04 - Apostila - Vestcursos - Físico Química

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Físico-Química 
 
2º Semestre 
 
Curso Anual de Química 
 
Prof. Alexandre Oliveira 
 
 
 
Assunto Página 
Módulo 01 – Equilíbrio Químico 
 
03 
Módulo 02 – Equilíbrio Iônico 
 
39 
Módulo 03 – Equilíbrio Iônico da Água – pH e pOH 
 
55 
Módulo 04 – Hidrólise de sais 73 
 
Módulo 05 – Solubilidade e Equilíbrio - Kps 
 
87 
Módulo 06 – Solução Tampão 
 
101 
Módulo 07 – Eletroquímica - Pilhas 
 
111 
Módulo 08 – Eletroquímica – Eletrólise 
 
143 
 
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MÓDULO 01 
EQUILIBRIO QUÍMICO 
 
1. Equilíbrio químico 
 
É a situação na qual a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa e, 
consequentemente, as concentrações de todas as substâncias participantes permanecem constantes. 
Todas as reações reversíveis atingem um equilíbrio químico, esse equilíbrio químico pose ser 
atingido em um maior ou menor intervalo de tempo. 
O equilíbrio químico é um equilíbrio dinâmico, ou seja, a reação química não pára de ocorrer nunca, 
o que ocorre é que a velocidade da reação direta é igual a velocidade da reação inversa. 
 
Seja a reação genérica: 
 
A + B C + D 
 
O gráfico da velocidade em função do tempo da reação direta e da reação inversa até que se atinja 
o equilíbrio é o seguinte: 
 
t1 = tempo no qual o equilíbrio químico se estabeleceu. 
 
Existem três situações em que o equilíbrio químico pode ser atingindo, levando-se em consideração 
a concentração dos reagentes e produtos (em mol/L) em função do tempo. 
 
Lembre-se que para que o equilíbrio químico seja atingido é necessário que sejam estabelecidas 
as seguintes condições: 
 
1) Velocidade da reação direta igual a velocidade da reação inversa. 
2) A concentração dos reagentes e produtos permanecem em função do tempo: 
 
Ao ser atingido o equilíbrio, a concentração dos reagentes 
[A] e [B], é maior que a dos produtos, [C] e [D]. 
 
 


2
1
v
1
v
2
v
1
= v
2
Tempo
Tempo gasto para
atingir o equilíbrio
v
Tempo
[C].[D]
L
1
[A].[B]
concentração
(mol/L)
 
 
 
 
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Ao ser atingido o equilíbrio, a concentração dos 
reagentes, [A] e [B], é menor do que a dos produtos, [D] e 
[D]. 
 
 
Ao ser atingido o equilíbrio, a concentração dos 
reagentes. [A] e [B], é igual a dos produtos, [C] e [D]. 
 
 t1 = tempo no qual o equilíbrio se estabeleceu. 
 
Observações: 
1. Em recipientes fechados, as reações químicas são, em sua grande maioria, reversíveis. 
2. O equilíbrio químico só pode ser atingido em sistemas fechados. 
3. Num equilíbrio químico, as propriedades macroscópicas do sistema como concentração, densidade, 
massa, cor etc. Permanecem constantes. 
4. O equilíbrio químico é dinâmico, por isso as propriedades microscópicas do sistema, como colisão 
entre as partículas, formação do complexo ativado, transformação de uma substância em outra, 
permanecem em evolução. 
5. Para que o equilíbrio químico de uma reação permaneça estável, o sistema deve estar isolado, ou 
seja, não deve trocar nem matéria, nem energia com o ambiente. 
 
2. Constante de equilíbrio em sistemas homogêneos (Kc) 
Sistemas homogêneos são aqueles onde os reagentes e os produtos formam uma única fase. 
Consideremos o equilíbrio químico representado pela equação geral, supondo que a reação direta 
e a reação inversa sejam elementares: 
 
aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) 
 
V1 = K1 . [A]a . [B]b (Velocidade da reação direta) 
V2 = K2 . [C]c . [D]d (Velocidade da reação inversa) 
 
No equilíbrio V1 = V2, então temos: 
 
K1 . [A]a . [B]b = K2 . [C]c . [D]d 
Tempo
concentração
(mol/L)
[C].[D]
[A].[B]
L
1
TempoL
1
[A].[B]. [C].[D]
concentração
(mol/L)


2
1
 
 
 
 
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, considerando: temos: 
 
 
 
Observe os exemplos: 
H2(g) + l2(g) 2HI(g) 
Kc =
2
2 2
[Hl]
49,5 (a 440 ºC)
[H ][I ]
 ( Equação 1) 
 
 
 
 
CH4(g) + H2O(g) CO(g) + 3H2(g) 
Kc = 1,78 X 10-3a 800 ºC 
Kc = 4.68 x 10-2 a 1000 ºC 
Kc = 5.67 a 1500 ºC 
 
Escrevendo a Lei de Equilíbrio 
Exemplo 1: Escreva a lei de equilíbrio para a reação 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
Que é usada para sintetizar a amônia industrialmente. 
Solução: A lei de equilíbrio fixa a expressão de ação de massa igual a constante de equilíbrio. Para formar 
a expressão de ação de massa, colocamos as concentrações dos produtos no numerador e as concen-
trações dos reagentes no denominador. Os coeficientes na equação tornam-se expoentes nas 
concentrações. Portanto, 
2
3
c3
2 2
[NH ]
K
[N ][H ]
 
 
Note que omitimos o expoente quando este é igual a um. 
 
 
3. Manipulação das Equações para o Processo de Equilíbrio Químico 
 
As vezes é útil ser possível combinar o processo de equilíbrio químico para se obter a equação para 
alguma outra reação de interesse. Ao se fazer isto, realizamos várias operações tais como, reverter uma 
ba
dc
2
1
]B.[]A[
]D.[]C[
K
K

c
2
1 K
K
K

ba
dc
C
]B.[]A[
]D.[]C[
K 
 
 
 
 
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equação, multiplicar os coeficientes por algum fator e adicionar as equações para se obter a equação 
desejada. Em nossa discussão sobre termoquímica, aprendemos como tais manipulações afetam os 
valores de H. Algumas regras deferentes - aplicam às mudanças nas expressões de ação de massa e 
as constantes de equilíbrio. 
 
a) Mudando o Sentido de um Equilíbrio 
Quando o sentido de uma equação é invertido, a nova constante de equilíbrio é a recíproca da 
original. Acabamos de verificar isso na discussão acima. Como um outro exemplo, quando invertemos o 
equilíbrio 
  53 2 5 c
3 2
[PCl ]
PCl Cl PCl K
[PCl ][Cl ]
 
obtemos 
3 2
5 3 2 c
5
[PCl ][Cl ]
PCl PCl Cl K '
[PCl ]
  
A expressão de ação de massa para a segunda reação é a recíproca daquela primeira, então K’c é 
igual a 1/Kc. 
 
b) Multiplicando os Coeficientes por um Fator 
Quando os coeficientes em uma equação são multiplicados por fator, a constante de equilíbrio é 
elevada a urna potência igual aquele fator. Por exemplo, suponha que multipliquemos os coeficientes da 
equação 
5
3 2 5 c
3 2
[PCl ]
PCl Cl PCl K
[PCl ][Cl ]
  
Obteremos 
2
5
3 2 5 c 2 2
3 2
[PCl ]
2PCl 2Cl 2PCl K ''
[PCl ] [Cl ]
  
 
Ao compararmos as expressões de ação de massa, notamos que K’c = K2c. 
 
c) Adição do Processo de Equilíbrio Químico 
Quando o processo de equilíbrio químico é adicionado, suas constantes de equilíbrio são 
multiplicadas. Por exemplo, suponha que adicionemos as duas equações seguintes. 
2
2
2 2 2 c1 2
2 2
4
2
2 2 2 c2 2 3
2 2
4
2
2 2 2 c3 2 4
2 2
[N O]
2N O 2N O K
[N ] [O ]
[NO ]
2N O 3O 4NO K
[N O] [O ]
_____________________________________
[NO ]
2N 4O 4NO K
[N ] [O ]
 
 
 
 
 
Numeramos as constantes de equilíbrio apenas para distinguirmos uma da outra. 
 
Se multiplicarmos a expressão de ação de massa para Kc1 por aquela para Kc2 obteremos a 
expressão de ação de massa para K c3. 
 
 
 
 
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2
2[N O]
4
2
2 2
2 2 2
[N O]
X
[N ] [O ] [N O]
4
2
2 43
2 22
[NO ]
[N ] [O ][O ]
 
 
Portanto. Kc1 X Kc2 = Kc3 
 
Observação: 
Caso a reação química não seja elementar, esse fato altera a interpretação cinética da expressão do Kc, 
mas não afeta a expressão final do Kc. 
 Ex.: 2 A(g) + B(g) C(g) + D(g) 
 
Admitindo que as reações nos dois sentidos sejam elementares, teremos: 
 
]B[]A[
]D[]C[
K
2c 

 
 
Supondo agora que a reação direta ocorra em duas etapas:1ª Etapa (I): 2 A(g) A2(g) (lenta) 
2ª Etapa (II): A2(g) + B(g) C(g) + D(g) (rápida) 
 
Etapa Global: 2 A(g) + B(g) C(g) + D(g) 
 
Em (I) temos: 
2
2
c
]A[
]A[
K  
Em (II) temos: 
]B[]A[
]D[]C[
K
2
c


 
 
Kc (I) x Kc (II) temos: 
]B[]A[
]D[]C[
]A[
]A[
2
2
2


 c2 K]B[]A[
]D[]C[



 
 
 
4. Leis de Equilíbrio para as Reações Gasosas 
 
Quando todos os reagentes e produtos são gases, podemos formular as expressões de ação de 
massa em termos de pressões parciais, assim como das concentrações molares. Isto é possível porque 
a concentração molar de um gás é proporcional a sua pressão parcial. Isto vem da lei dos gases ideais, 
 
PV = nRT 
 
Resolvendo para P se obtém 
n
P RT
V
 
  
 
 
 
Se dobrarmos a concentração molar de um gás sem mudar a sua temperatura ou volume, 
dobramos sua pressão. 
 
 
 
 
 
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A incógnita n/V tem unidades de mol/L e é simplesmente a concentração molar. Portanto, 
podemos escrever 
 
P = (concentração molar) X RT ( Equação 3) 
 
Esta equação se aplica se o gás estiver propriamente num recipiente ou em parte de uma mistura. No 
caso de uma mistura de gases, P é a pressão parcial do gás. 
 
A relação mostrada na Equação 3 nos permite escrever a expressão de ação de massa para as 
reações entre os gases tanto em termos de molaridades quanto de pressões parciais. Portanto, quando 
fazemos uma troca não podemos esperar que os valores numéricos das constantes de equilíbrio sejam 
os mesmos, e então usamos dois símbolos diferentes para K. Quando as concentrações molares são 
usadas, usamos o símbolo Kc. Quando as pressões parciais são usadas, então KP é o símbolo. Por exem-
plo, a lei de equilíbrio para a reação do nitrogênio com o oxigênio para formar a amônia 
 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
 
Pode ser escrita das duas maneiras a seguir 
2
3
c3
2 2
porque as concentrações molares são usadas[NH ]
K
na expressão de ação de massa[N ][H ]
 
  
 
 
2
NH3
p3
N H2 2
P porque as pressões parciais são usadas
K
na expressão de ação de massaP P
 
  
 
 
 
O equilíbrio das concentrações molares pode ser usado para calcular Kc, enquanto o equilíbrio 
das pressões parciais pode ser usado para calcular KP. Discutiremos a conversão entre Kc e KP mais 
adiante. 
 
Escrevendo Expressões para KP 
Exemplo 1: 
Escreva a expressão para KP para a reação 
N2O4(g) 2NO(g) 
 
Solução: Para KP usamos as pressões parciais na expressão de ação de massa. 
2
NO2
p
N O2 4
P
K
P
 
 
 
5. A Significância da Magnitude de Kc 
 
Se utilizarmos KP ou Kc, a vantagem de sempre escrevermos a expressão de ação de massa com 
as concentrações dos produtos no numerador é que a grandeza da constante de equilíbrio nos dá uma 
medida do quanto a reação prossegue até se completar quando o equilíbrio é alcançado. Por exemplo, a 
reação 
 
2H2(g) + O2(g) 2H2O(g) 
 
 
 
 
 
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tem Kc = 9,1 X 1080 a 25 °C. Isto significa que quando há um equilíbrio entre esses gases, 
2 80
2
c 2
2 2
[H O] 9,1 x 10
K
1[H ] [O ]
  
 
Ao escrevermos Kc como uma fração, (9,1 X 1080)/1, vemos que o numerador da expressão de ação 
de massa deve ser enorme se comparado ao denominador, o que significa que a concentração de H2O 
tem que ser enorme em comparação às concentrações de H2 e O2. Em equilíbrio, portanto, a maioria dos 
átomos de hidrogênio e oxigênio no sistema é encontrada na H2O, e muito poucos estão presentes no H2 
e no O2. Logo, um grande valor de Kc nos diz que a reação entre H2 e O2 segue essencialmente até 
completar-se. 
A reação entre N2 e O2 para se obter NO 
 
N2(g) + O2(g) 2NO(g) 
 
Normalmente, necessitamos de 200.000 L de vapor d'água, a 25 °C, apenas para encontrarmos 
uma molécula de O2 e duas de H2. 
 
tem uma constante de equilíbrio muito pequena; Kc = 4,8 X 10-31 a 25 °C. A lei de equilíbrio para essa 
reação é 
2
31
2 2
[NO]
4,8 x 10
[N ][O ]
 
Uma vez que 10-31 = 1/1031, podemos escrever 
2
31
2 2
[NO] 4,8
[N ][O ] 10
 
 
No ar, a 25 °C, a concentração de equilíbrio de NO deve ser aproximadamente 10-17 mol/L. 
Normalmente é mais elevada porque o NO é formado em várias reações, tais como aquelas responsáveis 
pela poluição do ar provocada pelos automóveis. 
 
Aqui o denominador é enorme se comparado ao numerador, e por isso as concentrações de N2 e 
O2 devem ser muito maiores que a concentração de NO. Isto significa que numa mistura de N2 e O2 a 
essa temperatura, é formado muito pouco NO. A reação raramente prossegue até o final antes que o 
equilíbrio seja alcançado. 
A relação entre a constante de equilíbrio e a posição de equilíbrio pode ser resumida como se 
segue: 
Quando os valores de Kc 
são muito grandes 
 
 
 
Quando Kc= 1 
 
 
Quando os valores de Kc 
São muito pequenos 
A reação direta é bastante favorável. 
O equilíbrio se estabelece com grande quantidade de produtos em relação 
aos reagentes. 
 
As concentrações dos reagentes e dos produtos são aproximadamente as 
mesmas no equilíbrio. A posição de equilíbrio situa-se aproximadamente 
na metade, entre os reagentes e os produtos. 
 
Quantidades extremamente pequenas de produtos são formadas. O 
equilíbrio se estabelece com grande quantidade de reagentes em relação 
aos produtos 
 
 
 
 
 
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Note que omitimos o subscrito para Kc neste resumo. As mesmas prescrições qualitativas sobre o 
alcance da reação se aplicam se usarmos Kp ou Kc. 
 
Uma das circunstâncias em que podemos usar as constantes de equilíbrio é para comparar o 
alcance entre duas ou mais reações que prosseguem até se concretizarem. Cuidado ao fazer tais 
comparações, portanto, porque a menos que K seja enormemente diferente, a comparação é somente 
válida se tanto as reações tiverem o mesmo número de reagentes, como as moléculas dos produtos 
aparecerem nas equações químicas equilibradas. 
 
 
 
• A constante de equilíbrio, K, é a razão entre produtos e reagentes. 
• Consequentemente, quanto maior for K, mais produtos estarão presentes no equilíbrio. 
• De modo inverso, quanto menor for K, mais reagentes estarão presentes no equilíbrio. 
• Se K >> 1, então os produtos predominam no equilíbrio e o equilíbrio encontra-se à direita. 
• Se K << 1, então os reagentes predominam no equilíbrio e o equilíbrio encontra-se à esquerda. 
 
6. Cálculos envolvendo a constante de equilíbrio 
Na resolução de problemas envolvendo a constante de equilíbrio use o seguinte raciocínio: 
Preencha um quadro semelhante ao quadro abaixo colocando: 
 
I. O nº de mol inicial dos reagentes. 
II. O número de mols que reagem e são produzidos. 
III. O nº de mols no equilíbrio químico. 
IV. A concentração molar de cada substância no equilíbrio. 
 
I) Nº de mol no início 
II) Reage e Forma 
III) Nº de mol no equilíbrio 
IV) Molaridade no equilíbrio 
 
Após preencher o quadro substitua os dados da linha (IV) na expressão de Kc. 
 
Observe os seguintes exemplos: 
 
01) (Ufrrj) O metanol pode ser obtido industrialmente pela reação entre o monóxido de carbono e o 
hidrogênio conforme a equação adiante: 
 
CO(g) + 2 H2(g) CH3OH(g) 
 
Há uma certa temperatura, em um recipiente de 2 L, são introduzidos 4,0 mols de monóxido de carbono 
e 4,0 mols de hidrogênio. Após um certo tempo, o processo atinge um equilíbrio quando são formados 1 
 
 
 
 
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mol de metanol. 
Calcule a constante de equilíbrio (Kc) nas condições para a reação anterior e assinale o item correto: 
a) 1/2 b) 1/3 c) 1/4 d) 1/5 e) 2/3 
 
02) (Fuvest) N2O4 e NO2, gases poluentes do ar, encontram-se em equilíbrio, como indicado: 
 
N2O4 2NO2 
Em uma experiência,nas condições ambientes, introduziu-se 1,50 mol de N2O4 em um reator de 2,0 litros. 
Estabelecido o equilíbrio, a concentração de NO2 foi de 0,060 mol/L. Qual o valor da constante Kc em 
termos de concentração, desse equilíbrio? 
a) 2,4.10-3 b) 4,8.10-3 c) 5,0.10-3 d) 5,2.10-3 e) 8,3.10-3 
 
7. Grau de equilíbrio () 
 
É a razão entre o número de mol consumidos de um certo reagentes (NC) e o número de mol inicial 
desse reagente (Ni). 
 
 
 
O grau de equilíbrio será sempre um número puro (sem unidade) entre 0 e 1 ou entre 0 a 100%. 
 
Na realidade o grau de equilíbrio é a massa coisa que o rendimento de uma reação química. 
 
8. Quociente do equilíbrio (Qe ou Qc) 
 
É a relação entre as concentrações molares dos produtos sobre as concentrações molares dos 
reagentes, e é expresso da mesma forma que Kc. 
Relacionando a constante de equilíbrio (Kc) com o quociente de equilíbrio (Qe), podemos determinar 
se os resultados dos experimentos correspondem ou não a uma situação de equilíbrio. 
 
 Se Qe < Kc, o sistema não está em equilíbrio. 
– O Qe deverá aumentar para se igualar com Kc. 
– O sistema deverá se deslocar para a direita. 
 V1 
 ; V1 > V2 
 V2 
 Se o Qe > Kc, o sistema não está em equilíbrio. 
– O Qe deverá aumentar para se igualar com Kc. 
– O sistema deverá se deslocar para a esquerda. 
 V1 
 ; V2 > V1 
 V2 
 
 Se Qe = Kc, o sistema está em equilíbrio. 
 V1 
 ; V1 = V2 
 V2 
 
i
c
N
N

 
 
 
 
 
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9. A Relação entre Kp e Kc 
 
Para algumas reações KP é igual a Kc, porém, para muitas outras as duas constantes têm valores 
diferentes. Portanto. é desejável que tenhamos uma forma para calcular uma a partir da outra. Na 
conversão entre KP e Kc usa-se a relação entre a pressão parcial e a molaridade. A Equação a seguir 
pode ser usada para trocar KP por Kc substituindo 
 
(concentração molar) x RT 
PV = nRT 
Resolvendo para a concentração do gás, n/V, obtemos 
n/V = P/RT 
 
para a pressão parcial de cada gás na expressão de ação de massa por KP. Da mesma forma. Kc 
pode ser trocado para KP resolvendo a Equação 3 para as concentrações molares, e então substituindo 
o resultado, P/TR, dentro da expressão apropriada para K. Isto parece muito trabalhoso, e é. Felizmente 
existe uma equação geral derivada dessas relações, que podemos usar para fazer essas conversões. 


ng
p cK K (RT) 
Nesta equação, o valor de ng é igual à mudança no número de mols do gás indo dos reagentes 
para os produtos. 
 
ng = (mols dos produtos gasosos) - (mols dos reagentes gasosos) 
 
Usaremos os coeficientes da equação equilibrada para a reação para calcular o valor numérico 
de ng. Por exemplo, a equação 
 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 

n9 é calculado a partir dos coeficientes da equação, tomando-os para representar os mols. 
 
Nos diz que dois mols de NH3 são formados quando um mol de N2 e três mols de H2 reagem. Em 
outras palavras, dois mols de produto gasoso são formados a partir de um total de quatro mols de 
reagentes gasosos. Como é uma diminuição de dois mols de gás, então Ano para essa reação é igual a -
2. 
 
Para algumas reações, o valor de ng é igual a zero. Um exemplo é a decomposição do HI. 
 
 
 
 
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2HI(g) H2(g) + l2(g) 
 
Note que se tomarmos os coeficientes para representar os mols, há dois mols de gás em cada lado da 
equação. Isto significa que ng = 0. Visto que (RT) elevado à potência zero é igual a 1, Kp = Kc. 
 
Conversão entre Kp e Kc 
Exemplo 2: 
A 500 °C, a reação entre N2 e H2 para formar a amônia 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
tem Kc = 6,0 X 10-2. Qual é o valor numérico de Kp para esta reação? 
 
Solução: A equação que desejamos usar é 
Kp = Kc(RT)ng 
 
Na discussão acima, vemos que ∆ng = -2 para esta reação. Tudo o que necessitamos agora são valores 
apropriados de R e T. A temperatura. T. deve ser expressa em kelvins. (Quando usada para representar 
a temperatura, a letra maiúscula T numa equação sempre significa a temperatura absoluta.) A seguir 
devemos escolher um valor apropriado para R. Em referência à Equação acima. se as pressões parciais 
estão expressas em atm e a concentração em mol L-1, o valor de R que é consistente com estas unidades 
é R = 0,0821 L atm mol-1 K-1, e esse é o único valor de R que pode ser usado na Equação 4. Reunindo os 
dados, então. obtemos 
 
Kc = 6,0 X 10-2 ng = -2 
 
T = (500 + 273) K = 773 K R = 0.0821 L atm mol-1 K-1 
Substituindo esses dados dentro da equação para Kp obtemos 
 
Kp = (6,0 x 10-2) x [(0.0821) x (773)]-2 
 = (6,0 x 10-2) x (63,5)-2 
 = 1,5 X 10-5 
Neste caso, Kp tem um valor numérico bastante diferente daquele de Kc. 
 
Conversão entre Kp e Kc 
Exemplo 3 
A 25 °C. Kp para a reação N2O4(g) 2NO2(g) tem um valor de 0,140. Calcule o valor de Kc. 
 
Solução: Novamente, a equação de que precisamos é 
Kp = Kc(RT)ng 
 
Desta vez, ng = 2 - 1 = + 1. Agora vamos arrumar os dados na tabela. 
Kp = 0,140 ng = +1 
T = 298 K R = 0.0821 L atm mol-1 K-1 Resolvendo a equação para Kc obtemos 
p
c ng
K
K
(RT)

 
 
Substituindo os valores dentro dessa equação determinamos 0.140 
 
 
 
 
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c 1
3
0,140
K
[(0,0821) x (298)]
5,72 x 10


 
Mais uma vez, há uma diferença substancial entre os valores de Kp e Kc. 
 
 
 
10. Processo de Equilíbrio Heterogêneo 
 
Numa reação homogênea - ou num equilíbrio homogêneo - todos os reagentes e produtos estão na 
mesma fase. O processo de equilíbrio dentre os gases é homogêneo porque todos os gases misturam-
se livremente uns com os outros, e então uma fase simples existe. 
Há também muitos processos de equilíbrio em que os reagentes e os produtos são dissolvidos na 
mesma fase líquida. 
Quando existe mais de uma fase em uma mistura de reação, denominamos de reação heterogênea. 
Um exemplo comum é a combustão da madeira, em que um combustível sólido reage com o oxigénio 
gasoso. Outro exemplo é a decomposição térmica do bicarbonato de sódio, que ocorre quando o 
composto é borrifado no fogo. 
 
2NaHCO3(s)  Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g) 
 
Cozinheiros experientes mantêm uma caixa de bicarbonato de sódio próxima, porque essa reação 
toma-se um excelente extintor de fogo em gorduras e óleo quentes. O fogo é suprimido pelos produtos 
da reação. 
As reações heterogêneas são capazes de alcançar o equilíbrio, assim como o são as reações 
homogêneas. Se NaHCO3 é colocado num recipiente vedado de forma que nenhum CO2 ou H2O possa 
escapar, os gases e o sólido vão para um equilíbrio heterogêneo. 
 
2NaHCO3(s) Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g) 
 
 
Seguindo nosso procedimento habitual, podemos escrever a lei de equilíbrio para essa reação como 
 
 
 
 
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2 3 2 2
2
3
[Na CO (s)][H O(g)][CO (g)]
K
[NaHCO (s)]
 
 
Incluímos os estados físicos na expressão de ação de massa aqui porque temos um sistema 
heterogêneo. 
 
Portanto, a lei de equilíbrio para as reações que envolvem líquidos e sólidos puros pode ser escrita 
de uma forma ainda mais simples. Isto é devido à concentração de um líquido ou de um sólido puro ser 
imutável; isto é, para qualquer líquido ou sólido puro, a razão da quantidade de substância para o volume 
da substância é uma constante. Por exemplo, se tivéssemos um cristal de 1 mol de NaHCO3, ele iria 
ocupar um volume de 38,9cm3. Dois mols de NaHCO3 ocupariam duas vezes esse volume, 77,8 cm3, 
porém a razão de mols para litros (isto é, a concentração molar) permaneceria a mesma. Para o NaHCO3, 
a concentração da substância no sólido é 
 
11mol 2mol 25,7 mol L
0,0389L 0,0778L  
 
Esta é a concentração de NaHCO3 no sólido, desconsiderando o tamanho da amostra sólida. Em 
outras palavras, a concentração de NaHCO3 é constante, contanto que algum NaHCO3 esteja presente 
na mistura de reação. 
Raciocínio semelhante mostra que a concentração de NaCO3 no sólido puro Na2CO3 também é 
uma constante. Isso significa que a lei de equilíbrio agora tem três constantes, K e mais dois dos termos 
de concentração. Faz sentido combinar todas as constantes numéricas. 
2
3
2 2 c
2 3
K[NaHCO (s)]
[H O(g)][CO (g)] K
[Na CO (s)]
  
 
A lei de equilíbrio para uma reação heterogênea é escrita sem os termos da concentração para 
os sólidos ou líquidos puros. As constantes de equilíbrio que são dadas nas tabelas representam todas 
as constantes combinadas. 
 
Escrevendo a Lei de Equilíbrio para uma Reação Heterogênea 
Exemplo 4 
O poluente do ar, dióxido de enxofre, pode ser removido de uma mistura de gases combinando-o com 
óxido de cálcio. A equação é 
CaO(s) + SO2(g) CaSO3(s) 
Escreva a lei de equilíbrio para essa reação. 
 
Solução: As concentrações dos dois sólidos, CaO e CaSO3, estão incorporadas na constante de 
equilíbrio Kc para a reação. O único termo da concentração que pode aparecer na expressão de ação de 
massa é do SO2. Portanto. a lei de equilíbrio é simplesmente 
c
2
1
K
[SO (g)]
 
 
11. Princípio de Le Châtelier e o Equilíbrio Químico 
O princípio de Le Châtelier, nos proporciona os meios para fazer previsões qualitativas sobre a 
mudanças no processo de equilíbrio químico. Isto sempre no permite prever os efeitos das influências 
 
 
 
 
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externas no processo de equilíbrio que envolve as mudanças físicas, como o processo de equilíbrio 
líquido-vapor. Lembre-se de que o Princípio de Le Châtelier afirma que se uma influência externa perturba 
um equilíbrio, o sistema sofre uma mudança num sentido que se opõe à influência que o perturba e, se 
possível, devolve o equilíbrio ao sistema. Vamos examinar que tipos de "influências externas podem 
afetar o processo de equilíbrio químico. 
Quando um sistema atinge o equilíbrio químico, ele tende a permanecer dessa maneira, sem 
nenhuma mudança nas concentrações de reagentes e produtos, a menos que algum fator externo altere 
esse equilíbrio. 
Em 1888 o Físico-químico francês, LE CHATELIER, estudando o comportamento de sistema em 
equilíbrio químico, chegou à conclusão de que os fatores externos capazes de deslocar o equilíbrio de 
um sistema são: a concentração das substâncias participantes da reação, a pressão e a 
temperatura. Ele então enunciou um princípio conhecido como Princípio de LE CHATELIER ou 
Princípio da fuga ante a força: 
 
Quando um fator externo atua sobre um sistema em equilíbrio, este se desloca no sentido de reduzir 
a ação deste fator sobre o sistema, buscando um novo equilíbrio químico. (Diferente do equilíbrio anterior). 
 
OBSERVAÇÕES 
 Quando a velocidade da reação direta aumenta 
(A + B C + D), dizemos que o equilíbrio está se deslocando para a direta (V1 > V2). Quando a 
velocidade da reação inversa aumenta (A + B C + D), dizemos que o equilíbrio está se 
deslocando são passageiros, pois conduzem os sistemas para um novo equilíbrio químico. 
 
 
11.1. Fatores que deslocam o equilíbrio quimico de uma reação 
 
a) Influência da concentração 
Considere o equilíbrio: 
)g()g(
V
V
)g()g( dDcCbBaA
INVERSA
DIRETA

 
 
 
ba
dc
C
]B[]A[
]D[]C[
K


 
 
Lembrando que KC é sempre constante numa determinada temperatura, temos: 
 [A] e/ou [B] o equilíbrio se desloca para a direita (); VDIRETA > VINVERSA. 
 [C] e/ou [D] o equilíbrio se desloca para a esquerda (); VINVERSA > VDIRETA. 
 [A] e/ou [B] o equilíbrio se desloca para a esquerda (); VINVERSA > VDIRETA. 
 [C] e/ou [D] o equilíbrio se desloca para a direita (); VDIREITA > VINVERSA. 
 
 
Conclusão: 
A adição de uma substância desloca o equilíbrio no sentido que irá consumi-la. A retirada de uma 
substância desloca o equilíbrio no sentido que irá refazê-la. 
 Adição de um lado: desloca o equilíbrio p/ o outro lado. 
 Retirada de um lado: desloca o equilíbrio p/ o mesmo lado. 
 
Considere o processo de Haber 
 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
 
 
 
 
 
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Se H2 é adicionado enquanto o sistema está em equilíbio, o sistema deve responder para 
neutralizar o H2 adicionado (por Le Châtelier). 
O sistema deve consumir o H2 e levar aos produtos até que um novo equilíbrio seja estabelecido. 
Portanto, a [H2] e a [N2] diminuirão e a [NH3] aumentará. 
 
Observação: 
Em todos esses casos onde a concentração das substâncias foi alterada a constante de equilíbrio 
(KC) permanece constante, pois como já estudamos ela só varia em função da temperatura. 
A introdução de uma substância inerte (que não reage) não influi no equilíbrio químico. 
 
 
b) Influência da temperatura (lei de Van't Hoff) 
 O aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido endotérmico, ou seja, no sentido que 
absorve o calor fornecido. 
 A diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido exotérmico, ou seja, no sentido que 
repõe o calor retirado. 
 
 
Ex.: 
kcal2,26HNH2H3N )g(3AENDOTÉRMIC
EXOTÉRMICA
)g(2)g(2 
 
 
 
 
  T o equilíbrio se desloca para a esquerda (), lado endotérmico, consequentemente: 
[N2]; [H2]; [NH3]. 
 
  T o equilíbrio se desloca para a direita (), lado exotérmico, consequentemente: [N2]; [H2]; [NH3]. 
 
Observação: 
O valor da constante de equilíbrio (Kc ou Kp) não varia com a variação da concentração dos 
participantes de uma reação, nem com a pressão, mas varia com a temperatura. Assim temos: 
 
]REAGENTES[
]PRODUTOS[
K c  
 
 Reação endotérmica:  T; (equilíbrio ); [produtos]; Kc. 
 Reação exotérmica:  T; (equilíbrio ); [reagentes]; Kc. 
 
 
 
 
 
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





C
C
K T
K T
aendotérmic
açãoRe
 






C
C
K T
K T
exotérmica
açãoRe
 
 
 
c) Influência da pressão total do sistema (lei de Robin) 
 A pressão só exerce influência considerável sobre substâncias na fase gasosa. 
Considere o equilíbrio: 
 
Ex.: 
 
 
 Ao aumentar a pressão de um sistema, o equilíbrio se desloca no sentido de diminuir essa pressão, e 
como a pressão é proporcional ao nº de moléculas e de mol, à sistema se desloca para o lado da 
redução do número de moléculas, o que ocasionará uma diminuição da pressão. 
 
Conclusão: 
 O aumento da pressão desloca o equilíbrio no sentido de menor número de mols gasosos. 
 A diminuição da pressão desloca o equilíbrio no sentido de maior número de mols gasosos. 
 
 
Observação: 
Caso a reação ocorra sem contração, nem expansão de volume, o aumento ou diminuição da 
pressão não desloca o equilíbrio químico da reação. 
 
Ex.: 
 
 
 A variação da pressão não desloca o equilíbrio da reação. 
 
Nos equilíbrios onde existem substâncias no estado gasoso e no estado sólido ou líquido, a variação 
de volume é determinada apenas pelas substâncias no estado gasoso. 
Não confunda pressão total dó sistema, com pressão parcial de um gás, pois quando 
aumentamos a pressão parcial de um gás, estamos na realidade aumentando a sua concentração, assim 
para o equilíbrio anterior temos: 
 
 
 
 
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 Aumentando a pressão parcial do O2(g) o equilíbrio se desloca para a direita; 
 
 Aumentando a pressão parcial do CO2(g) o equilíbrio se desloca para a esquerda. 
 
Variações na pressão total ou na pressão parcial não alteram o valor de Kc nem de Kp de uma 
reação a uma determinada temperatura. 
 
d) Influência do catalisador sobre o equilíbrio de uma reaçãoLembre-se de que os catalisadores são substâncias que afetam a velocidade das reações 
químicas, sem serem consumidos. Portanto, os catalisadores não afetam a posição de equilíbrio em um 
sistema. A razão é que um catalisador afeta igualmente as reações diretas e as inversas. Ambas são 
aceleradas na mesma proporção. Então, adicionando um catalisador ao sistema, não existe efeito 
resultante sobre a composição de equilíbrio do sistema. O único efeito catalisador é trazer o sistema ao 
equilíbrio mais rapidamente. 
 
• Um catalisador reduz a barreira de energia de ativação para a reação. 
• Consequentemente, um catalisador diminuirá o tempo gasto para alcançar o equilíbrio. 
• Um catalisador não afeta a composição da mistura em equilíbrio. 
• O catalisador não altera o valor da constante de equilíbrio da reação (Kc). 
 
O catalisador aumenta igualmente a velocidade da reação direta e da reação inversa, através do o 
abaixamento da energia de ativação das duas reações, portanto concluímos que: 
O catalisador não desloca o equilíbrio químico de uma reação, ele apenas diminui o tempo 
necessário para que o equilíbrio seja atingido. Portanto, o catalisador não altera o estado de equilíbrio de 
uma reação, não altera o rendimento do processo nem o valor da constante de equilíbrio (Kc ou Kp). 
Dada a reação em equilíbrio: 
 
)g()g( B1A1  )g()g( D1C1  
 
 
 
 
Adição de um Gás Inerte a um Volume Constante 
Uma mudança no volume não é a única forma de se alterar a pressão em um sistema de equilíbrio 
de reagentes e produtos gasosos. A pressão também pode ser modificada mantendo-se o mesmo volume 
e adicionando-se um outro gás. Se esse gás não pode reagir com qualquer dos gases já presentes (isto 
é, se o gás adicionado é inerte para as substâncias em equilíbrio), as concentrações dos reagentes e dos 
produtos não mudarão. As concentrações continuarão para satisfazer a lei de equilíbrio e os quocientes 
 
 
 
 
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de reação continuarão iguais a KC, e então não haverá mudança na posição de equilíbrio. 
 
 
RESUMO GERAL 
 
Perturbação Externa Deslocamento do Equilíbrio Alteração de Kc e Kp 
Adição de um participante No sentido oposto do participante Não 
Retirada de um participante No sentido do participante Não 
Aumento da pressão 
No sentido do menor número de 
mols gasosos 
Não 
Diminuição da pressão 
No sentido do maior número de 
mols gasosos 
Não 
Aumento da temperatura No sentido endotérmico Sim 
Diminuição da temperatura No sentido exotérmico Sim 
Adição do catalisador Não Não 
 
 
Aplicação do Princípio de Le Châtelier 
Exemplo 5 
A reação N2O4(g) 2NO(g) é endotérmica, com Hº = +56,9 kJ. Como a quantidade de NO2 em equilíbrio 
será afetada pela (a) adição de N,04, (b) diminuição da pressão pelo aumento do volume do recipiente, 
(c) elevação da temperatura, e (d) adição de um catalisador ao sistema? Quais dessas mudanças 
alterarão o valor de Kc? 
 
Solução: (a) A adição de N2O4 provocará a transferência do equilíbrio para a direita - em um sentido que 
consumirá algum N2O4 adicionado. A quantidade de NO2 aumentará. (b) Quando a pressão no sistema 
decai, o sistema responde produzindo mais moléculas de gás, que tenderão a elevar a pressão e parcial-
mente contrabalançar a mudança. Visto que mais moléculas de gás são formadas se algum N2O4 se 
decompõe, a quantidade de NO2 em equilíbrio aumentará. (c) Porque a reação é endotérmica no sentido 
direto, escrevemos a equação mostrando o calor como um reagente 
 
Calor + N2O4(g) 2NO2(g) 
 
A elevação de temperatura é efetuada pela adição de calor, de modo que o sistema responda absorvendo 
calor. Isto significa que o equilíbrio se transferirá para a direita e a quantidade de NO, em equilíbrio 
aumentará. 
(d) Um catalisador faz com que uma reação alcance mais rapidamente o equilíbrio, porém não tem efeito 
sobre a posição de equilíbrio químico. Portanto, a quantidade de NO, em equilíbrio não será afetada. 
Finalmente, a única mudança que altera K é a mudança de temperatura. Elevando a temperatura 
(pela adição de calor) aumentará Kc porque a reação direta é endotérmica. 
 
 
 
12. Aprofundamento 
 
I) Alterações na pressão 
 
 
 
 
 
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a) Considere a reação: 
 
2NO2(g) N2O4(g) 
 
2 4
2 4 2 4 2 4
2 22 2
N O
2
N O N O N O
c
2 22
NO NONO NO
n
[ ] n V nV
k .V
[ ] V nn n
V
 
 
Assim temos: 
1) pressãovolume(V), para que Kc não se altere: 
 
2 4
2
N O
2
NO
n
n
, assim o equilíbrio se desloca para a direita, 
para o lado do menor número de mols gasosos; 
 
2) pressãovolume(V), para que Kc não se altere: 
2 4
2
N O
2
NO
n
n
, assim o equilíbrio se desloca para a 
esquerda, para o lado do maior número de mols gasosos; 
 
 
b) Considere a reação: 
 
H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g) 
 
2 2 2.. 2 2.. 2
2
HCl
2 22 2HCl HCl
c
2
H Cl2 2 H Cl H Cl
n
n n[HCl] VV
k .
n n[H ][Cl ] n n n nV
V V
 
Assim temos: 
 
Alterações na pressão total, com consequentes alterações no volume do sistema não deslocam o 
equilíbrio químico, pois a constante de equilíbrio não é escrita em função do volume (V). 
Alterações na pressão total, por alterações no volume do sistema não deslocam o equilíbrio químico 
quando os números de mols gasosos dos reagentes e dos produtos são iguais. 
 
 
II) Introdução de um gás inerte 
 
A introdução de um gás inerte aumenta a pressão total do sistema, mas não altera as pressões 
parciais dos gases participantes do equilíbrio, assim o equilíbrio químico não se desloca; 
 
Considere o equilíbrio: 
 
2NO2(g) N2O4(g) 
 
Considere que gás argônio (Ar(g)) seja introduzido no sistema em equilíbrio; 
Ocorre um aumento da pressão total, pois: 
 
 Antes da adição do argônio: 
Ptotal = P NO2(g) + P N2O4(g) 
 
 
 
 
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 Depois da adição do argônio: 
Ptotal = P NO2(g) + P N2O4(g) + P Ar(g) 
 
As frações molares dos gases participantes do equilíbrio diminuem, pois ocorre um aumento do 
número de mol total do sistema: 
2
2
.
NO
NO
total
n
X
n
 
2 4
2 4
.
N O
N O
total
n
X
n
 
 
Consequentemente as pressões parciais de cada gás que participa do equilíbrio não se alteram: 
 
2 2.NO NO totalP X P 
 
2 4 2 4.N O N O totalP X P 
 
Se não ocorrem alterações nas pressões parciais dos gases participantes do equilíbrio, alterações 
na pressão total não deslocam o equilíbrio químico; 
 
IV) Equação de Van’t Hoff 
Relação entre ∆G° e a constante de equilíbrio Keq 
 
 
 
 
 
eq
eq
/
eq 
ΔG = ΔG° + RT Ln Q
0 = ΔG° + RT Ln K
ΔG° = - RT Ln K
K = G RTe
eq 
eq 
eq 
K > 1 ΔG° < 0
K < 1 ΔG° > 0
K =1 ΔG° = 0



 
 
 
 
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EQUILIBRIO QUÍMICO 
Exercícios de Aprendizagem 
 
1) (Ufrgs) A constante de equilíbrio da reação 
 
CO(g) + 2H2(g) CH3OH(g) 
 
tem o valor de 14,5 a 500 K. As concentrações de 
metanol e de monóxido de carbono foram medidas 
nesta temperatura em condições de equilíbrio, 
encontrando-se, respectivamente, 0,145 mol.L-1 e 1 
mol.L-1. 
Com base nesses dados, é correto afirmar que a 
concentração de hidrogênio, em mol.L-1, deverá ser 
a) 0,01. 
b) 0,1. 
c) 1. 
d) 1,45. 
e) 14,5. 
 
2) (Ime) Dada a reação química abaixo, que ocorre na 
ausência de catalisadores, 
 
       2 2H O g C s 31,4 kcal CO g H g   
 
pode-se afirmar que: 
a) o denominador da expressão da constante de 
equilíbrio é 2H O C .       
b) se for adicionado mais monóxido de carbono ao 
meio reacional, o equilíbrio se desloca para a 
direita. 
c) o aumento da temperatura da reação favorece a 
formação dos produtos. 
d) se fossem adicionados catalisadores, o equilíbrio 
iria se alterar tendo em vista uma maior formaçãode produtos. 
e) o valor da constante de equilíbrio é independente 
da temperatura. 
 
3) (Mackenzie) Sob condições adequadas de 
temperatura e pressão, ocorre a formação do gás 
amônia. Assim, em um recipiente de capacidade igual 
a 10 L, foram colocados 5 mol de gás hidrogênio junto 
com 2 mol de gás nitrogênio. Ao ser atingido o equilíbrio 
químico, verificou-se que a concentração do gás 
amônia produzido era de 0,3 mol/L. Dessa forma, o 
valor da constante de equilíbrio (KC) é igual a 
a) 
41,80 10 
b) 
23,00 10 
c) 
16,00 10 
d) 
13,60 10 
e) 
41,44 10 
 
4 (Fatec) A produção de alimentos para a população 
mundial necessita de quantidades de fertilizantes em 
grande escala, sendo que muitos deles se podem obter 
a partir do amoníaco. 
Fritz Haber (1868-1934), na procura de soluções para 
a otimização do processo, descobre o efeito do ferro 
como catalisador, baixando a energia de ativação da 
reação. 
Carl Bosch (1874-1940), engenheiro químico e colega 
de Haber, trabalhando nos limites da tecnologia no 
início do século XX, desenha o processo industrial 
catalítico de altas pressões e altas temperaturas, ainda 
hoje utilizado como único meio de produção de 
amoníaco e conhecido por processo de Haber-Bosch. 
Controlar as condições que afetam os diferentes 
equilíbrios que constituem o processo de formação 
destes e de outros produtos, otimizando a sua 
rentabilidade, é um dos objetivos da Ciência/Química e 
da Tecnologia para o desenvolvimento da sociedade. 
(nautilus.fis.uc.pt/spf/DTE/pdfs/fisica_quimica_a_11_h
omol.pdf Acesso em: 28.09.2012.) 
 
Considere a reação de formação da amônia 
     2 2 3N g 3H g 2NH g e o gráfico, que mostra 
a influência conjunta da pressão e da temperatura no 
seu rendimento. 
 
 
 
A análise do gráfico permite concluir, corretamente, que 
a) a reação de formação da amônia é endotérmica. 
b) o rendimento da reação, a 300 atm, é maior a 600°C. 
c) a constante de equilíbrio ( cK ) não depende da 
temperatura. 
d) a constante de equilíbrio ( cK ) é maior a 400°C do 
que a 500°C. 
e) a reação de formação da amônia é favorecida pela 
diminuição da pressão. 
 
5) (Pucmg) Considere o equilíbrio químico a seguir: 
 
 
 
 
 
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NOCØ(g) Ï NO(g) + 1/2CØ‚(g) 
 
Num reator fechado, estão presentes no equilíbrio 0,5 
mol de NOCØ, 0,35 mol de NO e 0,20 mol de CØ‚. À 
temperatura constante, adiciona-se 0,05 mol de NOCØ. 
É CORRETO afirmar que as concentrações das 
espécies presentes no novo equilíbrio em relação ao 
equilíbrio anterior: 
a) não mudaram. 
b) são superiores para NOCØ, superiores para NO e 
superiores para CØ‚. 
c) são inferiores para NOCØ, superiores para NO e 
superiores para CØ‚. 
d) são inferiores para NOCØ, inferiores para NO e 
inferiores para CØ‚. 
 
6. (Uespi) Um exemplo do impacto humano sobre o 
meio ambiente é o efeito da chuva ácida sobre a 
biodiversidade dos seres vivos. Os principais poluentes 
são ácidos fortes que provêm das atividades humanas. 
O nitrogênio e o oxigênio da atmosfera podem reagir 
para formar NO, mas a reação, mostrada abaixo, 
endotérmica, é espontânea somente a altas 
temperaturas, como nos motores de combustão interna 
dos automóveis e centrais elétricas: 
 
N2(g) + O2(g) 2 NO(g) 
 
Sabendo que as concentrações de N2 e O2 no equilíbrio 
acima, a 800 ºC, são iguais a 0,10 mol L−1 para ambos, 
calcule a concentração molar de NO no equilíbrio se K 
= 4,0 x 10−20 a 800 ºC. 
a) 6,0 x 10−7 
b) 5,0 x 10−8 
c) 4,0 x 10−9 
d) 3,0 x 10−10 
e) 2,0 x 10−11 
 
7) (Unifesp) O monóxido de nitrogênio é um dos 
poluentes atmosféricos lançados no ar pelos veículos 
com motores mal regulados. No cilindro de um motor 
de explosão interna de alta compressão, a temperatura 
durante a combustão do combustível com excesso de 
ar é da ordem de 2400 K e os gases de descarga estão 
ao redor de 1200 K. O gráfico representa a variação da 
constante de equilíbrio (escala logarítmica) em função 
da temperatura, para a reação de formação do NO, 
dada por 
 
1/2 N‚(g) + 1/2 O‚(g) Ï NO(g) 
 
 
Considere as seguintes afirmações: 
I. Um catalisador adequado deslocará o equilíbrio da 
reação no sentido da conversão do NO em N‚ e O‚. 
II. O aumento da pressão favorece a formação do NO. 
III. A 2400 K há maior quantidade de NO do que a 1200 
K. 
IV. A reação de formação do NO é endotérmica. 
São corretas as afirmações contidas somente em 
a) I, II e III. 
b) II, III e IV. 
c) I e III. 
d) II e IV. 
e) III e IV 
 
8. (Mackenzie) O equilíbrio químico estabelecido a 
partir da decomposição do gás amônia, ocorrida em 
condições de temperatura e pressão adequadas, é 
representado pela equação química 
3(g) 2(g) 2(g)2NH N 3H . Considerando que, no início, 
foram adicionados 10 mol de gás amônia em um 
recipiente de 2 litros de volume e que, no equilíbrio, 
havia 5 mol desse mesmo gás, é correto afirmar que 
a) ao ser estabelecido o equilíbrio, a concentração do 
gás N2 será de 1,25 mol/L. 
b) foram formados, até ser estabelecido o equilíbrio, 15 
mol de H2(g). 
c) a concentração do gás amônia no equilíbrio será de 
5 mol/L. 
d) haverá, no equilíbrio, maior quantidade em mols de 
gás amônia do que do gás hidrogênio. 
e) a concentração do gás hidrogênio no equilíbrio é 2,5 
mol/L. 
 
9) Um frasco a 25ºC foi preenchido, exclusivamente, 
com tetróxido de dinitrogênio (N2O4) ficando com 
pressão 
total de 3atm. Nessas condições, o N2O4 se 
desproporciona formando o dióxido de nitrogênio 
(NO2), segundo a equação 
 
 
 
 
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N2O4(g) Ï 2NO2(g) 
 
Mantida a temperatura, após atingido o equilíbrio do 
sistema verifica-se que a pressão parcial do N2O4 é de 
2,25atm. 
A pressão parcial do NO2 após atingido o equilíbrio e a 
constante de equilíbrio de desproporcionamento do 
N2O4 em função das pressões parciais (KP), são, 
respectivamente, 
a) 1,5 atm e 1. 
b) 0,75 atm e 0,33. 
c) 0,75 atm e 0,25 
d) 1,5 atm e 0,67 
e) 0,75 atm e 3. 
 
10) (Unesp) O equilíbrio gasoso N2O4 Ï 2 NO2 
apresenta, a uma dada temperatura, constante de 
equilíbrio Kc=2. Nesta temperatura foram feitas duas 
misturas diferentes, A e B, cada uma acondicionada em 
recipiente fechado, isolado e distinto. As condições 
iniciais estão mostradas na tabela seguir: 
 
 
 
a) Efetue os cálculos necessários e conclua se a 
mistura A se encontra ou não em situação de equilíbrio 
b) Efetue os cálculos necessários e conclua se a 
mistura B se encontra ou não em situação de equilíbrio. 
 
11) (Ufes) A constante de equilíbrio KÝ é igual a 10,50 
para a seguinte reação, a 227 °C: 
CO(g) + 2 H‚(g) Ï CHƒOH(g) 
O valor de KÝ para a reação abaixo, na mesma 
temperatura, é 
2CO(g) + 4 H‚(g) Ï 2 CHƒOH(g) 
a) 3,25 
b) 5,25 
c) 10,50 
d) 21,00 
e) 110,25 
 
12) (Uff) Em um recipiente de aço inox com capacidade 
de 1,0 L foram colocados 0,500 mol de H‚ e 0,500 mol 
de I‚. 
A mistura alcança o equilíbrio quando a temperatura 
atinge 430°C. 
Calcule as concentrações de H‚, I‚ e HI na situação de 
equilíbrio, sabendo-se que KÝ para a reação 
 
H‚(g) + I‚(g) Ï 2HI(g) é igual a 49,0 na temperatura 
dada. 
 
13) (Fuvest ) Cobalto pode ser obtido a partir de seu 
óxido, por redução com hidrogênio ou com monóxido 
de carbono. São dadas as equações representativas 
dos equilíbrios e suas respectivas constantes a 550°C. 
I. CoO(s) + H‚(g) Ï Co(s) + H‚O(g) K� = 67 
II. CoO(s) + CO(g) Ï Co(s) + CO‚(g) K‚ = 490 
a) Mostre como se pode obter a constante (Kƒ) do 
equilíbrio representado por permanece praticamente 
inalterada. 
 
 CO(g) + H‚O(g) Ï CO‚(g) + H‚(g) 
 
a 550°C, a partir das constantes dos equilíbrios I e II. 
b) Um dos processos industriais de obtenção de 
hidrogênio está representado no item a. A 550°C, a 
reação, no sentido daformação de hidrogênio, é 
exotérmica. Para este processo, discuta a influência de 
cada um dos seguintes fatores: 
- aumento de temperatura. 
- uso de catalisador. 
- variação da pressão. 
 
14. (Ufrj) A reação entre um ácido carboxílico e um 
álcool é chamada de esterificação e pode ser 
genericamente representada pela equação a seguir: 
RCOOH(Ø) + R'OH(Ø) Ï RCOOR'(Ø) + H‚O(Ø) 
a) Explique porque a adição de um agente desidratante 
aumenta a formação de éster. 
b) Em um recipiente de 1 litro, foram adicionados 1mol 
de ácido e 1mol de álcool. 
Sabendo que nestas condições KÝ=4, calcule a 
concentração de éster no equilíbrio. 
c) Se R é o radical propil e R' é o radical isopropil, dê o 
nome do éster formado. 
 
 
 
 
 
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EQUILIBRIO QUÍMICO 
Exercícios de Fixação 
 
1. (Uern 2015) Considerando o seguinte equilíbrio químico: 
2
2(s) (aq) (aq)Mg(OH) Mg 2OH H 40kJ / mol,
      
marque (V) para as afirmativas verdadeiras e (F) para as 
falsas. 
 
( ) Trata-se de um equilíbrio heterogêneo. 
( ) Se aumentar a concentração de hidróxido de magnésio, 
o equilíbrio será deslocado para direita. 
( ) Aumentando a pressão do sistema, o equilíbrio será 
deslocado para a esquerda. 
( ) Aumentando a concentração de íons magnésio, a reação 
será deslocada para a direita. 
( ) Diminuindo a temperatura do sistema, a reação será 
deslocada para a direita. 
 
A sequência está correta em 
a) F, V, F, V, F. 
b) V, F, F, V, V. 
c) V, V, V, F, F. 
d) V, F, F, F, V. 
 
2 (Puc-rio) Na crise energética, a produção de gás 
natural (metano) tem sido bastante incentivada. Além 
de combustível, o metano tem outras aplicações 
industriais, entre elas, a produção de hidrogênio com 
base na seguinte reação: 
CH„ (g) + H‚O (g) Ï CO (g) + 3 H‚ (g) 
ÐH¡ = + 216,9 kJ/mol 
a) A reação absorve ou desprende calor? Justifique. 
b) Escreva a equação que representa a constante de 
equilíbrio para essa reação. 
c) Em que direção a reação se deslocará se, após o 
equilíbrio estabelecido, ocorrer uma falha de processo 
e a pressão de H‚O (g) diminuir? Justifique sua 
resposta. 
 
3. (Cefet MG 2015) O gráfico a seguir apresenta as variações 
das concentrações de três substâncias (A, B e C) durante 
uma reação química monitorada por 10 minutos. 
 
 
 
A equação química que representa estequiometricamente essa 
reação, é 
a) 2A B 3C  
b) 2A 3C B  
c) 2B 2C A  
d) 3B C 2A  
e) 6C 4A 2B  
 
 
4. (Ufscar) O óxido nítrico, NO, é um importante 
intermediário na fabricação do ácido nítrico pelo 
processo Ostwald. É produzido na atmosfera por 
fenômenos naturais, como relâmpagos, sendo também 
liberado em decorrência de atividades humanas, 
tornando-se um dos responsáveis pela formação da 
chuva ácida. A reação de formação de NO é 
representada pela equação: 
N‚ (g) + O‚ (g) Ï 2 NO(g) ÐH¡ = + 180 kJ 
a) Neste sistema em equilíbrio a 25°C, num recipiente 
de 10 L, existem 0,10 mol de N‚ e 0,02 mol de O‚. Se a 
constante de equilíbrio Kc a 25°C é igual a 4,5 . 10-¤¢, 
qual será a concentração em mol/L de NO no equilíbrio, 
nesta temperatura? 
b) O que se verifica com o equilíbrio e a constante de 
equilíbrio, quando a temperatura do sistema é 
aumentada? Justifique. 
 
5. (Ufu) A amônia (NHƒ) pode ser obtida industrialmente 
pelo processo Haber-Bosh, que envolve altas 
temperaturas, elevadas pressões, e presença de Fe 
como catalisador. A reação envolvida é 
N‚(g) + 3H‚(g) Ï 2NHƒ(g) ÐH= -92,4 kJ.mol-¢ 
Sabendo-se que a constante de equilíbrio, Kc, da 
reação acima vale 0,5 e 0,014 a 460°C e 750°C, 
respectivamente, pede-se: 
a) Escreva a expressão da constante de equilíbrio, Kc, 
da reação e explique por que Kc diminui com o aumento 
 
 
 
 
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da temperatura. 
b) Explique por que a síntese industrial de NHƒ 
necessita de altas temperaturas e da presença de 
catalisador. 
 
6. (Unesp) O hidrogênio pode ser obtido do metano, de 
acordo com a equação química em equilíbrio: 
 
 CH„(g) + H‚O(g) Ï CO(g) + 3H‚(g) 
 
A constante de equilíbrio dessa reação é igual a 0,20 a 
900K. Numa mistura dos gases em equilíbrio a 900K, 
as pressões parciais de CH„(g) e de H‚O(g) são ambas 
iguais a 0,40atm e a pressão parcial de H‚(g) é de 
0,30atm. 
a) Escreva a expressão da constante de equilíbrio. 
b) Calcule a pressão parcial de CO(g) no equilíbrio. 
 
7. (Cefet MG 2014) Observe os dados referentes à reação 
reversível entre os compostos A e B. 
 
(g) (g) eqA B K 1,5 
 
 
 
No equilíbrio, a conversão de A em B, comparada à reação 
inversa 
a) possui velocidade maior. 
b) é acelerada pelo uso do catalisador. 
c) envolve menor variação de entalpia. 
d) apresenta maior energia de ativação. 
e) é favorecida pelo aumento da pressão. 
 
8. (Uepg 2014) O bicarbonato de sódio sólido é usado como 
fermento químico porque se decompõe termicamente, 
formando gás carbônico, de acordo com a reação 
representada pela equação química abaixo. Sobre essa reação, 
assinale o que for correto. 
 
1
2
V
3(s) 2 3(s) 2(g) 2 (g)
V
2NaHCO Na CO CO H O H 0Δ    
01) A expressão para a constante de equilíbrio, expressa em 
termos de concentração, é c 2 2K [CO ] [H O]. 
02) O aumento de temperatura desloca o equilíbrio para a 
direita, isto é, no sentido de 1V . 
04) O aumento de pressão desloca o equilíbrio para a direita, 
isto é, no sentido de 1V . 
08) A adição de gás carbônico desloca o equilíbrio para a 
direita, isto é, no sentido de 1V . 
16) Se as pressões parciais do 2CO e da 2H O forem, 
respectivamente, 0,5 e 0,5 atm, o valor da constante 
de equilíbrio, expressa em termos de pressões parciais 
p(K ), será 1. 
 
9. (Fuvest) Em determinado processo industrial, ocorre 
uma transformação química, que pode ser 
representada pela equação genérica 
 
 xA(g) + yB(g) Ï zC(g) 
 
em que x, y e z são, respectivamente, os coeficientes 
estequiométricos das substâncias A, B e C. 
 
 
 
O gráfico representa a porcentagem, em mols, de C na 
mistura, sob várias condições de pressão e 
temperatura. 
Com base nesses dados, pode-se afirmar que essa 
reação é 
a) exotérmica, sendo x + y = z 
b) endotérmica, sendo x + y < z 
c) exotérmica, sendo x + y > z 
d) endotérmica, sendo x + y = z 
e) endotérmica, sendo x + y > z 
 
10. (Enem 2011) Os refrigerantes têm-se tornado cada vez 
mais o alvo de políticas públicas de saúde. Os de cola 
apresentam ácido fosfórico, substância prejudicial à fixação 
 
 
 
 
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de cálcio, o mineral que é o principal componente da matriz 
dos dentes. A cárie é um processo dinâmico de desequilíbrio 
do processo de desmineralização dentária, perda de minerais 
em razão da acidez. Sabe-se que o principal componente do 
esmalte do dente é um sal denominado hidroxiapatita. O 
refrigerante, pela presença da sacarose, faz decrescer o pH 
do biofilme (placa bacteriana), provocando a 
desmineralização do esmalte dentário. Os mecanismos de 
defesa salivar levam de 20 a 30 minutos para normalizar o 
nível do pH, remineralizando o dente. A equação química 
seguinte representa esse processo: 
 
 
 
GROISMAN, S. Impacto do refrigerante nos dentes é 
avaliado sem tirá-lo da dieta. Disponível em: 
http://www.isaude.net. Acesso em: 1 maio 2010 (adaptado). 
 
Considerando que uma pessoa consuma refrigerantes 
diariamente, poderá ocorrer um processo de 
desmineralização dentária, devido ao aumento da 
concentração de 
a) OH , que reage com os íons 2Ca  , deslocando o 
equilíbrio para a direita. 
b) H , que reage com as hidroxilas OH , deslocando o 
equilíbrio para a direita. 
c) OH , quereage com os íons 2Ca  , deslocando o 
equilíbrio para a esquerda. 
d) H , que reage com as hidroxilas OH , deslocando o 
equilíbrio para a esquerda. 
e) 2Ca  , que reage com as hidroxilas OH , deslocando o 
equilíbrio para a esquerda. 
 
11. (Pucmg 2015) Considere o equilíbrio químico: 
A 2B C 2D  e as seguintes concentrações iniciais: 
 
1[A] / mo L
 
1[B] / mo L
 
1[C] / mo L
 
1[D] / mo L
 
1 1 0 0 
 
A 25 C, para 1litro de reagente, o equilíbrio foi atingido 
quando 0,5 mo do reagente B foi consumido. Assinale o 
valor da constante de equilíbrio da reação. 
a) 3 
b) 4 
c) 1/ 4 
d) 1/ 3 
 
12. (Fatec) Para o seguinte equilíbrio gasoso 
CO(g) + 3H‚(g) Ï CH„(g) + H‚O(g) 
foram determinadas as constantes de equilíbrio (Kc) em 
diferentes temperaturas. Os dados obtidos estão na 
tabela adiante: 
 
 
 
Sobre esse equilíbrio, foram feitas as seguintes 
afirmações: 
I. A reação, considerada no sentido da formação do 
metano (CH„), é endotérmica. 
II. O aumento da temperatura do sistema favorece a 
formação de gás hidrogênio (H‚). 
III. O aumento da pressão sobre o sistema não provoca 
o deslocamento desse equilíbrio. 
Dessas afirmações, somente 
a) I é correta. 
b) II é correta. 
c) III é correta. 
d) I e II são corretas. 
e) I e III são corretas. 
 
13. (Fatec) O gráfico a seguir mostra como varia a 
constante de equilíbrio (KÝ) em função da temperatura 
para a reação de síntese da amônia. 
 
 
 
A respeito dessa transformação química, as seguintes 
afirmações foram feitas: 
 
I - a diminuição da temperatura aumenta o rendimento 
da reação; 
II - a elevação da temperatura diminui a velocidade da 
 
 
 
 
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reação; 
III - a reação de síntese da amônia é exotérmica; 
IV - a elevação da temperatura favorece o consumo de 
N‚ e H‚. 
Dessas afirmações, são corretas apenas 
a) I e II. 
b) I e III. 
c) III e IV. 
d) II e III. 
e) II e IV. 
 
14. (Enem 2015) Vários ácidos são utilizados em indústrias 
que descartam seus efluentes nos corpos d'água, como rios e 
lagos, podendo afetar o equilíbrio ambiental. Para neutralizar 
a acidez, o sal carbonato de cálcio pode ser adicionado ao 
efluente, em quantidades apropriadas, pois produz 
bicarbonato, que neutraliza a água. As equações envolvidas 
no processo são apresentadas: 
 
I. 
2
3(s) 2(g) 2 ( ) (aq) 3(aq)CaCO CO H O Ca 2 HCO
    
II. 
2
3(aq) (aq) 3(aq)HCO H CO
   
11
1K 3,0 10
  
III.
2 2
3(s) (aq) 3(aq)CaCO Ca CO
 
9
2K 6,0 10
  
IV. 2(g) 2 ( ) (aq) 3(aq)CO H O H HCO
  
7
3K 2,5 10
  
 
Com base nos valores das constantes de equilíbrio das reações 
II, III e IV a 25 C, qual é o valor numérico da constante de 
equilíbrio da reação I? 
a) 
264,5 10 
b) 
55,0 10 
c) 
90,8 10 
d) 
50,2 10 
e) 
262,2 10 
 
15. (Udesc 2014) Para a reação em equilíbrio 
2(g) 2(g) 3(g)N 3 H 2 NH H 22 kcal;Δ   assinale a 
alternativa que não poderia ser tomada para aumentar o 
rendimento do produto. 
a) Aumentar a concentração de H2 
b) Aumentar a pressão 
c) Aumentar a concentração de N2 
d) Aumentar a temperatura 
e) Diminuir a concentração de NH3 
 
16. (Ufrgs 2014) Abaixo estão mostradas duas reações em 
fase gasosa, com suas respectivas constantes de equilíbrio. 
 
2 2 2
4 2 2
CO(g) H O(g) CO (g) H (g) K 0,23
CH (g) H O(g) CO(g) 3H (g) K 0,20
   
   
 
 
Pode-se concluir que, nessas mesmas condições, a constante 
de equilíbrio para a reação 
 
4 2 2 2CH (g) 2H O(g) CO (g) 4H (g)   
 
é de 
a) 0,030. 
b) 0,046. 
c) 0,230 
d) 0,430. 
e) 1,150. 
 
17. (Fuvest) A reação de esterificação do ácido 
etanóico com etanol apresenta constante de equilíbrio 
igual a 4, à temperatura ambiente. Adiante estão 
indicadas cinco situações, dentre as quais apenas uma 
é compatível com a reação, considerando-se que a 
composição final é a de equilíbrio. Qual alternativa 
representa, nessa temperatura, a reação de 
esterificação citada? 
 
 
 
18. (Puc-rio) Considere a equação abaixo, Kp = 1 a 
4300 K. 
 
2 H‚O(g) Ì 2 H‚(g) + O‚(g) 
 
Com relação a essa equação, assinale a opção que 
apresenta a afirmativa correta. 
a) O sistema está em equilíbrio quando as pH‚O(g) = 
pH‚(g) = pO‚(g) = 2 a 4300 K. 
b) O sistema está em equilíbrio quando as pH‚O (g) = 
pH‚(g) = pO‚(g) = 1 a 4300K. 
c) Se a pH‚O(g) diminuir em decorrência do 
deslocamento do equilíbrio para a direita, o volume do 
sistema diminui. 
 
 
 
 
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d) A adição de O‚ (g) ocasiona a diminuição do pH‚O. 
e) Dobrando a pH‚O (g), Kp = 2 a 4300 K. 
 
19. (Puc-rio) Considere o equilíbrio entre os íons 
cromato (CrO„£­) e dicromato (Cr‚O‡£­) em solução 
aquosa, descrito a seguir. 
Cr‚O‡£­(aq) + H‚O(Ø) Ï 2H®(aq) + 2CrO„£­(aq) 
Assinale a alternativa INCORRETA. 
a) O número de oxidação do cromo nos íons cromato e 
dicromato é o mesmo e igual a 6+. 
b) Ao se diminuir o pH da solução, o equilíbrio se 
desloca favorecendo a formação de íon cromato. 
c) A expressão da constante de equilíbrio para esta 
reação é K = ([H®]£ × [CrO„£­]£)/[Cr‚O‡£­]. 
d) Ao se elevar a temperatura da solução, o valor da 
constante de equilíbrio se alterará. 
e) O cromo é um metal de transição. 
 
20. (Puccamp) Uma mistura equimolar de nitrogênio 
(N‚) e oxigênio (O‚) aquecida a 2000°C reage numa 
extensão de 1% (em mol) para formar óxido nítrico 
N‚(g) + O‚(g) Ï 2NO(g). Nessa temperatura, o valor 
da constante desse equilíbrio é, aproximadamente, 
a) 4 × 10-¥ 
b) 4 × 10-£ 
c) 4 
d) 4 × 10®£ 
e) 4 × 10®¥ 
 
21. (Acafe 2015) Dado o equilíbrio químico abaixo e baseado 
nos conceitos químicos é correto afirmar, exceto: 
 
2(g) 2(g) 3(g) 2 (g)2NO 7H 2NH 4H O H 0    
a) A presença de um catalisador altera a constante de 
equilíbrio. 
b) Adicionando 2H o equilíbrio é deslocado para a direita. 
c) Diminuindo a pressão do sistema o equilíbrio é deslocado 
para a esquerda. 
d) Diminuindo a temperatura do sistema o equilíbrio é 
deslocado para a esquerda. 
 
22. (Uepa 2014) O Ácido oxálico é um ácido dicarboxílico 
tóxico e presente em plantas, como espinafre e azedinhas. 
Embora a ingestão de ácido oxálico puro seja fatal, seu teor 
na maioria das plantas comestíveis é muito baixo para 
apresentar um risco sério. É um bom removedor de manchas 
e ferrugem, sendo usado em várias preparações comerciais de 
limpeza. Além disso, a grande maioria dos cálculos renais são 
constituídos pelo oxalato de cálcio monohidratado, um sal de 
baixa solubilidade derivado deste ácido. Levando em 
consideração a reação abaixo, assinale a alternativa correta: 
 
2
2 2 4(s) 2 ( ) 2 4(aq) 3 (aq) cC H O H O C HO H O K 6 10
      
a) a cK da reação: 
2 4(aq) 3 (aq) 2 2 4(s) 2 ( )C HO H O C H O H O
   é: 
16,66. 
b) a cK da reação: 
2 4(aq) 3 (aq) 2 2 4(s) 2 ( )C HO H O C H O H O
   é: 
26 10 .  
c) se a concentração da solução for multiplicada por 2, qual o 
valor do 
2
1K 12 10 .
  
d) o ácido oxálico é um ácido forte. 
e) a adição de HC à solução não altera o equilíbrio da 
reação. 
 
23. (Pucsp) Um frasco a 25°C foi preenchido, 
exclusivamente, com tetróxido de dinitrogênio (N‚O„) 
ficando com pressão total de 3 atm. 
Nessas condições, o N‚O„ se desproporciona formando 
o dióxido de nitrogênio (NO‚), segundo a equação 
 
 N‚O„(g) Ï 2 NO‚(g) 
 
Mantida a temperatura, após atingido o equilíbrio do 
sistema verifica-se que a pressão parcial do N‚O„ é de 
2,25 atm. 
A pressão parcial do NO‚ após atingido o equilíbrio e a 
constante de equilíbrio de desproporcionamento do 
N‚O„ em função das pressões parciais (Kp), são, 
respectivamente, 
a) 1,5 atm e 1. 
b) 0,75 atm e 0,33. 
c) 0,75 atm e0,25. 
d) 1,5 atm e 0,67. 
e) 0,75 atm e 3. 
 
24. (Uepg 2015) O diagrama de entalpia abaixo fornece 
informações sobre uma reação química reversível. 
Considerando que o sistema está em equilíbrio, assinale o que 
for correto. 
 
 
 
 
 
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01) Esta é uma reação exotérmica, pois a entalpia dos 
produtos é menor que a dos reagentes. 
02) A curva de maior energia de ativação (Ea) se refere à 
reação catalisada. 
04) Um aumento na temperatura do sistema não favoreceria 
essa reação porque o equilíbrio seria deslocado no 
sentido dos reagentes. 
08) A adição dos reagentes A ou B provocaria um 
deslocamento do equilíbrio para a direita e a formação de 
maior quantidade de C. 
16) Se houver uma diminuição na pressão do sistema, o 
equilíbrio será deslocado no sentido dos produtos. 
 
25. (Mackenzie 2014) Considere o processo representado 
pela transformação reversível equacionada abaixo. 
 
2(g) 2(g) (g)A B 2 AB H 0Δ  
 
Inicialmente, foram colocados em um frasco com volume de 
10 L, 1 mol de cada um dos reagentes. Após atingir o 
equilíbrio, a uma determinada temperatura T, verificou-se 
experimentalmente que a concentração da espécie AB(g) era 
de 0,10 mol/L. 
 
São feitas as seguintes afirmações, a respeito do processo 
acima descrito. 
 
I. A constante KC para esse processo, calculada a uma dada 
temperatura T, é 4. 
II. A concentração da espécie A2(g) no equilíbrio é de 0,05 
mol/L. 
III. Um aumento de temperatura faria com que o equilíbrio do 
processo fosse deslocado no sentido da reação direta. 
 
Assim, pode-se confirmar que 
a) é correta somente a afirmação I. 
b) são corretas somente as afirmações I e II. 
c) são corretas somente as afirmações I e III. 
d) são corretas somente as afirmações II e III. 
e) são corretas as afirmações I, II e III. 
 
26. (Uem 2015) Assinale o que for correto. 
01) O valor da constante de equilíbrio para uma reação, em 
uma dada temperatura, não depende das concentrações 
iniciais de reagentes e de produtos. 
02) Aquecendo-se 1mol de trióxido de enxofre em um 
recipiente fechado com capacidade de 5 litros, 
observou-se que esta substância apresentava-se 60% 
dissociada após o sistema ter atingido o equilíbrio. 
Utilizando-se dessas informações, infere-se que o grau de 
equilíbrio é 0,6. 
04) Considere a seguinte reação balanceada: 
2(g) 2(g) 3(g)2 SO 1O 2 SO , a qual apresenta uma 
constante de equilíbrio igual a 
259,9 10 . A partir do 
valor da constante de equilíbrio é possível afirmar que na 
situação de equilíbrio químico, há muito mais reagente 
do que produto. 
08) A função de um catalisador é atuar diminuindo a energia 
de ativação de uma dada reação. A diminuição dessa 
energia de ativação significa que o equilíbrio da reação 
se desloca para a maior formação de produtos. 
16) Para a reação abaixo é necessário trabalhar em 
temperaturas elevadas para que haja uma grande produção de 
alumina. 
(s) 2 2 3(s)4A 3 O 2A O H 3344 kJ.   
 
27. (Ufc) A reação do monóxido de carbono (CO) com 
o óxido nítrico (NO), produzindo dióxido de carbono 
(CO‚) e nitrogênio molecular (N‚) é representada pelo 
equilíbrio a seguir: 
 
CO(g) + NO(g) Ï CO‚(g) + 1/2 N‚ (g); 
Kc ¸ 10§¡, à 25°C e 1 atm. 
 
Tal processo químico é termodinamicamente favorável, 
conforme indicado pelo valor da constante de equilíbrio 
(Kc). Contudo, na prática, observa-se que a formação 
de CO‚(g) e N‚(g), por este processo, ocorre de forma 
tão lenta que o mesmo não se constitui em um método 
prático de remoção de CO e NO da atmosfera. 
Assinale a alternativa correta. 
a) A velocidade da reação de formação de CO‚(g) e 
N‚(g) é lenta devido ao elevado valor de Kc. 
b) A velocidade da reação de formação de CO‚(g) e 
N‚(g) poderá ser elevada através da redução das 
concentrações iniciais de CO(g) e NO(g). 
c) Pode-se elevar a velocidade da reação de formação 
de CO‚(g) e N‚(g), reduzindo-se somente a 
concentração inicial de CO. 
d) O valor de Kc indica que, no equilíbrio, a velocidade 
da reação no sentido do consumo de CO‚(g) e N‚(g) é 
60 vezes maior do que da formação destes. 
e) O elevado valor de Kc não necessariamente está 
 
 
 
 
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relacionado à estabilidade cinética do sistema. 
 
28. (Ufc) A aplicação do princípio de Le Chatelier 
possibilita o controle da direção e da extensão de uma 
determinada reação química. Um exemplo típico é o 
equilíbrio entre as formas cor de rosa e azul dos íons 
cobalto. 
 
 
 
Assinale a alternativa que apresenta uma ação sobre o 
sistema, que favorece a formação da solução de cor 
azul. 
a) Diminuição da concentração de CØ-. 
b) Diminuição da temperatura. 
c) Diluição da solução. 
d) Aumento da concentração de água. 
e) Adição de cloreto de sódio aquoso. 
 
29. (Ufc) Uma das reações que podem ocorrer em uma 
atmosfera poluída é representada pelo equilíbrio 
químico a seguir: 
 
2NO(g) + O‚(g) Ï 2NO‚(g) ÐH > 0 
 
Considerando tratar-se de uma reação simples e 
elementar, analise as afirmativas a seguir e marque a 
alternativa correta. 
a) A ordem total da reação é 2. 
b) Aumentando-se a pressão do sistema, não se altera 
a posição do equilíbrio. 
c) Aumentando-se a temperatura do sistema, o 
equilíbrio desloca-se para a esquerda. 
d) A reação é de terceira ordem, com relação ao NO, e 
de primeira ordem, com relação ao O‚. 
e) A reação é de segunda ordem, com relação ao NO, 
e de primeira ordem, com relação ao O‚. 
 
30. (Uepg 2015) Considerando a equação em equilíbrio, de 
síntese do 3SO 
 
2(g) 2(g) 3(g)2SO O SO 
 
As constantes de equilíbrio, Kc, para essa reação em 
diferentes temperaturas são as seguintes: 
 
Kc Temperatura (K) 
100 1000 
2 1200 
 
Com base nessa equação e os fatores que podem afetar o seu 
equilíbrio, assinale o que for correto. 
01) Para melhorar o rendimento dessa reação pode-se 
diminuir a concentração de 2(g)SO ou de 2(g)O . 
02) Para que essa reação atinja o equilíbrio mais rapidamente, 
pode-se aumentar a concentração de 2(g)SO ou de 
2(g)O . 
04) Para melhorar o rendimento dessa reação pode-se 
aumentar o volume do recipiente em que a reação ocorre 
e, desta forma, diminuir a pressão. 
08) A síntese do 3SO é uma reação exotérmica. 
16) Para melhorar o rendimento dessa reação deve-se abaixar 
a temperatura. 
 
31. (Uff) O álcool metílico (metanol) pode ser 
preparado, comercialmente, por meio da reação: 
 
 
 
Este composto é utilizado em carros da Fórmula Indy 
como combustível e, às vezes, por pessoas 
inescrupulosas, em bebidas alcoólicas. Neste último 
caso o efeito tóxico do metanol provoca problemas no 
sistema nervoso, nervos ópticos e retina. Os sintomas 
de intoxicação são violentos e aparecem entre nove e 
trinta e seis horas após sua ingestão. No organismo, o 
composto sofre oxidação, originando formaldeído e 
ácido fórmico, ambos tóxicos. O metanol tem ação 
cumulativa, pois é eliminado muito lentamente. 
Em condições de equilíbrio, à temperatura de 487,8K, 
tem-se [H‚]=0,060M, [CO]=0,020M e [CHƒOH]=0,072M. 
Levando-se em conta estes dados os valores 
aproximados de Kc e Kp são, respectivamente: 
 
a) 1000 M-£ e 0,625 atm-£ 
b) 3000 M-£ e 1,875 atm-£ 
c) 1000 M-£ e 40 atm-£ 
d) 77,16 M-£ e 0,048 atm-£ 
e) 3000 M-£ e 0,625 atm-£ 
 
 
 
 
 
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32. (Uff) Recomenda-se aos fumantes que abandonem 
o vício, já que, dentre os vários produtos formados pela 
queima do fumo está o monóxido de carbono. Esse 
composto não reage com a água, pois se trata de um 
óxido neutro; porém, reage com a hemoglobina que 
existe no sangue, impedindo-a de transportar o 
oxigênio para as várias partesdo organismo. 
De acordo com a OMS, em ambientes fechados, o 
monóxido de carbono à concentração de 10% é fatal 
em dois minutos. 
"Época", 09/06/2003 (adaptado) 
 
O equilíbrio se estabelece com base na reação 
HmO‚(aq) + CO(g) Ï HmCO(aq) + O‚(g) 
sendo o valor de K = 210. 
Estima-se que os pulmões de um fumante estejam 
expostos a uma concentração de CO igual a 2,2 × 10-§ 
mol/L e de O‚ igual a 8,8 × 10­¤ mol/L. Nesse caso, a 
razão entre a concentração de hemoglobina ligada ao 
monóxido de carbono [HmCO] e a concentração de 
hemoglobina ligada ao oxigênio [HmO‚] está contida na 
opção: 
a) 5,25 × 10-£ 
b) 4,00 × 10¤ 
c) 4,00 × 10-¤ 
d) 2,50 × 10-£ 
e) 5,75 × 10-£ 
 
33. (Ufg) Os seguintes gráficos representam variáveis 
de uma reação química. 
 
 
 
Os gráficos indicam que 
a) no instante t•, a velocidade da reação direta é igual 
a da inversa. 
b) após t‚, não ocorre reação. 
c) no instante t•, a reação atingiu o equilíbrio. 
d) a curva 4 corresponde à velocidade da reação 
inversa. 
e) no ponto de intersecção das curvas 3 e 4, a 
concentração de produtos é igual à de reagentes. 
 
34. (Ufpe) O aumento da concentração de dióxido de 
carbono na atmosfera tem outras consequências além 
do efeito estufa. Analisando-se as principais reações 
envolvidas na formação do esqueleto calcário dos 
corais (carbonato de cálcio), 
 
Ca£®(aq) + COƒ£­(aq) Ï CaCOƒ(s) 
 
COƒ£­(aq) + H‚O(Ø) Ï HCOƒ­(aq) + OH­(aq) 
 
HCOƒ­(aq) + H‚O(Ø) Ï H‚COƒ(aq) + OH­(aq) 
 
H‚COƒ(aq) Ï CO‚(g) + H‚O(Ø) 
 
pode-se inferir, a partir do Princípio de Le Chatelier, que 
o aumento da concentração de dióxido de carbono na 
atmosfera: 
a) causará um aumento na formação do esqueleto dos 
corais. 
b) causará uma diminuição na formação do esqueleto 
dos corais. 
c) não afetará a formação do esqueleto dos corais 
d) aumentará o pH da água do mar. 
e) causará um aumento da concentração de íons 
hidroxila. 
 
35. (Enem 2015) Hipóxia ou mal das alturas consiste na 
diminuição de oxigênio 2(O ) no sangue arterial do 
organismo. Por essa razão, muitos atletas apresentam mal-
estar (dores de cabeça, tontura, falta de ar etc.) ao praticarem 
atividade física em altitudes elevadas. Nessas condições, 
ocorrerá uma diminuição na concentração de hemoglobina 
oxigenada 2(HbO ) em equilíbrio no sangue, conforme a 
relação: 
 
(aq) 2(aq) 2(aq)Hb O HbO 
 
Mal da montanha. Disponível em: www.feng.pucrs.br. 
Acesso em: 11 fev. 2015 (adaptado). 
 
A alteração da concentração de hemoglobina oxigenada no 
sangue ocorre por causa do(a) 
a) elevação da pressão arterial. 
b) aumento da temperatura corporal. 
c) redução da temperatura do ambiente. 
d) queda da pressão parcial de oxigênio. 
e) diminuição da quantidade de hemácias. 
 
 
GABARITO 
 
 
 
 
 
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Resposta da questão 1: 
 
[D] 
 
Análise das afirmativas: 
[V] Trata-se de um equilíbrio heterogêneo, pois as 
substâncias componentes do equilíbrio se encontram em 
estados de agregação diferentes. 
 
[F] Se aumentar a concentração de hidróxido de magnésio, o 
equilíbrio não será deslocado para direita, pois este 
composto encontra-se no estado sólido e sua 
concentração é constante. 
 
[F] Aumentando a pressão do sistema, o equilíbrio não será 
deslocado, pois não existem componentes gasosos neste 
equilíbrio. 
2
2(s) (aq) (aq)Mg(OH) Mg 2OH
0 vol 0 vol 0 vol
0 vol 0 vol
P V k
 
 
 
 
[F] Aumentando a concentração de íons magnésio, a reação 
será deslocada para a esquerda. 
2
2(s) (aq) (aq)
desloca
para a aumenta
esquerda
Mg(OH) Mg 2OH   
 
[V] Diminuindo a temperatura do sistema, a reação será 
deslocada para a direita. 

 

 
  
T
exotérmica 2
2(s) (aq) (aq)
T
endotérmica
direta
Mg(OH) Mg 2OH
H 40kJ / mol
 
 
2. a) O sinal positivo indica que a reação é endotérmica, 
isto é, a entalpia dos produtos é maior que a entalpia 
dos reagentes. Portanto, a reação absorve calor. 
 
b) A constante de equilíbrio K pode ser dada em 
concentrações ou em pressões parciais. 
Kc = [H‚]¤.[CO]/[CH„].[H‚O] 
Kp = p(H‚)¤.p(CO)/p(CH„).p(H‚O) 
 
c) Pelo princípio de Lê Chatelier, a reação se desloca 
no sentido da formação de CH„. 
 

 

 
  
T
exotérmica 2
2(s) (aq) (aq)
T
endotérmica
direta
Mg(OH) Mg 2OH
H 40kJ / mol
 
 
Resposta da questão 3: 
 
[D] 
 
A partir da análise do gráfico, verifica-se que o equilíbrio 
químico é atingido a partir de, aproximadamente 5 minutos. 
Sendo assim se pode obter as concentrações no equilíbrio: 
 
gasta (reagente)
gasta (reagente)
forma (produto)
[B] 0,2 0,8 0,6 mol / L
[C] 0,6 0,8 0,2 mol / L
[A] 0,4 0,0 0,4 mol / L
Então:
0,6 : 0,2 : 0,4
Dividindo por 0,2, vem:
0,6 0,2 0,4
: :
0,2 0,2 0,2
3 : 1 : 2
3B 1C 2A
Δ
Δ
Δ
  
  
  
 
 
 
4. a) 3 . 10-¢© mol/L 
 
b) O aumento da temperatura deslocará o equilíbrio 
para a direita, o valor da constante de equilíbrio 
aumentará com a formação de NO. 
 
5. a) Kc = [NHƒ]£/( [H‚]¤.[N‚] ) 
 
b) Porque a produção de NHƒ é um processo 
exotérmico que é favorecido com a diminuição da 
temperatura. Portanto, o aumento da temperatura 
desloca o equilíbrio para esquerda e aumenta as 
concentrações de H‚ e N‚, o que promove a redução do 
Kc. 
 
6. a) Kp = P(CO) . [P(H‚)]¤ / P(CH„) . P(H‚O) 
b) P(CO) = 1,185 atm 
 
Resposta da questão 7: 
 
[D] 
 
[A] Incorreta. Por apresentar maior Eat sua velocidade é 
menor; 
 
 
 
 
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[B] Incorreta. Pois o catalisador aumenta a velocidade em 
ambos os sentidos; 
[C] Incorreta. O HΔ é o mesmo para as reações direta e 
inversa, mudando apenas o sinal. 
[D] Correta. A Eat A > Eat B. 
[E] Incorreta. Nesse caso, a proporção estequiométrica da 
reação é 1:1, sendo assim, o aumento da pressão não 
influencia no equilíbrio. 
 
Resposta da questão 8: 
 
01 + 02 = 03. 
 
A expressão para a constante de equilíbrio, expressa em 
termos de concentração, é c 2 2K [CO ] [H O]. 
1
2
V
3(s) 2 3(s) 2(g) 2 (g)
V
cons tante
2 3(s) 2(g) 2 (g)
eq 2
3(s)
cons tante
c 2(g) 2 (g)
2NaHCO Na CO CO H O
[Na CO ][CO ][H O ]
K , então
[NaHCO ]
K [CO ][H O ]
  


 
 
O aumento de temperatura desloca o equilíbrio no sentido da 
reação endotérmica, ou seja, para a direita, isto é, no sentido 
de 1V . 
   
reação
endotérmica
3(s) 2 3(s) 2(g) 2 (g)
reação
exotérmica
2NaHCO Na CO CO H O H 0Δ
 
 
O aumento de pressão desloca o equilíbrio no sentido do 
menor número de mols de componentes gasosos, ou seja, 
para a esquerda, isto é, no sentido de 2V . 
1
2
1
2
V
3(s) 2(g) 2 (g) 2 3(s)
V
1mol 1mol
V
V
2NaHCO CO H O Na CO
0 mol (gás) 2 mols (gases)

  

 
 
A adição de gás carbônico desloca o equilíbrio para a 
esquerda, isto é, no sentido de 2V . 
2 1
3(s) 2 3(s) 2(g) 2 (g)
esquerda
V V aumenta
2NaHCO Na CO CO H O

  
 
 
Se as pressões parciais do 2CO e da 2H O forem, 
respectivamente, 0,5 e 0,5 atm, o valor da constante de 
equilíbrio, expressa em termos de pressões parciais p(K ), 
será 0,25 atm2. 
  
 
  
1
2
2(g) 2 (g)
V
3(s) 2 3(s) 2(g) 2 (g)
V
P CO H O
2
P
2NaHCO Na CO CO H O
K p p
K 0,5 0,5 0,25 atm
 
 
9. [C] 
 
Resposta da questão 10: 
 [B] 
 
Considerando que uma pessoa consuma refrigerante 
diariamente, poderá ocorrer um processo de 
desmineralização dentária, devido ao aumento da 
concentração de H , que reage com as hidroxilas OH , 
deslocando o equilíbrio para a direita. 
 
2 5 3 3
mineralização 4v K[Ca ] [PO ] [OH ]
   
 
Como (aq) (aq) 2 ( )H OH H O
   , os íons 
OH são 
consumidos e a velocidade de mineralização diminui, ou 
seja, o equilíbrio desloca para a direita.