QUÍMICA

PROFª MARCELA CARVALHO

1

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

químicas.

EQUAÇÃO QUÍMICA

2

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 ∆ CO2

S + O2 ∆ SO2

CaO + H20 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 Hg + O2

2 KClO3 ∆ 2 KCl + 3 O2

Certas reações recebem nomes especiais:

Pirólise: decomposição pelo calor

Fotólise: decomposição pela luz

Eletrólise: decomposição pela eletricidade

....... 8

Uma substância simples reage com uma substância

composta e “desloca” desta última uma nova

substância simples:

.......

REAÇÕES DE DESLOCAMENTO OU

SUBSTITUIÇÃO OU DE SIMPLES TROCA;

9

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.

REAÇÕES DE DUPLA TROCA OU DE DUPLA

SUBSTITUIÇÃO

10

11

12

QUANDO OCORRE UMA REAÇÃO QUÍMICA

Para que duas substâncias reagirem:

a) 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

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.

..........

REAÇÕES QUE NÃO SÃO DE OXIRREDUÇÃO

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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.

......

REAÇÕES QUE NÃO SÃO DE OXIRREDUÇÃO

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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Ou seja...

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.

Claude Louis Berthollet 1748-1822

18

EQUILÍBRIO QUÍMICO

CARACTERÍSTICAS DO EQUILÍBRIO

Condições para equilíbrio

Sistema fechado.

Reação reversível.

Concentrações ou pressões parciais (no

caso gases) constantes com o tempo.

Velocidade da reação direta igual a

velocidade da reação inversa.

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Evolução da reação

A+B C+D

t0 : reagentes A+B A+B →

t1: 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

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Equilíbrio e tempo

t0 : A+B →

t1: A+B → C+D

t2: A+B C+D

A

B

C ou D

t t0 t1 t2

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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:

ba

dc

BA

DCK

][][

][][

← →

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)

A constante de equilíbrio é dada por:

Kc –constante de equilíbrio

Concentrações das espécies reagentes são expressas em mol/l.

]ON[

]NO[

42

2

2cK

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

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EXERCÍCIO : ESCREVER E EXPRESSÃO DA

CONSTANTE DE EQUILÍBRIO

H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)

3 H2 (g) + N2 (g) 2NH3 (g)

Fe(s) + 3 Ag+ (aq) 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

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.

42

2

ON

NO2

P

PPK

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 (Kc )

Constante em termos de pressões 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

Reação N2O4 NO2

1 N2O4 (g) 2 NO2 (g)

INÍCIO 10 mol/L 0 mol/L

Concentração (mol/L)

Tempo

REAÇÃO 4 mol/L

FORMADOS

EQUILÍBRIO 4 mol/L

4

2 mol/L CONSUMIDOS

10

8

8 mol/L

“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:

em que Q é o coeficiente reaccional

Uma vez estabelecido o equilíbrio

em t0 : Q = 0

em t1 : Q > 0

No equilibrio, Q é constante

Q= K (K, a constante de equilíbrio)

BA

DCQ

teconsQBA

DCtan

30

FASES E EQUILÍBRIO

Equilíbrios podem ser:

homogéneos (só uma fase)

heterogéneos (várias fases)

» simplifica-se considerando só uma fase

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EQUILÍBRIO HETEROGÉNEO

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.

Sistemas fechados ←

32

DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO

PRINCÍPIO DE Le Chatelier

DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO OCORRE QUANDO AS

VELOCIDADES DOS PROCESSOS DIRETO E INVERSO SÃO

ALTERADAS

3 H2 (g) + N2 (g) 2NH3 (g) DIRETA

INVERSA

Se VDIRETA = VINVERSA SISTEMA EM EQUILÍBRIO CONCENTRAÇÃO 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

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CONCENTRAÇÃO E EQUILÍBRIO

Para determinar o sentido a reacção até se atingir o equilíbrio,

compara-se os valores de K e Q.

Podem ocorrer três situações:

Q< K

Q= K

Q>K

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Q< K

A razão entre as concentrações iniciais dos

produtos e dos reagentes é muito pequena.

Reagentes têm de ser convertidos em

produtos.

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.

A + B C + D

40

PERTURBAÇÃO DO EQUILÍBRIO

A + B C+D adição

A + B C+D remoção

A + B C+D adição

A + B C+D

remoção 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 reação direta). 43

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.

44

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:

A + B C + D; ∆H < 0 Energia

Caminho de Reação

∆H

A + B

C + D

ENERGIA DE ATIVAÇÃO DA REAÇÃO DIRETA SEM CATALISADOR

ENERGIA DE ATIVAÇÃO DA REAÇÃO DIRETA COM CATALISADOR

O CATALISADOR AUMENTA A VELOCIDADE DA REAÇÃO DIRETA

Considere uma reação genérica:

A + B C + D; ∆H < 0 Energia

Caminho de Reação

∆H

A + B

C + D

ENERGIA DE ATIVAÇÃO DA REAÇÃO INVERSA SEM CATALISADOR

ENERGIA DE ATIVAÇÃO DA REAÇÃO INVERSA COM CATALISADOR

O CATALISADOR AUMENTA A VELOCIDADE DA REAÇÃO INVERSA

O CATALISADOR NÃO DESLOCA EQUILÍBRIOS

49 OBRIGADA!!!..