Química III - Unidade 17 - Apostila III - Equilíbrio Químico II - Deslocamento de Equilíbrio

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Equilíbrio Químico II – Deslocamento de Equilíbrio – Princípio de Le Chatelier 
 
PROFESSOR ALEXANDRE VARGAS GRILLO 
 
1. Introdução 
O químico francês Henry Louis Le Chatelier (1887) chegaram ao princípio geral segundo o 
qual um sistema termodinâmico tende a contrabalançar ou neutralizar os efeitos de 
qualquer ação imposta. 
 
Nas palavras de Le Chatelier: 
Tout systeme em equilibre chimique éprouve, du fait de la variation d’ un seul des facteurs 
de l´equilibre, une transformation dans uns sens tel que, si ele produisait seul, elle 
aménerait une variation de signe contraire du facteur considere. (MOORE, W. J., 1976). 
Ou seja: quando um sistema em equilíbrio sofrer algum tipo de perturbação externa, ele se 
deslocará para minimizar essa perturbação, a fim de atingir novamente uma situação de 
equilíbrio”. (MOORE, W. J., 1976). 
Os três principais fatores que afetam o equilíbrio são os seguintes: 
✓ Temperatura; 
✓ Pressão; 
✓ Concentração. 
 
2. Estudo do deslocamento - Efeito da Temperatura 
A constante de equilíbrio (KP ou KC) só tem o seu valor mudado quando a temperatura da 
reação varia. A prova dessa variação do valor da constante vem da equação de Van´t Hoff. 
Considere uma reação generalizada abaixo: 
0+ ⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯ ⎯⎯⎯⎯ ⎯ HbBcaloraA
oendotérmic
sentido
exotérmico
sentido
 
Observando a equação química acima, o processo é endotérmico para o sentido direto e 
será exotérmico para o sentido inverso. Em vista disso, podemos dizer que: 
✓ Aumento de temperatura, desloca o equilíbrio no sentido endotérmico; 
✓ Diminuição da temperatura. desloca o equilíbrio no sentido exotérmico. 
 
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3. Estudo do Deslocamento - Efeito da pressão 
 
Para analisarmos o efeito da pressão, será suposto um sistema isotérmico em equilíbrio, 
ou seja, temperatura constante. 
Considere a seguinte reação: )g()g()g()g( dDcCbBaA ++
⎯→⎯
⎯⎯
1
2
 
 
Considere que (a + b) e (c + d), ou seja, a soma dos coeficientes estequiométricos dos 
reagentes e produtos de qualquer reação, porém como estão na fase gasosa, são 
representados como volume ocupado por cada espécie gasosa. Suponha que para uma 
determinada situação, tenhamos: (a+b) > (c+d). 
Para esse caso no sentido direto da reação, podemos dizer que o aumento da pressão 
desloca para o lado de menor volume (contração), enquanto que a diminuição de pressão 
desloca para o lado de maior volume gasoso (expansão). 
Observação I: Ao introduzirmos um gás inerte no sistema, o equilíbrio não será afetado, 
pois ele aumentará a pressão em ambos os lados da reação. 
Observação II: Nos líquidos, os volumes praticamente não variam com a variação de 
pressão. 
Quando a soma do número de mols de reagentes e produtos for igual à pressão não 
influenciará o equilíbrio químico, como mostra o exemplo abaixo. 
( ) ( ) ( )ggg HIIH 211
1
2
22
⎯→⎯
⎯⎯+ 
Tanto no reagente (1 + 1 = 2 volumes) quanto nos produtos (2 volumes), a variação de 
pressão não afeta o equilíbrio. 
4. Estudo do Deslocamento - Efeito da concentração 
Num sistema em equilíbrio, sob temperatura e pressão constantes, a variação da 
concentração dos constituintes afeta os valores dos componentes da constante de 
equilíbrio, mas a sua razão entre produtos e reagentes não. 
Efeito do catalisador 
O catalisador não afeta no deslocamento do equilíbrio, não afetando a concentração das 
espécies no equilíbrio. A única função do catalisador é fazer com que a reação chegue à 
situação de equilíbrio o mais rápido possível, minimizando o tempo e diminuindo a energia 
de ativação. 
 
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Exercício – exemplo: Em um determinado frasco fechado, ocorre a seguinte reação de 
formação do trióxido de enxofre: .5,232/1
)(3)(2)(2
1
2
kcalSOOSO
ggg
++ ⎯→⎯⎯⎯ Sugira quatro 
meios pelo qual a concentração de SO3(g) pode ser aumentada. 
Resolução: 
✓ Aumentando a pressão total do sistema; 
✓ Aumentando a temperatura; 
✓ Aumentando a pressão parcial do SO2; 
✓ Aumentando a pressão parcial do O2. 
 
 
 
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5. Exercício de nível 1: 
 
Questão 01 - (UERJ) A seguir, está representada a equação química balanceada que 
mostra a combustão da amônia, etapa fundamental na fabricação do ácido nítrico: 4NH3(g) 
+ 5O2(g) = 4NO2(g) + 6H2O(g), ΔH < 0. Essa reação produzirá a quantidade máxima de NO2, 
nas seguintes condições de pressão e temperatura, respectivamente: 
a) alta - alta 
b) alta - baixa 
c) baixa - alta 
d) baixa – baixa 
 
Questão 02 – (UNI-Rio) A reação entre o clorofórmio e o cloro ocorre em sistema fechado 
e está apresentada a seguir: CHCl3(g) + Cl2(g) = CCl4(g) + HCl(g). Para minimizar a formação 
de HCl, deve-se aumentar o(a): 
a) volume total do sistema. 
b) pressão do sistema. 
c) concentração de CCl4. 
d) concentração de CHCl3. 
e) concentração de Cl2. 
 
Questão 03 - (UNI-Rio) As substâncias óxido nítrico, oxigênio e dióxido de nitrogênio 
gasosos foram colocados num recipiente de volume V e, atingida uma temperatura T, 
estabeleceu-se o equilíbrio químico: 2NO(g) + O2 = 2NO2(g) + 27 kcal, ao qual se aplica o 
princípio de Le Chatelier. Portanto, pode-se aumentar a concentração molar de NO2: 
a) introduzindo-se no sistema um catalisador 
b) aumentando-se o volume do recipiente 
c) diminuindo-se a concentração molar de NO 
d) diminuindo-se a pressão total do sistema 
e) diminuindo-se a temperatura do sistema 
 
Questão 04 – (PUC) Uma reação química está em equilíbrio químico quando a proporção 
entre as quantidades de reagentes e produtos se mantém constante ao longo do tempo. O 
sulfato de zinco em solução aquosa saturada está em equilíbrio com os íons sulfato e zinco 
na reação a seguir: Zn+2(aq) + SO4-2(aq) → ZnSO4(s). Admitindo que a solução permaneça 
saturada, assinale a ação que provocará alteração do valor da constante de equilíbrio. 
a) Aumento da temperatura. 
b) Adição de água. 
c) Adição de CuSO4. 
d) Retirada de ZnSO4. 
 
Questão 05 – (ITA) O princípio de Le Chatelier pode ser enunciada assim: “se um sistema 
em equilíbrio é sujeito a uma perturbação, ocorre um deslocamento do equilíbrio, que 
tende a minimizar a perturbação imposta”. Assim, podemos esperar um deslocamento para 
a direita, na(s) seguinte(s) reação(ões), se a mistura dos gases é comprimida: 
I) H2 + I2 = 2 HI; 
II) N2 + 3 H2 = 2 NH3 
III) CO + NO2 = CO2 + NO 
IV) N2O4 = 2 NO2 
a) II 
b) II e IV 
c) I e III 
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d) IV 
e) Todas 
 
Questão 06 – (Vassouras/medicina) A oxidação do gás sulfídrico, poluente gerado em 
alguns processos industriais, é representada pela equação termoquímica abaixo: 
2 H2S(g) + 3 O2(g) = 2 H2O (g) + 2 SO2 (g) ΔH = - 1040 kJ 
Para favorecer a oxidação desse poluente, deve-se elevar o seguinte parâmetro: 
a) Pressão 
b) Volume 
c) Temperatura 
d) Concentração de SO2 
Questão 07 - (ITA) As opções a seguir se referem a equilíbrios químicos que foram 
estabelecidos dentro de cilindros providos de êmbolo. Se o volume interno em cada cilindro 
for reduzido à metade, a temperatura permanecendo constante, em qual das opções a 
seguir o ponto de equilíbrio será alterado? 
a) H2(g) + l2(g) → 2HI(g) 
b) CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) 
c) PbS(s) + O2(g) → Pb(s) + SO2(g) 
d) CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) 
e) Fe2O3(s) + 3CO(g) → 2Fe(s) + 3CO2(g) 
 
Questão 08 – (UFRJ) A reação de síntese do metanol a partir de monóxido de carbono e 
hidrogênio é: CO(g) + 2 H2(g) = CH3OH(g). Admita que a entalpia padrão dessa reação seja 
constante e igual a - 90 kJ.mol-1 de metanol formado e que a mistura reacional tenha 
comportamento de gás ideal. A partir de um sistema inicialmente em equilíbrio, explique 
como aumentos independentes de temperatura e pressão afetam o equilíbrio dessa 
reação. 
Questão 09 – No sistema em equilíbrio: 2 NO(g) + O2(g)  2 NO2(g), ∆H = – 27 kcal, a 
quantidade de NO2 aumenta com a: 
a) adição de um catalisador. 
b) diminuição da concentração de O2. 
c) diminuição da temperatura. 
d) diminuição da pressão. 
e) introdução de um gás inerte. 
 
Questão 10 - Em soluçãoaquosa, íons cromato (CrO4)2-, de cor amarela, coexistem em 
equilíbrio com íons dicromato (Cr2O7)2-, de cor alaranjada, segundo a reação: 2 (CrO4)2–
(aq)+2 H+(aq)  (Cr2O7)2– (aq) +H2O(ℓ). A coloração alaranjada torna-se mais intensa quando 
se: 
a) adiciona OH-. 
b) diminui o pH. 
c) aumenta a pressão. 
d) acrescenta mais água. 
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e) acrescenta um catalisador. 
Questão 11 - A uma dada temperatura, a constante de equilíbrio para a seguinte reação é 
igual a 50. H2(g) + I2(g)  2 HI(g). Misturam-se 3,0 mol de HI, 2,0 mol de H2 e 1,5 mol de I2, 
num recipiente de 1 litro, na mesma temperatura. No decorrer da reação, até que seja 
estabelecido o equilíbrio, verifica-se que: 
a) a concentração de H2 aumenta. 
b) a concentração de I2 aumenta. 
c) as concentrações de H2 e I2 não variam. 
d) a concentração de HI aumenta. 
e) a concentração de HI não varia. 
Questão 12 – Atualmente, a emissão de poluentes por automóveis está sendo 
controlada dentro de rígidas normas. Para isso, já estão sendo colocados 
catalisadores em automóveis novos. Esses catalisadores aceleram as reações 
químicas que transformam os poluentes (CO, NOx) em compostos menos 
prejudiciais à saúde (CO2, H2O, N2), como, por exemplo, a reação que ocorre em 
liberação de calor: 2 NO2(g) + 4 CO(g) = N2(g) + 4 CO2(g). A respeito dessa reação, 
o que acontece com o equilíbrio químico se aumentarmos a pressão do sistema e 
diminuirmos a concentração de CO2? 
Questão 13 – Os foguetes são projéteis impulsionados pela ejeção de gases quentes através de 
um bocal. Usualmente, os gases quentes expelidos pelos foguetes provêm de reação entre um 
combustível e um oxidante. Considerando a reação: 2N2H4(l) + N2O4(l) = 3N2(g) + 4 H2O(g), ΔH= -
1094 kJ. Usada como propulsor do Módulo de descida na Lua, da Missão Apollo. Baseada na 
reação acima, o que acontece com o equilíbrio da reação quando aumentamos a temperatura e 
diminuímos a pressão. 
Questão 14 – Um mol de hidrogênio é misturado com um mol de iodo num recipiente de 
um litro a 500°C, onde se estabelece o equilíbrio H2(g) + I2(g) → 2 HI(g). Se o valor da 
constante de equilíbrio (Kc) for 49, a concentração de HI no equilíbrio em mol/litro valerá: 
a) 1/9 
b) 14/9 
c) 2/9 
d) 7/9 
e) 11/9 
Questão 15 - Foi aquecido a 250°C um recipiente de 12 litros contendo certa quantidade 
de PCl5. Sabe-se que, no equilíbrio, o recipiente contém 0,21 mol de PCl5, 0,32 mol de 
PCl3 e 0,32 mol de Cl2. A constante de equilíbrio, para a dissociação térmica do PCl5, em 
mol/litro, é: 
a) 0,41 mol/litro 
b) 0,49 mol/litro 
c) 0,049 mol/litro 
d) 0,041 mol/litro 
e) 0,082 mol/litro 
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Questão 16 – (Chang, 5ª Edição, p. 655, E. 14.12) Considere os seguintes sistemas em 
equilíbrio: 
a) 2 PbS(s) + 3 O2 (g) ⇌ 2 PbO (s) + 2 SO2 (g) 
b) PCl5 (g) ⇌ PCl3 (g) + Cl2 (g) 
c) H2(g) + CO2(g) ⇌ H2O(g) + CO (g) 
Preveja o sentido da reacção global, em cada um dos casos, em resultado de um 
aumento de pressão (diminuição de volume) no sistema a temperatura constante. 
Questão 17 – Considere a reação 2 A(s) + 3 B(g) = 2 C(s) + 2 D(g). 
a) Escreva a equação para a constante de equilíbrio. 
b) Preveja o sentido da reacção global, se ocorrer um aumento de pressão 
(diminuição de volume), a temperatura constante. 
 
Questão 18 – (MACKENZIE – SÃO PAULO) 4 HCl(g) + O2(g) = 2 H2O(g) + 2 Cl2(g) (T 
constante). Da reação acima equacionada, pode-se afirmar que o equilíbrio: 
a) desloca-se no sentido 2, se a pressão aumentar 
b) desloca-se no sentido 1, se a concentração do Cl2 aumentar. 
c) desloca-se no sentido 1, se for adicionado um catalisador. 
d) desloca-se no sentido 2, se a concentração de gás oxigênio diminuir. 
e) não se altera, se a pressão diminuir 
 
Questão 19 – (MACKENZIE – SÃO PAULO) N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g), ΔH = –26,0 kcal. O 
rendimento da reação de obtenção da amônia diminui, se a: 
a) pressão do sistema diminuir. 
b) concentração do gás nitrogênio aumentar. 
c) concentração do gás hidrogênio aumentar. 
d) temperatura do sistema diminuir. 
e) pressão do sistema aumentar. 
 
Questão 20 - (UFRN) Para a reação A + B = C + D, em que ΔH = 2,40 kJ.mol-1 , a 
alternativa que leva à diminuição do produto C é: 
a) retirada de D do meio reacional. 
b) adição de A. 
c) adição de B. 
d) aumento da temperatura. 
e) diminuição da temperatura 
 
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6. Exercício de nível 2: 
 
Questão 01 – (PUC – RIO DE JANEIRO) Considere: 
(i) a variação de entalpia (H) na combustão de 1 mol de etanol é o calor de 
reação que ocorre em pressão constante (Qp); 
(ii) essa reação, nessas condições, se dá com expansão de volume (variação de 
energia na forma de trabalho), 
(iii) a densidade do etanol é 0,79 g.mL−1 C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2 + 3H2O, H = 
326,7 kcal. A esse respeito, está correto afirmar que: 
a) o valor de  H para a combustão de 5 mol de etanol é igual a - 3267 kJ. 
b) a reação é exotérmica e o trabalho de expansão produzido na combustão do etanol 
não é fundamental para que este seja utilizado como combustível em motores a pistão. 
c) o volume dos gases produzidos pela reação completa de 1 mol de etanol é igual a 
44,8 L em condições normais de temperatura e pressão (CNTP). 
d) a reação inversa ao indicado no problema é endotérmica, e o volume de 1 mol 
etanol líquido produzido no processo é igual a 22,4 L. 
e) se o etanol líquido for aquecido até seu ponto de ebulição (78,3°C a 1 atm), a 
mudança de fase, C2H5OH(l) → C2H5OH(g) ocorre em temperatura constante. 
 
Questão 02 - (MACKENZIE – SÃO PAULO) Em 1912, o químico alemão Fritz Haber 
desenvolveu um processo para sintetizar amônia diretamente dos gases nitrogênio e 
hidrogênio. Este processo é muito importante economicamente, porque a amônia é 
bastante utilizada, por exemplo, na indústria de fertilizantes. Considere a reação em 
equilíbrio químico num sistema fechado N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g). Mantendo-se a temperatura 
constante, algumas modificações podem ser realizadas nesse sistema: 
I. introdução de N2(g); 
II. aumento da pressão do sistema; 
III. adição de catalisador. 
As modificações que irão provocar o deslocamento do equilíbrio, favorecendo a formação 
de NH3, são: 
a) I e II, apenas. 
b) I e III, apenas. 
c) III, apenas. 
d) II e III, apenas. 
e) I, II e III. 
 
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Questão 03 – (UFSCAR) As equações apresentadas a seguir representam equilíbrios 
químicos estabelecidos separadamente no interior de cilindros dotados de êmbolos 
móveis. Considerando que cada cilindro terá seu volume reduzido à metade do valor 
inicial, mantida a temperatura constante, assinale a alternativa que representa o equilíbrio 
afetado por esta alteração. 
a) C(s) + O2(g) = CO2(g) 
b) H2(g) + Br2(g) = 2HBr(g) 
c) CH4(g) + 2O2(g) = CO2(g) + 2H2O(g) 
d) CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g) 
e) FeO(s) + CO(g) = Fe(s) + CO2(g) 
 
Questão 04 - (CEDERJ) Refrigerantes são bebidas não alcóolicas que possuem uma 
considerável quantidade de gás carbônico. Recentemente, foi lançado no mercado um 
refrigerante cujo pH depende, somente, do gás carbônico que contém. Um consumidor 
recusou-se a beber o refrigerante de uma garrafa aberta há algum tempo, explicando: ⎯ 
Dessa garrafa eu não bebo, porque o pH do refrigerante foi alterado. Na verdade, 
desprezando-se o efeito da diluição infinita, o que de fato aconteceu foi o seguinte: 
a) Com a garrafa aberta a pressão interna aumentou, o que fez aumentar a 
solubilidade do gás e, também, a acidez, baixando o valor do pH. 
b) Com a garrafa aberta a pressão interna diminuiu, o que fez baixar a solubilidade do 
gás e, também, a acidez, baixando o valor do pH. 
c) Com a garrafa aberta a pressão interna diminuiu, o que fez baixar a solubilidade do 
gás e, também, a acidez, aumentando o valor do pH. 
d) Com a garrafa aberta a pressão interna se igualou à pressão ambiente, não 
alterando o valor do pH. 
e) Com a garrafa aberta a pressãointerna diminuiu, o que fez aumentar a solubilidade 
do gás e, também, a acidez, baixando o valor do pH. 
 
Questão 05 - (UFMG) A amônia, é obtida industrialmente, pela reação entre os 
gases hidrogênio e nitrogênio, representada nesta equação: N2(g) + 3 H2(g) = 2 
NH3(g);  H < 0. O processo industrial é feito em alta pressão e alta temperatura, em 
condições de equilíbrio. Obtida a amônia, a mistura de gases é borbulhada em 
água líquida, o que permite separar a amônia do nitrogênio e do hidrogênio que 
não reagiram. Considerando-se essas informações, é CORRETO afirmar que: 
a) o princípio de Le Chatelier prevê que se forma mais amônia num equilíbrio 
em alta temperatura. 
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b) a reação de formação da amônia é mais rápida que sua decomposição pela 
reação inversa, no equilíbrio. 
c) o rendimento em amônia é maior num equilíbrio em alta pressão. 
d) o borbulhamento da mistura dos três gases em água retém, nesse líquido, 
em maior quantidade, os reagentes nitrogênio e hidrogênio. 
 
Questão 06 - (VUNESP – SÃO PAULO) Considere o equilíbrio que ocorre em fase gasosa 
a uma certa temperatura: SO3 + NO = SO2 + NO2. Explique: 
a) o efeito no equilíbrio provocado pela remoção de NO2. 
b) por que um aumento de pressão sobre o sistema não influi no equilíbrio. 
 
Questão 07 - (VUNESP – SÃO PAULO) Em recipiente fechado, à temperatura constante, 
ocorre o seguinte equilíbrio em fase gasosa: 4 NH3 + 3 O2 = 2 N2 + 6 H2O. 
Explique os efeitos que provocam nesse equilíbrio: 
a) a adição de N2 gasoso ao recipiente. 
b) o aumento da pressão sobre o sistema. 
 
Questão 08 - (PUC – MINAS GERIAS) A síntese de HI é um processo exotérmico que, no 
equilíbrio, pode ser representado pela equação: H2(g) + I2(g) = 2 HI(g). Com relação a esse 
processo, é correto afirmar que: 
a) quando abaixarmos a temperatura, o equilíbrio é deslocado para a direita. 
b) quando adicionarmos uma pequena quantidade de hidrogênio, o equilíbrio é 
deslocado para a esquerda. 
c) quando retirarmos uma parte do iodo, o equilíbrio é deslocado para a direita. 
d) quando adicionarmos um catalisador, o equilíbrio é deslocado para a direita. 
 
Questão 09 - (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: N2(g) + O2(g) = 2 NO(g), ΔHo = + 180 kJ. 
a) Neste sistema em equilíbrio a 25°C, num recipiente de 10 L, existem 0,10 mol de N2 e 
0,02 mol de O2. Se a constante de equilíbrio Kc a 25°C é igual a 4,5 x 10–31, 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. 
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Questão 10 - (ESPCEX) 
 Questão 11 – (ESPCEX) 
Questão 12 - (UNICAMP) 
Questão 13 – 
Questão 14 – 
Questão 15 – (UNIMONTES/MG) 
 
Questão 16 - (ITA) 
Questão 17 - (UFRRJ) 
 
Questão 18 (ITA) 
 
Questão 19 – (ITA) 
 
Questão 20 – (ITA) 
 
 
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7. Exercício de nível 3: 
 
Questão 01 - (UFF) A reação N2O4(g) = 2 NO2(g) é endotérmica, com Ho = + 56,9 kJ. 
 
a) Explique de que modo, no equilíbrio estabelecido, a quantidade de NO2 pode ser 
afetada pelas seguintes variações: 
I) adição de N2O4 
II) abaixamento da pressão por aumento do volume do recipiente 
III) aumento da temperatura 
IV) adição de um catalisador ao sistema 
b) Indique, dentre as variações apresentadas no item anterior, a que altera o valor de Kc . 
Justifique a resposta. 
 
Questão 02 - (UFF - 2003) CO(g) + 2H2(g) = CH3OH(g) ΔH = -18 kJ.mol-1. 
 
a) Escreva a expressão da constante de equilíbrio da reação citada acima, em termos 
de pressão parcial. 
De que modo a quantidade de CH3OH no equilíbrio será afetada, caso ocorra? 
b) Adição de CO(g); 
c) Remoção de H2(g); 
d) Adição de catalisador; 
e) Aumento de temperatura. 
 
Na tabela abaixo são apresentados valores de concentração dos componentes da reação, 
calculados na temperatura de 600 K. 
 
[CO] mol.L-1 [H2] mol.L-1 [CH3OH] mol.L-1 
0,3 0,3 2,5 
 
f) Informe por meio de cálculos o valor aproximado da constante de equilíbrio em 
termos de concentração (Kc), na temperatura dada. 
 
Questão 03 – (UFRJ) Um método de produção de cianeto de hidrogênio é a nitrogenação 
do acetileno em fase gasosa, de acordo com a equação: N2(g) + C2H2(g) = 2HCN(g). O 
diagrama a seguir indica os valores das concentrações (em mol/L) dos compostos N2, C2H2 
e HCN em equilíbrio, a várias temperaturas diferentes e mostra que a temperaturas 
distintas correspondem diferentes condições de equilíbrio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
a) Determine a constante de reação Kc da equação de formação de HCN, à temperatura 
de 300ºC. 
b) Explique por que a reação de produção de HCN é endotérmica. 
0,1 
1 
2 
300 600 900 
T(ºC) 
HCN 
C2H2 
N2 
mol/L 
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Questão 04 – (UFF) Em um recipiente de aço inox com capacidade de 1,0 L foram 
colocados 0,500 mol de H2(g) e 0,500 mol de I2(g). A mistura alcança o equilíbrio quando a 
temperatura atinge 430°C. Calcule as concentrações de H2, I2 e HI na situação de 
equilíbrio, sabendo-se que Kc para a seguinte reação química H2(g) + I2(g) = 2 HI(g) é igual a 
49,0 na temperatura dada. 
 
Questão 05 - (IME) Na reação N2(g) + O2(g) ⇄ 2 NO(g) = 43000 cal. Dizer o efeito sobre o 
seu equilíbrio, por: 
a) aumento de temperatura à pressão constante; 
b) diminuição de pressão à temperatura constante; 
c) aumento de concentração de O2; 
d) diminuição de concentração de N2; 
e) aumento de concentração de NO; 
f) presença de um catalisador. 
 
Questão 06 - (ITA) Sabendo que a dissociação de N2O4(g) em NO2(g) é endotérmica, 
preveja como a constante de equilíbrio (Kc) deve variar com a temperatura, explicando o 
tipo de raciocínio utilizado para esta previsão. 
Questão 07 - 
 
Questão 08 - Em um frasco fechado, a única reação que ocorre é SO2 (g) + ½ O2 (g) = SO3 (g) 
+ 23,5 kcal. Sugira quatro meios pelo qual a concentração de SO3(g) pode ser aumentada. 
 
Questão 09 – (UFRJ) A reação de síntese do metanol a partir de monóxido de carbono e 
hidrogênio é: CO(g) + 2H2(g) = CH3OH(g). Admita que a entalpia padrão dessa reação seja 
constante e igual a - 90kJ/mol de metanol formado e que a mistura reacional tenha 
comportamento de gás ideal. A partir de um sistema inicialmente em equilíbrio, explique 
como aumentos independentes de temperatura e pressão afeta o equilíbrio dessa reação. 
 
Questão 10 – (UNI-Rio) Quando enchemos rapidamente várias bolas de aniversário 
(bexigas) usando o sopro, ou quando expiramos profundamente em um exame médico, 
ficamos tontos em virtude de expelirmos grande quantidade de CO2. Considere a reação 
genérica seguinte como sendo aquela que ocorre no organismo: CO2(g) + H2O(l) = H+(aq) + 
HCO–3(aq) 
Responda, então, às questões a seguir: 
a) O que ocorre com o equilíbrio da reação quando enchemos os balões ou expiramos 
rapidamente? 
b) Considerando a perda de CO2 na reação apresentada, o que ocorrerá com o pH no 
organismo? 
 
14 
 
8. Gabarito 
Exercício de nível 1 - GABARITO: 
Questão 01 – Alternativa D. 
Questão 02 – Alternativa C. 
Questão 03 - Alternativa B. 
Questão 04 – Alternativa A. 
Questão 05 – Alternativa A. 
Questão 06 – Alternativa A. 
Questão 07 – Alternativa B. 
Questão 08 – 
• Aumento da temperatura: desloca o equilíbrio para a esquerda, no sentido do 
processo endotérmico. 
• Aumento de pressão: desloca o equilíbrio para a direita, no sentido da fabricação de 
menor número de mol (menor volume). 
Questão 09 – Alternativa C. 
Questão 10 – Alternativa B. 
Questão 11 – Alternativa D. 
Questão 12 – 
Questão 13 – 
Questão 14 – Alternativa B. 
Questão 15 – Alternativa D.Questão 16 – Alternativa 
Questão 17 – Alternativa 
Questão 18 – Alternativa D. 
Questão 19 – Alternativa A. 
Questão 20 – Alternativa D. 
 
15 
 
Exercício de nível 2 - GABARITO: 
Questão 01 – Alternativa E. 
Questão 02 – Alternativa A. 
Questão 03 – Alternativa D. 
Questão 04 – Alternativa C. 
Questão 05 – Alternativa A. 
Questão 06 – 
a) a remoção do NO2 faz o equilíbrio se deslocar para a direita. 
b) O aumento da pressão não desloca o equilíbrio, pois o número de mol do produto é 
igual ao número de mol do reagente. 
Questão 07 – 
a) o aumento da concentração do N2 faz o equilíbrio se deslocar para a esquerda. 
b) o aumento da pressão desloca o equilíbrio para o lado de menor número de mol 
Gasosos, logo para a esquerda. 
Questão 08 – Alternativa A. 
Questão 09 – 
a) [NO] = 3x10–18 mol/L 
b) Para um processo endotérmico (ΔH>0), portanto o aumento da temperatura irá deslocar 
o equilíbrio para a direita, favorecendo a formação de NO, consequentemente o valor da 
constante de equilíbrio aumentará. 
Questão 10 - Alternativa 
Questão 11 – Alternativa 
Questão 12 – Alternativa 
Questão 13 – Alternativa 
Questão 14 – Alternativa 
Questão 15 – Alternativa 
Questão 16 – Alternativa 
Questão 17 – Alternativa 
Questão 18 – Alternativa 
Questão 19 – Alternativa 
Questão 20 – Alternativa 
 
16 
 
Exercício de nível 3 - GABARITO: 
Questão 01 – 
a) 
 
 I) A adição de N2O4 causará deslocamento da posição de equilíbrio para a direita, 
aumentando a quantidade de dióxido de nitrogênio (NO2). 
II) Quando a pressão no sistema diminui, o sistema responde produzindo mais moléculas 
do gás, o que faz a pressão aumentar, no sentido de reagir à variação. Uma vez que 
mais moléculas estão sendo formadas se N2O4 está se decompondo, a quantidade de 
NO2, no equilíbrio, irá aumentar. 
III) Sendo a reação endotérmica, logo o equilíbrio se deslocará para a direita. 
IV) Um catalisador não tem efeito sobre o equilíbrio químico, apenas na velocidade da 
reação. 
b) O único fator que altera a constante de equilíbrio (Kc) é a temperatura. O aumento 
da temperatura (adição de calor) irá aumentar Kc para esta reação, que é 
endotérmica. 
Questão 02 – 
a) Expressão da constante de equilíbrio a pressão constante: Kp = PCH3OH / [PCO x 
(PH2)²] 
 
b) Aumentando a concentração de monóxido de carbono, [CO], a concentração de 
metanol também aumenta. 
c) Diminuindo a concentração de gás hidrogênio, [H2], a concentração de metanol 
diminui. 
d) A adição do catalisador não afeta no estudo da constante de equilíbrio. A 
utilização do catalisador em um processo ocasiona em duas situações: 
✓ Aumento da velocidade da reação química; 
✓ Diminuição da energia de ativação. 
e) Para a reação direta, a formação do metanol é exotérmica. Com o aumento da 
temperatura, a reação é deslocada para o sentido de formação de CO e H2, ou 
seja, diminui a concentração de metanol. 
f) Expressão da constante de equilíbrio (Kc): 
 
Kc = [CH3OH] / [CO] x [H2]² 
 
Kc = [CH3OH] / [CO] x [H2]² 
Kc = (2,5) / (0,3) x (0,3)² 
Kc = 92,59. 
Questão 03 – 
a) Observa-se que a partir de uma temperatura de aproximadamente 300oC, a expressão 
da constante de equilíbrio é definida como sendo: 
 
  222
2
HCN
HCN
Kc = . Nesta 
temperatura, as concentrações das espécies químicas são as seguintes: [HCN] = 0,1 
17 
 
mol.L-1; [N2] = 1 mol.L-1 e [C2H2] = 2 mol.L-1, logo o valor da constante de equilíbrio é 
dada por: 005,0
21
)1,0( 2
=

=cK . 
b) Observando o comportamento das espécies químicas no gráfico, a reação é 
endotérmica, pois um aumento na temperatura do HCN proporciona um aumento na 
concentração do mesmo no equilíbrio. 
 
Questão 04 – 
 H2(g) I2(g) 2 HI(g) 
Início 0,500 0,500 0 
Reage α α 2.α 
Equilíbrio (mol) 0,500 - α 0,500 - α 2.α 
 
Logo, as concentrações das espécies químicas em função de α ficará da seguinte forma: 
[H2] = [I2] = (0,500 – α) / 1L = (0,500 – α) mol.L-1 
[HI] = (2α) / 1L = (2α) mol.L-1 
Expressão da constante de equilíbrio:
 
 
  ][
²
22 IH
HI
Kc = 
Cálculo de α:
 
 
 
49
)²500,0(
)².2(
][
²
22
=
−
==


IH
HI
Kc
 
49
)²500,0(
)²2(
=
−

 
 
7
)500,0(
).2(
=
−

 
 
39,0=
 
Logo, as concentrações serão as seguintes:
 [H2] = [I2] = (0,500 – 0,390) = 0,110 mol.L-1. 
[HI] = (2α) = 2 x 0,390 = 0,780 mol.L-1. 
 
Questão 05 – 
a) Como a reação é endotérmica, desloca-se para a direita; 
b) Com o aumento ou diminuição da pressão, não haverá nenhuma influência sobre o 
deslocamento do equilíbrio; 
c) Aumentando a concentração de oxigênio, desloca-se para a direita; 
d) Diminuindo a concentração de nitrogênio, desloca-se para a esquerda; 
e) Aumentando a concentração de monóxido de nitrogênio, [NO], desloca-se para a 
esquerda; 
f) O catalisador não influencia em nada no deslocamento do equilíbrio. 
 
Questão 06 – 
18 
 
N2O4(g) = 2 NO2(g). 
 
 42
2
2
ON
NO
Kc = . 
Com o aumento da temperatura, o equilíbrio desloca-se para a direita, ou seja, para o 
sentido endotérmico, de formação do dióxido de nitrogênio. Assim, aumenta a 
concentração de NO2 e consequentemente, diminui a concentração de N2O4. Portanto, a 
constante de equilíbrio (Kc) aumenta com o aumento da temperatura. 
Questão 07 – 
 
Questão 08 – 
• Aumentando a pressão total do sistema; 
• Aumentando a temperatura; 
• Aumentando a pressão parcial do SO2; 
• Aumentando a pressão parcial do O2. 
Questão 09 – 
• Aumento de temperatura: desloca o equilíbrio para a esquerda, no sentido do 
processo endotérmico. 
• Aumento de pressão: desloca o equilíbrio para a direita, no sentido da fabricação de 
menor número de mols (menor volume). 
Questão 10 - 
a) desloca-se para a esquerda; 
b) aumentará. 
 
 
19 
 
GUIA DO PROFESSOR: 
1. Assunto 
Equilíbrio Químico II – Deslocamento de Equilíbrio 
2. Objetivo 
Neste capítulo o aluno terá que saber diferenciar propriedades físicas, 
químicas, definições importantes como densidade, tipos de misturas 
(homogênea e heterogênea), além de outras definições que compõem 
a matéria. 
3. Conteúdo do Módulo 
1. Introdução 
2. Estudo do deslocamento – Efeito da Temperatura 
3. Estudo do deslocamento – Efeito da Pressão 
4. Estudo do Deslocamento – Efeito da Concentração 
5. Exercício de nível 1 
6. Exercício de nível 2 
7. Exercício de nível 3 
8. Gabarito 
 
4. Abordagem 
- Comparar os tipos de relações químicas estequiométricas, 
conhecendo seus conceitos e formas de aplicações; 
- Apresentar ao alunado as principais relações quantitativas (mol, 
massa, quantidade de íons, moléculas, átomos, etc) que são aplicadas 
nas indústrias químicas, além de apresentar as principais reações 
químicas, despertando no aluno. 
 
5. Prioridades 
Apresentar de forma preliminar o cálculo estequiométrico, fazendo e 
mostrando diversos casos de relações químicas nas principais 
indústrias brasileiras e mundiais, apresentando as matérias-primas e 
seus respectivos produtos. Trata-se de um capítulo em que são 
apresentados mais exercícios de balanceamento de equações 
químicas. 
 
6. Sugestões: Aplicação de mais exercícios.