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EQUILÍBRIO QUÍMICO
REAÇÕES REVERSÍVEIS
São reações em que os produtos também atuarão como 
reagentes, ou seja, assim que formados, os produtos irão reagir entre 
si, formando os reagentes.
Nas reações são consideradas duas velocidades, a da reação direta 
(da esquerda para a direita) e a da reação reversa (da direita para a 
esquerda).
Vd
Vr
(x)A (y)B (z)C (w)D+ +

EQUILÍBRIO QUÍMICO
As reações reversíveis tendem ao equilíbrio químico.
Esse equilíbrio é alcançado quando as velocidades das reações 
direta e reversa são iguais. A partir desse momento, as concentrações 
molares dos componentes passam a ser constantes.
GRÁFICOS
VELOCIDADE X TEMPO
CONCENTRAÇÃO MOLAR X 
TEMPO
Vd
Vr
velocidade
tempo0 teq
Vd = Vr
tempo
concentração
molar
[A]
[B]
[C]
[D]
0 teq
teqtempo de equilíbrio
TIPOS DE EQUILÍBRIO QUÍMICO
• Equilíbrio Molecular
2(g) 2(g) 3(g)
3(s) (s) 2(g)
 equilibrio homogêneo 
N 3H 2NH
 equilibrio heterogêneo 
CaCO CaO CO
+
= +

• Equilíbrio Iônico
)
H O2
(g) ( qaq) (aHCN H CN
−+ +
CONSTANTES DE EQUILÍBRIO 
QUÍMICO
Considere o equilíbrio molecular homogêneo abaixo:
(x)A(g)+ (y)B(g) (z) C(g) + (w) D(g)
• Constante de Equilíbrio em função das concentrações molares 
dos componentes (Kc)
 
2 w
x y
[C] [D]
Kc
[A] [B]
⋅
=
⋅
• Constante de Equilíbrio em função das pressões parciais dos 
componentes gasosos(Kp)
( ) ( )
( ) ( )
(z) (w)
C D
(x) (y)
A B
P P
Kp
P P
⋅
=
⋅
Kp = Kc . (RT)∆N
∆n = [(z) +(w)] – [(x) + (y)] Variação no número de mols
T Temperatura (K)
R Constante Universal dos Gases
(0,082atm .Lmol-1.K-1) 
Exemplos:
• Equilíbrio Homogêneo com componentes no estado 
gasoso:
REAÇÃO KC KP DN
KP = 
KC(RT)DN
N2O4(g)2NO2(g)
2
2
2 4
[NO ]
Kc
[N O ]
=
2
2
2 4
(PNO )
Kp
(PN O )
= 1 K p =Kc(RT)
• Equilíbrio Homogêneo com componentes no estado 
líquido:
REAÇÃO KC
C2H4O2(l) + C2H6O(l)  C4H8O2(l) + H2O(l)
4 8 2 2
2 4 2 2 6
[C H O ] [H O]
Kc
[C H O ] [C H O]
⋅
=
⋅
 
6
EQUILÍBRIO QUÍMICO
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• Equilíbrio Heterogêneo com pelo menos um dos 
componentes no estado gasoso:
REAÇÃO KC KP DN
KP = 
KC.(RT)∆N
CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g) Kc = [CO2] Kp = (PCO2) 1 Kp= Kc(RT)
2CO2(g) + H2O(l) 2 NaHCO3(s) [ ]2
1
Kp
CO
=
( )22
1
Kp
PCO
= -2 Kp= Kc(RT)-2
Exemplos:
01. Em um recipiente de 10 L, a 227 OC, foi realizada a mistura 
entre 12mol de nitrogênio gasoso e 30 hidrogênio gasoso de forma 
a ocorrer a reação:
N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g)
 Sistema entra em equilíbrio quando se verifica a formação de 18 
mol de amônia.
Determine:
a) A constante de equilíbrio, Kc.
b) A constante de equilíbrio, Kp
c) O grau de avanço (rendimento) da reação até alcançar o 
estado de equilíbrio.
Dado: Constante Universal dos Gases(R) = 0,08 atm.L.mol-1.K-1. 
Resolução:
Devemos desenvolver a tabela de grau de avanço:
REAÇÃO N2(g) + 3H2(g)  2 NH3(g)
ESTADO 
INICIAL
12 mol 30 mol 0
AVANÇO DA 
REAÇÃO
9 mol 27 mol +18 mol
ESTADO DE 
EQUILÍBRIO 
QUÍMICO
3 mol 3 mol 18 mol
Concentração Molar dos componentes no estado de Equilíbrio Químico:
[N2] = [H2] = 3mol/10L = 0,3 mol.L
-1, [NH3] = 18mol/10L = 1,8 mol.L
-1.
a) 
[ ]
[ ] [ ]
( )
2 2 23 1
3 3
2 2
NH (1,8)
Kc 400 mol.L
(0,3) (0,3)N H
−−= = =
⋅⋅
b) T = 227 + 273 = 500K
∆n = (2)-(3+1) = -2
Kp = (400)[(0,08)(500)]-2 = 0,25(atm)-2.
c) 12 mol 100%
9 mol  x
X = (9).(100)/12 = 75%
02. Numa temperatura T, a constante de equilíbrio, Kc, da reação 
abaixo é igual a 3,6 x 10-3.
2 HBr(g) H2 (g) + Br2 (g)
Determine o grau de avanço da reação quando o equilíbrio é 
alcançado na decomposição de 3mol de brometo de hidrogênio 
gasoso num recipiente de 20L.
Resolução:
Devemos desenvolver a tabela de grau de avanço:
REAÇÃO 2 HBr(g)  H2 (g) + Br2 (g)
ESTADO INICIAL 3mol 0 0
AVANÇO DA REAÇÃO -2x x x
ESTADO DE 
EQUILÍBRIO QUÍMICO
3-2x x x
Concentração Molar dos componentes no estado de Equilíbrio Químico:
[HBr] = = (3-2x)mol/20L = 0,3 mol.L-1, [H2] = [Br2] (x)mol/20L 
2
-3
2 2
(x)mol (x)mol
20L 20L x
Kc 3,6 10
(3 - 2x)(3 - 2x)mol
20L
  
  
  = = = ×
 
 
 
Calculada a equação, temos: x = 0,161 mol
Número de mols de HBr consumidos na reação = 2(0,161) = 0,322 mol
Cálculo do Rendimento:
3 mol  100%
0,322 mol  x
x = (0,322)(100)/3 = 10,37%
DESLOCAMENTO 
DO EQUILÍBRIO QUÍMICO
a) Princípio de Le Chatelier
“Quando um fator externo atua numa reação química esta 
se desloca no sentido a reconduzir a reação a uma nova 
condição de equilíbrio”. 
• Influência da Pressão Total
PRESSÃO A REAÇÃO SE DESLOCA NO SENTIDO
Aumento da Pressão 
Total
Contração de Volume  Menor número 
de mols
Diminuição da 
Pressão Total
Expansão de Volume  Maior 
número de mols
Exemplo:
P4(g) + 6C�2(g) 4PC�3(g)
7mol
�������
4mol
�
aumento
da pressão
diminuição
da pressão
 
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EQUILÍBRIO QUÍMICO
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diminuição
da pressão
aumento
da pressão
C�
P
• Influência da Temperatura
TEMPERATURA
A REAÇÃO SE DESLOCA NO 
SENTIDO
Aumento da temperatura Endotérmico ∆H > 0
Diminuição da 
temperatura
Exotérmico ∆H < 0
Exemplo:
�N2(g) H2(g) NH3(g)3 2+ ∆H = -11,40 Kcal.mol
-1
sentido exotérmico
sentido endotérmico
T(aumenta)
T(diminui)
• Influência da Concentração Molar de um componente
Adição do 
componente
Aumento da 
Concentração
Deslocamento do equilíbrio 
no sentido do consumo do 
mesmo.
Retirada do 
componente
Diminuição da 
Concentração
Deslocamento do equilíbrio no 
sentido da produção consumo 
do mesmo.
NH3(g) N2 H2+32 (g) (g)
• Influência da Pressão Parcial de um componente gasoso
Num recipiente de volume constante e numa dada temperatura, 
a pressão parcial de um gás é diretamente proporcional à 
concentração molar do mesmo. Sendo assim, o deslocamento 
do equilíbrio químico provocado pela alteração da pressão 
parcial de um componente gasoso é idêntico ao provocado pela 
alteração de sua concentração molar.
• Adição de um catalisador
A adição de um catalisador a uma reação que já 
se encontra em equilíbrio não provoca qualquer 
deslocamento do mesmo.
Porém é importante salientar que, se partirmos apenas 
de quantidades dos reagentes iniciais, o tempo para se 
alcançar o estado equilíbrio de uma reação é menor 
quando temos a adição de um catalisador.
Exemplo:
A B C(x) (y) (z) (w)
Vd
Vr
+ + D
GRÁFICOS
SEM CATALISADOR COM CATALISADOR
tempo
concentração
molar
[A]
[B]
[C]
[D]
0 teq teq0
[D]
[C]
[B]
[A]
concentração
molar
tempo
teq  tempo de equilíbrio
EXERCÍCIOS DE
FIXAÇÃO
01. (UECE 2018) Considere a reação seguinte no equilíbrio:
3(aq) (aq) 2(g) 2 ( )HCO H CO H O .
− ++ +


Para aumentar a produção de água, com a temperatura constante, deve-se:
a) acrescentar CO2.
b) retirar parte do 3(aq)HCO .
−
c) acrescentar um catalisador.
d) acrescentar um pouco de HCl.
02. (UFRGS 2017) Observe a figura abaixo, sobre o perfil de energia 
de uma reação em fase gasosa.
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EQUILÍBRIO QUÍMICO
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Considere as seguintes afirmações a respeito dessa reação.
I. A posição de equilíbrio é deslocada a favor dos produtos, sob 
aumento de temperatura.
II. A posição de equilíbrio é deslocada a favor dos reagentes, sob 
aumento de pressão.
III. A velocidade da reação inversa aumenta com a temperatura.
Quais estão corretas?
a) Apenas I.
b) Apenas II.
c) Apenas III.
d) Apenas I e II.
e) I, II e III.
03. (ACAFE 2015) Dado o equilíbrio químico abaixo e baseado nos 
conceitos químicos é correto afirmar, exceto:
2NO2(g) + 7H2(g)  2NH3(g) + 4H2O(g) ∆ > 0
a) A presença de um catalisador altera a constante de equilíbrio.
b) Adicionando H2 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.
04. A indústria de fertilizantes químicos, para a obtenção dos compostos 
nitrogenados, utiliza o gás amônia (NH3) que pode ser sintetizado pela 
hidrogenação do nitrogênio, segundo a equação química:
N2 (g)+ 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g) K = 1,67 × 10–3 mol–2·L–2
Num procedimento de síntese, no sistema, em equilíbrio, as 
concentrações de N2 (g) e de H2 (g) são, respectivamente, iguais a 
2,0 mol·L–1 e 3,0 mol·L–1. Nessas condições, a concentração de NH3 (g), 
em mol·L–1, será igual a:
a) 0,30
b) 0,50
c) 0,80
d) 1,00
e) 1,30
05. Considerando o equilíbrio a 1000 ºC:
2CO(g) + O2(g)  2CO2(g) ∆H = -130kcal
Devemos esperar um aumento na quantidade de monóxido de 
carbono quando:
a) a temperatura aumentar e a pressão aumentar.
b) a temperatura diminuir e a pressão diminuir.
c) a temperatura diminuir e a pressão aumentar.
d) a temperatura aumentar e a pressão diminuir.
e) somente com a adição de catalisadores especiais.
06. Considere o sistema em equilíbrio:
N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g) ∆H = -22kcal
A melhor maneira de aumenta o rendimento de NH3 é:
a) aumentar a temperatura.
b) aumentar a pressão.
c) juntar um catalisador.
d) adicionar um gás inerte.
e) aumentar o volume do reator.
07. Para aumentar a produção de íons bicarbonato, com a temperatura 
constante, deve-se:
a) acrescentar CO2
b) adicionar HCO3
-.
c) acrescentar um catalisador.
d) acrescentar um pouco de HCl.
08. (UFJF-PISM 3 2019) Em uma garrafa de refrigerante, ou cerveja, 
há pelo menos uma reação química reversível ocorrendo a todo o 
tempo: a decomposição do ácido carbônico em meio aquoso, como 
mostra a equação química abaixo:
H2CO3(aq)  H2O(l) + CO2(g) ∆H > 0
Segundo o Princípio de Le Chatelier, quando a garrafa é aberta, ocorre:
a) o aumento da pressão em seu interior, favorecendo a 
decomposição do ácido carbônico.
b) a diminuição da pressão em seu interior, favorecendo a formação 
do ácido carbônico.
c) a diminuição da pressão em seu interior, favorecendo a 
decomposição do ácido carbônico.
d) o aumento da temperatura do refrigerante, levando a formação 
de ácido carbônico, diminuindo a concentração de CO2.
09. (MACKENZIE 2013) 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) 1,80·10-4
b) 3,00·10-2
c) 6,00·10-1
d) 3,60·101
e) 1,44·104
10. (UFRGS 2014) Abaixo estão mostradas duas reações em fase 
gasosa, com suas respectivas constantes de equilíbrio.
CO(g) + H2O(g) → CO2(g) + H2(g) K = 0,23
CH4(g) + H2O(g) → CO(g) + 3H2(g) K = 0,20
Pode-se concluir que, nessas mesmas condições, a constante de 
equilíbrio para a reação CH4(g) + 2H2O(g) → CO2(g) + 4H2(g) é de:
a) 0,030
b) 0,046
c) 0,230
d) 0,430
e) 1,150
EXERCÍCIOS DE
TREINAMENTO
01. (FMP 2018) O galinho do tempo é um bibelô, na forma de um 
pequeno galo, que, dependendo das condições meteorológicas 
daquele instante, pode mudar de cor, passando de azul para 
rosa e vice-versa. O íon 
2
4 (aq)[CoC ]
−
 apresenta cor azul e o íon 
2
2 6 (aq)[Co(H O) ]
−
 apresenta cor rosa. A equação envolvida nesse 
processo é representada por
2 2
4 (aq) 2 ( ) 2 6 (aq) (aq)[CoC ] 6 H O [Co(H O) ] 4 C
− + −+ +

  
Segundo o Princípio de Le Chatelier, a cor do “galinho” em um dia 
de sol e a expressão da constante de equilíbrio de ionização são, 
respectivamente,
a) azul e 
[ ]
[ ]
2
4
42
2 6
CoC
K
Co(H O) C
−
+ −
 
  =
   ⋅      


b) azul e 
[ ]
[ ]
42
2 6
2
4
Co(H O) C
K
CoC
+ −
−
   ⋅      =
 
  


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EQUILÍBRIO QUÍMICO
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c) rosa e 
[ ] [ ]
[ ]
2 6
4 2
42
2 6
CoC H O
K
Co(H O) C
−
+ −
  ⋅  =
   ⋅      


d) rosa e 
[ ]
[ ] [ ]
42
2 6
2 6
4 2
Co(H O) C
K
CoC H O
+ −
−
   ⋅      =
  ⋅  


e) azul e 
[ ]
[ ] [ ]
42
2 6
2 6
4 2
Co(H O) C
K
CoC H O
+ −
−
   ⋅      =
  ⋅  


02. (UDESC 2016) As reações químicas dependem de colisões eficazes 
que ocorrem entre as moléculas dos reagentes. Quando se pensa em 
sistema fechado, é de se esperar que as colisões ocorram entre as 
moléculas dos produtos em menor ou maior grau, até que se atinja o 
equilíbrio químico. À temperatura ambiente, o NO2(g), gás castanho-
avermelhado, está sempre em equilíbrio com o seu dímero, o N2O4(g), 
gás incolor. Em um experimento envolvendo a dissociação de N2O4(g) 
em NO2(g) coletaram-se os seguintes dados: a amostra inicial de N2O4(g) 
utilizada foi de 92g, em um dado momento a soma dos componentes 
N2O4(g) e NO2(g) foi de 1,10 mol.
Com base nesses dados, pode-se dizer que a quantidade dissociada 
em mols de N2O4(g) é:
a) 0,20
b) 0,10
c) 0,40
d) 0,60
e) 0,80
03. (UNIFOR 2014) O dióxido de nitrogênio é um gás de cor castanho-
avermelhado, de cheiro forte e irritante. É um agente oxidante forte 
e sua presença na atmosfera contribui para a formação de chuvas 
ácidas. Em um recipiente contendo apenas NO2, ocorre o seguinte 
processo a temperatura constante:
2(g) (g) 2(g)2NO 2NO O+
As concentrações do reagente e dos produtos foram acompanhados 
com o passar do tempo, conforme mostra o gráfico abaixo.
Analisando o gráfico, é correto o que se afirma em:
I. O aumento da pressão favorece a formação de NO(g) e O2(g).
II. Ao atingir o equilíbrio, a constante de equilíbrio terá valor de 640.
III. As curvas A, B e C representam respectivamente as concentrações 
de NO2, NO e O2.
IV. A partir de 6s o sistema atinge o equilíbrio e não ocorre alteração 
nas concentrações.
V. O aumento da pressão favorece o deslocamento da reação no 
sentido do NO2(g).
Está CORRETO o que se afirma apenas em:
a) I, III e V.
b) II e V.
c) II, IV e V.
d) III e V.
e) V.
04. (FGV 2015) Estudos ambientais revelaram que o ferro é um dos 
metais presentes em maior quantidade na atmosfera, apresentando-
se na forma do íon de ferro 3+ hidratado, [Fe(H2O)6]
3+. O íon de ferro 
na atmosfera se hidrolisa de acordo com a equação
[Fe(H2O)6]
3+ ↔ [Fe(H2O)5OH]
2+ +H+
(Química Nova, vol. 25, nº. 2, 2002. Adaptado)
Um experimento em laboratório envolvendo a hidrólise de íons de ferro 
em condições atmosféricas foi realizado em um reator de capacidade 
de 1,0 L. Foi adicionado inicialmente 1,0 mol de [Fe(H2O)6]
3+ e, após 
a reação atingir o equilíbrio, havia sido formado 0,05 mol de íons H+. 
A constante de equilíbrio dessa reação nas condições do experimento 
tem valor aproximado igual a:
a) 2,5 × 10-1
b) 2,5 × 10-3
c) 2,5 × 10-4
d) 5,0 × 10-2
e) 5,0 × 10-3
05. (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. 23(s) 2(g) 2 ( ) (aq) 3(aq)CaCO CO H O Ca 2 HCO
+ −+ + +


II. 23(aq) (aq) 3(aq)HCO H CO
− + −+ K1 = 3,0 × 10-11
III. 2 23(s) (aq) 3(aq)CaCO Ca CO
+ −+ K2 = 6,0 × 10-9
IV. 2(g) 2 ( ) (aq) 3(aq)CO H O H HCO
+ −+ +


 K3 = 2,5 × 10
-7
Com base nos valores das constantes de equilíbrio das reações II, III e IV 
a 25 ºC, qual é o valor numérico da constante de equilíbrio da reação I?
a) 4,5 × 10-26
b) 5,0 × 10-5
c) 0,8 × 10-9
d) 0,2 × 105
e) 2,2 × 1026
06. (FUVEST 2013) A uma determinada temperatura, as substâncias 
HI, H2 e I2 estão no estado gasoso. A essa temperatura, o equilíbrio 
entre as três substâncias foi estudado, em recipientes fechados, 
partindo-se de uma mistura equimolar de H2 e I2 (experimento A) ou 
somente de HI (experimento B).
10
EQUILÍBRIO QUÍMICO
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Pela análise dos dois gráficos, pode-se concluir que
a) no experimento A, ocorre diminuição da pressão total no interior 
do recipiente, até que o equilíbrio seja atingido.
b) no experimentoB, as concentrações das substâncias (HI, H2 e I2) 
são iguais no instante t1.
c) no experimento A, a velocidade de formação de HI aumenta 
com o tempo.
d) no experimento B, a quantidade de matéria (em mols) de HI 
aumenta até que o equilíbrio seja atingido.
e) no experimento A, o valor da constante de equilíbrio (K1) é 
maior do que 1.
07. (UPE-SSA 2 2017) O gráfico a seguir indica o andamento de uma 
reação química.
Que reação está sendo representada?
a) Síntese da amônia
b) Queima do magnésio
c) Combustão do metano
d) Hidratação do óxido de cálcio
e) Decomposição da água oxigenada
08. (PUCSP 2017) Durante uma transformação química as concentrações 
das substâncias participantes foram determinadas ao longo do tempo. 
O gráfico a seguir resume os dados obtidos ao longo do experimento.
A respeito do experimento, foram feitas algumas afirmações:
I. A e B são reagentes e C é o produto da reação estudada.
II. A reação química estudada é corretamente representada pela 
equação: B + 2 C → A
III. Não houve consumo completo dos reagentes, sendo atingido o 
equilíbrio químico.
IV. A constante de equilíbrio dessa reação, no sentido da formação 
de A, nas condições do experimento é menor do que 1.
Estão corretas apenas as afirmações:
a) I e IV.
b) II e III.
c) II e IV.
d) III e IV.
09. (UFJF-PISM 3 2017) Segundo o princípio de Le Châtelier, se um 
sistema em equilíbrio é submetido a qualquer perturbação externa, 
o equilíbrio é deslocado no sentido contrário a esta perturbação. 
Assim, conforme o sistema se ajusta, a posição do equilíbrio se 
desloca favorecendo a formação de mais produtos ou reagentes. A 
figura abaixo mostra diferentes variações no equilíbrio da reação de 
produção de amônia de acordo com a perturbação que ocorre.
N2(g) + 3 H2(g)  2NH3(g)
Em quais tempos verifica-se um efeito que desloca o equilíbrio 
favorecendo os reagentes?
a) t1, t2, t6
b) t1, t4, t6
c) t2, t3, t4
d) t3, t4, t5
e) t3, t5, t6
10. (FUVEST 2017) A hemoglobina (Hb) é a proteína responsável pelo 
transporte de oxigênio. Nesse processo, a hemoglobina se transforma 
em oxi-hemoglobina (Hb(O2)n). Nos fetos, há um tipo de hemoglobina 
diferente da do adulto, chamada de hemoglobina fetal. O transporte 
de oxigênio pode ser representado pelo seguinte equilíbrio:
Hb + nO2  Hb(O2)n, em que Hb representa tanto a hemoglobina do 
adulto quanto a hemoglobina fetal.
A figura mostra a porcentagem de saturação de Hb por O2 em função 
da pressão parcial de oxigênio no sangue humano, em determinado 
pH e em determinada temperatura.
A porcentagem de saturação pode ser entendida como:
% de saturação 
2 n
2 n
[Hb(O ) ]
100
[Hb(O ) ] [Hb]
= ×
+
Com base nessas informações, um estudante fez as seguintes afirmações:
I. Para uma pressão parcial de O2 de 30 mmHg, a hemoglobina fetal 
transporta mais oxigênio do que a hemoglobina do adulto.
II. Considerando o equilíbrio de transporte de oxigênio, no caso de 
um adulto viajar do litoral para um local de grande altitude, a 
concentração de Hb em seu sangue deverá aumentar, após certo 
tempo, para que a concentração de Hb(O2)n seja mantida.
III. Nos adultos, a concentração de hemoglobina associada a oxigênio 
é menor no pulmão do que nos tecidos.
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EQUILÍBRIO QUÍMICO
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Note e adote:
- pO2(pulmão) > pO2(tecidos).
É correto apenas o que o estudante afirmou e
a) I.
b) II.
c) I e II.
d) I e III.
e) II e III.
EXERCÍCIOS DE
COMBATE
01. O equilíbrio de dissociação do H2S gasoso é representado pela equação:
2H2S(g) 2H2(g) + S2(g)
Em um recipiente de 2,0 dm3 estão em equilíbrio 1,0 mol de H2S, 
0,20 mol de H2 e 0,80 mol de S2.
Qual o valor da constante de equilíbrio Kc?
a) 0,016
b) 0,032
c) 0,080
d) 12,5
e) 62,5
02. Analise os sistemas em equilíbrio abaixo:
SISTEMA REAÇÃO Kc A 25ºC
I + 2O2(g)N2(g) NO(g) 1,0 × 10-30
II H2(g)+ 2N2(g) NH3(g)3 5,0 × 108
A alternativa correta em função das constantes de equilíbrio e dos 
fatores que podem provocar deslocamentos dos equilíbrios, é:
a) Em I , aumentando-se a pressão externa sobre o sistema desloca-
se no sentido da produção de NO.
b) Em I, as concentrações de N2 e O2 no equilíbrio, são muito 
pequenas comparadas com a concentração de NO.
c) Em II, aumentando-se a pressão parcial de N2, desloca-se o 
equilíbrio no sentido da produção de NH3.
d) Em II, a adição de um catalisador metálico desloca o equilíbrio no 
sentido do consumo de H2.
e) Em II, a concentração de NH3 no equilíbrio, é muito pequena 
comparada as contrações de N2 e H2.
03. O gráfico refere-se ao sistema químico: H2(g) + I2(g)  2HI(g), ao 
qual se aplica o princípio de Le Chatelier.
Analise o gráfico e assinale a opção CORRETA.
a) A adição de I2(g) em t1 aumentou a concentração de HI(g).
b) A adição de H2(g) em t2 aumentou a concentração de I2(g).
c) A adição de H2(g) em t2 levou o sistema ao equilíbrio.
d) A adição de H2(g) em t1 aumentou a concentração de HI(g).
e) A adição de HI(g) em t2 alterou o equilíbrio do sistema.
04. Dado o equilíbrio:
+ 2O2(g) NO(g)N2(g)
A 2000 ºC, o Kc para esta reação é 0,10. Considere que um recipiente 
de 20 litros contém a mistura gasosa de 4 mol de N2, 1,0 mol de O2 
e 0,80 mol de NO. Para esse sistema atingir o equilíbrio, a 2000 ºC, a 
partir das concentrações iniciais dadas, é necessário que:
a) as concentrações molares do sistema diminuam, até que seja 
atingido o equilíbrio.
b) o equilíbrio se desloque para a direita, porque até igualar as 
concentrações, tem de haver consumo de N2, que está em excesso.
c) o deslocamento no sentido da reação ocorrerá se a temperatura 
aumentar até estabelecer um novo equilíbrio.
d) A reação se desloque para a direita, diminuindo as concentrações 
dos reagentes, até se chegar ao valor do Kc.
e) A concentração de NO diminua e aumente a de N2 e O2, até a 
relação dos concentrações chegar ao valor de Kc.
05. Assinale, entre as opções abaixo, a razão Kp/Kc relativa à reação
+ H2O(g)CO2(g)NaHCO3(s) Na2CO3(s) +
a) 1
b) RT
c) (RT)-2
d) (RT)2
e) (RT)3
06. Colocando-se 5 mol de H2O(g) e 4 mol de CO(g), em condições de 
reagir num recipiente fechado, obtém–se a reação reversível:
CO2(g) H2(g)++H2O(g) CO(g)
Quando o equilíbrio é alcançado verifica-se a presença de 2 mol de 
H2(g). Qual o valor da constante de equilíbrio Kc?
a) 1/3
b) 2/3
c) 1
d) 4/3
e) 5/3
07. O gráfico abaixo ilustra a variação de concentração no equilíbrio, de 
um determinado produto X de uma reação química, com as variações 
de pressão e temperatura. Reagentes e produtos são todos gasosos.
Do exposto e da análise do gráfico, pode-se concluir que:
a) a reação, na direção da produção de X, é endotérmica.
b) o aumento da pressão faz o equilíbrio deslocar-se na direção 
dos reagentes.
c) na equação química balanceada, o número total de mols dos 
produtos é menor do que o de reagentes.
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EQUILÍBRIO QUÍMICO
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d) em temperaturas suficientemente baixas, poder-se-ia obter 
100% de X.
e) a adição de um catalisador aumentaria a concentração de X em 
qualquer temperatura.
08. São colocados 8,0 mol de amônia num recipiente fechado de 
5,0 litros de capacidade. Acima de 450 ºC, estabelece-se, após algum 
tempo, o equilíbrio:
+2 3 H2(g) N2(g)NH3(g)
Sabendo que a variação do número de mol dos participantes está 
registrada no gráfico, podemos afirmar que, nestas condições, a 
constante de equilíbrio, KC, é igual a:
a) 27,00
b) 5,40
c) 1,08
d) 2,16
09. Dois mol de CO(g) reagem com dois mol de NO2(g), conforme 
a equação:
NO2(g)+CO(g) CO2(g) NO(g) (200
OC)+
Quando se estabelece o equilíbrio, verifica-se que 3/4 de cada um dos 
reagentes foram transformados em CO2(g) e NO (g).
A constante de equilíbrio para a reação é:
a) 0,11
b) 0,56
c) 1,77
d) 9,00
e) 10,50
10. O craqueamento é uma reação química empregada industrialmente 
para a obtenção de moléculas mais leves a partir de moléculas mais pesadas. 
Considere a equação termoquímica abaixo, que representa o processo 
utilizado em uma unidade industrial para o craqueamentode hexano.
+ ∆H>0.H3C CH2 CH2 CH2 CH2 CH3 (g) H3C CH2 CH2 CH3 (g) H2C CH2 (g)
Em um experimento para avaliar a eficiência desse processo, a 
reação química foi iniciada sob temperatura T1 e pressão P1. Após seis 
horas, a temperatura foi elevada para T2, mantendo-se a pressão em 
P1. Finalmente, após doze horas, a pressão foi elevada para P2, e a 
temperatura foi mantida em T2.
A variação da concentração de hexano no meio reacional ao longo do 
experimento está representada em:
a) 
b) 
c) 
d) 
 
GABARITO
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO
01. D
02. E
03. A
04. A
05. D
06. B
07. A
08. C
09. E
10. B
EXERCÍCIOS DE TREINAMENTO
01. B
02. B
03. E
04. B
05. B
06. E
07. A
08. B
09. D
10. C
EXERCÍCIOS DE COMBATE
01. A
02. C
03. D
04. E
05. D
06. B
07. C
08. A
09. D
10. A