCO(g) = 7,872 atm 
Para a pressão parcial do NOg: 
6,1
15,006 
=
0,2
pNO(g)
 ⇒ pNO(g) =
15,006 × 0,2
6,1
= 0,492 atm 
 
∴ pNO(g) = 0,492 atm 
 
 
Para a pressão parcial do CO2(g): 
6,1
15,006 
=
1,8
pCO2(g)
 ⇒ pCO2(g) =
15,006 × 1,8
6,1
= 4,428 atm 
∴ pCO2(g) = 4,428 atm 
Para a pressão parcial do N2(g) : 
6,1
15,006 
=
0,9
pN2(g)
 ⇒ pN2(g) =
15,006 × 0,9
6,1
= 2,214 atm 
∴ pN2(g) = 2,214 atm 
b) Calcule a constante de equilíbrio em função das pressões parciais. 
RESPOSTA 
Kp =
pCO2² × pN2
pCO² × pNO2
=
(4,428)²× (2,214 )
(7,872)²× (0,492)²
=
43,41
15,00
≅ 2,894 (atm)−1 
∴ Kp = 2,894 (atm)
−1 
 
c) Calcule a constante de equilíbrio em função das concentrações molares. 
RESPOSTA 
Kp = Kc ∙ (RT)
∆n ⇒ Kc =
Kp
(RT)∆n
 
Kc =
Kp
(RT)∆n
=
2,93
(atm) 
(0,082 atm ∙
L
K ∙ mol)
−1 × 300−1
 
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12 
 
Kc =
2,894
(atm) 
×
1
(0,082 atm ∙
L
K ∙ mol)
−1
×
1
300
 
Kc =
2,894
atm 
×
1
1
0,082 atm ∙
K ∙ mol
L ∙
1
300 K
= 2,93 ×
1
1
24,6
 
Kc =
2,894
1
24,6
= 2,894 × 24,6 = 71,1924 
∴ Kc = 71,1924 (mols/L)
−1 
 
d) Em que sentido o equilíbrio químico se desloca quando a temperatura é aumentada? 
∴Desloca a reação para o sentido endotérmico, sentido inverso (↼). 
18. Para a reação 2CO(g) + O2(g) ⇌ 2CO2(g) , as pressões parciais de CO(g) e O2(g) são, 
respectivamente, 0,2 atm e 0,4 atm. A pressão total do sistema é de 1,4 atm. 
Calcule a constante de equilíbrio em função das pressões parciais para esta reação. 
RESPOSTA 
Comentário: 
Nos foi dado as pressões parciais dos reagentes e a pressão total do sistema, logo podemos 
facilmente calcular a pressão parcial do produto CO2(g). 
Temos que: 
Ptotal = pCO + pO2 +pCO2 ⇒ pCO2 = Ptotal − (pCO + pO2) 
 
pCO2 = 1,4 − (02 + 0,4) = 1,4 − 0,6 = 0,8 
pCO2 = 0,8 atm 
Para Kp teremos: 
Kp =
pCO2²
pCO² × pO2
=
(0,8)²
(0,2)²× (0,4)
=
0,64
0,016
= 40 (atm)−1 
∴ Kp = 40 (atm)
−1 
19. O composto A2B4(g) dissocia-se a 200°C em AB2(g) exclusivamente com Kc = 14. Coloca-
se 1,0 mols de A2B4(g) em recipiente de 1,0 litros e aqueceu-se a 200°C. Após a reação 
atingir o equilíbrio, qual é a porcentagem de dissociação de A2B4(g)? 
RESPOSTA 
Pelo enunciado teremos a seguinte reação: 
A2B4(g) ⇌ 2AB2(g) 
Tabela de contabilidade estequiométrica: 
 
 A2B4(g) ⇌ 2AB2(g) 
Início 1,0 0,0 
Reagem α 2α 
Mols finais 1 − α 2α 
Mols/L finais 1 − α
V
 
2α
V
 
 
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13 
 
 
 
Para Kc teremos: 
Kc =
[
2α
1,0] ²
[
1 − α
1 ]
 
 
=
4α²
1 − a
 
 
Kc =
4α²
1 − a
→ 14 =
4α²
1 − a
→ 14− 14α = 4a² 
4α2 + 14a − 14 
Temos acima uma equação do segundo grau completa. Logo aplicamos Bhaskara para 
resolve-la. 
∆= 142 −4 ∙ 4 ∙ (−14) 
∆= 196 + 224 = 420 
∆= √420 ≅ 20,5 
α =
−14 + 20,5
2 ∙ 4
= 0,8125 
Para a′′ o valor é negativo. Logo não nos interessa. 
∴ α = 0,8125 ou ∴ α% = 81,25 % 
20. 3,4 g de NH3(g)são aquecidos a 727 °C num recipiente indeformável de 0,82 L de 
capacidade. 
Estabelecido o equilíbrio, verifica-se que a pressão total no sistema é igual a 21,2 atm. 
Calcule a porcentagem de dissociação térmica do NH3(g) nas condições acima. 
Dados: 
Massa molar = 17,0 g/mol 
Equação de dissociação: 2NH3(g) ⇌ N2(g) +3H2(g) 
R = 0,082 atm.L.K-1.mol-1 
RESPOSTA 
Primeiro calculemos o número de mols de NH3(g) : 
n =
mg
Mmolar
=
3,4 
17,0
= 0,2 mols 
Montemos agora uma tabela de contabilidade estequiométrica: 
 
 2NH3 ⇌ N2 + 3H2 
Início 0,2 0,0 0,0 
Reagem 0,2α 0,1α 0,3α 
Mols finais 0,2(1 − α) 0,1α 0,3α 
Mols/L finais 0,24(1 − α) 0,122α 0,366α 
 
Ptotal ∙ V = ∑n ∙ RT ⇒ Ptotal =
∑n
V
∙ RT 
Ptotal =
∑n
V
∙ RT 
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14 
 
21,2 =
[0,2(1 − a) + 0,1a + 0,3a]
0,82
∙ (0,082 ∙ 1000) 
21,2 =
(0,2 − 0,2a + 0,1a + 0,3a)
0,82
∙ 82 
21,2 ∙ 0,82 = (0,2 − 0,2a + 0,1a + 0,3a) ∙ 82 
17,384 = (0,2 − 0,2a) ∙ 82 
17,384 = 16,4 − 16,4a 
a =
17,384 − 16,4
16,4
= 0,06 
∴ a = 0,06 ou ∴ a% = 6% 
21. Considere o equilíbrio, em fase gasosa: 
CO(g) + H2O(g) ⇌ CO2(g) + H2(g) 
A constante Kc, à temperatura de 430ºC, é igual a 4,0. Em um frasco de 1,0 L, mantido a 
430ºC, foram misturados 1,0 mols de CO, 1,0 mols de H2O, 3,0 mols de CO2 e 3,0 mols de 
H2. Esperou-se até o equilíbrio ser atingido. 
a) Em qual sentido, no de formar mais CO ou de consumi-lo, a rapidez da reação é maior, 
até se igualar no equilíbrio? Justifique. 
RESPOSTA 
 
Calculemos Qr 
Qr =
[CO2] × [H2]
[CO] × [H2O]
=
[3,0]× [3,0][1,0]× [1,0]
= 9 
Qr = 9 
Kc < Qr 
Logo olhando matematicamente, para que se atinja o equilíbrio, ou seja, Kc seja igual a 
4,0 Qr deverá diminuir. Para que isso ocorra faz-se necessário o aumento dos regentes 
e a diminuição dos produtos. Em outras palavras a reação deve se deslocar para o 
sentido inverso (↽), sentido dos reagentes. 
 
 
b) Calcule as concentrações de equilíbrio de cada uma das espécies envolvidas. 
RESPOSTA 
 
Tabela de contabilidade estequiométrica: 
 
 CO2 + H2O ⇌ CO2 + H2 
Início 1,0 1,0 3,0 3,0 
Reagem α α α α 
Mols finais 1 − α 1 − α 3 + α 3 + α 
Mols/L finais 1 − α 1 − α 3 + α 3 + α 
 
4 =
(3 + a)(3+ a)
(1 − α)(1 − a)
=
(3 + a)²
(1 − a)²
= (
3 + a
1 − a
)
2
 
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15 
 
√4 = √(
3+ a
1 − a
)
2
→ 2 = (
3 + a
1 − a
) 
2 − 2a = 3 + a 
−2a − a = 3 − 2 
−3a = 1 
a = −
1
3
 
Tabela de contabilidade estequiométrica: 
 
 CO2 + H2O ⇌ CO2 + H2 
Início 1,0 1,0 3,0 3,0 
Reagem 
−
1
3
 −
1
3
 −
1
3
 −
1
3
 
Mols finais 
1 − (−
1
3
) 1 − (−
1
3
) 3 + (−
1
3
) 3 + (−
1
3
) 
Mols/L finais 4
3
 
4
3
 
8
3
 
8
3
 
 
 
22. O processo industrial de Haber – Bosch de obtenção da amônia se baseia no equilíbrio 
químico expresso pela equação: N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g) . 
Nas temperaturas de 25ºC e de 450ºC, as constantes de equilíbrio Kp são 3,5 × 10
8 e 0,16, 
respectivamente. 
a) Com base nos seus conhecimentos sobre equilíbrio e nos dados fornecidos, quais 
seriam, teoricamente, as condições de pressão e temperatura que favoreceriam a 
formação NH3? Justifique. 
RESPOSTA 
Quando KP = 3,5 × 10
8 o equilíbrio está muito mais para deslocado direita do que 
quando Kp = 0,16. Analisando a equação, se for aumentado a pressão, a reação tenderá 
a se deslocar mais ainda para a direita, visto que o lado dos produtos possui menor 
volume. Agora se a temperatura aumenta, no caso para 450ºC, Kp diminui e o equilíbrio 
tende a se deslocar para a esquerda. Logo para favorecer a formação de NH3 temos que 
ter: 
1. Pressões muito elevadas 
2. Temperaturas muito baixas 
 
b) Na prática, a reação é efetuada nas seguintes condições: pressão entre 300 e 400 
atmosferas, temperatura de 450ºC e emprego de ferro metálico como catalizador. 
Justifique por que essas condições são utilizadas industrialmente para a síntese de NH3. 
 
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16 
 
RESPOSTA 
1. O catalizador e a elevada temperatura contribuem tanto para acelerar como para 
vencer a energia de ativação da reação. 
2. Evidentemente que a elevada pressão contribui para o deslocamento da reação 
para o sentido de formação de mais NH3.