EM_V07_QUÍMICA PROFESSOR

Prévia do material em texto

Química
Volume 7
Livro do Professor
©Editora Positivo Ltda., 2015
Dados Internacionais para Catalogação na Publicação (CIP)
(Maria Teresa A. Gonzati / CRB 9-1584 / Curitiba, PR, Brasil)
B333 Batista, Fábio Roberto.
 Química : ensino médio / Fábio Roberto Batista ; ilustrações Divo, Jack Art. – Curitiba : 
Positivo, 2016.
 v. 7 : il.
 Sistema Positivo de Ensino
 ISBN 978-85-467-0376-0 (Livro do aluno)
 ISBN 978-85-467-0377-7 (Livro do professor)
 1. Química. 2. Ensino médio – Currículos. I. Divo. II. Art, Jack. III. Título.
CDD 373.33
Presidente: Ruben Formighieri
Diretor-Geral: Emerson Walter dos Santos
Diretor Editorial: Joseph Razouk Junior
Gerente Editorial: Júlio Röcker Neto
Gerente de Arte e Iconografia: Cláudio Espósito Godoy
Autoria: Fábio Roberto Batista
Supervisão Editorial: Jeferson Freitas
Edição de Conteúdo: Milena dos Passos Lima e (Coord.) Gabriela Ido Sabino
Edição de Texto: Juliana Milani
Revisão: Chisato Watanabe, Fernanda Marques Rodrigues e Mariana Bordignon
Supervisão de Arte: Elvira Fogaça Cilka 
Edição de Arte: Angela Giseli de Souza
Projeto Gráfico: YAN Comunicação
Ícones: ©Shutterstock/ericlefrancais, ©Shutterstock/Goritza, ©Shutterstock/Lightspring, 
 ©Shutterstock/Chalermpol, ©Shutterstock/Macrovector 
e ©Shutterstock/Blinka
Imagens de Abertura: ©Wikipedia Commons/D-Kuru e ©Shutterstock/Sabphoto
Editoração: Studio Layout Ltda.
Ilustrações: Divo e Jack Art
Pesquisa Iconográfica: Janine Perucci (Supervisão) e Lenon de Oliveira Araujo
Engenharia de Produto: Solange Szabelski Druszcz
Produção
Editora Positivo Ltda.
Rua Major Heitor Guimarães, 174 – Seminário
80440-120 – Curitiba – PR
Tel.: (0xx41) 3312-3500
Site : www.editorapositivo.com.br
Impressão e acabamento
Gráfica e Editora Posigraf Ltda.
Rua Senador Accioly Filho, 431/500 – CIC
81310-000 – Curitiba – PR
Tel.: (0xx41) 3212-5451
E-mail : posigraf@positivo.com.br
2018
Contato 
editora.spe@positivo.com.br
Todos os direitos reservados à Editora Positivo Ltda.
Equilíbrio químico .................................... 4
Estado de equilíbrio e a constante de equilíbrio ............................................. 6
 Cálculo da constante de equilíbrio .......................................................................................................... 9
Deslocamento de equilíbrio ........................................................................... 15
 Alteração na temperatura ...................................................................................................................... 16
 Alteração na pressão .............................................................................................................................. 18
 Alteração na concentração ..................................................................................................................... 18
 Ação do catalisador ................................................................................................................................ 19
Equilíbrio iônico ........................................ 29
Equilíbrio iônico e o caráter ácido-base .......................................................... 30
 Equilíbrio iônico da água ........................................................................................................................ 34
 Equilíbrio iônico de ácidos e bases fracos ............................................................................................... 37
Hidrólise salina .............................................................................................. 44
 Sistema-tampão .................................................................................................................................... 47
Produto de solubilidade ................................................................................. 52
 Solubilidade e Kps ................................................................................................................................... 53
13
14
Sumário
O projeto gráfico atende aos objetivos da coleção de diversas formas. As ilustrações, os diagramas e as figuras contribuem para a 
construção correta dos conceitos e estimulam um envolvimento ativo com temas de estudo. Sendo assim, fique atento aos seguintes ícones:
Fora de escala numéricaFormas em proporçãoColoração artificial
Imagem ampliadaImagem microscópicaColoração semelhante ao natural
Representação artísticaEscala numéricaFora de proporção
Acesse o livro digital e 
conheça os objetos digitais 
e slides deste volume.
Equilíbrio químico
Ponto de partida 
13
 A descoberta de um processo industrial que converte o nitrogênio atmosférico em compostos nitrogenados como 
a amônia possibilitou que a Alemanha reduzisse o custo na fabricação de explosivos e, consequentemente, pro-
longasse a Primeira Guerra Mundial. 
1. Em 1908, o químico alemão Fritz Haber publicou o primeiro trabalho sugerindo a possibilidade técnica da 
síntese da amônia a partir do nitrogênio e do hidrogênio atmosféricos. Escreva a reação de síntese da amônia 
proposta por Haber.
2. Ao mesmo tempo que os períodos de guerra trouxeram uma enorme destruição ao mundo, a humanidade pre-
senciou a maior revolução científica e tecnológica vista até então. Pesquise alguns acontecimentos científicos 
importantes na área da Química que ocorreram no período de 1914 a 1945. 
1
©Shutterstock/Everett Historical
4
O cientista Fritz Haber (1868-1934), nascido em Breslau, na então Prússia per-
tencente à Alemanha, hoje Wroclaw, Polônia, desenvolveu um processo industrial 
chamado Fixação do Nitrogênio, que produzia compostos nitrogenados a partir do 
nitrogênio do ar. Tal descoberta não só permitiu que a Alemanha reduzisse considera-
velmente o custo na fabricação de explosivos, e assim prolongasse a Primeira Guerra 
Mundial, como também possibilitou a produção de alimentos para bilhões de pessoas 
graças ao desenvolvimento de fertilizantes com menor custo. 
 identificar o estado de equilíbrio pela análise de gráficos;
 compreender o significado da constante de equilíbrio e determinar os seus valores, com base em 
dados de concentração e vice-versa;
 identificar os principais fatores que podem alterar um sistema químico em equilíbrio, assim como 
prever o sentido do seu deslocamento, aplicando o Princípio de Le Chatelier.
e de gráficos;
equilíbrio e determinar os seus valores, com base em
Objetivos da unidade:
Carl Bosch foi presidente do complexo químico alem
ão IG Farben, antes e durante o regime nazista. Nes
se complexo, 
muitos judeus trabalharam como escravos e servira
m de cobaias para experimentos químicos. Em 193
1, Bosch rece-
beu o mesmo Prêmio Nobel de Química adquirido p
or Haber em 1918. Esse prêmio foi dividido com Fri
edrich Bergius.
A possibilidade teórica prevista por Haber transformou-se em uma realidade prática 
com o trabalho de Carl Bosch (1874-1940), engenheiro metalúrgico da empresa Basf, 
que comprou a patente de Haber. Bosch aperfeiçoou o processo de Haber, aumentando 
a pressão do sistema, e, com isso, obteve altos rendimentos, permitindo que o processo 
se tornasse economicamente rentável.
patente: (termo jurídico) título que assegura ao autor de uma invenção sua propriedade e uso exclusivos.
La
tin
st
oc
k/
SP
L
 Fritz Haber
La
tin
st
oc
k/
A
kg
-I
m
ag
es
 Carl Bosch
Em 1918, Fritz Haber foi homenageado com o Prêmio Nobel de Química pela produção sintética de amônia a partir do nitrogênio e hidrogênio gasosos. Em razão da guerra, ele só recebeu o prêmio em 1920. Porém, tal acontecimento gerou indignação na comunidade científica, pois muitos o considera-vam um criminoso de guerra. Inclusive, vários ganhadores daquele ano se recusaram a participar da cerimônia de entrega do prêmio em sinal de protesto pela escolha de Haber. 
O processo desenvolvido por Haber-Bosch na síntese da amônia, mesmo com muitos efeitos negativos, é conside-
rado por muitoscientistas a maior invenção do século XX e só foi possível em razão do grande empenho desses quí-
micos na busca da compreensão sobre a reação química de síntese da amônia a partir do nitrogênio e do hidrogênio 
atmosféricos e dos fatores que pudessem melhorar o rendimento do processo. 
Até hoje, praticamente toda a produção mundial da amônia é proveniente dessa síntese, que em escala industrial 
ocorre pela manutenção de um sistema em equilíbrio entre gases: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g).
5
[...] Pode-se argumentar que a Primeira Guerra Mundial tornou-se possível devido à descoberta de Fritz 
Haber de um processo para fabricar amônia a baixo custo, matéria-prima com que eram feitos igualmente os 
fertilizantes sintéticos e os explosivos. Os fertilizantes tornaram a agricultura mais produtiva e com utilização 
de mão de obra menos intensiva, permitindo aos governos recrutar e manter exércitos cada vez maiores, como 
jamais ocorrera antes. Os explosivos baratos tornaram possíveis os grandes bombardeios de artilharia na frente 
ocidental. O impacto da ciência de Haber não passou despercebido pelos governos, que logo desenvolveram 
programas de pesquisa em química, rádio, aeronáutica, medicina (na Inglaterra, o Medical Research Council 
foi criado durante a Primeira Guerra Mundial) e, no devido tempo, em energia nuclear. Inicialmente, esses 
eram projetos, na maioria das vezes, militares. Entretanto, conforme o século avançava e os programas go-
vernamentais de pesquisa se expandiam, cada vez mais projetos passavam para o setor civil. Após a Segunda 
Guerra Mundial, as nações vitoriosas deram início a vastos projetos governamentais de energia nuclear para 
uso pacífico. Essa seria também a era da “corrida espacial” entre os Estados Unidos e a União Soviética (mais 
tarde compartilhada em menor escala por outras nações). A tecnologia de foguetes tivera origem militar e a 
corrida para chegar à Lua e conquistar também “na frente” o espaço foi, pelo menos em parte, por motivos 
relacionados com a defesa, porém muitos dos programas espaciais americanos e russos estavam (e ainda estão) 
voltados para pesquisas científicas inteiramente pacíficas. 
A primeira metade do século presenciou uma enorme expansão nos campos da física e da química. A 
segunda metade viu a medicina e a biologia começar a alcançá-las. Historicamente, a pesquisa médica, dife-
rentemente de outras ciências, era um trabalho para profissionais, mas, tal como ocorreu com outros setores 
científicos, recebeu pouquíssimos recursos até a segunda metade do século XIX, com o progresso ocorrendo 
de forma lenta e ocasional. No século XX, o grau de desenvolvimento cresceu bastante, e a “grande ciência” 
finalmente estendeu-se às ciências da vida, na década de 1930, quando uma equipe foi reunida na University 
of Oxford, sob a liderança do professor Howard Florey, a fim de encontrar um modo de tornar a recém-des-
coberta penicilina um produto utilizável. Após a Segunda Guerra Mundial, a formação de grandes grupos de 
pesquisa tornou-se cada vez mais comum na biologia, como acontecia na física e na química.
LEE, Rupert. Eureka!: 100 grandes descobertas científicas do século XX. Tradução de Gildarte Giambastiani da Silva. Rio de Janeiro: Nova 
Fronteira, 2006.
 • Grife no texto o trecho que destaca como o processo de fabricação da amônia interferiu nos campos de batalha 
durante a Primeira Guerra Mundial. 
ConexõesConexões
Estado de equilíbrio e a constante de equilíbrio
No equilíbrio formado entre gases para a produção da amônia, há uma coexistência dinâmica entre os reagentes e 
o produto. Trata-se de uma reação reversível, em que os reagentes e o produto são consumidos e formados ao mesmo 
tempo, ou seja, a reação ocorre nos dois sentidos simultaneamente. 
Ao representar as reações reversíveis, reagente(s) e produto(s) são separados por uma dupla seta ( ). Quando 
o(s) reagente(s) dá(ão) origem ao(s) produto(s), tem-se a reação direta. Quando o(s) produto(s) reage(m) entre si, 
regenerando o(s) reagente(s), a reação é dita inversa.
1
2
reação direta (v )
reação inversa (v )
Reagente(s) Produto(s)
De maneira geral, todas as reações são 
reversíveis. Porém, existem reações em 
que o sentido inverso ocorre em uma 
proporção tão baixa que são considera-
das irreversíveis.
6 Volume 7
No início de um processo reversível, a reação ocorre no 
sentido de consumo do(s) reagente(s) e da formação do(s) 
produto(s). Nesse momento, a velocidade da reação dire-
ta (v1) é máxima, pois a concentração do(s) reagente(s) é 
alta, e a velocidade da reação inversa (v2) é nula, pois ainda 
não foi(ram) formado(s) o(s) produto(s). À medida que há o 
processamento da reação e as moléculas do(s) produto(s) 
são formadas, a reação no sentido inverso começa a ocor-
rer, diminuindo a velocidade da reação direta e aumentan-
do a velocidade da reação inversa. Como as reações direta 
e inversa ocorrem simultaneamente, a diminuição de v1 e o aumento de v2 fazem com que em determinado instante as 
velocidades se igualem. Ou seja, a reação atinge o estado de equilíbrio, em que a temperatura é mantida rigorosamente 
constante. 
Em nível microscópico, ao se atingir o equilíbrio quí-
mico, a reação continua a ocorrer nos dois sentidos, po-
rém com a mesma velocidade. Dessa forma, diz-se que 
o equilíbrio é dinâmico e que as concentrações do(s) 
reagente(s) e do(s) produto(s) permanecem constantes 
no decorrer do tempo. 
Graficamente, tem-se a impressão de que a reação 
cessou em virtude de as concentrações do(s) reagente(s) 
e do(s) produto(s) permanecerem inalteradas. No entanto, 
as reações continuam ocorrendo; tão logo o(s) produto(s) seja(m) formado(s), começa(m) a reagir, produzindo nova-
mente o(s) reagente(s).
Uma reação química atinge o estado de equilíbrio químico no momento em que as velocidades das reações 
direta e inversa se igualam e as concentrações dos reagentes e dos produtos permanecem constantes, sob a 
mesma temperatura.
Em resumo, uma das situações características do equilíbrio químico é o fato de manter constantes, com o passar do 
tempo, as concentrações do(s) reagente(s) e do(s) produto(s). Isto é, à medida que as moléculas do(s) reagente(s) são con-
sumidas, são também regeneradas na mesma proporção. Com essa característica pode-se definir a expressão matemática 
denominada quociente de reação (Q), que relaciona as concentrações em mol/L do(s) reagente(s) e do(s) produto(s) no 
equilíbrio. 
1
2
reação direta (v )
reação inversa (v )
x Reagente(s) y Produto(s)
=
y
x
[Produto(s)]
Quociente de reação (Q)
[Reagente(s)]
Experimentalmente, comprovou-se que, quando uma reação atinge o equilíbrio, o quociente de reação (Q) apre-
senta valor constante. Essa constante é denominada constante de equilíbrio (K).
No equilíbrio: = =
y
x
[Produto(s)]
quociente de reação (Q) constante de equilíbrio (K)
[Reagente(s)]
A reação atinge um estado no qual as propriedades do sistema se estabilizam, como se não houvesse mais 
reação.
V
el
o
ci
d
ad
e 
d
a 
re
aç
ão
tempo
v
direta
Equilíbrio
v = v
direta inversa
v
inversa
 O equilíbrio é atingido no momento em que a velocidade da 
reação direta se iguala à velocidade da reação inversa.
C
o
n
ce
n
tr
aç
ão
tempo
Equilíbrio
[Reagente(s)]
[Produto(s)]
 Ao atingir o equilíbrio químico, as concentrações do(s) 
reagente(s) e do(s) produto(s) permanecem inalteradas. 
Daqui por diante, como os sistemas apresentados estarão em equilíbrio, a expres-
são matemática será representada pela constante de equilíbrio (K).
O quociente de reação e a constante de 
equilíbrio.
2
Química 7
A constante de equilíbrio expressa a relação entre as concentrações de produto(s) e de reagente(s) quando se 
atinge o equilíbrio químico, por isso seu valor informa a extensão com que ocorre uma reação química em dada tem-
peratura, isto é, se o equilíbrio tende ao sentido direto ou inverso da reação. Assim, quanto maior o valor da constante, 
maior o rendimento dareação na formação do(s) produto(s), favorecendo o sentido da reação direta. E, quanto menor 
o valor da constante, maior o rendimento da reação na formação do(s) reagente(s), ou seja, favorece o sentido da 
reação inversa.
O fato de o quociente da reação (Q) permanecer constante no equilíbrio, em razão da igualdade das velocidades 
das reações direta e inversa, permite que seja possível deduzir cineticamente a expressão matemática da constante de 
equilíbrio (K).
1
2
reação direta (v )
reação inversa (v )
x Reagente(s) y Produto(s)
Considerando que as reações direta e inversa são elementares, aplica-se a Lei da Velocidade de Guldberg-Waage
 • para a reação direta: v1 = k1 ⋅ [Reagente(s)]
x
 • para a reação inversa: v2 = k2 ⋅ [Produto(s)]
y
No equilíbrio:
1 2
x y
1 2
y
1
x
2
1
2
v v
k . [Reagente(s)] k . [Produto(s)]
k [Produto(s)]
k [Reagente(s)]
k
Sendo K, então :
k
=
=
=
=
 
Pela expressão matemática da constante de equilíbrio obtida por meios termodinâmicos ou cinéticos, conclui-se que:
• a(s) concentração(ões) do(s) produto(s) aparece(m) no numerador;
• a(s) concentração(ões) do(s) reagente(s) aparece(m) no denominador;
• cada concentração é elevada ao coeficiente estequiométrico da equação balanceada;
• o valor da constante depende somente da temperatura.
De acordo com a reação a que se referir, a constante receberá nomes específicos, porém sua representação mate-
mática será sempre a mesma. 
Kc – constante de equilíbrio em termos da concentração 
Kp – constante de equilíbrio em termos da pressão parcial 
Ka – constante de ionização de ácidos
Kb – constante de ionização de bases
Kw – constante de autoionização da água
Kps – constante do produto de solubilidade
y
c x
[Produto(s)]
K
[Reagente(s)]
=
As constantes de ionização de ácidos e de bases podem ser representadas por Ki.
Alterações na temperatura do sistema acarretam 
modificações no valor da constante de equilíbrio.
Uma reação é dita elementar quando ocorre em u
ma única eta-
pa. A Lei da Velocidade para esse tipo de reação
 considera o(s) 
expoente(s) com o(s) mesmo(s) valor(es) do(s)
 coeficiente(s) 
do(s) reagente(s) da equação balanceada.
É importante frisar que a constante cinética (k) é escrita com letra minúscula, e a constante de equilíbrio (K), em maiúscula.
No decorrer deste volume, serão tratados os casos particulares das constantes de equilíbrio. Nesta unidade, 
são abordadas somente as constantes de equilíbrio em termos da concentração (Kc) e da pressão parcial (Kp). 
8 Volume 7
Considere como exemplo a síntese de Haber-Bosch:
N H NH
v k N H
e
v k NH
g g g2 2
2
1
3
1 1 2 2
3
2 2 3
2
2( ) ( ) ( )
[ ] [ ]
[ ]
+
= ⋅ ⋅
= ⋅
3
no equilíbrio ⇒ v1 = v2
então: 
k N H k NH
k
k
NH
N H
K
NH
Nc
1 2 2
3
2 3
2
1
2
3
2
2 2
3
3
2
2
⋅ ⋅ = ⋅
=
⋅
=
⋅
[ ] [ ] [ ]
[ ]
[ ] [ ]
[ ]
[ ] [[ ]H2
3
Substâncias puras líquidas e sólidas apresentam concentrações constantes e, por isso, não são representadas na 
Lei da Velocidade; por essa razão, não participam da expressão matemática da constante de equilíbrio Kc. Somente as 
substâncias que podem apresentar variações nas concentrações em quantidade de matéria, como as substâncias em 
solução aquosa ou no estado gasoso, é que são representadas na expressão da constante. Veja alguns exemplos: 
2 NO2(g) 2 NO(g) + O2(g) K
NO O
NOc
=
⋅[ ] [ ]
[ ]
2
2
2
2
2 AgNO3(aq) + Zn(s) Zn(NO3)2(aq) + 2 Ag(s) K = 
[Zn(NO ) ]
[AgNOc
3 2
3 ]
2
C(s) + O2(g) CO2(g) K
CO
Oc
[ ]
[ ]
2
2
Quando todos os participantes de um equilíbrio são substâncias no estado gasoso, é possível representar a cons-
tante, em termos de pressões parciais, para cada componente. Observe os seguintes equilíbrios: 
2 NO2(g) 2 NO(g) + O2(g) Kp
NO O
NO
=
⋅( ) ( )
( )
p p
p
2
2
2
2 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Kp
NH
N H
=
⋅
( )
( ) ( )
p
p p
3
2
2 2
3
Com auxílio da Equação de Clapeyron e mediante deduções matemáticas, as constantes de equilíbrio Kc e Kp po-
dem ser relacionadas pela expressão: 
K K p c (R T)= ⋅
Δn
Em que:
R = constante geral dos gases
Para pressão em mmHg, R = 62,364 mmHg L mol–1 K–1
Para pressão em atm, R = 0,0821 atm L mol–1 K–1
T = temperatura absoluta
Δn = variação da quantidade de matéria dos produtos e reagentes* 
*referente aos coeficientes estequiométricos presentes na equação
Cálculo da constante de equilíbrio
O valor da constante de equilíbrio é calculado pela expressão matemática que relaciona as concentrações do(s) 
reagente(s) e do(s) produto(s) no equilíbrio químico. 
Para exemplo do cálculo do valor da constante Kc, considere o equilíbrio estabelecido entre as substâncias gasosas: 
SO3, SO2 e O2. 
Química 9
Em determinadas condições de temperatura e pressão, encontram-se em equilíbrio: 3 mol L–1 de SO2(g), 2 mol L
–1 
de O2(g) e 2 mol L
–1 de SO3(g), segundo a equação: 2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g). Determine o valor da constante de 
equilíbrio em termos de concentração para essa reação. 
Resolução:
Como as concentrações em mol/L estão no equilíbrio, o valor da constante Kc é diretamente calculado pela relação 
entre as concentrações dos produtos e do reagente. 
= = =
2 2
2 2
c c c2 2
3
(no equilíbrio)
[SO ] . [O ] (3) .(2)
K K K 4,5
[SO ] (2)
Para o cálculo do valor da constante Kp, considere o seguinte equilíbrio: H2(g) + l2(g) 2 Hl(g).
A certa temperatura, verifica-se que as pressões parciais do equilíbrio químico estabelecido entre os gases H2, I2 e HI 
são: pH2= 0,5 atm, pI2 = 0,4 atm e pHI = 0,6 atm. Tendo essas informações, determine o valor da constante de equilíbrio 
em termos de pressões parciais.
Resolução:
Como os valores das pressões parciais estão no equilíbrio, o valor da constante Kp é diretamente calculado pela 
relação entre as pressões do produto e do(s) reagente(s). 
= = =
2 2
HI
p p p
H I2 2
(no equilíbrio)
(p ) (0,6)
K K K 1,8
(p ). (p ) (0,5). (0,4)
Quando as quantidades do(s) reagente(s) e do(s) produto(s) não correspondem aos valores em equilíbrio, é neces-
sário organizar as informações de cada participante em cada etapa do processo. Isso pode ser feito com auxílio de uma 
tabela. 
Reagente(s) � Produto(s)
Quantidade no INÍCIO
Quantidade que REAGE/Quantidade que se FORMA 
(de acordo com a proporção estequiométrica 
entre os participantes da reação)
Quantidade no EQUILÍBRIO
Para encontrar as quantidades no equilíbrio, é importante considerar que somente uma parte inicial do(s) 
reagente(s) se transforma em produto(s). A diferença entre essa quantidade inicial e a quantidade que efetivamente 
reagiu corresponde ao valor no equilíbrio. 
Considere o seguinte exemplo para essa situação: 
A necessidade de se obter energia limpa está cada vez mais evidente. Uma fonte energética bem-aceita e utilizada 
atualmente é a célula combustível do gás hidrogênio. Um dos processos de fabricação de H2(g) consiste em mistu-
rar monóxido de carbono e vapor-d’água com catalisador adequado. A reação é representada segundo a equação: 
CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g). 
10 Volume 7
Em um recipiente de 2 L foram colocados 6 mols de CO(g) e 6 mols de H2O(g). Após aquecimento até 430 ºC, verifi-
cou-se a presença de 2 mol/L de combustível. Calcule a constante de equilíbrio Kc para essa temperatura. 
Resolução:
Para calcular a constante de equilíbrio em termos de concentração, é necessário determinar os valores das 
concentrações dos reagentes e dos produtos no estado de equilíbrio. Entre os dados fornecidos, somente a 
concentração do H2(g) está no equilíbrio. As quantidades iniciais dos reagentes devem ser convertidas em mol/L.
Cálculo da concentração inicial de cada reagente:
6 mols de reagente — 2 L
 x — 1 L
x = 3 mols de reagente ∴ 3 mol/L para cada reagente 
Portanto,
CO(g) H2O(g) � CO2(g) H2(g)
Início 3 mol/L 3 mol/L
Reage/forma 
Equilíbrio 2 mol/L
Se no equilíbrio há 2 mol/L de H2 e inicialmente não existe nenhum produto, pode-se dizer que esse valor corres-
ponde também à quantidade formada. 
CO(g) H2O(g)� CO2(g) H2(g)
Início 3 mol/L 3 mol/L 0 0
Reage/forma 2 mol/L
Equilíbrio 2 mol/L
Com a quantidade formada de um dos produtos, pode-se determinar a quantidade formada do outro produto, assim 
como os valores das concentrações de cada reagente consumido seguindo a relação estequiométrica da equação 
(1 : 1 : 1 : 1). 
CO(g) H2O(g) � CO2(g) H2(g)
Início 3 mol/L 3 mol/L 0 0
Reage/forma 2 mol/L 2 mol/L 2 mol/L 2 mol/L
Equilíbrio 2 mol/L
A diferença entre as concentrações iniciais e as quantidades que reagem fornece a concentração em equilíbrio 
para cada reagente, CO e H2O. A concentração do CO2, no equilíbrio, corresponde ao valor da quantidade formada. 
CO(g) H2O(g) � CO2(g) H2(g)
Início 3 mol/L 3 mol/L 0 0
Reage/forma 2 mol/L 2 mol/L 2 mol/L 2 mol/L
Equilíbrio 1 mol/L 1 mol/L 2 mol/L 2 mol/L
Com as concentrações no estado de equilíbrio, calcula-se a constante Kc pela expressão:
⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦= = =
⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦
2 2
c c c
2
CO . H (2) . (2)
K K K 4
CO . H O (1) . (1)
Química 11
Para reforçar o cálculo da constante Kc quando as concentrações não estão no equilíbrio, considere mais um 
exemplo.
As plantas contêm bactérias nas raízes capazes de retirar o nitrogênio do ar e fixá-lo em compostos conhecidos 
como nitratos, que são absorvidos por elas quando solubilizados em água. Outra forma de se obter nitrato é pela chu-
va: os raios das tempestades fazem com que os gases nitrogênio e oxigênio reajam, produzindo o óxido de nitrogênio, 
que, em contato com a água, forma o nitrato. Observe a equação balanceada:
N2(g) + O2(g) 2 NO(g)
Calcule a quantidade de todos os participantes no equilíbrio sabendo que, a dada temperatura, a constante de 
equilíbrio é 1 ⋅ 10–6 e inicialmente havia 1 mol de N2 e 1 mol de O2 em um balão volumétrico de 1 L.
Resolução:
Sendo 1 L a capacidade do balão volumétrico, pode-se afirmar que, no início, há 1 mol/L de cada reagente.
N2(g) O2(g) � 2 NO(g)
Início 1 mol/L 1 mol/L 0
Reage/forma 
Equilíbrio
Como no enunciado não há informações para determinar as concentrações no equilíbrio, utiliza-se pelo menos 
uma incógnita para estabelecer a relação entre os reagentes e o produto. 
N2(g) O2(g) � 2 NO(g)
Início 1 mol/L 1 mol/L 0
Reage/forma x x 2 x
Equilíbrio
Com essas informações, obtêm-se as concentrações no equilíbrio dos reagentes e do produto. Para os reagentes, 
esse valor corresponde à diferença entre as concentrações iniciais e as quantidades que reagem. Para o produto, 
é a própria quantidade formada.
N2(g) O2(g) � 2 NO(g)
Início 1 mol/L 1 mol/L 0
Reage/forma x x 2 x
Equilíbrio 1 – x 1 – x 2 x
O valor de Kc fornecido permite determinar a incógnita utilizada e calcular as concentrações no equilíbrio. 
K 
O
 
 K 
2x
1 x 1 x
 
1
c
2
2 2
c
2
=
⎡⎣ ⎤⎦
⎡⎣ ⎤⎦ ⋅ ⎡⎣ ⎤⎦
=
( )
( ) ⋅ ( )
=
N
N O
– –
–0 6 
2x
1 x
1 
2x
1 x
2
2
( )
( )
=
( )
–
–
–0 3
2 0 0
2 0
5 0
3 3
3
4
x x
x
x mol L
= −
=
≅ ⋅
1 1
1
1
– –
–
– /
Portanto, 
[N2] = 1 – x = 1 – 5 10
–4 ≅ 1 mol/L
[O2] = 1 – x = 1 – 5 10
–4 ≅ 1 mol/L
[NO] = 2 x = 2 5 10–4 = 1 10–3 mol/L
Por ser um valor muito pequeno, 
comparado ao 2x, 10–3x é descon-
siderado da equação.
É importante destacar que a 
proporção estequiométrica en-
tre os participantes da equação 
é de 1 : 1 : 2.
Os exemplos correspondem a cálculos para a constante de equilíbrio em termos de concentração 
(Kc). No entanto, são válidos também para determinar o valor das outras constantes de equilíbrio.12 Volume 7
Grau de equilíbrio (α)
Na reação química, as substâncias reagem entre si em proporção estequiométrica, definida pelos coeficientes da 
equação balanceada. Porém, em uma reação reversível, deve-se considerar que apenas certa quantidade efetivamente 
reage até atingir o equilíbrio químico. Esse valor é indicado pelo grau de equilíbrio (α), calculado pela relação:
quantidade dematériaque reagiu
quantidade dematéria inicial
α =
Observe o cálculo de constante que envolve o grau de equilíbrio por meio da questão a seguir. 
O pentacloreto de fósforo (PCℓ5) é um reagente bastante utilizado em laboratórios de Química Orgânica e pode 
ser preparado por meio de um processo reversível de cloração do gás tricloreto de fósforo (PCℓ3) em fase gasosa, de 
acordo com a equação: PCℓ3(g) + Cℓ2(g) PCℓ5(g). Em um recipiente fechado de 1 L foram adicionados 2 mols de PCℓ3 
e 2 mols de Cℓ2. Determine a constante de equilíbrio dessa reação sabendo que o grau de equilíbrio é de 75%.
Resolução:
Com o grau de equilíbrio, calcula-se a quantidade de matéria que efetivamente reagiu.
α = =
= ∴
quantidade de matéria que reagiu x
0,75
quantidade de matéria inicial 2
x 1,5 mol 1,5 mol/L
Ou
2 mols de reagente — 100%
 x — 75%
x = 1,5 mol de reagente ∴ 1,5 mol/L (que reage)
Com a quantidade que reage, encontram-se as concentrações no equilíbrio e calcula-se a constante Kc.
PCℓ3(g) Cℓ2(g) � PCℓ5(g)
Início 2 mol/L 2 mol/L 0
Reage/forma 1,5 mol/L 1,5 mol/L 1,5 mol/L
Equilíbrio 0,5 mol/L 0,5 mol/L 1,5 mol/L
K 
PC
PC C
K 
15
5 5
K 6
c
5
3 2
c
c
=
⎡⎣ ⎤⎦
⎡⎣ ⎤⎦ ⋅ ⎡⎣ ⎤⎦
=
⋅
=
,
, ,0 0
ℓ
ℓ ℓ
Atividades
3 Gabaritos.
1. Em uma reação, o equilíbrio é atingido no momento em que a velocidade da reação direta se iguala à velocidade da 
reação inversa. Isso ocorre quando as concentrações do(s) reagente(s) e do(s) produto(s), sob temperatura constante, 
não se alteram. Por meio de representações gráficas, demonstre a situação de equilíbrio.
V
el
o
ci
d
ad
e 
d
a 
re
aç
ão
tempo
v
direta
v = v
direta inversa
v
inversa
Equilíbrio Equilíbrio
C
o
n
ce
n
tr
aç
ão
tempo
[Reagente(s)]
[Produto(s)]
Química 13
2. Represente a expressão da constante de equilíbrio em 
termos de concentração e de pressão parcial para as 
reações reversíveis:
a) 2 H2S(g) + 3 O2(g) 2 H2O(g) + 2 SO2(g)
 
K
H O SO
H S O
Kc
H O SO
H S O
=
⋅
⋅
=
⋅
⋅
[ ] [ ]
[ ] [ ]
( ) ( )
( ) (
2
2
2
2
2
2
2
3
2
2
2
2
2
2
2
p
p p
p p ))3
b) CaCℓ2(aq) + H2SO4(aq) CaSO4(s) + 2 HCℓ(aq)
 
K = 
[HC ]
[CaC [H SO
c
2
2 2 4
ℓ
ℓ ⋅
c) CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
 
K CO Kc CO[ ] ( )2 2p p
d) FeO(s) + CO(g) Fe(s) + CO2(g)
 
K
CO
CO
K
p
c
CO
CO
[ ]
[ ]
( )
( )
2 2
p
p
e) Ca(HCO3)2(aq) CaCO3(s) + H2O(ℓ) + CO2(aq)
 
K = 
[CO ]
[Ca(HCO
c
2
3 2) ]
3. Com a expressão da constante de equilíbrio represen-
tada em cada item, escreva a reação reversível à qual 
está relacionada.
a) K
NO O
NO
c =
⋅[ ] [ ]
[ ]
2
2
2
2
 
[ ]2
2 NO2(g) 2 NO(g) + O2(g)
b) = 3 2
5
PC C
p
PC
(p ) . (p )
K
(p )
ℓ ℓ
ℓ
 
5
PCℓ5(g) PCℓ3(g) + Cℓ2(g)
c) K HI
H I
p
p
p p
=
⋅
( )
( ) ( )
2
2 2
 
2 2
H2(g) + I2(g) 2 HI(g) 
d) K
CO
CO O
c = ⋅
[ ]
[ ] [ ]
2
2
2
2
 
2
2 CO(g) + O2(g) 2 CO2(g)
e) Kp
CO H O
H CO
=
⋅
⋅
( ) ( )
( ) ( )
p p
p p
2
2 2
 
2 2
H2(g) + CO2(g) H2O(g) + CO(g)
f) K
NO
N O
p
p
p
( )
( )
2
2 4
2
 
N2O4(g) 2 NO2(g)
4. Os valores da constante de equilíbrio são influenciados 
diretamente pela temperatura em que ocorre uma rea-
ção química. Observe os dados da tabela para a reação 
hipotética: A + B C + D. 
Temperatura (ºC) 25 100 300 500 1 000
Constante de 
equilíbrio (Kc)
10–3 10–2 1,02 1,2 1,8
 Com base nessas informações, responda às questões.
a) A reação direta é um processo endotérmico ou exo-
térmico? Por quê? 
14 Volume 7
b) Quais substâncias predominam a 25 ºC? Justifique 
sua resposta.
c) Em qual temperatura as concentrações dos reagentes 
e dos produtos são praticamente as mesmas? Justifi-
que sua resposta.
d) Escreva a expressão da constante de equilíbrio em 
termos de concentração.
5. (UNIRIO – RJ) Um dos graves problemas ambientais 
que enfrenta a sociedade é, sem dúvida, a poluição 
causada por poluentes oriundos da queima de com-
bustíveis fósseis, originando assim precipitação de 
chuvas ácidas. Um dos equilíbrios envolvidos na forma-
ção deste tipo de poluição pode ser representado pela 
equação: 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g). Considerando, 
hipoteticamente,uma situação atmosférica onde estão 
presentes em equilíbrio: 3 mol/L de SO2, 4 mol/L de 
O2 e 4 mol/L de SO3, o valor da constante de equilíbrio 
seria:
a) 9
4
 c) 1
2
 e) 1,0
b) 
2
3
 X d) 4
9
6. (UEG – GO) Quando um sistema atinge o equilíbrio, 
reagentes e produtos estão presentes no sistema. No 
entanto, a equação química que representa a reação 
não informa quanto de cada substância está presente 
no equilíbrio. Essa informação pode ser obtida através 
do cálculo da constante de equilíbrio da reação.
 A reação X + Y W + Z, em equilíbrio, apresenta o 
seguinte diagrama de concentração para reagentes e 
produtos numa determinada temperatura:
C
on
ce
nt
ra
çã
o
1
3/4
1/4
X + Y
W + Z
tempo
 A constante desse equilíbrio, a essa temperatura, é:
a) 42 c) 32 X e) 1
32
b) 3 22 d) 3
4
2
2
7. (UEG – GO) Diz-se que uma reação reversível atinge um 
equilíbrio químico quando as velocidades das reações 
direta e inversa se igualam. É importante notar que toda 
reação reversível sempre chega a um equilíbrio, embo-
ra isso possa demorar um tempo maior ou menor.
 De acordo com a teoria de equilíbrio químico, foi elabo-
rado o seguinte problema:
 Em um recipiente de 1 litro são introduzidos 5,0 mol 
de N2O4, que se transformam em NO2. Uma vez atin-
gido o equilíbrio, N2O4(g) 2 NO2(g), resta no sistema 
1,3 mol de reagente.
 Faça o que se pede:
a) Dê a expressão da constante de equilíbrio da equa-
ção acima.
b) Calcule a constante de equilíbrio (Kc) desse experi-
mento.
Sugestão de atividades: questões de 1 a 11 da seção Hora de 
estudo.
Deslocamento de equilíbrio
Quando investigamos a natureza ou as propriedades de um ser por vários métodos de 
ensaio, quando aplicamos forças ou colocamos algumas causas em ação, observando quais 
efeitos elas produzem, esse tipo de observação é chamado de experimento.
Isaac Watts
Qualquer reação reversível tende a um estado de equilíbrio que é atingido quando a velocidade da reação direta se 
iguala à velocidade da reação inversa. Nesse instante, as concentrações do(s) reagente(s) e do(s) produto(s) permane-
cem constantes. Assim, uma vez atingido o equilíbrio, caso não sofra a ação de nenhum agente externo, a tendência é 
que permaneça indefinidamente nessa situação. Porém, em alguns casos é possível, e até mesmo necessário, perturbar o 
Química 15
equilíbrio por uma ação externa como a temperatura, a pressão ou a 
concentração, para que seja possível uma maior produção ou um maior 
consumo de determinada substância até retornar ou atingir um novo 
estado de equilíbrio. 
No ano de 1888, o químico e engenheiro 
francês Henri Louis Le Chatelier (1850-1936) 
enunciou o princípio geral que resume a ideia 
de como cada um dos fatores externos atua 
em um sistema em equilíbrio.
Quando ocorre alguma perturbação externa em um siste-
ma em equilíbrio, ele se desloca no sentido de minimizar 
essa ação para retornar ao estado de equilíbrio anterior 
ou atingir uma nova situação de equilíbrio. 
Posteriormente, esse enunciado ficou conhecido 
como Princípio de Le Chatelier. 
A síntese da amônia, desenvolvida por Haber du-
rante a Primeira Guerra Mundial, é um exemplo de 
reação em que foi necessário o entendimento teórico 
da natureza dinâmica do equilíbrio e de ideias bem-
-sucedidas de como perturbá-lo.
Princípio é um enunciado que 
expressa uma regularidade da 
natureza, após muitas observa-
ções experimentais.
©
Sh
u
tt
er
st
oc
k/
N
iv
el
le
n
77
 A amônia é um dos mais importantes compostos industriais. Além 
de ser usada como fertilizante, é matéria-prima para a fabricação de 
vários produtos.
Alteração na temperatura
Cineticamente, o aumento da temperatura afeta as velocidades das reações direta e inversa, pois provoca uma 
maior agitação nas moléculas, acelerando a reação em ambos os sentidos. Porém, experimentalmente, verifica-se que 
qualquer alteração na temperatura em um sistema em equilíbrio modifica as concentrações das substâncias presentes 
e origina um novo estado de equilíbrio que está associado ao conteúdo energético dessas substâncias. O aumento da 
temperatura favorece a substância com maior conteúdo de energia; a diminuição da temperatura, ao contrário, favore-
ce a substância com menor conteúdo energético. 
De maneira geral, pode-se dizer que:
• o aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido ENDOtérmico (ΔH > 0). 
• a diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido EXOtérmico (ΔH < 0).
Uma das estratégias vislumbradas por Fritz Haber para favorecer a produção da amônia consistiu na alteração da 
temperatura em que a reação é executada. 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH 3(g) H = –92,2 kJ
Em uma reação reversível, se a reação direta é endotérmica, a reação inversa é exotérmica e vice-versa.
G
et
ty
 Im
ag
es
/R
og
er
 V
io
lle
t/
M
ar
tin
ie
 Le Chatelier contribuiu 
significativamente para 
o desenvolvimento da 
Termodinâmica.
A amônia (NH3) é um gás tóxico de 
cheiro irritante.
Os processos químicos nem sempre resultam em
 uma 
produção economicamente satisfatória. Por isso, o
 en-
tendimento sobre como as reações químicas ocorr
em é 
de grande importância para o mercado de trabalho
. Pro-
fissionais como engenheiros de produção, por exe
mplo, 
assumem o compromisso de garantir a reproduçã
o em 
série de um produto com menos desperdício possív
el de 
matéria-prima e mais rendimento para o processo
.
16 Volume 7
De acordo com a equação, a reação descrita irradia energia na 
forma de calor. Assim, o abaixamento na temperatura do sistema 
absorveria, genericamente, o calor, possibilitando um aumento 
no rendimento dessa reação. O decréscimo na temperatura favo-
rece, então, o deslocamento do equilíbrio no sentido do NH3(g). 
Por meio de investigações experimentais, observou-se que, 
além de deslocar o equilíbrio químico, a variação na temperatura 
é a única ação externa que pode aumentar ou diminuir o valor da 
constante de equilíbrio de uma reação.
A elevação da temperatura provoca aumento no valor da constante de equi-
líbrio para as reações endotérmicas ( H > 0) e diminui esse valor para as 
reações exotérmicas ( H < 0).
Experimento
O efeito da temperatura no equilíbrio de ionização da amônia
 Como o experimento proposto envolve a queima, deve-se tomar cuida-
do com a chama, já que podem ocorrer acidentes e há risco de incêndio 
se houver a manipulação incorreta do fogo. 
Materiais
1 béquer de 250 mL; 1 tubo de ensaio; bico de Bunsen; 1 conta-gotas; solução alcoólica de fenolftaleína; solu-
ção amoniacal para limpeza; recipiente com mistura gelo/água. 
Como fazer 
1. Coloque 200 mL de água no béquer.
2. Adicione 10 gotas da solução amoniacal e algumas gotas da solução alcoólica de fenolftaleína. 
3. Observe. 
4. Transfira um pouco dessa solução para um tubo de ensaio, ocupando no máximo um terço do volume do tubo.
5. Aqueça, cuidadosamente, o tubo na chama do bico de Bunsen. 
6. Observe. 
7. Coloque o tubo de ensaio no banho de gelo. 
8. Observe.
Resultados e conclusão
Considerando que o equilíbrio de ionização da amônia pode ser descrito conforme equação
NH3(aq) + H2O(ℓ) NH4
+
(aq) + OH
–
(aq) H < 0
cor rosa
responda às questões a seguir.
a) O que foi observado após o aquecimento do tubo de ensaio? Explique o ocorrido pelo deslocamento do 
equilíbrio químico. 
b) O que foi observado após o resfriamento do tubo de ensaio? Explique o ocorrido pelo deslocamento do 
equilíbrio químico. 
4 Gabaritos.
O experimento proposto deve ser testado antecipadamente, pois a concentra-
ção da amônia nos agentes de limpeza pode variar bastante. Concentrações 
elevadas, por exemplo, não permitem o deslocamento adequado do equilíbrio 
para que seja possível a verificação da descoloração do sistema. 
Descarte
O material utilizado poderá ser descartado diretamente 
na pia, visto que as concentrações são reduzidas.
Em Química, esse símbolo é 
utilizado quando uma ativida-
de envolve riscode incêndio.
Porém, a temperatura não pode ser muito b
aixa, 
pois o número de colisões efetivas para a obtenç
ão da 
amônia seria pequeno. E também não pode ser m
uito 
alta, pois, de acordo com o Princípio de Le Chate
lier, a 
elevação da temperatura favoreceria a decomposiç
ão da 
amônia. Empiricamente, uma temperatura consid
erada 
ideal está associada a outros fatores que podem 
tam-
bém alterar o equilíbrio químico inicial. Para a sínte
se da 
amônia, determinou-se que a temperatura ideal 
oscila 
em torno de 400 ºC a 500 ºC. 
Química 17
Alteração na pressão
No início do século XIX, o químico e físico francês Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850) realizou uma série de experi-
mentos medindo o volume de gases envolvidos em reações químicas. Com base em suas observações, estudou as rela-
ções entre os volumes das substâncias no estado gasoso e, em sua tese, publicada em 1808, enunciou a Lei de Gay-Lussac.
Quando medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão, os volumes das substâncias 
gasosas têm entre si uma proporção fixa expressa por números inteiros e pequenos em uma reação.
Na tentativa de explicar os resultados obtidos por Gay-Lussac, Avogadro complementou a lei sugerindo que o 
volume de um gás é proporcional à quantidade de moléculas. Essa proporcionalidade está relacionada à quantidade 
de matéria representada pelos coeficientes estequiométricos de uma equação química.
De forma simplificada, tem-se que:
• o aumento da pressão desloca o equilíbrio no sentido da reação em que há diminuição na quanti-
dade de matéria das partículas gasosas presentes no sistema, isto é, no sentido da contração do 
volume. 
• a diminuição da pressão desloca o equilíbrio no sentido da reação em que há aumento na quan-
tidade de matéria das partículas gasosas presentes no sistema, isto é, no sentido da expansão do 
volume.
A alteração na pressão foi outro fator estratégico utilizado por Haber para garantir a produção da amônia. 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH 3(g)
4 volumes 2 volumes
De acordo com a equação, a quantidade de moléculas gasosas dos reagentes (1 mol de N2 e 3 mols de H2) é 
maior que a do produto (2 mols de NH3). Uma vez que cada molécula ocupa aproximadamente o mesmo volume, 
o aumento na pressão do sistema possibilita maior produção de amônia. Em outras palavras, a elevação da pressão 
favorece o deslocamento do equilíbrio no sentido de menor volume, pois aumenta o número de colisões efetivas 
entre as moléculas.
Em reações reversíveis, nas quais não há variação na quantidade de partículas gasosas, não ocorre o deslocamento 
do equilíbrio pela alteração na pressão do sistema. Observe o exemplo:
N2(g) + O2(g) 2 NO(g)
2 volumes 2 volumes
Alteração na concentração
Ao considerar a teoria das colisões na Cinética Química, verifica-se que, quanto maior a frequência de choques 
entre as partículas, maior a probabilidade de colisões efetivas e, consequentemente, mais rápida a reação. Sendo as-
sim, um dos fatores que alteram a velocidade de uma reação é o número de partículas das substâncias, normalmente 
indicado pela concentração da solução. 
Assim, ao adicionar ou retirar certa quantidade de determinada substância em uma reação química reversível, ou 
seja, ao aumentar ou diminuir sua concentração em um sistema em equilíbrio, ocorre uma perturbação para minimizar 
o efeito e restabelecer o equilíbrio. 
A variação na pressão não provoca alterações perceptíveis de volume em sistemas nos quais estão presentes apenas sólidos e/ou líquidos.
O único problema, na época, era o fato de que a pressão não poderia superar as utilizadas em reatores químicos.
Substâncias puras líquidas e sólidas apresentam concentração constante e, dessa forma, 
não alteram o equilíbrio.
A variação na pressão influencia de forma significativa apenas equilíbrios químicos que 
apresentam partículas (moléculas ou átomos) no estado gasoso, sob temperatura constante.
18 Volume 7
aclimatação: ato ou efeito de aclimatar(-se); adaptação, ajustamento, aclimação. 
Em resumo:
• a adição de uma substância ao sistema, isto é, o aumento da sua concentração, desloca o equilíbrio no sentido 
de consumir parte da quantidade adicionada. 
• a remoção de uma substância ao sistema, isto é, a diminuição da sua concentração, desloca o equilíbrio no 
sentido de repor parte da quantidade retirada.
Para o processo de Haber-Bosch, o sistema em equilíbrio foi alterado com a retirada de NH3(g). 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH 3(g)
Dessa maneira, a diminuição da concentração do produto desloca o equilíbrio no sentido de repor parte da quan-
tidade retirada, formando mais amônia.
ConexõesConexões
No corpo humano, um exemplo de reação reversível influenciada pela concen-
tração é o transporte de oxigênio no sangue pela hemoglobina, representada 
pela equação: 
Hemoglobina + O2(g) oxi-hemoglobina
O fornecimento contínuo de oxigênio ao organismo é necessário para a 
manutenção da integridade e função normal das diversas células. Por isso, 
antes de subir a grandes altitudes, por exemplo, é necessária a correta aclimatação.
Para disponibilizar mais oxigênio às células, o próprio corpo estimula uma série de mecanismos, aumentando, 
por exemplo, a respiração e a pulsação. Aos poucos, o organismo pode se adaptar favorecendo a produção da oxi-
-hemoglobina (reação direta) e minimizando a sensação de mal-estar. Porém, quando ocorrem sintomas mais graves, 
é necessário buscar auxílio médico e iniciar imediatamente a descida para um local com menor altitude possível. 
Ação do catalisador
A rapidez de uma reação pode ser alterada com o uso do catalisador – reagente que fornece um caminho alter-
nativo mais simples para que a reação se efetive sem ser modificada, qualitativa ou quantitativamente. Nesse novo 
mecanismo, a energia de ativação diminui, e a velocidade aumenta.
Energia de ativação (Ea) é a mí-
nima quantidade de energia ne-
cessária para romper as ligações 
entre os átomos no(s) reagente(s) 
e formar novas ligações entre os 
átomos no(s) produto(s).
E
n
er
g
ia
E (direta)
a
com
catalisador
E (direta)
a
sem
catalisador
Reagente(s)
�E
a
E (inversa)
a
com catalisador
E (inversa)
a
sem catalisador
Caminho da reação
Produto(s)
�H
ccen-
a 
©S
hu
tte
rst
oc
k/M
ika
du
n
 Os alpinistas, quando têm de realizar uma 
escalada muito alta, normalmente, passam 
alguns dias se aclimatando no local para 
diminuir os desconfortos provocados pela falta 
de oxigênio em grandes altitudes.
5 Interferência da altitude no organismo.
Química 19
O aumento na velocidade da reação direta, assim como da inversa, permite concluir que a adição do catalisador 
não interfere no equilíbrio químico da reação nem no rendimento do processo.
O único efeito provocado pelo catalisador é a diminuição do tempo necessário para que seja atingido o equilíbrio.
C
o
n
ce
n
tr
aç
ão
 e
m
 q
u
an
ti
d
ad
e
d
e 
m
at
ér
ia
 p
o
r 
vo
lu
m
e
Produto(s)
Reagente(s)
1
C
o
n
ce
n
tr
aç
ão
 e
m
 q
u
an
ti
d
ad
e
d
e 
m
at
ér
ia
 p
o
r 
vo
lu
m
e
Produto(s)
Reagente(s)
2
tempo tempot
eq
t
eq
t
eq
t
eq
21
<
Reagente(s) Produto(s) (sem catalisador) Reagente(s) Produto(s) (com catalisador)
De modo contrário ao catalisador, age o inibidor catalítico, cuja função é diminuir a velocidade de ocorrência de uma 
reação. Ao interagir com as moléculas dos reagentes, o inibidor fornece um caminho alternativo que exige mais energia 
para que a reação se efetive, e a presença de um inibidor adequado diminui a velocidade da reação em ambos os sentidos.
Organize as ideias
De acordo com os fatores externos que podem perturbar o equilíbrio, complete o quadro com o efeito dessa perturbação. 
Perturbação Efeito sobre o deslocamento no equilíbrio
Adição de reagente* No sentido do(s) produto(s) 
Adição de produto* No sentido do(s) reagente(s) 
Remoção de reagente* No sentido do(s) reagente(s) 
Remoção de produto* No sentido do(s) produto(s) 
Aumento da pressão**No sentido da contração de volume (menor quantidade de matéria)
Diminuição da pressão** No sentido da expansão de volume (maior quantidade de matéria)
Aumento da temperatura No sentido da reação endotérmica (absorve calor)
Diminuição da temperatura No sentido da reação exotérmica (libera calor)
Adição de catalisador Não desloca o equilíbrio
*Não se aplica quando se adiciona reagente líquido ou sólido. 
**Para equilíbrios químicos que envolvem gases.
20 Volume 7
Atividades
1. As lâmpadas halógenas, como as dicroicas, apresen-
tam o mesmo princípio que as lâmpadas incandescen-
tes comuns. Porém, em termos de economia, oferecem 
mais luz com potência menor ou igual. A luz mais bran-
ca, uniforme e brilhante, possibilita realçar as cores e 
os objetos com maior eficiência energética. 
 
©
Sh
u
tt
er
st
oc
k/
n
sm
 Essas lâmpadas incandescentes apresentam um fila-
mento de tungstênio contido em um bulbo com gás 
inerte e uma pequena quantidade de halogênio, iodo ou 
bromo. A presença de um desses elementos diminui a 
deposição de tungstênio, que se desprende do filamen-
to durante a passagem de corrente elétrica, conforme o 
equilíbrio químico:
 W(s) + 3 I2(g) WI6(g) ΔH < 0
 Com base nessas informações, indique o sentido do 
deslocamento do equilíbrio quando ocorre o resfria-
mento do bulbo. Justifique sua resposta.
2. (IFCE) O monóxido de carbono é formado, quando o dió-
xido de carbono reage com o carbono sólido (grafita).
 CO2(g) + C(grafita) 2 CO(g) H
o = 172,5 kJ
 Que é mais favorável à formação do monóxido de car-
bono, a temperatura elevada ou a temperatura mais 
baixa? Justifique a resposta.
3. (UFRJ) A reação de síntese do metanol a partir de mo-
nóxido de carbono e hidrogênio é: 
 CO(g) + 2 H2(g) 
1
2
� ⇀�↽ �� CH3OH(g). Admita que a ental-
pia-padrão dessa reação seja constante e igual a 
–90 kJ/mol de metanol formado e que a mistura 
reacional tenha comportamento de um gás ideal. A 
partir de um sistema inicialmente em equilíbrio, expli-
que como aumentos independentes de temperatura e 
pressão afetam o equilíbrio dessa reação.
(
4. O ácido sulfúrico é utilizado como matéria-prima na fa-
bricação de fertilizantes, detergentes, explosivos, papel, 
corantes, cosméticos e baterias de automóveis. Tem uso 
intenso nas indústrias metalúrgicas, petroquímicas e de 
galvanoplastia. Em virtude dessa intensa aplicabilidade, 
é considerado o mais importante entre os ácidos. Tem 
ação altamente desidratante e corrosiva. Sua manipu-
lação deve ser sempre cautelosa, pois, 
uma vez em contato com a pele, pode 
provocar graves queimaduras. 
 Uma das etapas da fabricação desse ácido consiste na 
reação do dióxido de enxofre com o oxigênio para for-
mar o trióxido de enxofre. 
 
Entalpia (H)
2 SO + O2(g) 2(g)
2 SO3(g)
Caminho da reação (tempo)
 Pela análise do diagrama, responda às questões.
a) Com o objetivo de favorecer o rendimento da rea-
ção, que alteração deve ser realizada com a tempe-
ratura do sistema? Justifique sua resposta. 
Como a variação de entalpia é negativa, a reação é exotér-
mica no sentido da reação direta. Portanto, para aumentar a 
concentração de SO3(g), é necessário diminuir a temperatura 
do sistema.
b) Ao manter a temperatura constante e diminuir a 
pressão do sistema, para qual sentido o equilíbrio é 
deslocado? Justifique sua resposta.
A diminuição da pressão desloca o equilíbrio no sentido da 
reação em que ocorre o aumento da quantidade de matéria 
dos gases, ou seja, para a expansão do volume. Nesse caso, 
no sentido da reação inversa.
6 Gabaritos.
Química 21
5. O principal minério de ferro encontrado no Brasil é a hematita (Fe2O3), considerada de boa qualidade em razão dos 
baixos índices de fósforo e enxofre. A partir desse minério, é possível obter ferro em fornos siderúrgicos, conforme a 
equação:
 Fe2O3(s) + 3 CO(g) 2 Fe(s) + 3 CO2(g)
 Determine o sentido do deslocamento do equilíbrio quando:
a) for adicionado CO(g) ao sistema;
b) for retirado CO2(g) do sistema;
c) houver aumento na pressão sobre o sistema. Justifique sua resposta.
6. (UFES) Compostos nitrogenados são utilizados em diversos segmentos da sociedade. Na produção agrícola, por exem-
plo, NH3, NH4NO3, (NH4)2SO4 e H2NCONH2 são utilizados como adubos. Para suprir a demanda desses compostos, 
Fritz Haber e Carl Bosh desenvolveram um processo industrial que converte o nitrogênio atmosférico em amônia. Esse 
processo, conhecido como Haber-Bosh, pode ser representado através da equação química:
 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) H = –92,4 kJ/mol
 Dado: Kc = 1,5 10
–5 (500 °C)
 De acordo com os dados acima,
a) escreva a expressão da constante de equilíbrio (Kc) para essa reação e explique o efeito da temperatura sobre o 
equilíbrio;
b) explique por que o processo Haber-Bosh é mais vantajoso, industrialmente, quando são utilizadas pressões 
elevadas.
7. A flatulência é a saída de gases intestinais produzidos principalmente pela digestão dos alimentos. Entre os vários 
gases intestinais que podem ser produzidos durante a digestão encontram-se gases sem cheiro, como o dióxido de 
carbono (CO2), o oxigênio (O2), o nitrogênio (N2) e o metano (CH4). O odor desagradável da flatulência é decorrente 
das bactérias existentes no intestino, que liberam pequenas quantidades de compostos contendo enxofre, como o gás 
sulfídrico (H2S), o metanotiol (H3C–S–H), o dimetil sulfeto (H3C–S–CH3) e mercaptanas. 
 O sistema gasoso envolvendo alguns gases intestinais é dado pela seguinte expressão da constante de equilíbrio:
 Kc
CH H S
CS H
=
⎡⎣ ⎤⎦⋅⎡⎣ ⎤⎦
⎡⎣ ⎤⎦⋅⎡⎣ ⎤⎦
4 2
2
2 2
4
 De acordo com essa informação, responda às questões.
a) Qual é a equação química que representa o sistema em equilíbrio?
b) Qual é o efeito do aumento da pressão total sobre esse sistema?
8. (UEPA) O trióxido de enxofre constitui um dos poluentes atmosféricos proveniente da queima de derivados de petróleo, 
como a gasolina e o óleo diesel, que possuem enxofre como impureza. Sua formação se dá segundo as etapas: 
 Etapa 1: S(s) + O2(g) → SO2(g) H = –296,8 kJ
 Etapa 2: SO2(g) + 
1
2
 O2(g) SO3(g) H = –97,8 kJ
 Com base na análise das etapas 1 e 2, responda ao que se pede: 
a) Na etapa (1), que efeito provoca na energia de ativação a adição de um catalisador? 
b) Cite 3 fatores que na etapa (2), alterando o estado de equilíbrio, provocam aumento da concentração de SO3.
c) Em qual etapa a reação é mais exotérmica?
Sugestão de atividades: questões de 12 a 26 da seção Hora de estudo.
22 Volume 7
Química em foco
O período compreendido entre o final do século XIX e o início do século XX foi de intensas transformações na 
agricultura, principalmente na Europa e nos Estados Unidos. As diversas descobertas científicas, como o uso de fertili-
zantes químicos para aumentar a eficiência na produção de alimentos, aliadas ao grande desenvolvimento tecnológico 
impuseram um novo padrão de evolução nessa área. Com o conhecimento de que a amônia poderia ser utilizada 
como matéria-prima básica para a produção de fertilizantes nitrogenados, alguns cientistas começaram a desenvolver 
processos para a sua obtenção a partir dos gases nitrogênio e hidrogênio: 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH 3(g) H < 0
A equação anteriormente descrita parecia a maneira óbvia para se conseguir um suprimento estável de nitrogênio 
fixo – a amônia. Porém, o rendimento da produção do composto, em pressão e temperatura ambientes, era baixo, e a 
elevação da temperatura não contribuía de forma significativa para aumentar a síntese. Para resolver esse problema, o 
cientista alemão Fritz Haber utilizou-se de estratégias que envolviam a apreciação da natureza dinâmica do equilíbrio 
químico e de ideias sobre como perturbar essa condição de equilíbrio. Mais tarde, os problemas técnicos para a produ-
ção industrial foram resolvidos por Carl Bosch. 
Até hoje a indústria química sintetiza a amônia pelo processo conhecido como Haber-Bosch, para aprodução de 
fertilizantes nitrogenados.
NH3
+ HNH3
+ H2SO4
+ CO2
+ H3PO4
+ H2O
Nitrato de amônio – NH4NO3
Sulfato de amônio – (NH4)2SO4
Ureia – (NH2)2CO
Fosfatos de amônia – MAP, DAP
Hidróxido de amônio – NH4OH
 Produção de alguns fertilizantes nitrogenados comercializados no Brasil.
 Com base no conhecimento sobre o assunto, responda às questões:
a) Estudos da Cinética comprovam que o aumento na temperatura de um sistema aumenta a rapidez de uma reação, 
independentemente se é exotérmica ou endotérmica. No entanto, a elevação da temperatura para a síntese da 
amônia não contribuía de forma significativa para aumentar a sua produção. Por quê?
b) Embora a diminuição da temperatura favoreça o rendimento da produção da amônia, é necessário o aquecimento 
para que ocorra a síntese dessa substância, pois, a baixas temperaturas, a reação se processa lentamente, o que 
torna sua produção economicamente inviável. Consequentemente, para compensar o fato de o aquecimento di-
minuir o rendimento da produção de NH3(g), utiliza-se alta pressão. Explique o que ocorre com o equilíbrio químico 
quando há um aumento de pressão no sistema. 
c) Para favorecer o processo de produção da amônia, Haber utilizou estratégias para perturbar o equilíbrio químico. 
Uma dessas ideias estava relacionada com a própria substância de interesse. Que alteração na amônia foi vislum-
brada pelo cientista alemão e como essa mudança influencia, de acordo com o Princípio de Le Chatelier, o processo 
dinâmico proposto por ele?
d) Se a presença do catalisador não altera um sistema em equilíbrio nem o seu rendimento, qual a importância da sua 
utilização em reações reversíveis?
7 Gabaritos.
Química 23
Hora de estudo
1. (UFPE) Quando o equilíbrio químico é alcançado por um 
sistema:
 a) as concentrações de todas as espécies reagentes e 
produtos tornam-se iguais.
X b) os produtos reagem com a mesma velocidade na 
qual são formados.
X c) ambas, as reações direta e inversa, continuam após 
o equilíbrio ser atingido, com a mesma velocidade.
X d) as concentrações das espécies nos reagentes e pro-
dutos permanecem constantes.
 e) todas as espécies químicas param de reagir.
2. (UFRN) O equilíbrio químico se caracteriza por ser uma 
dinâmica em nível microscópico. Para se ter uma infor-
mação quantitativa da extensão do equilíbrio químico, 
usa-se a grandeza constante de equilíbrio.
 Considere a tirinha a seguir.
FELTRE, Ricardo. Fundamentos da Química, volume único. São 
Paulo: Moderna, 1996. p. 351. [Adaptado]
 Aplicada ao equilíbrio químico, a ideia que o persona-
gem tem sobre equilíbrio
 a) é correta, pois, no equilíbrio químico, metade das 
quantidades sempre é de produtos, e a outra meta-
de é de reagentes.
X b) não é correta, pois, no equilíbrio químico, as con-
centrações de produtos e as de reagentes podem 
ser diferentes, mas são constantes.
 c) é correta, pois, no equilíbrio químico, as concen-
trações de reagentes e as de produtos sempre são 
iguais, desde que o equilíbrio não seja perturbado 
por um efeito externo.
 d) não é correta, pois, no equilíbrio químico, as con-
centrações dos produtos sempre são maiores que 
as dos reagentes, desde que o equilíbrio não seja 
afetado por um fator externo.
8 Gabaritos.
3. (UFG – GO) Os seguintes gráficos representam variá-
veis de uma reação química.
Co
nc
en
tr
aç
ão
0 t1 t2 
1 
2
tempo
Ve
lo
ci
da
de
0 t1 t2 
3
4
tempo
 Os gráficos indicam que
 a) no instante t1, a velocidade da reação direta é igual 
a da inversa.
 b) após t2, não ocorre reação.
 c) no instante t1, a reação atingiu o equilíbrio.
X d) a curva 4 corresponde à velocidade da reação inversa.
 e) no ponto de intersecção das curvas 3 e 4, a concen-
tração de produtos é igual à de reagentes.
4. (UEPG – PR) Sobre as características de uma reação 
que atinge o estado de equilíbrio químico, a uma dada 
temperatura, assinale o que for correto.
(01) A temperatura do sistema em que ocorre a reação 
permanece igual à do ambiente.
X (02) As reações direta e inversa apresentam, no esta-
do de equilíbrio, a mesma velocidade.
(04) Os participantes da reação em equilíbrio encon-
tram-se todos na mesma fase: aquosa, gasosa ou 
sólida.
X (08) No estado de equilíbrio, as concentrações dos 
participantes da reação não se alteram.
X (16) Trata-se de uma reação reversível que ocorre si-
multaneamente nos dois sentidos.
A resolução das questões desta seção deve ser feita no caderno.
24 Volume 7
5. (UFS – SE) Para a reação química representada por:
 C6H5COOH 
1
2
 (C6H5COOH)2
 (monômero) (dímero)
 obteve-se, a dada temperatura, o seguinte diagrama 
que dá a variação das concentrações (em mol/L) do 
monômero e do dímero, em função do tempo de reação.
 
 Nesse diagrama:
( F ) C4 indica a concentração do dímero no tempo zero.
( V ) A curva Y dá a concentração do dímero em função 
do tempo.
( F ) Em cada tempo, o decréscimo na concentração do 
monômero é igual ao acréscimo na concentração 
do dímero.
( F ) No tempo t3 foi atingido o equilíbrio: monômero 
 
1
2
 dímero.
( V ) Em cada instante, até atingir o equilíbrio, a veloci-
dade de formação do dímero é a metade da velo-
cidade de desaparecimento do monômero.
6. (UEM – PR) Em um recipiente de 500 mL, encontram- 
-se, em condições de equilíbrio, 10 mol/L de H2(g) e 
0,01 mol/L de I2(g). Qual é a concentração do HI(g), sa-
bendo-se que, nas condições do experimento, a cons-
tante de equilíbrio (Kc) é 10
–3?
 H2(g) + I2(g) 2 HI(g)
 a) 50 mol/L
 b) 100 mol/L
 c) 0,1 mol/L 
 d) 5 mol/L
X e) 0,01 mol/L
7. (UFPE) Quando glicose (açúcar do milho) e frutose 
(açúcar da fruta) são dissolvidos em água, se estabele-
ce o seguinte equilíbrio:
 frutose glicose 
 Um químico preparou uma solução de frutose 0,244 M 
a 25 °C. Ao atingir o equilíbrio, a concentração de fru-
tose diminuiu para 0,113 M. A constante de equilíbrio 
para a reação a 25 °C será:
 a) 2,16
 b) 0,113
 c) 0,46
 d) 46
X e) 1,16
8. (UFERSA – RN) Partindo de PCℓ5(g), com concentração 4,0 
mol/L, verifica-se que o processo PCℓ5(g) PCℓ3(g) + 
+ Cℓ2(g) é atingido com um grau de equilíbrio de 20%. 
Nessas condições, a constante de equilíbrio é igual a
X a) 0,2
 b) 0,8
 c) 1,6
 d) 3,2
9. (UESPI) Se 1 mol de H2 e 1 mol de I2 em recipiente 
de 1 L, atingirem a condição de equilíbrio a 500 °C, a 
concentração de HI no equilíbrio será:
 Dado: Kc = 64
 a) 1,60
 b) 1,80
 c) 3,60
 d) 2,54
X e) 0,80
10. (UFAC) Considere uma reação em equilíbrio como mos-
trada a seguir:
 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g)
 Se 4 mols de moléculas de O2 são injetados em um 
equipamento com capacidade volumétrica de 4 litros 
contendo 5 mols de moléculas de hidrogênio em con-
dições experimentais que permitam que apenas 60% 
das moléculas de O2 reajam, pergunta-se: qual o valor 
aproximado da constante de equilíbrio (Kc) para a for-
mação de água?
 a) 700
 b) 4 000
 c) 660
 d) 2 000
X e) 1 440
11. (UFPA) A uma certa temperatura, a constante de equilí-
brio, Kc, para a reação representada abaixo, é igual a 9,0.
 NO2(g) + NO(g) N2O(g) + O2(g)
 Suponha que 0,06 moI de cada um dos reagentes es-
tão misturados com 0,10 moI de cada um dos pro-
dutos, em um recipiente de 1,0 litro de capacidade. 
Assim, quando a mistura alcançar o equilíbrio, na tem-
peratura do experimento, a massa de N2O, em gramas, 
obtida será igual a
 Dados: Massas molares (g/mol): N = 14; O = 16
X a) 5,28
 b) 32,4
 c) 88,0
 d) 126,5
 e) 200,8
25Química
12. (UFAC) Considere que a seguinte reação da fotossínte-
se esteja em equilíbrio em uma célula vegetal:
 6 CO2(g) + 6 H2O(ℓ) C6H12O6(s) + 6 O2(g)
 A diminuição da concentração de oxigênio nas redon-
dezas da célula:
X a) desloca o equilíbrio da esquerda para a direita, favo-
recendo a ocorrência da fotossíntese.
 b) aumenta a concentração de gás carbônico nas re-
dondezas da célula.
 c) desloca o equilíbrio da esquerda para a direita,dimi-
nuindo a concentração de oxigênio.
 d) aumenta a concentração de água.
 e) não afetará o equilíbrio da reação.
13. (IFTO) De acordo com Princípio de Le Chatelier “Quando 
um sistema em equilíbrio sofre a ação de forças exter-
nas, o sistema tende a se deslocar no sentido de mini-
mizar a ação da força aplicada, procurando uma nova 
situação de equilíbrio.” Entre os equilíbrios abaixo, o que 
não sofre deslocamento por aumento de pressão é:
 a) SO2Cℓ2(g) SO2(g) + Cℓ2(g)
X b) FeO(s) + CO2(g) Fe(s) + CO2(g) 
 c) H2(g) + 
1
2
 O2(g) H2O(g)
 d) H2(g) + 3 N2(g) 2 NH3(g)
 e) 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)
14. (UFV – MG) O metanol usado como combustível pode ser 
obtido industrialmente pela hidrogenação do monóxido de 
carbono, de acordo com a equação representada abaixo:
 CO(g) + 2 H2(g) CH3OH(g) H < 0
 Assinale a afirmativa incorreta:
 a) A diminuição da temperatura favorece a produção 
do metanol.
X b) O aumento da pressão total sobre o sistema favore-
ce a produção do monóxido de carbono.
 c) O aumento da concentração de H2 aumenta a con-
centração de metanol no equilíbrio.
 d) Trata-se de uma reação exotérmica.
15. (UNIMONTES – MG) Quatro substâncias gasosas − 
HCℓ, I2, HI, Cℓ2 − são misturadas em um balão fecha-
do, deixadas em repouso, resultando o equilíbrio da 
reação à temperatura constante.
 2 HCℓ(g) + I2(g) 2 HI(g) + Cℓ2(g)
 Alterações realizadas nessa mistura podem ter efeitos 
que resultam em mudanças nesse equilíbrio. Ação e 
efeito estão corretamente relacionados em:
 Ação Efeito
X a) Adição de HCℓ Aumento da quantidade de HI
 b) Adição de I2 Redução da quantidade de Cℓ2
 c) Remoção de Cℓ2 Não altera o equilíbrio
 d) Remoção de HI Aumenta o valor de Kc
16. (UFPR) Considere o equilíbrio abaixo, que representa a 
síntese industrial da amônia.
 N2(g) + 3 H2(g) 
catalisador� ⇀����↽ ������ 2 NH3(g) H < 0
 Para aumentar o rendimento da reação, basta deslocar 
o equilíbrio para a direita. Um aluno propôs os seguin-
tes 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 I e II;
 b) somente em I e III;
 c) somente em I e IV;
X d) somente em II e IV;
 e) somente em III e IV.
17. (UEMG) Halogênios reagem com hidrogênio formando 
hidretos, em reações reversíveis que atingem o equilí-
brio químico em sistema fechado. Abaixo, estão repre-
sentadas as equações termoquímicas da formação do 
hidreto de cloro e do hidreto de iodo.
 H2(g) + Cℓ2(g) 2 HCℓ(g) H = –185 kJ
 H2(g) + I2(g) 2 HI(g) H = +52 kJ
 Considerando essas equações, após atingirem o equi-
líbrio químico, é correto afirmar que:
 a) a variação da temperatura não desloca o equilíbrio 
químico;
X b) a variação da pressão não desloca o equilíbrio 
químico;
 c) a variação da concentração dos hidretos não deslo-
ca o equilíbrio químico;
 d) a variação da concentração dos halogênios não des-
loca o equilíbrio químico.
26 Volume 7
18. (UFES) A constante de equilíbrio Kc é igual a 10,50 para 
a seguinte reação, a 227 °C: 
 CO(g) + 2 H2(g) CH3OH(g)
 O valor de Kc para a reação abaixo, na mesma tempe-
ratura, é
 2 CO(g) + 4 H2(g) 2 CH3OH(g)
 a) 3,25
 b) 5,25
X c) 10,50
 d) 21,00
 e) 110,25
19. (UERN) O engenheiro metalúrgico e químico, Henry 
Louis Chatelier, 1850-1936, foi professor da Escola 
de Minas de Paris, em 1877. Ao estudar as reações 
químicas, percebeu que era possível prever a formação 
de um novo estado de equilíbrio químico a partir das 
alterações da velocidade da reação direta ou da reação 
inversa por meio de modificações nas concentrações 
de reagentes ou de produtos. O resultado desse estudo 
passou a ser conhecido como Princípio de Le Chatelier.
 Assim, a partir da análise do sistema em equilíbrio quí-
mico representado pela equação química, de acordo 
com esse Princípio, é correto afirmar:
 2 H2S(g) + 3 O2(g) 2 H2O(g) + 2 SO2(g)
 Hº = –1 037,0 kJ
(01) O aquecimento do sistema em equilíbrio químico 
provoca aumento da velocidade da reação direta.
(02) A diminuição da concentração de oxigênio, no 
sistema, acarreta diminuição da concentração de 
H2S(g) na reação química representada.
X (03) A remoção de H2S(g) do sistema implica diminui-
ção da concentração de H2O(g) e de SO2(g).
(04) O aumento da pressão total do sistema não causa 
alteração no estado de equilíbrio.
20. (UESPI) A chuva ácida pode destruir estátuas, prédios 
ou monumentos da cidade. O principal constituinte dos 
mármores, utilizados na construção de prédios e mo-
numentos, é o calcário (carbonato de cálcio – CaCO3) 
que reage com os ácidos presentes na chuva ácida.
 Considerando a reação CaCO3(s) + H2SO4(aq) 
CaSO4(aq) + H2CO3(aq) em um sistema fechado 
e o Princípio de Le Chatelier, se for adicionado 
mais carbonato de cálcio à reação, a constante de 
equilíbrio
X a) não será afetada.
 b) aumentará, e a reação deslocará para esquerda.
 c) aumentará, e a reação deslocará para direita.
 d) diminuirá, e a reação deslocará para esquerda.
 e) diminuirá, e a reação deslocará para direita.
21. (UFPE) Industrialmente, a síntese da amônia é realizada 
através da reação:
 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
 Assumindo que esta reação tenha atingido o equilíbrio, 
podemos dizer que:
X (0-0) a adição de mais nitrogênio provocará a formação 
de mais amônia.
X (1-1) a remoção de amônia provocará a formação de 
mais amônia.
(2-2) a adição de um catalisador irá provocar a forma-
ção de mais amônia.
(3-3) um aumento de temperatura irá favorecer a rea-
ção no sentido exotérmico.
X (4-4) uma diminuição do volume reacional irá provocar 
a formação de mais amônia.
22. (UFC – CE) A amônia (NH3), utilizada em refrigeração 
e em diferentes processos químicos industriais, atual-
mente se tornou uma das matérias-primas fundamen-
tais. O processo catalítico industrial Haber-Bosch para 
sua produção é conduzido a 550 ºC e 200 atm. De acor-
do com a reação química N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g), 
assinale a alternativa correta.
 a) A taxa de consumo de N2 é desfavorecida em altas 
pressões.
 b) A taxa de formação de NH3 é favorecida em baixas 
pressões.
 c) A taxa de consumo de H2 é igual à taxa de formação 
do NH3.
 d) A taxa de consumo de N2 é três vezes superior à 
taxa de consumo do H2.
X e) A taxa de formação de NH3 é duas vezes superior à 
taxa de consumo do N2.
27Química
23. (IFSul – RS) No antigo Egito, por aquecimento do es-
terco de camelo, era obtido um sal que ficou conhe-
cido como sal amoníaco (NH4Cℓ), em homenagem ao 
deus Amon. Na decomposição desse sal, forma-se 
a amônia (NH3), que é utilizada como matéria-prima 
para a fabricação de, entre outras coisas, produtos 
de limpeza, fertilizantes, explosivos, náilon e espumas 
para colchões. A síntese da amônia se dá pelo seguin-
te processo:
 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) H = –91,8 kJ
 Em relação ao equilíbrio acima, é correto afirmar que
 a) se aumentarmos a pressão sobre o sistema, dimi-
nuiremos o rendimento da reação.
 b) se adicionarmos catalisador, deslocaremos o equilí-
brio favorecendo a reação direta.
 c) ao reagirmos 6 mols de gás hidrogênio, produzire-
mos cerca de 34 g de amônia.
X d) a formação de NH3 é favorecida pela diminuição da 
temperatura do sistema.
24. (UFAL) O monóxido de dinitrogênio, ao ser inalado em 
pequenas doses, produz uma espécie de euforia e por 
isso é chamado de gás hilariante. Ele pode ser obtido 
por meio da decomposição do nitrato de amônio, de 
acordo com a equação química:
 NH4NO3(s) N2O(g) + 2 H2O(g) ΔH = –36,03 kJ/mol
 Com relação a essa reação em equilíbrio, para aumen-
tar a quantidade de:
a) monóxido de dinitrogênio deve-se adicionar água.
b) nitrato de amônio deve-se diminuira temperatura.
 c) água deve-se adicionar monóxido de dinitrogênio.
X d) monóxido de dinitrogênio deve-se diminuir a tempe-
ratura.
 e) monóxido de dinitrogênio deve-se adicionar um ca-
talisador.
25. (UNIFAL – MG) Assinale a alternativa correta.
a) A presença do catalisador aumenta a velocidade da 
reação, pois aumenta a sua entalpia.
b) Após atingir o equilíbrio, as velocidades das reações 
direta e inversa são iguais a zero.
c) Na reação 2 A(g) B(g) + C(g), um aumento na pres-
são desloca o equilíbrio para a esquerda.
d) Na decomposição do tetróxido de nitrogênio em dió-
xido de nitrogênio, há o consumo de 28,3 kJ mol–1. 
Nessas condições, pode-se afirmar que a reação é 
exotérmica.
X e) A reação C(s) + O2(g) CO2(g) é um exemplo de 
reação de formação.
26. (UDESC) O processo industrial de produção de amônia 
(NH3) envolve o seguinte equilíbrio químico: 
 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g). O gráfico abaixo mostra, 
aproximadamente, as porcentagens de amônia em 
equilíbrio com os gases nitrogênio e hidrogênio na mis-
tura da reação. 
Pe
rc
en
ta
ge
m
 d
e 
am
on
ía
co
 De acordo com o gráfico e as informações acima, ana-
lise as proposições:
 I. A formação da amônia é favorecida em condições 
de alta pressão e baixa temperatura.
 II. A reação de formação da amônia é um processo 
endotérmico.
 III. Em um recipiente fechado, à pressão constante, o 
aumento da temperatura favorece a decomposição 
da amônia.
 IV. Um aumento na concentração de gás nitrogênio 
causará um deslocamento do equilíbrio químico no 
sentido dos reagentes.
 Assinale a alternativa correta.
 a) Somente as afirmativas II e IV são verdadeiras.
 b) Somente as afirmativas II e III são verdadeiras.
 c) Somente as afirmativas III e IV são verdadeiras.
 d) Somente as afirmativas I e IV são verdadeiras.
X e) Somente as afirmativas I e III são verdadeiras.
28 Volume 7
Equilíbrio iônico
Ponto de partida 
14
 Inúmeros processos químicos que ocorrem ao nosso redor dependem da análise do caráter ácido-base, como o 
preparo do solo para o plantio. A coloração das hortênsias, por exemplo, varia conforme a acidez do solo: a cor 
azul predomina em valores de pH menores que 5,5, e a cor rosa, em pH maior que 6,5. 
1. Qual é o caráter do solo (ácido, básico ou neutro) quando a cor azul predomina nas hortênsias?
2. Ao adquirir uma muda de hortênsia, após um tempo, há mudança na coloração de suas flores. Por que isso 
pode ocorrer? 
3. Além de influenciar na coloração das hortênsias, a acidez do solo também está relacionada com a sua 
produtivi dade. Para neutralizar o pH do solo, é costume dos agricultores queimar a terra após grande 
exploração. Por que esse procedimento pode corrigir o excesso de acidez?
1
©
Sh
u
tt
er
st
o
ck
/O
rh
an
 C
am
29
 determinar os valores de pH e pOH, com base nas concentrações dos íons correspondentes, clas-
sificando os sistemas em ácido, básico ou neutro;
 escrever as equações de ionização dos ácidos e de dissociação das bases e representar as ex-
pressões da constante de equilíbrio Ka e Kb, associando os valores à força dos ácidos e das bases, 
respectivamente;
 analisar os principais casos envolvendo hidrólise salina; 
 interpretar o Princípio de Le Chatelier para equilíbrios iônicos e heterogêneos; 
 compreender o conceito de produto de solubilidade.
e nas concentrações dos íons correspondentes, clas-
eutro;
Objetivos da unidade:
A acidez dos solos brasileiros é reconhecidamente um dos principais fatores para a sua baixa produtividade, sendo 
necessária a sua correção para aumentar o pH. A faixa ideal de pH nos solos brasileiros é de 5,8 a 6,2, ou seja, ligeira-
mente ácido.
Equilíbrio iônico e o caráter ácido-base
O potencial hidrogeniônico, representado pelo símbolo pH, é uma importante grandeza química que serve, por 
exemplo, para avaliar as condições de um solo – ácido, neutro ou alcalino. A disponibilidade de nutrientes essenciais 
para o desenvolvimento de uma plantação, inclusive, tem influência direta sobre esse potencial.
Em geral sob temperatura ambiente, a escala de pH varia de 0 (soluções muito ácidas) a 14 (soluções muito bási-
cas), sendo neutra a solução com pH igual a 7.
 1,0 2,0 2,4 2,5 2,9 3,5 4,5 5,0 5,5 < 5,6 6,5 7,0 6,5 – 7,47,3 – 7,5 8,0 9,0 – 10 11,5 12,5 13,5
Ác
id
o 
cl
or
íd
ric
o
0
Ác
id
o 
de
 b
at
er
ia
Su
co
 g
ás
tri
co
Su
co
 d
e 
lim
ão
Re
fri
ge
ra
nt
e 
de
 c
ol
a
Vi
na
gr
e
Su
co
 d
e 
la
ra
nj
a
Ce
rv
ej
a
Ca
fé Ch
á
Ch
uv
a 
ác
id
a
Le
ite
Ág
ua
 p
ur
a
Sa
liv
a 
hu
m
an
a
Sa
ng
ue
Ág
ua
 d
o 
m
ar
Sa
bo
ne
te
Am
ôn
ia
Cl
or
o
Hi
dr
óx
id
o 
de
 s
ód
io
Em Funções Inorgânicas, estudou-se que: 
Ácidos são substâncias que, quando dissolvidas em água, aumentam a concentração 
de íons H+.
Bases são substâncias que, quando dissolvidas em água, aumentam a concentração 
de íons OH–.
É possível dizer que o aumento na concentração de íons H+ identifica substâncias ou soluções ácidas, assim como 
o aumento na concentração de íons OH– indica substâncias ou soluções básicas. 
O “p” vem do alemão potenz, que significa poder de concentração, o “H” é a indicação para o íon hidrogênio (H+), assim como o “OH” se 
refere ao íon OH–.
Embora difíceis de serem medidas experimentalmente, há soluções com pH abaixo 
de 0 (ou seja, pH negativo) e, também, soluções com pH acima de 14.
 Alguns valores comuns de pH
30 Volume 7
Com o intuito de quantificar os valores das concentra-
ções dos íons H+ e OH– para soluções diluídas, em geral 
de 10–1 mol/L a 10–14 mol/L, o bioquímico dinamarquês 
Sören Peter Lauritz Sörensen (1868-1939), no ano de 1909, 
propôs o uso da função logarítmica para expressar a con-
centração e facilitar a indicação numérica da acidez e da 
alcalinidade das soluções.
Matematicamente, esses potenciais são definidos da seguinte forma:
Durante sua pesquisa, Sörensen visava me-
lhorar os métodos de controle de qualidade 
em indústrias de fermentação, uma vez que 
a concentração de íons hidrogênio tem papel 
fundamental nas reações enzimáticas.
La
tin
st
oc
k/
SP
L
 Sören Sörensen ficou 
famoso por suas 
pesquisas sobre as 
proteínas.
ConexõesConexões
Para relembrar, de forma geral, a função logarítmica, seguem algumas informações matemáticas.
O logaritmo x, de um número N, é o expoente a que se deve elevar um número a para que a igualdade ax = N seja 
verificada.
ax = N ⇔ loga N = x (com N > 0, a > 0 e a ≠ 1)
Em que: 
N = antilogaritmo ou logaritmando
a = base 
x = logaritmo
Dessa forma, para M > 0, N > 0, a > 0 e a ≠ 1, são válidas as propriedades:
 • Logaritmo do produto
loga (M ⋅ N) = loga M + loga N
 • Logaritmo do quociente
loga 
M
N
⎛
⎝⎜
⎞
⎠⎟ = loga M – loga N
 • Logaritmo da potência
loga M
n = n ⋅ loga M
No caso da Química, a base é decimal (a = 10).
Recordar que log 1 = 0.
Os valores das concentrações dos íons H+ e OH– e, consequentemente, o pH e o pOH da solução, podem ser uti-
lizados para classificar um meio em ácido, neutro ou básico. No entanto, para facilitar a classificação utiliza-se como 
referência a escala dos valores correspondentes ao pH.
Observe os exemplos a seguir: 
a) [H+] = 1 10–5 mol/L
 pH = –log [H+]
 pH = –log 10–5
pH = –(–5) log 10
1
 pH = 5
Quando [H+] = 1 10–x, em que x é um número inteiro de 0 a 14, o valor do pH é simplesmente x. 
A relação pH = x ∴ [H+] = 10–x mol/L também é válida. 
 Simplificadamente, 
 [H+] = 10–5 mol/L
 pH = 5 ∴ meio ácido
pH + pOH = 14
pOH = 14 – 5
pOH = 9
Os alunos já estudaram esse tema em Matemática. Porém, para os conceitos químicos, será utilizado somente o logaritmo decimal (base 10). 
pH = –log [H+]
pOH = –log [OH
–] 
Química 31
b) [OH–] = 1 10–13 mol/L 
 pOH = –log [OH–]
 pOH = –log 10–13
pOH = –(–13) log 10
1
 pOH = 13
Quando [OH–] = 1 10–y, em que y é um número inteiro de 0 a 14, o valor do pOH é simplesmente y.
A relação pOH = y ∴ [H+] = 10–y mol/L também é válida. 
c) [H+] = 5 10–4 mol/L;