QUÍMICA
1
PROFª MARCELA CARVALHO
EQUAÇÃO QUÍMICA
É a representação química simbólica e abreviada de
uma reação química.
2 H2 + O2
2 H2O
2, 1 e 2 = coeficientes estequiométricos ou
simplesmente coeficiente, que indicam a proporção de
moléculas que participam da reação (não é costume
escrever o coeficiente1); o objetivo deles é igualar o
número total de átomo de cada elemento no primeiro e no
segundo membros da equação.
As fórmulas dão um sentido qualitativo, enquanto os
coeficientes dão uma sentido quantitativo às equações
2
químicas.

BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES QUÍMICAS

Uma reação química só está correta quando
representa um fenômeno químico que realmente
ocorre, por meio de fórmulas corretas (aspecto
qualitativo) e coeficientes corretos (aspecto
quantitativo).

Balancear uma equação química é igualar o número
total de átomos de cada elemento, no 1º e no 2º
membros da equação.

Existem vários métodos de balanceamento, o mais
simples é o método por tentativas.
3
BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES QUÍMICAS
Regras práticas
a) Raciocinar com o elemento (ou radical) que aparece
apenas uma vez no 1º e no 2º membros da equação.
b) Preferir o elemento (ou radical) que possua índices
maiores.
c) Escolhido o elemento (ou radical), transpor seus
índices de um membro para outro, usando-os como
coeficientes.
d) Prosseguir com os outros elementos (ou radicais),
usando o mesmo raciocínio, até o final do
balanceamento.

4

exemplo 1:
Al + O2
Al2O3
a) Indiferente para Al ou O
b) Preferimos o O, que possui índices maiores (2 e 3)
c)
Al + 3 O2
2 Al2O3
d) Agora só falta acertar o Al:
4 Al + 3 O2
2 Al2O3
No balanceamento, estamos ais interessados na
proporção entre os coeficientes do que eu nos
coeficientes em si. Assim, podemos multiplicar ou dividir
todos os coeficientes por um mesmo número.
4 Al + 3 O2
2 Al2O3
8 Al + 6 O2
4 Al2O3
2 Al + 3/2 O2
Al2O3
Preferível números inteiros e os menores possíveis.
...............
5
CLASSIFICAÇÕES DAS REAÇÕES QUÍMICAS
As reações químicas podem ser classificadas segundo
vários critérios.
 Quando uma reação libera calor – exotérmica
C + O2
CO2 + calor
 Quando consome calor – endotérmica
N2 + O2 + calor
2 NO
A classificação mais importante é:
 Reações de síntese ou de adição;
 Reações de análise ou de deslocamento;
 Reações de deslocamento ou de substituição ou de simples
troca;
 Reações de dupla troca ou de dupla substituição.

6
REAÇÕES DE SÍNTESE OU DE ADIÇÃO;

Quando duas ou mais substâncias reagem, produzindo
uma única substância mais complexa.
C + O2
S + O2
CaO + H20
∆
∆
CO2
SO2
Ca(OH)2
Areação de síntese é denominada:
Síntese total: quando partimos apenas de substâncias
simples
Síntese parcial: quando, entre os reagentes, já houver
no mínimo uma substância composta
7
REAÇÕES ANÁLISE OU DECOMPOSIÇÃO;

Quando uma substância se divide em duas ou mais
substâncias de estruturas mais simples.
2 HgO
2 KClO3
∆
2 Hg + O2
∆
2 KCl + 3 O2
Certas reações recebem nomes especiais:
Pirólise: decomposição pelo calor
Fotólise: decomposição pela luz
Eletrólise: decomposição pela eletricidade
.......
8
REAÇÕES DE DESLOCAMENTO OU
SUBSTITUIÇÃO OU DE SIMPLES TROCA;

Uma substância simples reage com uma substância
composta e “desloca” desta última uma nova
substância simples:
.......
9
REAÇÕES DE DUPLA TROCA OU DE DUPLA
SUBSTITUIÇÃO

Dois compostos reagem, permutando entre si dos
elementos ou radicais e dando origem a dois novos
compostos:

.....

A própria reação de salificação (ácido + base) é um
exemplo.
10
11
12
QUANDO OCORRE UMA REAÇÃO QUÍMICA

a)
Para que duas substâncias reagirem:
Sua moléculas sejam postas em contato do modo mais
eficaz possível. Assim é mais fácil ocorrer uma reação
no estado gasoso.
b)
Os reagentes tenham uma certa afinidade química, ou
seja, uma certa tendência a reagir.
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REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO
Um dos reagentes deve apresentar a tendência de ceder
elétrons, e o outro, de receber elétrons
 Assim destacamos o comportamento dos metais e dos
não metais.
 Comportamento dos metais
Tem tendência para ceder elétrons, assim eles se oxidam
e agem como redutores.
.........
 Comportamento dos não-metais
Têm sempre tendência para receber elétrons, assim, eles
se reduzem e agem como oxidantes.
14
.........

REAÇÕES QUE NÃO SÃO DE OXIRREDUÇÃO
A mais importante, nesse caso, são as reações de dupla
troca. Elas ocorrem nas três situações:
a) Quando um dos produtos for menos solúvel que os
reagentes.
Uma reação de dupla troca pode acontecer desde que
tenhamos reagentes solúveis e ao menos um produto
insolúvel, que irá formar um precipitado.
.......
b) Quando um dos produtos for mais volátil que os
reagentes.
Uma reação de dupla troca pode acontecer se houver pelo
menos um produto volátil.
15
..........

REAÇÕES QUE NÃO SÃO DE OXIRREDUÇÃO
c)
Quando um dos produtos for menos ionizado que os
reagentes.
Uma reação de dupla troca pode ocorrer se houver entre
os produtos um eletrólito mais fraco que os reagentes ou
um composto molecular.
......
16
EQUILÍBRIO QUÍMICO
O que vocês devem saber sobre…
 O equilíbrio químico estuda as reações reversíveis.
 Nelas, formam-se produtos que reagem entre si originando reagentes de
partida.
 Como elas não acabam e, no equilíbrio, a velocidade das reações direta e
inversa é igual, a concentração de todas as substâncias presentes no
estado de equilíbrio permanece constante.
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EQUILÍBRIO QUÍMICO
Ou seja...
Claude Louis Berthollet 1748-1822
 Um equilíbrio químico é a situação em que a proporção
entre as quantidades de reagentes e produtos em uma
reação química se mantém constante ao longo do
tempo. Foi estudado pela primeira vez pelo químico
francês Claude Louis Berthollet em seu livro Essai de
Statique Chimique de 1803.
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CARACTERÍSTICAS DO EQUILÍBRIO
Condições para equilíbrio
Sistema fechado.
Reação reversível.
Velocidade da reação direta igual a
velocidade da reação inversa.
Concentrações ou pressões parciais (no
caso gases) constantes com o tempo.
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Evolução da reação
A+B  C+D
t0 : reagentes A+B
t1:
A+B →
reagentes A+B diminuiram, foram gastos parcialmente e
houve formação de alguns produtos C+D
A+B → C+D
t2: o equilíbrio estabelecido, formação de C+D é compensada
pela formação de A+B
A+B
 C+D
20
Equilíbrio e tempo
t0 : A+B →
 t1: A+B → C+D
 t2: A+B
 C+D
A
B
C ou D
21
t0
t1
t2
t
A ESTEQUIOMETRIA E O EQUILÍBRIO
 Consideremos a seguinte reacção reversível:
aA + bB →
← cC + dD
Onde a, b, c e d são os coeficientes estequiométricos das espécies
A, B, C e D. A constante de equilíbrio da reação a uma determinada
temperatura é:
[C ]c [ D]d
K
[ A]a [ B]b
A constante de equilíbrio é igual à razão entre as concentrações de
produtos e reagentes, elevados as seus coeficientes estequiométricos
22
KC : CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
Consideremos o seguinte sistema em equilíbrio.
N2O4 (g)  2 NO2 (g)
VREAÇÃO = kVELOCIDADE x [REAGENTE] a
V1 = k1 x [N2O4]1
V2 = k2 x [NO2]2
No equilíbrio temos V1 = V2
k1x [N2O4]1 = k2x [NO2]2
A constante de equilíbrio é dada por:
[ NO2 ]2
Kc 
[ N 2O 4 ]
Kc –constante de equilíbrio
Concentrações das espécies reagentes são expressas em mol/l.
23
EXERCÍCIO : ESCREVER E EXPRESSÃO DA
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
H2 (g) + I2 (g)
3 H2 (g) + N2 (g)
Fe(s) + 3 Ag+ (aq)
2 HI (g)
2NH3 (g)
Fe+3 (aq) + 3 Ag (s)
Sólidos não
participam do cálculo
da constante
Kp : Constante de equilíbrio gasoso
Nas reações em fase gasosa, as concentrações dos reagentes e
dos produtos também podem ser expressas em termos das
suas pressões parciais
Para seguinte sistema em equilíbrio.
N2O4 (g)  2 NO2 (g)
Podemos escrever
P 2 NO 2
KP 
PN 2O 4
Onde PNO2 e PN2O4 são respectivamente, as pressões parciais (em
atm) de NO2 e N2O4 no equilíbrio.
KP significa que as concentrações de equilíbrio estão expressas
em termos de pressão.
25
KP : APENAS PARA SISTEMAS COM GASES
H2 (g) + I2 (g)
2 HI (g)
Numa mistura gasosa, as pressões parciais dos gases são proporcionais
às suas concentrações em mol/L
Constante em termos de concentrações Constante em termos de pressões
(Kc )
parciais (KP)
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO: K
Kc: s, l, e soluções
O índice em Kc, significa que nesta fórmula da
constante de equilíbrio, as concentrações dos
reagentes e dos produtos são expressas em moles
por litro ou molar.

KP: g
Neste caso as concentrações dos reagentes e dos
produtos são expressas em termos das suas pressões
parciais.

27
“TABELINHA” PARA CÁLCULO DA CONSTANTE DE
EQUILÍBRIO:
Considere um sistema fechado à temperatura de 100 OC , com volume de 1
litro, onde são adicionados 10 mols de N2O4
Calcule o valor da constante de equilíbrio dessa reação sabendo-se que, ao
final do processo foram produzidos 4 mols de NO2
1 N2O4 (g)
Reação
N2O4
2 NO2 (g)
Concentração (mol/L)
NO2
10
INÍCIO
10 mol/L
0 mol/L
8
REAÇÃO
EQUILÍBRIO
2 mol/L
4 mol/L
CONSUMIDOS
FORMADOS
8 mol/L
4
4 mol/L
Tempo
“TABELINHA” PARA CÁLCULO DA
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO:
LEI DA AÇÃO DAS MASSAS
 Considerando a reacção hipotética:
A+B→C+D
A quantidade Q é definida como:

C D 
Q
AB
em que Q é o coeficiente reaccional
 Uma vez estabelecido o equilíbrio
C D  Q  cons tan te
AB
em t0 : Q = 0
em t1 : Q > 0
No equilibrio, Q é constante
Q= K (K, a constante de equilíbrio)
30
FASES E EQUILÍBRIO

Equilíbrios podem ser:

homogéneos (só uma fase)

heterogéneos (várias fases)
» simplifica-se considerando só uma fase
31
EQUILÍBRIO HETEROGÉNEO
Sistemas fechados
CaCO3 (s) ←
→ CaO (s) + CO2 (g)
Kc = [CO2]
KP = PCO2
A pressão de CO2 no equilíbrio é a
mesma
independentemente
das
quantidades da fase sólida (neste
caso, de CaCO3 e CO2 ) à mesma
temperatura.
32
PRINCÍPIO DE Le Chatelier
DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO
DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO OCORRE QUANDO AS
VELOCIDADES DOS PROCESSOS DIRETO E INVERSO SÃO
ALTERADAS
DIRETA
3 H2 (g) + N2 (g)
INVERSA
2NH3 (g)
Se VDIRETA = VINVERSA SISTEMA EM EQUILÍBRIOCONCENTRAÇÃO DAS ESPÉCIES É
CONSTANTE
Se VDIRETA > VINVERSA EQUILÍBRIO DESLOCADO PARA O SENTIDO DOS
PRODUTOS
Se VDIRETA < VINVERSA EQUILÍBRIO DESLOCADO PARA O SENTIDO DOS
REAGENTES
Princípio Le Châtelier
Perturbação do equilíbrio
 Quando
o equilíbrio é perturbado, desloca-se para
compensar:

adição de reagentes: resulta na formação de produtos

remoção
de
produtos:
resulta
no
consumo
de
reagentes

adição de produtos: resulta na formação de reagentes

remoção de reagentes: resulta no consumo de produtos
35
FATORES QUE AFETAM O
EQUILÍBRIO QUÍMICO
1.
Concentração
2.
Pressão e Volume
3.
Calor e Temperatura
36
CONCENTRAÇÃO E EQUILÍBRIO
Para determinar o sentido a reacção
compara-se os valores de K e Q.
até se atingir o equilíbrio,
Podem ocorrer três situações:
Q< K
Q= K
Q>K
37
Q< K
A razão entre as concentrações iniciais dos
produtos e dos reagentes é muito pequena.
Reagentes
produtos.
têm
de
ser
convertidos
em
Para que se atinja o equilíbrio o sistema evolui da
esquerda para a direita até se atingir o equilíbrio.
A+B→C+D
38
Q= K
As concentrações iniciais são as concentrações
de equilíbrio.
O sistema está em equilíbrio.
A+BC+D
39
Q>K
A razão entre as concentrações iniciais dos
produtos e as concentrações iniciais dos
reagentes é muito grande.
Para que se atinja o equilíbrio, os
produtos têm de se converter nos
reagentes.
O sistema evolui da direita para a esquerda
até se atingir o equilíbrio.
40
A+BC+D
PERTURBAÇÃO DO EQUILÍBRIO

A+B
adição
C+D

A+B
C+D
remoção

A+B
C+D
adição
A+B
remoção
C+D

41
PRESSÃO E EQUILÍBRIO

O aumento ou diminuição de pressão
também desloca equilíbrios
(especialmente quando reagente(s) ou
produto(s) são gasosos).
42
VARIAÇÕES NO VOLUME E NA PRESSÃO
N2O4 (g)
2 NO2(g)
 Em geral, um aumento de pressão (diminuição no volume) favorece a
reação em que há uma diminuição do número total de moles de gases
(reacção inversa, neste caso)
Uma diminuição da pressão (aumento no volume) favorece a reação em
que há uma aumento do número total de moles de gases (neste caso, a
43
reação direta).

VARIAÇÕES NO VOLUME E NA
PRESSÃO
 Variando a pressão num recipiente onde se encontra um
sistema em equilíbrio, em fase gasosa, o sistema evolui
espontaneamente de acordo com o Princípio de Le Châtelier, isto é,
de tal forma que tende a contrair a perturbação introduzida.
 Note-se, no entanto, uma vez que a pressão de um gás depende
do número de moléculas desse gás no recipiente, as reações
químicas cujo número de moléculas de reagentes for
estequiometricamente igual ao número de moléculas de
produtos não são afetadas por variações de pressão.
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CALOR E EQUILÍBRIO
A
adição ou remoção de calor também
pode deslocar o equilíbrio em reações
endo e exotérmicas
45
VARIAÇÕES NA TEMPERATURA
Consideremos o sistema:
N2O4 (g)
2 NO2(g)
A formação de NO2 a partir de N2O4 é um processo endotérmico:
N2O4 (g)
2 NO2(g)
ΔH0 = 58,0 kJ
E a reação inversa é um processo exotérmico
2 NO2(g)
N2O4 (g)
ΔH0 = - 58,0 kJ
Um aumento de temperatura favorece reações endotérmicas, e uma
diminuição de temperatura favorece reações exotérmicas.
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O CATALISADOR NÃO DESLOCA
EQUILÍBRIOS
Considere uma reação genérica:
Energia
A + B
C + D; ∆H < 0
ENERGIA DE ATIVAÇÃO DA REAÇÃO DIRETA SEM
CATALISADOR
A + B
∆H
ENERGIA DE ATIVAÇÃO DA REAÇÃO DIRETA COM
CATALISADOR
C + D
O CATALISADOR AUMENTA A
VELOCIDADE DA REAÇÃO DIRETA
Caminho de Reação
O CATALISADOR NÃO DESLOCA
EQUILÍBRIOS
Considere uma reação genérica:
Energia
A + B
C + D; ∆H < 0
ENERGIA DE ATIVAÇÃO DA REAÇÃO INVERSA SEM
CATALISADOR
A + B
∆H
ENERGIA DE ATIVAÇÃO DA REAÇÃO INVERSA COM
CATALISADOR
C + D
O CATALISADOR AUMENTA A
VELOCIDADE DA REAÇÃO INVERSA
Caminho de Reação
OBRIGADA!!!..
49