QUÍMICA PROFª MARCELA CARVALHO

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 químicas. 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 a) Indiferente para Al ou O Al2O3 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 A classificação mais importante é: Reações de síntese ou de adição; 2 NO 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 Areação de síntese é denominada: Ca(OH)2 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

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

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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. 13

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. 17

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. 18

CARACTERÍSTICAS DO EQUILÍBRIO Condições para equilíbrio Sistema fechado. Velocidade da reação direta igual a velocidade da reação inversa. Reação reversível. Concentrações ou pressões parciais (no caso gases) constantes com o tempo. 19

Evolução da reação A+B C+D t 0 : reagentes A+B A+B t 1 : reagentes A+B diminuiram, foram gastos parcialmente e houve formação de alguns produtos C+D A+B C+D t 2 : o equilíbrio estabelecido, formação de C+D é compensada pela formação de A+B A+B C+D 20

Equilíbrio e tempo t 0 : A+B t 1 : A+B C+D t 2 : 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 d K [ C] [ D] a [ A] [ B] A constante de equilíbrio é igual à razão entre as concentrações de produtos e reagentes, elevados as seus coeficientes estequiométricos 22 b

KC : CONSTANTE DE EQUILÍBRIO Consideremos o seguinte sistema em equilíbrio. N 2 O 4 (g) 2 NO 2 (g) V REAÇÃO = k VELOCIDADE x [REAGENTE] a V 1 = k 1 x [N 2 O 4 ] 1 V 2 = k 2 x [NO 2 ] 2 No equilíbrio temos V 1 = V 2 k 1 x [N 2 O 4 ] 1 = k 2 x [NO 2 ] 2 A constante de equilíbrio é dada por: K c 2 [NO2] [N O ] K c constante de equilíbrio 2 4 Concentrações das espécies reagentes são expressas em mol/l. 23

EXERCÍCIO : ESCREVER E EXPRESSÃO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO H 2 (g) + I 2 (g) 2 HI (g) 3 H 2 (g) + N 2 (g) 2NH 3 (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. N 2 O 4 (g) 2 NO 2 (g) Podemos escrever K P P P 2 NO N 2 O 2 4 Onde P NO 2 e P N 2O4 são respectivamente, as pressões parciais (em atm) de NO 2 e N 2 O 4 no equilíbrio. K P significa que as concentrações de equilíbrio estão expressas em termos de pressão. 25

K P : APENAS PARA SISTEMAS COM GASES H 2 (g) + I 2 (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 (K c ) Constante em termos de pressões parciais (K P )

CONSTANTE DE EQUILÍBRIO: K K c : s, l, e soluções O índice em K c, significa que nesta fórmula da constante de equilíbrio, as concentrações dos reagentes e dos produtos são expressas em moles por litro ou molar. K P : 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 O C, com volume de 1 litro, onde são adicionados 10 mols de N 2 O 4 Calcule o valor da constante de equilíbrio dessa reação sabendo-se que, ao final do processo foram produzidos 4 mols de NO 2 1 N 2 O 4 (g) 2 NO 2 (g) Reação N 2 O 4 NO 2 INÍCIO 10 mol/l 0 mol/l REAÇÃO 2 mol/l CONSUMIDOS 4 mol/l FORMADOS 10 8 4 Concentração (mol/l) EQUILÍBRIO 8 mol/l 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: Q C D A B Uma vez estabelecido o equilíbrio C D A B No equilibrio, Q é constante Q= K (K, a constante de equilíbrio) em que Q é o coeficiente reaccional em t 0 : Q = 0 Q cons tan te em t 1 : Q > 0 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 CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) K c = [CO 2 ] K P = P CO 2 A pressão de CO 2 no equilíbrio é a mesma independentemente das quantidades da fase sólida (neste caso, de CaCO 3 e CO 2 ) 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 H 2 (g) + N 2 (g) 2NH 3 (g) INVERSA Se V DIRETA = V INVERSA SISTEMA EM EQUILÍBRIO CONCENTRAÇÃO DAS ESPÉCIES É CONSTANTE Se V DIRETA > V INVERSA EQUILÍBRIO DESLOCADO PARA O SENTIDO DOS PRODUTOS Se V DIRETA < V INVERSA 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 até se atingir o equilíbrio, compara-se os valores de K e Q. 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 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. 40 A + B C + D

PERTURBAÇÃO DO EQUILÍBRIO A + B adição A + B C+D 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 N 2 O 4 (g) 2 NO 2 (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: N 2 O 4 (g) 2 NO 2 (g) A formação de NO 2 a partir de N 2 O 4 é um processo endotérmico: N 2 O 4 (g) 2 NO 2 (g) ΔH 0 = 58,0 kj E a reação inversa é um processo exotérmico 2 NO 2 (g) N 2 O 4 (g) ΔH 0 = - 58,0 kj Um aumento de temperatura favorece reações endotérmicas, e uma diminuição de temperatura favorece reações exotérmicas. 46

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 C + D ENERGIA DE ATIVAÇÃO DA REAÇÃO DIRETA COM CATALISADOR 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 C + D ENERGIA DE ATIVAÇÃO DA REAÇÃO INVERSA COM CATALISADOR O CATALISADOR AUMENTA A VELOCIDADE DA REAÇÃO INVERSA Caminho de Reação

OBRIGADA!!!.. 49