Professora PDE 2009/2010
Rosana Nara de Rocco Campos
“Slides com conteúdos de: Soluções,
Termoquímica, Cinética Química e
Equilíbrio Químico, como forma de auxiliar
o trabalho do Professor de Química no 2o
Ano do Ensino Médio”.
Rosana N. R. Campos
Rosana N. R. Campos
Rosana N. R. Campos
Rosana N. R. Campos
http://www.publicdomainpictures.net/viewimage.php?image=3840&picture=produtosde-limpeza
Rosana N. R. Campos
Que volume de
água devemos
ingerir
diariamente
http://pt.wikipedia.org/wiki/Fic
heiro:Stilles_Mineralwasser.jpg
Uma forma prática é observar a cor da
urina. Uma urina muito amarelada
indica que está muito concentrada;
logo, deve-se beber mais água.
O volume permitido
para a concentração
de monóxido de
carbono gasoso (CO)
na atmosfera é 9
ppm.
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Fact
ory_in_China.jpg
Isso significa que existe 9 partes de
CO(g) para 1.000.000 de partes de ar ou
(cada 1m3 de ar contém 9 mL de CO(g)).
A água do mar é uma
solução aquosa que
contém sais e muitas
outras substâncias
dissolvidas.
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Oa
hu_North_Shore_surfing_hand_drag.jpg
Café forte ou fraco?
Mais ou menos adocicado
Qual a maneira correta
http://www.diaadia.pr.gov.br/tvpendrive/a
rquivos/File/imagens/4quimica/5xicara.jpg
Quando dissolvemos gelatina
em água quente, obtemos
uma dispersão.
As partículas dispersas são
moléculas de proteínas.
http://pt.wikipedia.org/wi
ki/Ficheiro:Iv1-07_014.jpg
Fonte: Rosana N. R. Campos
O soro fisiológico consiste em
uma solução aquosa de NaCl a
0,092%, ou seja, em cada
100g de soro fisiológico, há
0,092g de NaCl e 99,908g de
água.
Uma escultura em
bronze é uma
solução sólida de
cobre e estanho.
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Shi
va_and_Uma_14th_century.jpg
http://www.publicdomainpictures.net/
view-image.php?image=1831&picture
=mountain-view
O “ar puro” das montanhas
é uma mistura homogênea
constituída basicamente por
78% N2(g) ; 21% de O2(g) e
0,9% de argônio gasoso.
Efeito Tyndall
Efeito óptico
provocado pela
dispersão da luz
(cone de luz) nas
partículas
coloidais ou nas
suspensões.
http://www.brasilescola.com/quimi
ca/efeito-tyndall.htm
Classificação das dispersões
Tipo de dispersão
Tamanho médio das
partículas dispersas
Soluções
Menor que 1 nm
Dispersões coloidais
ou colóides
1 a 1000 nm
Suspensões
Maior que 1000 nm
1 nm= 1 nanômetro= 10-9 metro= 10-9 m
Fonte: Rosana N. R. Campos
SOLUÇÃO É UMA MISTURA
HOMOGÊNEA DE DOIS OU MAIS
COMPONENTES
Solução
Soluto (índice 1)
Solvente (índice 2)
SOLUTO: COMPONENTE EM MENOR
QUANTIDADE.
http://upload.wikimedia.org/wikipedi
a/commons/8/89/SaltInWaterSolutio
nLiquid.jpg
SOLVENTE: COMPONENTE EM MAIOR
QUANTIDADE.
Exemplo-1
Sabe-se
hoje
que
as
distribuidoras
de
combustíveis
misturam
à
gasolina uma quantidade de
aproximadamente 20% em
volume de álcool (etanol) para
melhorar a qualidade dela.
Identifique nessa mistura o
soluto, o solvente e a
solução.
http://www.brasilescola.com/fis
ica/abastecendo-seu-carro.htm
Fonte: SANTOS, W. L. P.; MÓL, G. S. Química e Sociedade: volume único. São Paulo: Nova Geração, p. 44, 2005.
RESOLUÇÃO:
Soluto: álcool (etanol) (menor quantidade)
Solvente: gasolina pura
Solução: gasolina com 20% de etanol.
CONCENTRAÇÕES
DAS SOLUÇÕES
Fonte: Rosana N. R. Campos
1- Concentração em Massa (C)
É a razão entre a massa do
soluto (m1), em gramas e o
volume da solução (V), em litros
ou mL.
m
1
C
V
unidade: g/L ou g/mL
Exemplo-2
Em 200 mL de determinado leite em pó
integral há, após dissolvido em água,
240
mg
de
cálcio.
Calcule
a
concentração em g/L de cálcio nesse
leite.
http://pt.wikipedia.org/wiki/Fiche
iro:PowderedMilk.jpg
Fonte: BENABOU, J.; RAMANOSKI, M. Química: volume único. São Paulo: Atual, p. 197, 2003.
RESOLUÇÃO:
Dados: m1=240mg (0,24g)
V =200 mL (0,2L)
m1
0,24
C
C
V
0,2
C= 1,2 g/L
OU
Dados= 240 mg (0,24 g)
200 mL (0,2 L)
0,24 g ___________0,2 L
X
___________ 1 L
X= 1,2 g
Resposta: 1,2 g/L
2-Concentração em
quantidade de matéria (C)
É a razão entre o no de mol do
soluto (n1) e o volume, em litros
(V), da solução.
C n
V
1
m1
C
M1  V
unidade: mol/litro
Exemplo-3
A substância química sacarose C12H22O11 é
comumente conhecida como açúcar. Para
adoçar uma xícara de café, usaram-se em
média 5 gramas de sacarose. Supondo que o
volume final do café adoçado seja 50mL.
Calcule a concentração em quantidade de
matéria (mol/L), aproximada de açúcar no
café. (Dados: C=12, O=16 e H=1)
Fonte: Adaptação: BENABOU, J.; RAMANOSKI, M. Química:
volume único. São Paulo: Atual, p. 197, 2003.
http://www.publicdomainpictures.net/viewimage.php?image=5684&picture=xicara-de-cafe
RESOLUÇÃO:
Dados: m1=5g
V =50mL (0,05L)
M1=342 g/mol
m1
5
C
C
M 1 .V
342.0,05
C=0,292 mol/L
OU
5 g ______ 0,05 L
X _______ 1 L
X= 100g
342 g ____1 mol
100 g ____ X
X= 0,292 mol
Resposta: C= 0,292 mol/L
3- Concentração em massa por massa,
volume do soluto por massa, volume da
solução ou (antigo) Título (δ).
Soluto sólido usa-se a massa em (g).
Soluto líquido usa-se o volume em (L) ou
(mL).
m1
V1
ou  
 
m
V
sem unidade
Ainda: δ% = δ.100
Exemplo-4
O vinagre é constituído de uma
solução de ácido acético, que é
responsável pelo seu sabor
azedo, dissolvido em água. Um
estudante
utilizou
15
mL
(aproximadamente 15g) de um
vinagre, contendo 3% de ácido
acético em massa, no preparo
de sua salada. Quantos gramas
de ácido acético ele terá
ingerido depois de comer a
salada?
Fonte: Rosana N. R. Campos
Fonte: Adaptação: CARVALHO, G. C.; Química Moderna 2. São Paulo: Scipione, p. 26, 1995.
RESOLUÇÃO:
Dados: δ = 3%(0,03)
m = 15 g
m1
m1

0,03 
m
15
m1= 0,45g
OU
3%
3 g (Ác. acético) ______ 100 mL (vinagre)
X
______________ 15 mL (vinagre)
X= 0,45 g de ácido acético
4- Concentração em ppm.
Para soluções nas fases líquidas e sólidas
utiliza-se a concentração em ppm expressa
em massa:
1m g de soluto
1 ppm (m) 
1kg de solução
Para soluções na fase gasosa utiliza-se a
concentração em ppm expressa em volume:
1 ppm(v) 
1m L de soluto
3
1m de solução
Para soluções muito diluídas, em que a massa
do soluto é muito pequena costuma-se
relacionar uma parte em massa do soluto por
106 partes em volume da solução:
1 ppm(m v) 
1mg de soluto
1L de solução
Exemplo-5
Afirmar que uma solução desinfetante
“apresenta 1,5% de cloro ativo” é
equivalente
a
dizer
que
a
concentração de cloro ativo nessa
solução, em ppm, é:
Fonte: CARVALHO, G. C.; SOUZA, C. L. Química de olho
no mundo do trabalho: volume único. São Paulo:
Scipione, p. 210, 2003.
http://www.publicdomainpictures.net/viewimage.php?image=3840&picture=produtos-de-limpeza
RESOLUÇÃO:
1,5 cloro ativo ____ 100 (%)
x cloro ativo _____ 1.000.000 (ppm)
15.000 ppm (partes por milhão)
Fonte: Rosana N. R. Campos
Diluir uma solução é
adicionar solvente (em
geral água) mantendo
a quantidade de soluto
constante.
Solução 1
Solução 2
+ Vágua
Ci = n1/ V
Cf = n1/ V
n1 = Ci.V
n1 = Cf.V
Ci . Vi = Cf . Vf
 i.mi   f .mf
Exemplo-6
http://upload.wikimedia.org/wikipedi
a/commons/f/fd/Orange_juice_1.jpg
Sugestão de preparo:
Misture 1 parte do suco
com 3 partes de água.
Diluição é uma operação muito
empregada no nosso dia-a-dia,
quando, por exemplo,
preparamos um refresco a
partir de um suco concentrado.
Descubra o volume final, em L,
de suco diluído a partir de 500
mL de suco de uva concentrado,
seguindo rigorosamente a
sugestão de preparo.
Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química: volume único.
2 ed. São Paulo: Moderna, p. 149, 2003.
RESOLUÇÃO:
1 parte do suco = 500 mL
+ 3 partes de água = 1.500 mL
TOTAL: 2.000 mL ou 2,0 L
Exemplo-7
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro
:Apple_juice_with_3apples.jpg
Considere 100 mL de
determinado suco em que a
concentração
do
soluto
seja 0,4 mol/L. Qual será
o volume de água, em mL,
que
deverá
ser
acrescentado para que a
concentração
do
soluto
caia para 0,04 mol/L?
Fonte: SANTOS, W. L .P.; MÓL, G. S. Química e Sociedade:
volume único. São Paulo: Nova Geração, p. 331, 2005.
RESOLUÇÃO:
Ci . Vi = Cf . Vf
0,4 X 100 = 0,04 X Vf
Vf= 1.000 mL
V H2O= V final – V inicial
V H2O= 1.000 – 100= 900 mL
V H2O= 900 mL ou 0,9 L
MISTURA DE
SOLUÇÕES SEM
REAÇÃO QUÍMICA
Fonte: Rosana N. R. Campos
Solução B
Solução A
+
Solução final
=
m1 (sol. A) + m1 (sol. B) = m1 (sol. final)
C(sol. A) . V(sol. A) + C(sol. B) . V(sol. B) = Cf . Vf
δ(sol. A) . m(sol. A) + δ(sol. B) . m(sol. B) = δf . mf
Exemplo-8
Existem dois frascos no laboratório contendo
soluções de ácido acético (C2H4O2):
A
frasco A
V = 20 mL
Cf = 5 mol/L
B
frasco B
V = 30 mL
Cf = 1 mol/L
Resolveu-se colocar as soluções em um
único frasco. Determine a concentração da
nova solução em mol/L.
Fonte: HARTWIG, D. R., SOUZA, E. e MOTA, R. N. Físico- Química: volume 2. São Paulo, Scipione, p. 44, 1999.
RESOLUÇÃO:
C(sol. A) . V(sol. A) + C(sol. B) . V(sol. B) = Cf . Vf
5 X 20 + 1 X 30 = Cf X 50
Cf= 2,6 mol/L
TITULAÇÃO
ÁCIDO-BASE
É uma operação
analítica utilizada
para
a
determinar
concentração
de soluções.
Fonte: Rosana N. R. Campos
Bureta
* Solução de concentração
conhecida (ácido ou base)
* Volume gasto na titulação
Erlenmeyer
* Solução de concentração
desconhecida (ácido ou base)
* Volume conhecido
* Algumas gotas de um indicador
Numa titulação ácido-base...
...
ocorre uma reação completa entre um
ácido e uma base (neutralização):
ácido + base  sal + água
por exemplo:
HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l)
Como se executa uma titulação?
Titulação consiste na
adição de uma solução de
concentração
rigorosamente conhecida titulante - a outra solução
de concentração
desconhecida - titulado http://www.brasilescola.com/quimica
/analise-volumetrica.htm
até que se atinja o ponto
de equivalência .
Ponto de equivalência é...
Adiciona-se ao titulado um
indicador
ácido-base
muda
cor
de
atinge
o
equivalência
quando
que
se
ponto
de
(número
de
moles do titulante é igual ao
número
titulado).
de
moles
do
nácido = nbase
Fonte: Rosana N. R.
Campos
Cálculo da Concentração
No fim da titulação:
Titulante(A)
Concentração: conhecida
Volume: conhecido
Concentração: desconhecida
Titulado(B)
Volume: conhecido
Cálculo da concentração
Como:
Temos
C= n/V
no
fim
da
 n=CxV
titulação
equivalência):
n Ácido = n Base
ou
CÁc x VÁc= CBa x VBa
(ponto
de
Exemplo-9
20 mL de uma solução aquosa de
NaOH de concentração desconhecida
foram titulados com uma solução
aquosa 0,2 mol/L de H2SO4. O volume
de ácido sulfúrico gasto na titulação
foi 50 mL. Qual a concentração em
mol/L da base (hidróxido de sódio).
Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química:
volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 36, 1998.
RESOLUÇÃO:
1H2SO4 (aq) + 2NaOH
 1Na2SO4(aq) + 2 H2O
(aq)
1 mol ácido ______ 2 mols
CÁc . VÁc = CBa . VBa
base
(proporção na reação)
( ponto de equivalência)
Assim, no ponto de equivalência da reação, temos:
2(CÁc . VÁc) = 1(CBa . VBa)
2 (0,2 . 50) = CBa . 20
CBa= 1,0 mol/L
(l)
BIBLIOGRAFIA
BENABOU, J.; RAMANOSKI, M. Química: volume único. São Paulo: Atual, 2003.
CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química:
volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, 1998.
CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química: volume único. 2 ed. São Paulo: Moderna, 2003.
CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química na abordagem do cotidiano: volume único. 2ed. São
Paulo: Moderna, 2002.
CARVALHO, G. C.; Química Moderna 2. São Paulo:Scipione, 1995.
CARVALHO, G. C.; SOUZA, C. L. Química de olho no mundo do trabalho: volume único.
São Paulo:Scipione, 2003.
FELTRE, R. FÍSICO-QUÍMICA: volume 2. 6ed. São Paulo: Moderna, 2004.
FONSECA, Martha Reis Marques da. Completamente Química: FÍSICO-QUÍMICA. São
Paulo: FTD, 2001.
HARTWIG, D. R., SOUZA, E. e MOTA, R. N. Físico- Química: volume 2. São Paulo, Scipione,
1999.
LEMBO, A.; SARDELA, A. Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, 1988.
MATSUI, Ana N.; LINGUANOTO, Maria; UTIMURA, Teruko Y. Química, 2: 2o Grau. São
Paulo: Editora FTD, 1987.
NOBREGA, O. S.; SILVA, E. R.; SILVA, R. H. Química: volume único. 1ed. São Paulo: Ática,
2005.
SANTOS, W. L. P.; MÓL, G. S. Química e Sociedade: volume único. São Paulo: Nova
Geração, 2005.
SARDELA, A.; MATEUS, E. Curso de Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, 1992.
USBERCO,J.;SALVADOR,E. Química: volume único. 2ed. São Paulo: Saraiva, 1998.
http://pt.wikipedia.org/wiki/Pernalonga
http://pt.wikipedia.org/wiki
/Ficheiro:Streichholz.jpg
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Eq_it
-na_pizza-argherita_sep2005_sml.jpg
http://pt.wikipedia.org/wiki
/Ficheiro:Koelkast_open.jpg
http://pt.wikipedia.org/wiki
/Ebuli%C3%A7%C3%A3o
http://www.educador.brasilescola.co
m/estrategias-ensino/aula-praticaconstrucao-um-calorimetro.htm
Fonte: Rosana N. R. Campos
O que é calor
É a transferência
de energia térmica
entre corpos de
temperaturas
diferentes.
Há muito tempo o homem aprendeu
a utilizar o fogo para aquecer-se.
Ainda hoje é
comum essa
prática em
épocas frias.
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Open_fireplac
e_with_icon.jpg
Numa noite fria de inverno, em qual
banco você se sentaria:
Em um banco de concreto ou de
madeira? Por quê?
http://www.publicdomainpictures.net/viewimage.php?image=3406&picture=bancohttp://www.publicdomainpictures.net/viewimage.php?image=1240&picture=assento
Sendo aproximadamente 360C
nossa temperatura, cederemos
calor para o banco (corpo mais
quente para o mais frio).
Como o ferro (banco de concreto)
possui maior condutividade
térmica, irá trocar calor mais
rapidamente, “roubando-o” de
nosso corpo. Isso nos causará a
sensação térmica de frio.
Muitas pessoas acham que tomar
bebidas frias em recipientes de
alumínio é bom porque ficam mais
frias. Estão enganadas.
Embora pareçam mais frios
quando segurados, estes
recipientes têm uma
desvantagem: a bebida
“esquenta” mais depressa,
pois a transferência de
calor é muito mais rápida.
Rosana N. R. Campos
A geladeira possui
um motor que tira
calor de seu
interior e o libera
para o ambiente.
Já viu como atrás
dela o ar fica
quente?
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:K
oelkast_open.jpg
Por que os
bombeiros
combatem
incêndios
comuns
com água?
http://pt.wikipedia.org/wiki/Edif%C3%
ADcio_Grande_Avenida
A água retira
muito calor do
material que está
em chamas,
abaixando sua
temperatura de
tal forma que
torna a combustão
impossível.
Existe erro na
frase: “Esse
casaco de lã é
muito quente”?
http://www.publicdomainpictures.net/view
-image.php?image=4097&picture=tempofrio-de-inverno
Sim. Essa afirmação dá
a idéia de que a blusa
possui calor. Na verdade,
a blusa não é quente; ela
apenas impede que o corpo
ceda calor para o ambiente
frio.
Por que
sentimos mais
fome em dias
mais frios do
que em dias
de muito
calor?
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Eq_itna_pizza-margherita_sep2005_sml.jpg
Em dias frios, a circulação
sanguínea na superfície de
nossa pele aumenta para compensar a
transferência de calor do nosso corpo
ao ambiente, evitando que a
temperatura corporal abaixe.
Moléculas de carboidratos são
queimadas, liberando energia em
nosso organismo para compensar a
energia transferida ao ambiente.
Por que os
garçons abrem
garrafas de
bebidas geladas
segurando
somente pelo
gargalo e nunca
no meio da
garrafa?
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Kranz
_Koelsch.jpg
Para evitar a troca
de calor (transferência
de energia térmica) entre a
mão do garçom e a bebida
gelada que estão em
temperaturas diferentes.
TERMOQUÍMICA
É o estudo do calor envolvido
nas reações químicas.
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:
Fire_triangle.svg
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro
:Streichholz.jpg
ENTALPIA (H): É a energia total de
um sistema medida à pressão
constante.
Não é possível medir a entalpia,
mede-se a variação de entalpia ou
calor de reação (ΔH).
CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES
TERMOQUÍMICAS:
I- EXOTÉRMICAS: Liberam energia.
Ex: combustão, respiração animal, dissolução da soda
cáustica em água, processos físicos
de (solidificação, condensação e
ressublimação)....
http://pt.wikipedia.org/wiki/Vela
I- ENDOTÉRMICAS: Absorvem energia.
Ex: fotossíntese, cozimento dos alimentos,
processos físicos de (fusão, vaporização e
sublimação)...
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ebuli%C3%
A7%C3%A3o
Gráfico para Reação Exotérmica
Entalpia (H)
HR

HP
caminho da reação
Fonte: Rosana N. R. Campos
Gráfico para Reação Endotérmica
Entalpia (H)
HP

HR
caminho da reação
Fonte: Rosana N. R. Campos
Mudanças de Estado Físico da Matéria
SUBLIMAÇÃO
FUSÃO
VAPORIZAÇÃO
GASOSO
LÍQUIDO
SÓLIDO
SOLIDIFICAÇÃO
CONDENSAÇÃO
RESSUBLIMAÇÃO
Fonte: Rosana N. R. Campos
SUBSTÂNCIA SIMPLES NO ESTADO
PADRÃO E ESTADO ALOTRÓPICO
MAIS COMUM TEM ENTALPIA ZERO.
C (grafite) H=0
C (diamante) H≠0
O2 (gasoso) H=0
O3 (gasoso) H≠0
S (rômbico) H=0
S (monoclínico) H≠0
Pn (vermelho) H=0 P4 (branco) H≠0
ESTADOS ALOTRÓPICOS MAIS COMUNS
GRAFITE
DIAMANTE
 CARBONO 
http://pt.wikipedia.org/wiki
/Grafite
O
2
http://upload.wikimedia.org/wikip
edia/commons/3/36/Diamond.jpg
(incolor)
O3
(OZÔNIO)
 OXIGÊNIO 
http://pt.wikipedia.org/wiki
/Oxig%C3%AAnio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Cam
ada_de_oz%C3%B4nio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Enxofre_r%C3%B4mbico
RÔMBICO
 ENXOFRE 
MONOCLÍNICO
BRANCO
VERMELHO
 FÓSFORO 
http://www.diaadia.pr.gov.br/tv
pendrive/arquivos/File/imagen
s/5geografia/2fosforo.jpg
http://www.diaadia.pr.gov.br/tv
pendrive/arquivos/File/imagens/
5geografia/2fosforo_branco.jpg
CAPACIDADE CALORÍFICA
• É a medida de quanto um material absorve
ou libera energia térmica.
• É uma propriedade física única e particular
das substâncias. Ex:
- A água necessita de 1 caloria de energia
para aumentar a temperatura em 1º Celsius.
- O aço necessita de 0,1 caloria de energia
para aumentar a temperatura em 1º Celsius.
Como pode ser medido o calor de uma
reação
Para reações em meio aquoso utiliza-se um
calorímetro, que nada mais é do que uma
garrafa térmica.
Para reações de combustão utiliza-se uma
bomba calorimétrica.
Nos dois casos o calor
é transferido para uma
massa de água e
obtido a partir da
expressão:
Q = m . c . t
http://www.educador.brasilescola.com/es
trategias-ensino/aula-pratica-construcaoum-calorimetro.htm
EXERCÍCIO - 01
Qual é a quantidade de calor
liberada em uma reação química
capaz de aquecer 3 Kg de água
De 30oC a 38oC? (Dado: calor
específico da água= 1cal/g.oC.)
Fonte: SANTOS, W.L.P.; MÓL, G. S. Química e Sociedade: volume único. São Paulo: Nova Geração, p. 367, 2005.
RESOLUÇÃO
Q = m . c . ΔT
Q = 3000g . 1cal/goC . (38oC – 30oC)
Q = 3000 . 1 . 8
Q = 24.000 cal (ou 24 Kcal)
Tipos de entalpias (calores de reação).
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Entalpia
Entalpia
Entalpia
Entalpia
Entalpia
Entalpia
ou
ou
de
de
de
ou
calor de Formação.
calor de Decomposição.
Combustão.
Dissolução.
Neutralização.
Energia de Ligação.
1- Entalpia de Formação (Hf)
Corresponde a energia envolvida na
formação de um mol de substância a
partir de substâncias simples, no
estado alotrópico mais comum.
Exemplos:
H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l)
C(grafite) + O2(g)  CO2(g)
Hf= - 285,5 KJ/mol
Hf= - 393,3 KJ/mol
Entalpia de formação de substâncias simples é nula.
2- Entalpia de Decomposição
Pode ser considerada com a entalpia
inversa à de formação de uma
substância.
Exemplos:
H2O(l)  H2(g) + 1/2 O2(g)
Hf= + 285,5 KJ/mol
CO2(g)  C(grafite) + O2(g)
Hf= + 393,3 KJ/mol
Observe que ao inverter a equação a variação de
entalpia troca de sinal algébrico!
3- Entalpia de Combustão
Energia liberada na reação de 1 mol de
substância (combustível) com O2 puro
(comburente).
Combustível  material orgânico
(C, H e O) a combustão pode ser:
I. Completa: os produtos são CO2 e H2O.
II. Incompleta: além de CO2 e H2O,
forma-se também, CO e/ou C (fuligem).
Combustão completa a chama é azul.
CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + H2O(l)
KJ/mol
Hf= - 889,5
Na combustão
incompleta a chama
é alaranjada.
Rosana N. R. Campos
Rosana N. R. Campos
4- Entalpia de Dissolução
Calor liberado ou absorvido na
dissolução de 1 mol de determinada
substância numa quantidade de água
suficiente para que a solução obtida
seja diluída.
Ex: KNO3(s) + H2O(l)  KNO3(aq) H= +8,5 Kcal
HCl(g) + H2O(l)  HCl(aq) H= -18,0 Kcal
5- Entalpia de Neutralização
Calor liberado na formação de 1
mol de água, a partir da
neutralização de 1 mol de íons H+
por 1 mol de íons OH-, em solução
aquosa diluída.
Ex: HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l)
H= -13,8 Kcal
Na reação de ácido forte com base
forte a variação de entalpia é
aproximadamente constante pois a
reação é sempre:
H+ + OH-  H2O
6- Entalpia ou Energia de Ligação
É a quantidade de calor absorvida na quebra de
6,02 . 1023 ligações de determinada
espécie, supondo as substâncias no
estado gasoso, à 25 oC.
A quebra de ligações é sempre um processo
endotérmico enquanto a formação de
ligações será sempre exotérmico.
Nos reagentes sempre ocorrerá quebra de
ligações (H>0) e nos produtos ocorrerá
formação de ligações (H<0).
LEI DE HESS
Também conhecida como Lei da
Soma dos Calores de Reação,
demonstra que a variação de
entalpia de uma reação química
não depende do modo ou caminho
como a mesma é realizada e sim
do estado inicial (reagentes) e
estado final (produtos).
LEI DE HESS
A
H1
B
H2
H3
H3 = H1 + H2
Fonte: Rosana N. R. Campos
C
EXERCÍCIO – 02
Calcular o H da reação de formação de
1,0 mol de etanol líquido (álcool etílico):
2C(grafite) + 3H2(g) + ½O2(g) C2H5OH(l)
H= ?
Sabendo que:
(I)
C(grafite) + O2(g)  CO2(g)
H1= -94,0 Kcal/mol
(II) H2(g) + ½O2(g) H2O(g)
(III) C2H5OH(l) +3O2(g) 2CO2(g) +3H2O(g)
H2= -57,8 Kcal/mol
H3= -327,6 Kcal/mol
Fonte: LEMBO, A.; SARDELA, A. Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, p. 267, 1988.
RESOLUÇÃO
Equação I  multiplicar por 2
Equação II  multiplicar por 3
Equação III  inverter
H=H1 +H2 +H3
H= 2(-94) + 3(-57,8) + 327,6
H= -33,8 Kcal
Utilizando entalpias de formação
Quando TODAS entalpias de
formação forem conhecidas:
Podes prever qual o ΔH da reação?
ΔHo= ΔHfo (produtos)
- ΔHfo (reagentes)
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:
Quartz_crystal.jpg
Lembre-se que  sempre= final - inicial
EXERCÍCIO – 03
O gás hilariante (N2O) tem características anestésicas e age
sobre o sistema nervoso central fazendo com que pessoas
riam de forma histérica.

NH4NO3(s) → N2O(g) + 2H2O(g) ΔH= ?
Dados:
N2(g) + ½ O2(g) → N2O(g)
ΔHf= +19,5 Kcal
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g)
ΔHf= -57,8 Kcal
N2(g) + 2H2(g) + 3/2 O2(g) → NH4NO3(s)
ΔHf= -87,3 Kcal
Descubra a quantidade de calor liberada, no
processo de obtenção do gás hilariante.
Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T.M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química:
volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 2341998.
RESOLUÇÃO
ΔH= ΔH produtos - ΔH reagentes
NH4NO3(s) → N2O(g) + 2H2O(g)
- 87,3 Kcal
+ 19,5 Kcal + 2 (- 57,8 Kcal)
ΔH= ΔH produtos – ΔH reagentes
ΔH= -96,1 – (-87,3)
ΔH= - 8,8 Kcal/mol
Utilizando entalpias de ligação
Nos reagentes sempre ocorrerá
quebra de ligações (ΔH>0) e nos
produtos ocorrerá formação de
ligações (ΔH‹0).
ΔH= ΔH (reagentes) + ΔH (produtos)
EXERCÍCIO – 04
(Cefet-RJ) “ A BMW testa veículos movidos
a hidrogênio e antecipa uma novidade que
chegará ao mercado no futuro. A indústria
(...) aposta no hidrogênio como um dos mais
promissores substitutos da gasolina. Ele
não depende de reservas estratégicas e é
facilmente obtido com a quebra da molécula
da água. (...) Em vez de dióxido de carbono
(CO2), o escapamento expele água. O
hidrogênio pode zerar a emissão de
poluentes por veículos no futuro...”
(Adaptado da Revista Época, out. 2000.)
Com base nos dados da tabela abaixo,
qual a variação de entalpia (ΔH) da
reação 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g), em
KJ/mol de H2O(g)?
Ligação
Energia de ligação (KJ. mol
H–H
437
H–O
463
O=O
494
-1)
Fonte: FELTRE, R. FÍSICO-QUÍMICA: volume 2. 6ed. São Paulo: Moderna, p. 125, 2004.
RESOLUÇÃO
Reagentes: Ligações rompidas: ΔH>0
2 H – H = 2 . 437 = +874
1 O = O = 1 . 494 = +494
(874+494)= +1368
Produtos> Ligações formadas: ΔH‹0
2 H – O – H = 4 H – O = 4 . 463 = -1852
ΔH= ΔH (reagentes) + ΔH (produtos)
ΔH= +1368 + (-1852)
ΔH= -484 KJ/mol de 2H2O
ΔH= -242 KJ/mol de H2O
BIBLIOGRAFIA
BENABOU, J.; RAMANOSKI, M. Química: volume único. São Paulo: Atual, 2003.
CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química:
volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, 1998.
CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química: volume único. 2 ed. São Paulo: Moderna, 2003.
CANTO, E. l.; PERUZZO, T .M. Química na abordagem do cotidiano: volume único.
2ed. São Paulo: Moderna, 2002.
CARVALHO, G. C.; Química Moderna 2. São Paulo:Scipione, 1995.
CARVALHO, G. C.; SOUZA, C. L. Química de olho no mundo do trabalho: volume
único. São Paulo:Scipione, 2003.
FELTRE, R. FÍSICO-QUÍMICA: volume 2. 6ed. São Paulo: Moderna, 2004.
FONSECA, Martha Reis Marques da. Completamente Química: FÍSICO-QUÍMICA. São
Paulo: FTD, 2001.
HARTWIG, D. R., SOUZA, E. e MOTA, R. N. Físico- Química: volume 2. São Paulo,
Scipione, 1999.
LEMBO, A.; SARDELA, A. Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, 1988.
MATSUI, Ana N.; LINGUANOTO, Maria; UTIMURA, Teruko Y. Química, 2: 2o Grau. São
Paulo: Editora FTD, 1987.
NOBREGA, O. S.; SILVA, E. R.; SILVA, R. H. Química: volume único. 1ed. São Paulo:
Ática, 2005.
SANTOS, W. L. P.; MÓL, G. S. Química e Sociedade: volume único. São Paulo: Nova
Geração, 2005.
SARDELA, A.; MATEUS, E. Curso de Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, 1992.
USBERCO,J.;SALVADOR,E. Química: volume único. 2ed. São Paulo: Saraiva, 1998.
http://pt.wikipedia.org/wiki/Pernalonga
CINÉTICA
QUÍMICA
Parte da Química que estuda a velocidade das
reações e os fatores que a influenciam.
Rápidas
Reações Químicas
Moderadas
Lentas
Reação Rápida
http://pt.wikipedia.org/wiki/Explos%C3%A3o64
http://www.publicdomainpictures.net/view
-image.php?image=403&picture=fogos-deartificio
Reação Moderada
http://www.publicdomainpictures.net/viewimage.php?image=1656&picture=macas-podres
http://www.diaadia.pr.gov.br/tvpendrive/arqui
vos/File/imagens/4quimica/2vela2.jpg
Reação Lenta
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ferrugem
http://pt.wikipedia.org/wiki/Petr%C3%B
3leo#O_petr.C3.B3leo_no_Brasil
O que se faz
no dia a dia para
diminuir a velocidade
das reações químicas?
O que fazer para conservar
os alimentos durante mais
tempo?
http://www.diaadia.pr.gov.br/tvpendrive/arquivo
s/File/imagens/4quimica/8frutasesteres.jpg
http://pt.wikipedia.org/wiki/Geladeira
Colocam- se em geladeira, uma
vez que a temperatura elevada
é um dos fatores que aumenta
a velocidade das reações.
Como é que antigamente se
conservavam os alimentos, se
não existiam geladeiras?
http://pt.wikipedia.org/wiki/Carne_de_sol
A salga foi um dos primeiros
processos de conservar os
alimentos (peixe e carne).
O sal funciona como inibidor
- diminui a velocidade da
reação.
Por que é que os chouriços
são defumados?
http://pt.wikipedia.org/wiki/Chouri%C3%A7o
A substância química
formaldeído, liberada no
fumo, mata muitas
bactérias que iriam
degradar mais rapidamente
o alimento.
Por que as garrafas de vinho
são fechadas com rolha e
lacre?
O lacre nas rolhas das
garrafas de vinho, isola
mais o vinho do contato
com o ar, que o iria oxidar
mais rapidamente.
http://pt.wikipedia.org/wiki/Vinho
Por que alguns alimentos são
embalados à vácuo?
Rosana N. R. Campos
A falta de oxigênio
fará com que sua
degradação se torne
mais lenta.
Já reparou que ao abrirmos
um lata de picles, a lata dá
um estalido?
Rosana N. R. Campos
Antes da lata ser fechada,
o alimento é por vezes
aquecido para retirar o ar
que iria favorecer a sua
oxidação. O vinagre inibe o
crescimento de bactérias
que iriam degradar o
alimento.
Quando temos que acender
uma fogueira porque é que
não usamos os troncos
maiores e mais grossos?
Os troncos mais grossos
demoram mais tempo para
acender. Quanto mais
pequenos forem os troncos
mais depressa acendem!
http://www.publicdomainpictures.net/viewimage.php?image=330&picture=fogo
VELOCIDADE DAS REAÇÕES
I - Velocidade média (Vm)
Representa a variação na quantidade de um
reagente ou produto num intervalo de
tempo.
m
n
V
C
vm 
ou
ou
ou
t
t
t
t
m = massa, n = no mol, V = volume, C = concentração molar
VELOCIDADE DAS REAÇÕES
  reagentes
Vm 
 tem po
 produtos
Vm 
 tem po
A Vm dos reagentes também é chamada de
velocidade de desaparecimento. A Vm dos
produtos também é chamada de velocidade de
formação.
Obs.: para os reagentes podemos calcular a
velocidade em módulo.
Vm 
 reagentes
 tempo
A (REAGENTE)
B (PRODUTO)
DESAPARECIMENTO
FORMAÇÃO
[ ]
B
A
t
EXERCÍCIO-1
O gráfico abaixo se refere às concentrações de reagentes e produtos da reação
equacionada como: 2N2O5 → 4NO2 + O2
Associe as curvas A, B e C com as
substâncias N2O5 , NO2 e O2.
[ ]
A
B
C
tempo
Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo:
Moderna, p. 255, 1998.
RESOLUÇÃO
A= NO2 curva crescente (produto).
B= O2 curva crescente (produto).
C= N2O5 curva decrescente (reagente).
EXERCÍCIO-2
Coloca-se dentro de um recipiente
fechado amônia gasosa (NH3) com uma
concentração inicial de 8,0 mol/L.
Com o passar do tempo ocorre a
reação 2NH3(g) → N2(g) + 3H2(g), e um
pesquisador, utilizando métodos
adequados, verifica, à medida que o
tempo passa, o quanto resta de NH3 e
anota os valores numa tabela.
Tempo (h)
[NH3] (mol/L)
0
8,0
1,0
4,0
2,0
2,0
3,0
1,0
Calcule:
a) A Velocidade média de consumo da amônia (NH3)
no intervalo de 0 e 2h.
RESOLUÇÃO
28 6

 3
20
2
28
6
Vm 

 3 mol L.h
20
2
Esse resultado pode ser interpretado:
A cada hora, consome-se 3mol/L de amônia.
*Obs: Na prática, utiliza-se a velocidade dos reagentes
em módulo | | , para evitar valores negativos.
Ficando assim:
Vm 
28
20

6
2
 3 m ol L.h
b) A velocidade média de consumo de
NH3 entre 1 e 3h.
RESOLUÇÃO
Vm 
1 4
3 1

3
2
 1,5 m ol L.h
c) A velocidade média de formação do N2
entre 0 e 2h.
RESOLUÇÃO
Equação química 2NH3(g) → N2(g) + 3H2(g)
Coeficientes
2
: 1
Vm(0-2h)
3mol/L.h __ VmN2
VmN2=1,5mol/L.h
d) A velocidade média de formação do N2
entre 1 e 3h.
RESOLUÇÃO
Equação química 2NH3(g) → N2(g) + 3H2(g)
Coeficientes
2
: 1
Vm(1-3h)
1,5mol/L.h __ VmN2
VmN2=0,75mol/L.h
Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T.M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo:
Moderna, p. 254, 1998.
EXERCÍCIO-3
Ao realizar a reação de formação da
água: 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g),
verificou-se que a velocidade de
consumo de oxigênio foi de 4 mol/min.
Determine a velocidade de consumo do
hidrogênio.
Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T.M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo:
Moderna, p. 254, 1998.
RESOLUÇÃO
Equação química 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)
Coeficientes
2
: 1
V. de consumo
VmH2 __ 4 mol/min
VmH2= 8mol/min
Condições para que ocorra uma Reação
 Os reagentes devem estar em contato.
 Afinidade química entre os reagentes.
Teoria da Colisão
 As moléculas dos reagentes
colidir entre si.
devem
 A colisão deve ocorrer com geometria
favorável e energia suficiente.
Teoria da Colisão
Colisão
Desfavorável
(não-efetiva)
Colisão
Desfavorável
(não-efetiva)
Colisão Favorável (efetiva)
O2 N2
Reagentes
O-------N
2 NO
O
N
Complexo
Ativado
Produtos
 Para que a colisão seja efetiva é
necessário ainda que os reagentes
adquiram
uma
energia
mínima
denominada energia de ativação.
Energia de Ativação é o valor mínimo de energia que
as moléculas de reagentes devem possuir para que uma
colisão entre elas seja efetiva.
Quanto maior for a energia de ativação, mais lenta
será a reação.
Complexo Ativado: estado intermediário formado
entre reagentes e produtos, ocorre um progressivo
enfraquecimento das ligações entre as moléculas
iniciais e um fortalecimento das ligações entre as
moléculas finais.
O2 N2
Reagentes
O-------N
2 NO
O
N
Complexo
Ativado
Produtos
REVISÃO
HI+HI
I2 + H2
I2
H2
REAÇÃO EXOTÉRMICA
Energia (Kcal/mol)
E2
Complexo Ativado
. . . . . . . . . . . . . . .
b
E1
. . . . . . . . . .
c
E3
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
E1= energia dos reagentes
E2= energia do complexo
ativado
E3= energia dos produtos
b=energia de ativação
c=variação de entalpia
ΔH= Hp – Hr
Caminho da reação
Quanto menor for a energia de ativação,
maior a velocidade da reação.
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
Energia (Kcal/mol)
E2
E3
. . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . .
b
E1
Complexo Ativado
c
. . . . . . . . . . . . . . . .
E1= energia dos reagentes
E2= energia do complexo
ativado
E3= energia dos produtos
b=energia de ativação
c=variação de entalpia
ΔH= Hp – Hr
Caminho da reação
Quanto maior for a energia de ativação, menor a
velocidade da reação.
EXERCÍCIO-4
O gráfico descreve a variação de energia de
uma certa reação:
Energia (Kcal/mol)
30
10
2
. . . . . . . . . . . . . . .
A+B
. . . . . . . . . .
C
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
Caminho da reação
Descubra:
a) O valor da entalpia dos reagentes.
b) O valor da entalpia dos produtos.
c) Se a reação é endo ou exotérmica.
d) O valor da energia de ativação.
e) O valor da energia do complexo
ativado.
f) O valor da energia da reação
(variação de entalpia).
Fonte: Adaptação:
HARTWIG, D.R., SOUZA, E. e MOTA, R.N. Físico- Química: volume 2. São Paulo, Scipione, p. 153, 1999.
RESOLUÇÃO
a)
b)
c)
d)
e)
f)
H reagentes= 10 Kcal/mol
H produtos= 2 Kcal/mol
A Reação é exotérmica (Hp‹Hr)
Eat= 30 – 10= 20 Kcal/mol
CA= 30 Kcal/mol
ΔH= Hp – Hr
ΔH= 2 – 10
ΔH= - 8 Kcal/mol ( o processo libera
energia:reação exotérmica).
Fatores que influenciam a
velocidade de uma reação
a ) Superfície de contato entre os
reagentes;
b ) Concentração dos reagentes;
c) Temperatura;
d) Presença de catalisadores;
e) Pressão.
a) Superfície de contato entre os reagentes.
Quanto
maior
a
superfície de contato,
maior é o número de
choques efetivos entre
as
partículas
dos
reagentes e, portanto,
maior será a velocidade
da reação.
http://www.brasilescola.com/q
uimica/cinetica-quimica.htm
EXERCÍCIO-5
Na digestão dos alimentos
ocorre uma série de reações
químicas.
Explique, levando em conta a
velocidade
das
reações
químicas, por que é benéfico
mastigar bem os alimentos.
Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T.M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed.
São Paulo: Moderna, p. 273, 1998.
RESOLUÇÃO
Quanto mais triturado estiver o
alimento, mais rápidas serão as
reações envolvidas na digestão,
graças ao aumento da superfície de
contato entre os reagentes.
b) Concentração dos reagentes.
Quanto maior a concentração de partículas
dos reagentes, maior será o número de
colisões efetivas e consequentemente maior
a velocidade da reação.
Abanando carvão em
brasa, aumentamos a
concentração de gás
oxigênio (O2) (reagente),
aumentando a velocidade
da reação.
http://www.diaadia.pr.gov.br/tvpendrive/arquivos/
File/imagens/4quimica/2fogo2.jpg
Lei da Ação das Massas,
Lei da Velocidade ou Lei de
Guldberg-Waage
“A uma dada temperatura, a velocidade
de uma reação química elementar
(reação que ocorre em uma única etapa)
é diretamente proporcional ao produto
das concentrações dos reagentes, em
mol/L, elevadas a seus respectivos
coeficientes”.
EXEMPLO: aA + bB → cC + dD
V = k [A] [B]β
V = velocidade da reação;
K = constante de velocidade (característica da reação e da
temperatura);
[ ] = concentração dos reagentes (mol/L), exceto reagente
sólido, pois a concentração de uma substância sólida é
sempre constante, ficando assim incorporada à constante de
velocidade.
 e β = expoentes determinados experimentalmente.
Obs.: Se a reação for elementar
= a e
β= b
Se a reação não for elementar, deve-se calcular o valor de
 e β.
Reação Elementar
Quando a reação química se desenvolve em
uma única etapa, dizemos que a reação é
elementar.
Numa reação elementar,
devem ser elevadas as
reagentes na expressão
os próprios coeficientes
equação balanceada.
os expoentes a que
concentrações dos
da velocidade são
dos reagentes na
aA + bB → cC + dD
V = k [A]a.[B]b
EXERCÍCIO-6
Determine a expressão da velocidade
(segundo a Lei de Guldberg-Waage),
supondo elementares:
a) C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g)
b) 3Cu(s)+ 8HNO3(aq) → 3Cu(NO3)2(aq)+ 4H2O(l)+ 2NO(g)
Fonte: HARTWIG, D.R., SOUZA, E. e MOTA, R.N. Físico- Química: volume 2. São Paulo, Scipione, p. 167, 1999.
RESOLUÇÃO
a) C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g)
V  K C2 H 4  . H 2 
V  K C2 H 4 
. H2 
V  K C
H 
.H 
b) 3Cu(s)+ 8HNO3(aq) →
3Cu(NO
3)2(aq)+ 4H2O(l)+ 2NO(g)
2
4
V  KHNO3 
8
2
Reação Não-Elementar
Quando a reação se desenvolve em duas ou
mais etapas distintas, a velocidade da
reação depende apenas da velocidade da
etapa lenta.
A etapa lenta é a etapa determinante
da velocidade da reação.
1º EXEMPLO: (REAÇÃO NÃO-ELEMENTAR)
O óxido nítrico reage com hidrogênio,
produzindo nitrogênio e vapor de água de
acordo com a equação:
2 H2 + 2 NO → 1 N2 + 2 H2O
Etapa I
1H2 + 2NO → 1N2O + 1H2O (lenta)
Etapa II 1H2 + 1N2O → 1N2 + 1H2O (rápida)
Reação Global
2H2 + 2NO → 1N2 + 2H2O
Descubra a Lei da velocidade para
essa reação:
Fonte: FELTRE, R. FÍSICO-QUÍMICA: volume 2. 6ed. São Paulo: Moderna, p. 166, 2004.
RESOLUÇÃO
Equação da velocidade (etapa lenta)
V = k [H2].[NO]2
EXERCÍCIO-7
A poluição é uma das causas da destruição
da camada de ozônio. Uma das reações que
podem ocorrer no ar poluído é a reação do
dióxido de nitrogênio com o ozônio:
2NO2(g) + O3(g) → N2O5(g) + O2(g)
Essa reação ocorre em duas etapas:
I. NO2(g) + O3(g) → NO3(g) + O2(g) (lenta)
II. NO3(g) + NO2(g) → N2O5(g)
(rápida)
Descubra a lei da velocidade para essa reação.
Fonte: USBERCO,J.;SALVADOR,E. Química: volume único. 2ed. São Paulo: Saraiva, p. 356, 1998.
RESOLUÇÃO
Equação da velocidade (etapa lenta)
V = k [NO2].[O3]
2º EXEMPLO: (REAÇÃO NÃO-ELEMENTAR)
Considere a seguinte reação:
2H2(g)+ 2NO(g) → N2(g)+ 2H2O(g)
Em diversos experimentos com essa
reação, feitos à temperatura de 700oC,
foram obtidos os seguintes dados:
Experimento
[H2]
(mol/L)
[NO]
(mol/L)
Velocidade
(mol/L.h)
1
2
3
1.10-3
2.10-3
2.10-3
1.10-3
1.10-3
2.10-3
3.10-5
6.10-5
24.10-5
A expressão da Lei da velocidade é:
v=k.[H2]x.[NO]y
Como essa é uma reação não-elementar,
devemos calcular o valor de x e y.
Fonte: HARTWIG, D.R., SOUZA, E. e MOTA, R.N. Físico- Química: volume 2. São Paulo, Scipione, p. 163-164, 1999.
1ª etapa: Determinar o valor de x.
- Escolher dois experimentos nos quais varie a [H2] ,
mas não varie a [NO].
(Escolhemos o experimento 1 e 2)
- Substituímos na expressão v=k.[H2]x.[NO]y
x
1
x
3 1x
1 1x
1 1
1 1
   x            x 1
6 2x
2 2
2  2
 2  2
3.10-5=k.(1.10-3)x.(1.10-3)y
1º Experimento
6.10-5=k.(2.10-3)x.(1.10-3)y
2º Experimento
x
1
x
3 1
1 1
1 1
1 1
 x   x            x 1
6 2
2 2
2  2
 2  2
x
x
2ª etapa: Determinar o valor de y.
- Escolher dois experimentos nos quais varie a [NO]
, mas não varie a [H2].
(Escolhemos o experimento 2 e 3)
- Substituímos na expressão v=k.[H2]x.[NO]y
x
1
x
3 1x
1 1x
1 1
1 1
   x            x 1
6 2x
2 2
2  2
 2  2
2º Experimento
6.10-5=k.(2.10-3)x.(1.10-3)y
3º Experimento
24.10-5=k.(2.10-3)x.(2.10-3)y
y
y
6 1 1 1
1 1 1
 y     2    
24 2 4  2  2  2   2 
y
2
y
1
   y 2
 2
6 1
1 1
1 1
1 1

    2        y 2
24 2y
4 2
2 2
2 2
y
y
y
2
y
3ª etapa: Utilizando então os valores de x e
y na expressão v=k.[H2]x.[NO]y , obtemos
a Lei da velocidade dessa reação:
v=k.[H2]1.[NO]2 ou
x
1
x
3 1x
1 1x
1 1
1 1
   x            x 1
6 2x
2 2
2  2
 2  2
v=k.[H2].[NO]2
4ª etapa: Conhecendo a Lei da velocidade,
podemos calcular a constante k (para 700oC)
escolhendo qualquer um dos três experimentos
e utilizando os valores de v, [H2] e [NO].
Experimento 1:
[H2]= 1.10-3; [NO]= 1.10-3 e v= 3.10-5
Equação: v=k.[H2].[NO]2
3.10-5=k.1.10-3.(1.10-3)2
3.10-5=k.1.10-9
x
1
x
3 1x
1 1x
1 1
1 1
   x            x 1
6 2x
2 2
2  2
 2  2
m ol
L.h  k  3.104 m ol 2 .h 1.L2
k
3
 m ol
1.109 

 L 
3.105
3º EXEMPLO: (REAÇÃO NÃO-ELEMENTAR)
Considere a reação de síntese da amônia:
N2(g)+ 3H2(g) → 2NH3(g)
O que ocorrerá com a velocidade se a
concentração molar do hidrogênio for
reduzida à terça parte e a do nitrogênio for
triplicada?
Fonte: SARDELA, A.; MATEUS, E. Curso de Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, p. 153, 1992.
RESOLUÇÃO
N2(g)+ 3H2(g) → 2NH3(g)
1ª etapa: [N2] = x [H2] = y
v = k . [N2] . [H2]3
v = k . x . y3
2ª etapa: [N2] = 3x
[H2] = y/3
v= k . [N2] . [H2]3
v, = k . 3x . (y/3)3 v, = k . 3x . y3/27
v, = v/9
A velocidade reduzirá à nona
parte ou 9 vezes.
EXERCÍCIO-8
Na química ambiental, que procura,
entre outras coisas, avaliar formas de
atenuar a emissão de substâncias
gasosas que depreciam a qualidade do
ar, a reação entre os gases monóxido
de carbono e oxigênio, para produzir o
dióxido de carbono, tem grande
importância.
A equação dessa reação é:
2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g)
O que ocorrerá com a velocidade dessa
reação se duplicarmos as concentrações
de CO(g) e O2(g).
Fonte: FONSECA, Martha Reis Marques da. Completamente Química: FÍSICO-QUÍMICA. São Paulo: FTD, p. 291, 2001.
RESOLUÇÃO
2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g)
1ª etapa: [CO] = x [O2] = y
v = k . [CO]2 . [O2]
v = k . x2 . y
2ª etapa: [CO] = 2x
[O2] = 2y
v= k . [CO]2 . [O2]
v, = k . (2x)2 . (2y) v, = k . 4x2 . 2y
v, = 8v
A velocidade aumentará
8 vezes.
c) Temperatura.
As variações de temperatura modificam o valor da
constante de velocidade (k).
Um aumento na T, aumenta a freqüência das
colisões intermoleculares e aumenta a energia
cinética das moléculas fazendo com que um maior
número alcance a energia mínima para reagir (Eat).
Um aumento na energia cinética (agitação
molecular) favorece a ruptura das ligações.
Regra de Vant’Hoff
Um aumento de 10ºC faz com que a
velocidade da reação dobre.
Temperatura
Velocidade
10ºC
V
20ºC
2V
40ºC
8V
EXERCÍCIO-9
A regra de Vant’Hoff diz que “um
aumento de 10oC na temperatura
duplica a velocidade de uma reação
química”.
Admita que essa regra seja válida
para as reações que fazem os
alimentos estragarem. Dentro de uma
geladeira (5oC) os alimentos estragam
com uma certa velocidade.
Quantas vezes mais rápido o
alimento estragaria se estivesse
fora da geladeira:
a) Em um dia a 15oC?
b) Em um dia a 25oC?
c) Em um dia a 35oC?
Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T.M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2.
2ed. São Paulo: Moderna, p. 272, 1998.
RESOLUÇÃO
Se a cada 10oC de aumento na temperatura a
velocidade da reação duplica, então, sendo v a
Velocidade com que o alimento estraga a 5oC,
podemos concluir que:
a) A 15oC, a velocidade com que o alimento
estraga é 2v.
b) A 25oC, a velocidade com que o alimento
estraga é 4v.
c) A 35oC, a velocidade com que o alimento
estraga é 8v.
d) Presença de catalisadores.
Catalisadores são substâncias que, quando
presentes, aumentam a velocidade das
reações químicas, sem serem consumidos.
Ao final encontram-se qualitativa e
quantitativamente inalterados.
Os catalisadores encontram “caminhos
alternativos” para a reação, envolvendo
menor energia (diminuem a Energia de
Ativação), tornando-a mais rápida.
Gráfico Cinética Química e a influência do Catalisador
Complexo ativado sem
catalisador
E (KJ/mol)
Complexo ativado com
catalisador
Ea2
Ea1
reagente
H < 0
produto
Caminho da reação
Fonte: Rosana N. R. Campos
Características dos catalisadores
a) Aumentam a velocidade das reações;
b) Não são consumidos durante as reações;
c) Não iniciam reações, mas interferem nas
que já ocorrem sem a sua presença;
d) Podem ser utilizados em pequenas quantias,
visto que não são consumidos;
e) Seus efeitos podem ser diminuídos pela
presença de “venenos de catálise”.
f) A introdução do catalisador diminui a
Energia de Ativação.
Como funciona o catalisador
automotivo?
O
catalisador
têm
aspecto
semelhante
a
uma
colméia
proporcionando
uma
maior
superfície de contato entre o
catalisador e os gases que saem do
motor. Sua função é acelerar a
oxidação dos gases emitidos após a
combustão.
O catalisador acelera as reações químicas,
que transformam os poluentes (CO, NOx, HC)
em compostos menos prejudiciais à saúde
(CO2, H20, N2).
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Aufgeschnittener_Metall_Katalysator_f%C3%BCr_ein_Auto.jpg
EXERCÍCIO-10
Considere gráfico:
Energia (Kcal/mol)
36
30
15
8
. . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . .
A+B
AB
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
Caminho da reação
Agora, responda:
a) Qual a energia de ativação com
catalisador?
b) Qual a energia de ativação sem
catalisador?
c) Qual a diminuição da energia de
ativação
provocada
pelo
catalisador?
d) Qual a energia liberada pela
reação?
Fonte: SARDELA, A.; MATEUS, E. Curso de Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, p. 162, 1992.
RESOLUÇÃO
a)
b)
c)
d)
30-15= 15 Kcal/mol.
36-15= 21 Kcal/mol.
36-30= 6 Kcal/mol.
ΔH=produto - reagente
ΔH=8-15= -7 Kcal/mol.
CATÁLISE
Uma reação que ocorre na presença de um
catalisador é chamada catálise.
Existem dois tipos de catalisadores:
Homogêneos e heterogêneos.
Catálise homogênea: o catalisador encontra-se na mesma fase dos
2
reagentes e produtos. Ex:
( aq )
2H 2O2( aq ) Fe

 2H 2O  O2
Catálise heterogênea: o catalisador encontra-se numa fase diferente dos
reagentes e produtos. Ex:
MnO
2( s )
2H 2O2( aq ) 
 2H 2O  O2
EXERCÍCIO-11
Classifique as catálises em homogênea
ou heterogênea:
a)C2 H 4( g )  H 2( g ) 
 C2 H 6
Ni( s )
b)3C2 H 2( g )  H 2( g ) 
 C6 H 6
Fe( s )
c) A( g )  B( g )  C
cat( g )
Fonte: LEMBO, A.; SARDELA, A. Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, p. 137, 1988.
RESOLUÇÃO
a) catálise heterogênea 
reagentes (gasosos) e catalisador (sólido)
b) catálise heterogênea 
reagente (gasoso) e catalisador (sólido)
c) catálise homogênea 
reagentes (gasosos) e catalisador (gasoso)
e) Pressão.
Em reações envolvendo
reagentes gasosos,
quando se aumenta a
pressão ocorre
diminuição do volume e
consequentemente há
aumento na
concentração dos
reagentes, aumentando
o número de colisões.
http://www.brasilescola.com/quimica/cinetica
-quimica.htm
A pressão parcial de um gás é
diretamente proporcional à sua
concentração.
Maior pressão parcial
Maior concentração
 Maior velocidade
Ordem de uma reação
Chama-se ordem de uma reação (ordem global) à
soma dos valores das potências a que as
concentrações de reagentes se encontram
elevadas a equação cinética da reação.
H2 + 2 NO → 1 N2O + H2O
V = k [H2].[NO]2
Ordem da reação: 1 +2 = 3 (3ª ordem)
Em relação ao H2: 1ªordem, v = k [H2]
Em relação ao NO: 2ªordem, v = k [NO]2
Molecularidade
É o número de moléculas que se chocam em cada
reação elementar ou em uma etapa de uma
reação não-elementar.
H2 + 2 NO → 1 N2O + H2O
Molecularidade igual a 3 (trimolecular).
EXERCÍCIO-12
Considerando a reação
NO2(g) + CO(g) → NO(g) + CO2(g)
Que ocorre em uma única etapa e
que, numa dada temperatura,
apresenta a lei experimental de
velocidade dada por v=K[NO2] [CO].
Qual a ordem e a molecularidade
dessa reação?
Fonte: FELTRE, R. FÍSICO-QUÍMICA: volume 2. 6ed. São Paulo: Moderna, p. 167, 2004.
RESOLUÇÃO
A reação é de 2ª ordem, visto que a
soma dos expoentes na fórmula da
velocidade é igual a 2.
A molecularidade é também igual a
2, pois, ocorrendo a reação em uma
única etapa, ela envolverá o choque
de 2 moléculas (NO2 e CO).
BIBLIOGRAFIA
BENABOU, J.; RAMANOSKI, M. Química: volume único. São Paulo: Atual, 2003.
CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química:
volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, 1998.
CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química: volume único. 2 ed. São Paulo: Moderna, 2003.
CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química na abordagem do cotidiano: volume único. 2ed.
São Paulo: Moderna, 2002.
CARVALHO, G. C.; Química Moderna 2. São Paulo:Scipione, 1995.
CARVALHO, G. C.; SOUZA, C. L. Química de olho no mundo do trabalho: volume
único. São Paulo:Scipione, 2003.
FELTRE, R. FÍSICO-QUÍMICA: volume 2. 6ed. São Paulo: Moderna, 2004.
FONSECA, Martha Reis Marques da. Completamente Química: FÍSICO-QUÍMICA. São
Paulo: FTD, 2001.
HARTWIG, D. R., SOUZA, E. e MOTA, R. N. Físico- Química: volume 2. São Paulo,
Scipione, 1999.
LEMBO, A.; SARDELA, A. Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, 1988.
MATSUI, Ana N.; LINGUANOTO, Maria; UTIMURA, Teruko Y. Química, 2: 2o Grau. São
Paulo: Editora FTD, 1987.
NOBREGA, O. S.; SILVA, E. R.; SILVA, R. H. Química: volume único. 1ed. São Paulo:
Ática, 2005.
SANTOS, W. L. P.; MÓL, G. S. Química e Sociedade: volume único. São Paulo: Nova
Geração, 2005.
SARDELA, A.; MATEUS, E. Curso de Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, 1992.
USBERCO,J.;SALVADOR,E. Química: volume único. 2ed. São Paulo: Saraiva, 1998.
http://pt.wikipedia.org/wiki/Super_Mouse
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Lex
ington_Barbecue_Festival_-_Juggler.jpg
http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Maveri
cks_Surf_Contest_2010.jpg
Indicador de umidade do ar
conhecido como “galinho do tempo”,
revestido com um sal de cobalto II,
de coloração azul.
http://img.mercadolivre.com.br/jm/im
g?s=MLB&f=85964291_1894.jpg&v=P
Em dias chuvosos, a cor azul se
transforma em rosa, devido à
hidratação do sal.
CoCl2(s) + H2O(l) →
← CoCl2.2H2O(l))
azul
http://veja.abril.com.br/1106
08/imagens/guia10.jpg
róseo
Por que usamos limão ou vinagre
para remover o cheiro de peixe das
mãos?
CH3―NH2 + H2O →
← CH3―NH3+ + OHcheiro de peixe
inodoro
base
http://pt.wikipedia.org/wiki/Lim
%C3%A3o
http://www.diaadia.pr.gov.br/tvpendri
ve/arquivos/File/imagens/3quimica/3p
eixe.jpg
O limão e o vinagre são ácidos (H+)
e neutralizam os íons (OH-),
deslocando o equilíbrio para a
direita.
Os resíduos alimentares que ficam na boca após as
refeições são os principais responsáveis pela formação de
caries (desmineralização do esmalte dos dentes).
desmineralização
Ca5(PO4)3OH(s)
http://pt.wikipedia.org
/wiki/C%C3%A1rie
mineralização
5Ca2+(aq) + 3PO43-(aq) + OH-(aq)
Uma das causas da cárie é a presença
de bactérias aderidas ao esmalte dental,
que fermentam os resíduos alimentares
produzindo ácidos. A presença dos ácidos
é confirmada pela queda do pH da boca
após as refeições.
O refrigerante é uma solução supersaturada de
gás carbônico (CO2).
Quando a garrafa é aberta, o
sistema sofre uma perturbação
que provoca a expulsão do
excesso de gás dissolvido.
H2O(l) + CO2(aq) → H2CO3(aq)
←
http://pt.wikipedia.org/wiki/C
oca-Cola
O submarino russo Kursk afundou, em 12 de
agosto de 1000, no mar de Barents, vitimando
118 tripulantes.
http://commons.wikimedia.org/wiki/Fil
e:USS_Queenfish;0839303.jpg
As mortes desses
tripulantes ocorreram
devido ao efeito da
pressão, que no submarino
era de 12 atmosferas. O
aumento da pressão
comprimiu os pulmões dos
indivíduos, causando as
mortes.
Dá para imaginar que em um aquário existam
tantos sistemas químicos que possam ser
descritos por equações matemáticas?
Há o equilíbrio de
ionização da água; de
solubilidade do gás
oxigênio e gás
carbônico; de acidez do
ácido carbônico, etc.
http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Fluvi%C
3%A1rio_de_Mora_-_Aqu%C3%A1rio_3.JPG
No vinagre existe um equilíbrio
homogêneo envolvendo o ácido acético:
+
CH3COOH(aq) →
← H (aq)+ CH3COO (aq)
Rosana N. R. Campos
Rosana N. R. Campos
No leite de magnésia existe um
equilíbrio heterogêneo envolvendo o
hidróxido de magnésio:
Mg(OH)2(s) → Mg2+(aq)+ 2OH-(aq)
←
Uma piscina bem tratada
deve ter, entre outras
coisas, um pH estável na
faixa de 7,2 a 7,8
(o ideal é 7,5).
•
http://www.dxs.com.br/wordpress/image
http://commons.wikimedia.org/wi
s/peraltas_piscina.jpg
ki/File:Mosul-swimming.jpg
A absorção estomacal da
aspirina envolve um
deslocamento de equilíbrio.
A adição de ácido clorídrico a uma solução
amarela de íons cromato (esquerda) faz com que
ela fique alaranjada (direita).
Caso adicionássemos
hidróxido de sódio, ela
voltaria a ficar amarela.
É o Princípio de Le
Chatelier em ação!
Reações completas ou irreversíveis
São reações nas quais os reagentes são
totalmente convertidos em produtos, não
havendo “sobra” de reagente, ao final da
reação !
Exemplo:
HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l)
Essas reações tem rendimento 100 % !
Reações incompletas ou reversíveis
São reações nas quais os reagentes não são
totalmente convertidos em produtos, havendo
“sobra” de reagente, ao final da reação !
Exemplo:
H2(g) + I2(g)
DIRETA
2HI(g)
INVERSA
Essas reações tem rendimento < 100 % !
Considerando a reação química:
H2(g) + I2(g) →
← 2HI(g)
A velocidade direta será:
v1 = k1 [H2] [I2]
A velocidade inversa será:
v2 = k2 [HI]2
A medida que a reação avança a
velocidade direta vai diminuindo e a
inversa aumentando, até o momento em
que as duas tornam-se iguais e a
velocidade global nula !
vdireta = vinversa
v1 = k1 [H2] [I2]
e
v2 = k2 [HI]2
Esse momento é chamado de
Equilíbrio Químico.
1
← 2 HI(g)
H2(g) + I2(g) →
2
C
O
N
C
E
V1= reação direta
H2 + I2  2 HI
N
T
H2 + I2
R
A
Ç
. .. . . . . . . . . . . .. .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
Ã
V2= reação inversa
O
2 HI  H2 + I2
te
→
← 2 HI
V1= V2
Caminho da reação
Velocidade
EQUILÍBRIO QUÍMICO
reação direta
Equilíbrio
reação inversa
Tempo
CARACTERÍSTICAS DO EQUILÍBRIO
QUÍMICO
 O equilíbrio químico é atingido quando
as velocidades das reações direta e
inversa se igualam.
 Em conseqüência das velocidades
direta e inversa serem iguais, as
concentrações de todas as substâncias
presentes no equilíbrio permanecem
constantes.
 O equilíbrio é dinâmico, as reações
direta e inversa continuam ocorrendo.
 O equilíbrio ocorre em um sistema
fechado.
 Toda reação reversível caminha
espontaneamente para o equilíbrio, pois
nele a energia armazenada é a menor
possível (maior estabilidade).
 Uma vez estabelecido o equilíbrio, suas
características macroscópicas não variam
mais. (macroscopicamente tudo para,
microscopicamente tudo continua).
 O sistema permanece em equilíbrio até
que um fator externo venha modificá-lo.
 Esse fator externo pode ser:
concentração, temperatura ou pressão.
FASES E EQUILÍBRIO
Equilíbrios podem ser:
- HOMOGÊNEOS: todos os participantes
formam uma única fase.
Ex: H2(g) + Br2(g) →
← 2HBr(g)
- HETEROGÊNEOS: todos os participantes
formam mais que uma fase.
Ex: CaCO3(s) →
← CaO(s) + CO2(g)
Deslocamento do equilíbrio químico
(Princípio de Le Chatelier)
“Toda vez que o equilíbrio sofrer
a ação de uma força, ele se
deslocará, para a esquerda ou
para a direita, no sentido de
anular ou minimizar a ação desta
força.”
Qual a finalidade de provocar
deslocamento num equilíbrio?
As reações químicas ocorrem sempre
de modo a se estabelecer um
equilíbrio, ou seja, elas nunca se
completam.
Então, para se completarem num
determinado sentido, é preciso romper
esse equilíbrio.
Para tanto, utiliza-se excesso de um dos
reagentes que vai provocar deslocamento
tão intenso que será capaz de quase
anular o processo contrário, rompendo
assim o equilíbrio.
Ex:
álcool etílico + ácido acético
→
← acetato
de etila + água
1 mol
1 mol
Obtém-se apenas
66% de acetato.
50 mol
1 mol
Obtém-se
praticamente 100%
de acetato
Fatores (agentes externos) que
alteram a velocidade de reação num
equilíbrio.
1. Concentração dos participantes.
2. Temperatura.
3. Pressão.
*Obs.: O catalisador não desloca o
equilíbrio, pois acelera igualmente as
reações direta e inversa.
1 – Concentração dos participantes
(reagentes ou produtos).
* A adição ou aumento na concentração de
uma substância X (reagente ou produto) irá
deslocar o equilíbrio no sentido em que a
substância é consumida (lado oposto).
* A remoção ou diminuição na concentração
de uma substância X (reagente ou produto)
irá deslocar o equilíbrio no sentido em que a
substância é produzida (mesmo lado).
1- EXEMPLO
Na reação de síntese da amônia
N2(g) + 3 H2(g) →
← 2 NH3(g)
I - adicionando N2 ou H2 o equilíbrio desloca-se
no sentido de formar NH3. (
)
II - removendo-se NH3 o equilíbrio desloca-se no
sentido de regenerá-la. (
)
Fonte: BENABOU, J.; RAMANOSKI, M. Química: volume único. São Paulo: Atual, p. 266, 2003.
N2(g) + 3H2(g)
concentração
nitrogênio (reagente)
amônia (produto)
tempo
equilíbrio
.............................
hidrogênio (reagente)
2 NH3(g)
2- EXEMPLO
H2(g) +
I2(g) →
← 2HI(g)
O aumento da [H2 ] desloca o equilíbrio
para a direita, havendo consumo de I2 e
produção de HI. O equilíbrio é
restabelecido novamente no tempo T2,
onde as concentrações de todas as
substâncias presentes no equilíbrio não
variam mais. Note que H2 foi
acrescentado no tempo T1, pois há um
aumento brusco de sua concentração.
Fonte: SARDELA, A.; MATEUS, E. Curso de Química: volume 2. 10ed.
São Paulo: Ática, p. 190, 1992.
H2 + I2
C
O
N
C
E
H2
N
T
I2
R
A
Ç
Ã
HI
O
T1
T2
2 HI
Perturbação do equilíbrio
A+B
adição
C+D
A+B
C+D
remoção
A+B
C+D
adição
A+B
remoção
C+D
2 - Influência das variações na
temperatura
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:
Pakkanen.jpg
Um aumento na temperatura provoca o
deslocamento do equilíbrio no sentido
da reação que absorve calor ΔH>0.
(reação endotérmica).
Uma diminuição na temperatura
provoca o deslocamento do equilíbrio
no sentido da reação que libera calor
ΔH<0. (reação exotérmica).
3- EXEMPLO
A síntese da amônia é exotérmica
→
N2(g) + 3 H2(g) ← 2 NH3(g) ΔΗ= -17 Kcal/mol
I- um aumento na temperatura favorece o sentido
da reação endotérmica.(
)
II- um resfriamento (diminuição na temperatura
favorece a síntese da amônia, ou seja, o
sentido direto, reação exotérmica.(
)
Portanto, na produção de amônia o reator deve
estar permanentemente resfriado !
Fonte: BENABOU, J.; RAMANOSKI, M. Química: volume único. São Paulo: Atual, p. 268, 2003.
3-Influência das variações
na pressão total
V= 2L
V= 1L
p= 1atm
p= 2atm
As variações de pressão somente afetarão os
equilíbrios que apresentam componentes gasosos,
nos quais a diferença de mols gasosos entre
reagentes e produtos seja diferente de zero.
Um aumento na pressão total (redução de volume)
provoca um deslocamento do equilíbrio no sentido
do menor número de mols gasosos.
Uma diminuição na pressão total (aumento de volume)
provoca um deslocamento do equilíbrio no sentido
do maior número de mols gasosos.
4- EXEMPLO
Na síntese da amônia ocorre diminuição no número
de mols gasosos.
1 N2(g) + 3 H2(g) →
← 2 NH3(g)
I- um aumento na pressão desloca o equilíbrio no
sentido de menor volume, menor no de mol.
(
)
II - uma redução de pressão desloca o equilíbrio
no sentido de maior volume, maior no de mol.
(
)
Se a diferença de mol gasoso for nula a variação
de pressão não desloca o equilíbrio.
Fonte: NOBREGA, O. S.; SILVA, E. R.; SILVA, R. H. Química: volume único. 1ed. São Paulo:
Ática, p. 473, 2005.
1- EXERCÍCIO
Para a reação em equilíbrio:
PCl3(g) + Cl2(g)
→
←
PCl5(g)
Diga qual é o efeito de cada um dos seguintes
fatores sobre o equilíbrio inicial:
a) adição de PCl3;
b) remoção de Cl2;
c) adição de catalisador;
d) diminuição do volume do recipiente.
Fonte: USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química: volume único. 2ed. São Paulo: Saraiva,
p. 375, 1998.
RESOLUÇÃO
Para a reação em equilíbrio:
PCl3(g) + Cl2(g)
→
←
PCl5(g)
a) adição de PCl3 desloca o equilíbrio para a
direita.
b) remoção de Cl2 desloca o equilíbrio para a
esquerda.
c) adição de catalisador não desloca o equilíbrio.
d) diminuição do volume do recipiente desloca o
equilíbrio para a direita.
2- EXERCÍCIO
O poluente dióxido de enxofre converte-se em
trióxido de enxofre por reação com o oxigênio:
2SO2(g) + O2(g)
→
←
2SO3(g)
ΔH= -198KJ
Sobre esse equilíbrio, realizado em recipiente
fechado, qual é o efeito de se:
a) adicionar SO2?
b) remover O2?
c) aumentar a temperatura?
d) aumentar a pressão?
Fonte: SARDELA, A.; MATEUS, E. Curso de Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática,
p. 192, 1992.
RESOLUÇÃO
2SO2(g) + O2(g)
→
←
2SO3(g)
ΔH= -198KJ
a) adicionando SO2 o equilíbrio é deslocado para a
direita.
b) removendo O2 o equilíbrio é deslocado para a
esquerda.
c) Aumentando a temperatura favorece a reação
endotérmica e o equilíbrio é deslocado para a
esquerda.
d) aumentando a pressão o equilíbrio é deslocado
para o lado de menor volume, ou seja, para a
direita.
(Kc) CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
EM TERMOS DE CONCENTRAÇÃO
H2(g) + I2(g) →
← 2HI(g)

HI 
Kc 
H 2 . I 2 
2
*Sólido puro não participa do (Kc).
CaCO3(s) →
← CaO(s) + CO2(g)
Kc  CO2 
(Kp) CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
EM TERMOS DE PRESSÃO
H2(g) + I2(g)
→
← 2HI(g)
pHI 
Kp 
pH2 .pI2
2
*Kp é só para gases.
CaCO3(s) →
← CaO(s) + CO2(g)
Kp  pCO2
RELAÇÃO ENTRE Kp e Kc
Kp  Kc.R.T 
n
1N2(g) + 3H2(g) →
← 2NH3(g)
Kp=Kc.(R.T)2-(1+3)
Kp=Kc.(R.T)2-4
Kp  Kc.R.T 
2
A mudança na temperatura é o
único fator que altera o valor da
constante de equilíbrio (Kc ou Kp).
- para reações exotérmicas: T
- para reações endotérmicas: T
Kc
Kc
5- EXEMPLO - Cálculo da constante Kc
O PCl5 se decompõe, segundo a
equação:
PCl5 →
← PCl3 + Cl2
Ao iniciar havia 3,0 mol/L de PCl5
e ao ser alcançado o equilíbrio
restou 0,5 mol/L do reagente
não transformado. Calcular Kc.
Fonte: Adaptação
USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química: volume único. 2ed. São Paulo: Saraiva, p. 368, 1998.
RESOLUÇÃO
PCl5(g)
PCl3(g)
Cl2(g)
início
3 mol
0
0
proporção
gasta
2,5 mol
gasta
2,5 mol
forma
2,5 mol
equilíbrio
0,5 mol
2,5 mol
2,5 mol
A constante de equilíbrio será:
Kc = [PCl3].[Cl2] / [PCl5] = [2,5].[2,5] / [0,5]
Kc = 12,5 mol/L
3- EXERCÍCIO
Escreva a expressão de Kc e Kp para os
seguintes equilíbrios:
a) CO(g) + Cl2(g)
b) NH4Cl(s)
→
← COCl2(g)
→
← NH3(g) + HCl(g)
c) 2SO2(g) + O2(g)
d) CaCO3(s) →
←
→
← 2SO3(g)
CaO(s)
+
CO2(g)
Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química: volume único. 2 ed. São Paulo: Moderna,
p. 228, 2003.
RESOLUÇÃO

COCl2 
pCOCl2
a) Kc 
Kp 
CO  Cl2 
pCO  pCl2
b) Kc  NH 3  HCl 
Kp  pNH3  pHCl
2
2

SO3 
( pSO3 )
c) Kc 
Kp 
2
2
( pSO2 )  ( pO2 )
SO2   O2 
d ) Kc  CO2 
Kp  pCO2
4- EXERCÍCIO
Na precipitação de chuva ácida, um dos
ácidos responsáveis pela acidez é o ácido
sulfúrico. Um equilíbrio envolvido na
formação desse ácido na água da chuva
é:
2SO2(g) + O2(g) →
← 2SO3(g)
Calcule o valor de Kc nas condições em
que, reagindo-se 6mol/L de SO2 com
5mol/L de O2, obtêm-se 4mol/L de SO3
quando o sistema atinge o equilíbrio.
Fonte: USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química: volume único. 2ed. São Paulo: Saraiva, p. 365, 1998.
RESOLUÇÃO
2SO2(g)
O2(g)
2SO3(g)
início
6 mol
5 mol
0
proporção
gasta
4 mol
gasta
2 mol
forma
4 mol
equilíbrio
2 mol
3 mol
4 mol


SO3 
4
4
Kc 
 Kc 
 Kc 
2
2
3
2 3
SO2  O2 
2
Kc= 1,33
2
EQUILÍBRIO QUÍMICO
EM MEIO AQUOSO
http://commons.wikimedia.org/wiki/File: Surfing_in_Hawaii%2B50_saturation.jpg
CONSTANTE DE IONIZAÇÃO
→
←
Ex.: HCN(aq.) + H2O(l)
H3O+(aq.) + CN-(aq.)

H O  CN 
Kc 

3

HCN 
Neste caso, é possível dizer que o Kc representa a
constante de equilíbrio da ionização – será representada
por Ki ( i = ionização).
Obs.: Considerando que a água é o solvente e sua
concentração não varia, conclui-se que ela é constante
– logo não faz parte do Kc.
CONSTANTE DE IONIZAÇÃO
Ka= constante de ionização para ácidos.
Kb= constante de ionização ou dissociação para
bases.
α= grau de ionização ou dissociação.
o
n m ols ionizados
 o
n m ols dissolvidos
Quanto maior o
valor da Ki.
 Maior (α)

Maior será sua
força.
Ácidos e bases
Força de um ácido e de uma base.
Quanto mais forte for um ácido, tanto mais ele
sofrerá ionização e fornecerá íons H+.
→
←
HA + H2O
H3 O+ + A -

H O  A 
Ka 

3

HA
Ka= Constante de ionização de um ácido
Quanto mais forte for uma base, tanto
mais ela sofrerá dissociação e
fornecerá íon OH-.
BOH + H2O
→
←
B+ + OH-

B  OH 
Kb 


BOH 
Kb= Constante de dissociação de uma base
LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD
Constante de
ionização
No caso de
ácidos e bases
fracos (α<5%):
1–α  1
 M
Ki 
1
2
Ki    M
2
M= concentração molar (mol/L)
LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD
K     M
2
Constante
(desde que a
temperatura
seja fixa)
O grau de
ionização
aumenta...
...quando a
solução é
diluída.
6- EXEMPLO
O ácido acetilsalicílico, mais
conhecido como aspirina, é um ácido
orgânico fraco, cuja fórmula será
representada por HAsp. Uma solução
aquosa é preparada dissolvendo-se
0,1 mol de HAsp por litro. A
concentração de H+ nessa solução é
0,004 mol/L. Calcule o Ka (constante
de ionização) da aspirina.
Fonte: USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química: volume único. 2ed. São Paulo: Saraiva,
p. 381, 1998.
RESOLUÇÃO
Sabemos que:
[H+]=0,004 mol/L
e
M= 0,1 mol/L do HAsp

H 
0,004
H     M    M    0,1  4,0.10


2
Ka    M  Ka  (4,0.10 ) .0,1 
2 2
2
4
Ka  1,6.10
5- EXERCÍCIO
O ácido butanóico é o responsável
pelo odor de alguns queijos e
também da manteiga rançosa.
Verifica-se que, numa solução
0,04 mol/L desse monoácido, a
concentração hidrogeniônica (isto
é, [H+]) é 8,0.10-4 mol/L.
Determine o valor de Ka para esse
ácido.
Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química: volume único. 2 ed. São Paulo: Moderna,
p. 238, 2003.
RESOLUÇÃO
Sabemos que:
M= 0,04 mol/L e [H+]= 8,0.10-4 mol/L

H 
0,0008
H     M    M    0,04  2,0.10


2
Ka    M  Ka  (2,0.10 ) .0,04 
2 2
2
5
Ka  1,6.10
PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA
+
H2O(l) →
H
+
OH
(aq)
(aq)
←

H  OH 
Kc 
 Kc.H O  H  OH 
H O



2
2
 

Kw  H  OH

Produto iônico da água.

Constante (Kw)

PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA
Meio neutro:
[H+] = [OH-]
Meio ácido:
[H+] > [OH-]
Meio básico:
[H+] < [OH-]
http://pt.wikipedia.org/wiki
/Ficheiro:Stilles_Mineralwass
er.jpg
Rosana N. R. Campos
http://www.publicdomain
pictures.net/viewimage.php?image=3840&
picture=produtos-delimpeza
PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA
Água pura a 25oC [H+]=[OH-] =10-7mol/L
Kw=[H+].[OH-]
Kw=10-14
Kw=(10-7).(10-7)
Quanto maior a [H+]  mais ácida é a
solução.
Quanto maior a [OH-]  mais básica
(alcalina) é a solução.
ESCALA DE pH E pOH
O termo pH (potencial
hidrogeniônico) foi introduzido,
em 1909, pelo bioquímico
dinamarquês Soren Peter Lauritz
Sorensen, com o
objetivo de facilitar
seus trabalhos no
controle de qualidade
de cervejas.
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:
Kranz_Koelsch.jpg
EXEMPLOS
http://pt.wikipedia.org/wiki
/Ficheiro:Stilles_Mineralwass
er.jpg
ÁGUA PURA
[H+]= 1,0.10-7mol/L
[OH-]= 1,0.10-7mol/L
pH=7
pOH=7
Meio neutro: [H+] = [OH-]
Rosana N. R. Campos
VINAGRE
[H+]= 1,0.10-3mol/L
pH=3
[OH-]= 1,0.10-11mol/L pOH=11
Meio ácido: [H+] > [OH-]
http://www.publicdomainpictures.net/viewimage.php?image=3840&picture=produtosde-limpeza
LIMPADOR COM AMÔNIA
[H+]= 1,0.10-12mol/L
pH=12
[OH-]= 1,0.10-2mol/L pOH=2
Meio básico: [H+] < [OH-]
ESCALA DE pH E pOH
Potencial hidrogeniônico (pH)
pH= - log [H+]
Potencial hidroxiliônico (pOH)
pOH= - log [OH-]
http://www.diaadia.pr.gov.br/tvpendrive/arquivos/File/imagens/3quimica/3escalapH.jpg
pHmetro (peagâmetro)
http://www.diaadia.pr.gov.br/tvpendrive/arquivos/File/imagens/5quimica/6phametro_q4
00hm.jpg
7- EXEMPLO
Um suco de limão apresenta
[H+]= 5,0.10-3 mol/L. Calcule
o pH desse suco.
Dado: log 5= 0,7
http://pt.wikipedia.org/wiki/
Lim%C3%A3o
Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química: volume único. 2 ed. São Paulo:
Moderna, p. 242, 2003.
RESOLUÇÃO
[H+]= 5,0.10-3 mol/L
log 5= 0,7
pH= - log [H+]
pH= - log 5,0.10-3
pH= - (log 5 – log 10-3)
pH= - (0,7 – 3)
pH= 2,3
6- EXERCÍCIO
A análise de uma cerveja revelou
que sua concentração
hidrogeniônica (isto é,[H+]) é igual
a 6,3.10-5 mol/L. Determine o pH
e o pOH desse líquido.
Dado: log 6,3= 0,8
http://pt.wikipedia.org/wiki/F
icheiro:Kranz_Koelsch.jpg
Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química: volume único. 2 ed. São Paulo: Moderna,
p. 242, 2003.
RESOLUÇÃO
[H+]= 6,3.10-5 mol/L
log 6,3= 0,8
pH= - log [H+]
pH= - log 6,3.10-5
pH= - (log 6,3 – log 10-5)
pH= - (0,8 – 5)
pH + pOH= 14
pH= 4,2
pOH= 9,8
7- EXERCÍCIO
Assinale, das misturas citadas, aquela
que apresenta maior caráter básico.
a) Leite de magnésia, pH=10
b) Suco de laranja, pH=3,0
c) Água do mar, pH=8,0
d) Leite de vaca, pH=6,3
e) Cafezinho, pH=5
Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química: volume único. 2 ed. São Paulo:
Moderna, p. 244, 2003.
RESOLUÇÃO
a) pH= 10
pOH= 4
b) pH= 3,0
pOH= 11
c) pH= 8,0
pOH= 6
d) pH= 6,3
pOH= 7,7
e) pH= 5
pOH= 9
*Maior caráter básico (maior pH e menor
pOH).
Letra a
8- EXERCÍCIO
Ao analisar um produto para
remover crostas de gordura de
fornos domésticos, um técnico
descobriu que ele contém 0,20
mol/L de íons hidroxila (OH-).
Determine o pH desse produto,
sabendo que log 2=0,3.
Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química: volume único. 2 ed. São Paulo:
Moderna, p. 243, 2003.
RESOLUÇÃO
[OH-]= 0,20 mol/L 2,0.10-1 mol/L
log 2= 0,3
pOH= - log [OH-]
pOH= - log 2,0.10-1
pOH= - (log 2,0 – log 10-1)
pOH= - (0,3 – 1 )
pH + pOH= 14
pOH= 0,7
pH= 13,3
INDICADORES ÁCIDO-BASE
São ácidos ou bases orgânicos(as)
fracas, que estão em equilíbrio.
Dependendo do meio em que são
colocados, mudam de cor. Daí serem
utilizados para determinar se o meio
é ácido ou básico.
Exemplos: papel de tornassol,
fenolftaleína, azul de bromotimol,
alaranjado de metila, solução de
repolho-roxo e outros.
8-EXEMPLO
HInd
H+ + Indvermelho
azul
←
→
●Em meio ácido  há um aumento na [H+]
existente no equilíbrio, que é deslocado para a
esquerda, favorecendo a cor vermelho.
HInd
H+ + Ind●Em meio básico  há uma diminuição na [H+]
existente no equilíbrio, que é deslocado para a
direita, favorecendo a cor azul.
HInd
H+ + IndFonte: HARTWIG, D. R., SOUZA, E. e MOTA, R. N. Físico- Química: volume 2.
São Paulo, Scipione, p. 214, 1999.
9-EXERCÍCIO
Observe a foto ao
lado:
Rosana N. R. Campos
No béquer da direita há uma solução
aquosa de dicromato de potássio.
O
equilíbrio está assim equacionado:
2CrO42-(aq) + 2H+(aq) →
← Cr2O72-(aq) + H2O(l)
Dos participantes, os íons cromato
(CrO42-) têm cor amarela, os íons
dicromato (Cr2O72-) têm cor alaranjada
e os demais incolores. O béquer da
direita continha uma solução idêntica à
do outro, porém a ela foi adicionado um
pouco de solução aquosa de ácido
clorídrico, que acarreta a mudança de
cor observada. Explique por que ocorre
a mudança de cor.
Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T.M. Química: volume único. 2 ed. São Paulo: Moderna, p.
238, 2003.
RESOLUÇÃO
2CrO42-(aq) + 2H+(aq)
amarela
Cr2O72-(aq) + H2O(l)
alaranjada
A adição de ácido clorídrico aumenta a
concentração de íons H+ na solução. De
acordo com o Princípio de Le Chatelier,
isso provoca um deslocamento do
equilíbrio para a direita, produzindo
mais dicromato e favorecendo a cor
alaranjada.
HIDRÓLISE SALINA
É o nome do processo em que o cátion
e/ou ânion proveniente(s) de um sal
reage(m) com a água.
Apenas cátions de base fraca e ânions
de ácido fraco sofrem hidrólise.
SAL + ÁGUA →
← ÁCIDO + BASE
CASOS POSSÍVEIS DE HIDRÓLISE
Sal de ácido fraco e base forte solução básica
Sal de ácido forte e base fraca solução ácida
Sal de ácido forte e base forte solução neutra
Sal de ácido fraco e base fraca:
 Se Ka > Kb solução ácida
 Se Ka ‹ Kb solução básica
RESUMINDO
Ácido mais forte que a base solução ácida
Base mais forte que o ácido solução básica
HIDRÓLISE SALINA DE
ÁCIDO FORTE E BASE FRACA
NH4NO3(aq) + HOH(l)
→
←
NH4OH(aq) + HNO3(aq)
base fraca
(não-ionizada)
NH4+(aq) + NO3-(aq) + H2O(l) →
← NH4OH(aq) H++
NH4+(aq) + H2O(l) →
← NH4OH(aq) +H+
(aq)
ácido forte
(ionizado)
(aq)
+ NO3-(aq)
Solução ácida pH<7.
Hidrólise do cátion (íon proveniente da base fraca).
HIDRÓLISE SALINA DE
ÁCIDO FRACO E BASE FORTE
KCN(aq) + HOH(l)
→
←
KOH(aq) + HCN(aq)
base forte
(dissociada)
K+(aq) + CN-(aq) + H2O(l) →
← K+(aq) +OHCN-(aq) + H2O(l) →
←
OH- (aq)
ácido fraco
(não-ionizado)
(aq)
+ HCN(aq)
+ HCN(aq) Solução básica pH>7.
Hidrólise do ânion (íon proveniente do ácido fraco).
HIDRÓLISE SALINA DE
ÁCIDO FRACO E BASE FRACA
NH4CN(aq) + HOH(l)
→
← NH4OH(aq) +
HCN(aq)
base fraca
ácido fraco
(não-ionizada) (não-ionizado)
NH4+(aq) + CN-(aq) + H2O(l) →
← NH4OH(aq) + HCN(aq)
Hidrólise do cátion e do ânion.
Comparando:
Ka= 4,9.10-10
e
Kb= 1,8.10-5
Kb>Ka  solução ligeiramente básica (pH>7).
HIDRÓLISE SALINA DE
ÁCIDO FORTE E BASE FORTE
NaCl(aq) + HOH(l)
→
← NaOH(aq) +
base forte
(dissociada)
HCl(aq)
ácido forte
(dissociado)
Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l) →
← Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq)
H2O(l)
→
← OH-(aq) + H+(aq)
Solução neutra pH=7
Não ocorreu hidrólise (íons provenientes de base e ácido
fortes.
9- EXEMPLO
A “água sanitária” ou “água de lavadeira” é
uma solução aquosa de hipoclorito de sódio
(NaClO).Experimentalmente, verifica-se
que esse produto é básico, o que pode ser
explicado em virtude:
a) da hidrólise do cátion.
b) da hidrólise do ânion.
c) da hidrólise do cátion e do ânion.
d) de não haver hidrólise.
Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química na abordagem do cotidiano – FísicoQuímica: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 355, 1998.
RESOLUÇÃO
NaClO(aq) + HOH(l)
→
← NaOH(aq) +
base forte
HClO(aq)
ácido fraco
Na+ + ClO- + HOH →
← Na+ + OH- + HClO
← OH- + HClO
ClO- + HOH →
Hidrólise do ânion
(ácido fraco)
meio básico
(pH>7)
Letra b (hidrólise do ânion).
10- EXERCÍCIO
A espécie química produzida na
reação de bicarbonato de sódio
(NaHCO3) com água que
neutraliza a acidez estomacal
excessiva é:
a) H+
c) Na+
b) CO2
d) CO32-
e) OH-
Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química na abordagem do cotidiano – FísicoQuímica: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 356, 1998.
RESOLUÇÃO
NaHCO3(aq) + HOH(l)
→
NaOH(aq) +
← base
forte
Na+ + HCO3- + HOH
→
← Na+
HCO3- + HOH
Hidrólise do ânion
(ácido fraco)
→
←
ácido fraco
+ OH- + H2CO3
OH- + H2CO3
meio básico
(pH>7)
Letra e. (OH-)
H2CO3(aq)
CONSTANTE DE HIDRÓLISE (Kh)
Sal (BA)  ácido forte (HA)
e base fraca (BOH)

BOH .H  
Kh 
Sal (BA)  ácido fraco (HA)
e base forte (BOH)

HA.OH  
Kh 
Sal (BA)  ácido fraco (HA)
e base fraca (BOH)

HA. BOH
Kh 
B 

A 

B . A 


RELAÇÃO ENTRE (kh) E (ka ou Kb).
Sal (BA)  ácido forte (HA)
e base fraca (BOH)
Kw
Kh 
Kb
Sal (BA)  ácido fraco (HA)
e base forte (BOH)
Kw
Kh 
Ka
Sal (BA)  ácido fraco (HA)
e base fraca (BOH)
Kw
Kh 
Ka.Kb
10- EXEMPLO
Escreva a expressão da
constante de hidrólise (Kh) para
a solução aquosa de nitrato de
amônio (NH4NO3).
Fonte: FELTRE, R. FÍSICO-QUÍMICA: volume 2. 6ed. São Paulo: Moderna, p. 249, 2004.
RESOLUÇÃO
Primeiramente fazemos a hidrólise do sal.
NH4NO3(aq) + HOH(l)
→
← NH4OH(aq) +
base fraca
(não-ionizada)
HNO3(aq)
ácido forte
(ionizado)
NH4+(aq) + NO3-(aq) + H2O(l) →
← NH4OH(aq) + H+(aq)+ NO3-(aq)
NH4+(aq) + H2O(l) →
← NH4OH(aq) + H+(aq)
Em seguida fazemos a equação da constante de
hidrólise (Kh):


NH 4OH .H
Kh 
NH 

4

PRODUTO DE SOLUBILIDADE (kps)
 Solução que apresenta soluto
pouco solúvel.
 Produto das concentrações em
mol/L dos íons existentes em uma
solução saturada, estando cada
concentração elevada à potência
igual ao coeficiente do íon na
equação de dissociação iônica
correspondente.
GENERALIZANDO:
AxBy(s) →
← xA+y(aq) + yB-x(aq)
  .B 
y x
Kps  A
x y
● Se [A+y]x.[B-x]y ‹ Kps (solução insaturada);
● Se [A+y]x.[B-x]y = Kps (solução saturada, é quando
começa a precipitação);
● Se [A+y]x.[B-x]y > Kps (ocorre precipitação até
voltarmos à situação da solução saturada).
OBSERVAÇÕES:
● Os valores de Kps somente permanecem
constantes em soluções saturadas de
eletrólitos pouco solúveis.
● Kps tem unidade.
● O valor do Kps de uma substância varia
com a temperatura. Se a dissolução for
endotérmica, um aumento de temperatura
aumenta o valor do Kps. Se for
exotérmica, acontecerá o inverso.
11- EXEMPLO
Fosfato de cálcio Ca3(PO4)2(s) é um dos
principais constituintes dos cálculos
renais (“pedras nos rins”). A
concentração média de íons Ca+2(aq)
excretados na urina é igual a 2,0.10-3
mol/L. Calcule a concentração de íons
PO4-3(aq) que deve estar presente na
urina, acima da qual começa a
precipitar fosfato de cálcio. Dado: Kps=
1,0.10-25 (mol/L)5.
Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T.M. Química na abordagem do cotidiano – FísicoQuímica: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 411, 1998.
RESOLUÇÃO
Sabemos que:
[Ca2+]= 2,0.10-3 mol/L
Kps= 1,0.10-25 (mol/L)5
[PO43-]= ?
Ca3(PO4)2(s) →
← 3Ca2+(aq) + 2PO43-(aq)
Kps= [Ca2+]3 . [PO43-]2
1,0.10-25= (2,0.10-3)3. [PO43-]2
[PO43-]= 3,54.10-9 mol/L
11- EXERCÍCIO
Certo rio corta a Baixada Fluminense
(RJ), onde recebe grande quantidade de
resíduos industriais ricos em chumbo, e
deságua na Baía de Guanabara. Em
amostra coletada na Foz desse rio, à
temperatura de 25oC, constatou-se que
a concentração de íon cloreto (Cl-) é
0,40 mol/L. Sabe-se que o Kps do
cloreto de chumbo (PbCl2) é 1,60.10-5.
Descubra a concentração máxima de íon
de chumbo (Pb2+) presente nessa
amostra.
Fonte: FELTRE, R. FÍSICO-QUÍMICA: volume 2. 6ed. São Paulo: Moderna, p. 273, 2004.
RESOLUÇÃO
Sabemos que:
[Cl-]= 0,40 mol/L
Kps= 1,60.10-5
[Pb2+]= ?
2+
PbCl2(s) →
Pb
+
2Cl
(aq)
(aq)
←
Kps= [Pb2+] . [Cl-]2
1,60.10-5= [Pb2+] .(0,40)2
[Pb2+]= 1,0.10-4 mol/L
SOLUÇÃO-TAMPÃO
Solução que praticamente não
sofre variação de pH ou de
pOH pela adição de pequenas
quantidades de ácidos ou
bases fortes.
CÁLCULO DE pH E DE pOH DE UMA
SOLUÇÃO-TAMPÃO.
(Equação de Henderson-Hasselbalch).
Solução-tampão  ácido fraco e seu sal.
pH   log Ka  log
sal
ácido
Solução-tampão  base fraca e seu sal.

sal
pOH   log Kb  log
base
12- EXEMPLO
Em estudos ligados à medicina e à
biologia é muito importante o
conceito de solução-tampão, pois os
fluidos biológicos (animais ou
vegetais) são, em geral, meios
aquosos tamponados.
Diga quais dentre os seguintes pares
de substâncias, quando em solução
aquosa, produzem uma soluçãotampão.
I. HCl + NaCl
II. NaOH + NaCl
III. NaCN + HCN
IV. NH4Cl + NH4OH
V. CH3COOH + NaCH3COO
Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T.M. Química na abordagem do cotidiano – FísicoQuímica: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 364, 1998.
RESOLUÇÃO
* Uma solução-tampão é formada por um
ácido ou uma base fraca e seu sal
I. HCl + NaCl
Ácido forte/Sal
II. NaOH + NaCl
Base forte/Sal
III. NaCN + HCN
Sal/Ácido fraco
IV. NH4Cl + NH4OH
Sal/Base fraca
V. CH3COOH + NaCH3COO Ácido fraco/Sal
Formam soluções-tampão:
III, IV e V.
12- EXERCÍCIO
Uma solução-tampão contém 0,1
mol/L de CH3COOH e 0,1 mol/L
de NaCH3COO. Sabendo que a
constante de ionização do ácido
acético vale Ka= 1,8.10-5.
Determine o pH dessa soluçãotampão.
Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química na abordagem do cotidiano –
Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 364, 1998.
RESOLUÇÃO
pH   log Ka  log
sal
ácido
pH= - log 1,8.10-5 + log 0,1/0,1
pH= -(log 1,8 - log 10-5) + log 1
pH= - (0,26-5) + 0
pH= - (-4,74)
pH= 4,74
BIBLIOGRAFIA
BENABOU, J.; RAMANOSKI, M. Química: volume único. São Paulo: Atual, 2003.
CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química:
volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, 1998.
CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química: volume único. 2 ed. São Paulo: Moderna, 2003.
CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química na abordagem do cotidiano: volume único. 2ed.
São Paulo: Moderna, 2002.
CARVALHO, G. C.; Química Moderna 2. São Paulo:Scipione, 1995.
CARVALHO, G. C.; SOUZA, C. L. Química de olho no mundo do trabalho: volume único.
São Paulo:Scipione, 2003.
FELTRE, R. FÍSICO-QUÍMICA: volume 2. 6ed. São Paulo: Moderna, 2004.
FONSECA, Martha Reis Marques da. Completamente Química: FÍSICO-QUÍMICA. São
Paulo: FTD, 2001.
HARTWIG, D. R., SOUZA, E. e MOTA, R. N. Físico- Química: volume 2. São Paulo,
Scipione, 1999.
LEMBO, A.; SARDELA, A. Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, 1988.
MATSUI, Ana N.; LINGUANOTO, Maria; UTIMURA, Teruko Y. Química, 2: 2o Grau. São
Paulo: Editora FTD, 1987.
NOBREGA, O. S.; SILVA, E. R.; SILVA, R. H. Química: volume único. 1ed. São Paulo: Ática,
2005.
SANTOS, W. L. P.; MÓL, G. S. Química e Sociedade: volume único. São Paulo: Nova
Geração, 2005.
SARDELA, A.; MATEUS, E. Curso de Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, 1992.
USBERCO,J.;SALVADOR,E. Química: volume único. 2ed. São Paulo: Saraiva, 1998.
http://pt.wikipedia.org/wiki/Popeye