resumo de quimica 1

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Universidade Federal de Pernambuco 
Resumo Química Geral 1 – Módulo: Equilíbrios 
Monitora: Brenda Amaral 
 
EQUILÍBRIOS 
Ao estudar termodinâmica podemos 
analisar o equilíbrio termodinâmico, 
quando ΔG = 0 e ΔStotal = 0. Contudo, 
agora podemos estudar o equilíbrio sobre 
o ponto de vista cinético, onde, por 
exemplo, numa transição de fases a 
velocidade de transformação de uma fase 
para a outra é igual nas duas direções. 
EQUILÍBRIOS FÍSICOS 
PRESSÃO DE VAPOR 
A pressão de vapor de uma substância 
corresponde à pressão que o vapor 
exerce quando está em equilíbrio 
dinâmico com o líquido ou sólido. 
Algumas características importantes: 
I. Quanto maior a pressão de vapor, 
maior a quantidade de vapor 
gerado. 
II. Se as forças intermoleculares são 
fracas, maior será a pressão de 
vapor (F.I  ; Pvap ). 
III. A pressão de vapor aumenta com 
a temperatura, uma vez que as 
moléculas tendem a possuir mais 
energia. 
IV. A ebulição ocorre quando a 
pressão de vapor é igual a pressão 
atmosférica. 
Podemos relacionar a pressão de vapor 
com a temperatura, energia livre, 
 
 
entalpia e entropia a partir da seguintes 
fórmulas: 
I. Equação de Clausius-Clapeyron: 
ln 
𝑷𝟐
𝑷𝟏
 = 
𝜟𝑯°𝒗𝒂𝒑
𝑹
 (
𝟏
𝑻𝟏
 - 
𝟏
𝑻𝟐
) 
II. Cálculo da entalpia e entropia de 
vaporização: 
 
ln 
𝑷𝒗𝒂𝒑
𝑷°
 = −
𝜟𝑯𝒗𝒂𝒑
𝑹𝑻
 + 
𝜟𝑺𝒗𝒂𝒑
𝑹
 
III. Cálculo de Pvap ou ΔG°vap: 
 
ln 
𝑷𝒗𝒂𝒑
𝑷°
 = −
𝜟𝑮°𝒗𝒂𝒑
𝑹𝑻
 
EQUILÍBRIOS QUÍMICOS 
Quando a reação atinge o equilíbrio 
químico, as reações diretas e inversas 
continuam a ocorrer, mas os reagentes e 
produtos são consumidos e recuperados 
com a mesma velocidade, ou seja, não há 
mudança na composição da mistura de 
reação. 
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO 
A composição da mistura de reação pode 
ser escrita em termos de uma constante 
que pode ser calculada em função da 
pressão parcial (Kp) ou da concentração 
molar (Kc) em relação a condição 
padrão. 
OBS: para sólido ou líquido puro, a 
atividade é 1.
 
 
Considere a seguinte exemplificação de 
reação: 
a A (g) + b B (g) ⇌ c C (g) + d D (g) 
A constante de equilíbrio é calculada da 
seguinte maneira: 
K = 
𝒂𝒕𝒊𝒗𝒊𝒅𝒂𝒅𝒆𝒔 𝒅𝒐𝒔 𝒑𝒓𝒐𝒅𝒖𝒕𝒐𝒔
𝒂𝒕𝒊𝒗𝒊𝒅𝒂𝒅𝒆𝒔 𝒅𝒐𝒔 𝒓𝒆𝒂𝒈𝒆𝒏𝒕𝒆𝒔
 
onde, 
K = 
(𝒂𝒕 𝑪) 𝒄 (𝒂𝒕 𝑫) 𝒅
(𝒂𝒕 𝑨) 𝒂 (𝒂𝒕 𝑩) 𝒃
 
Observações: 
at = atividade (pressão parcial ou 
concentração molar). 
Kc será calculada em termos das 
concentrações molares. 
Kp será calcula em termos das pressões 
parciais. 
a, b, c, d indicam os coeficientes. É 
necessário elevar a atividade de cada 
substância ao respectivo coeficiente 
estequiométrico. 
Análise para o valor de K: 
I. Se K tem valor menor que 10-3, K é 
pequeno. 
II. Se K está entre 10-3 e 103, K é 
intermediário. 
III. Se K tem valor maior que 103, K é 
grande. 
Quando uma reação não está em 
equilíbrio, podemos calcular uma 
constante de reação Q e fazer uma 
comparação com K, como pode ser visto 
a seguir: 
 
 
I. Se Q = K, o sistema está em 
equilíbrio. 
II. Se Q < K, o sistema tende a formar 
produtos. 
III. Se Q > K, o sistema tende a formar 
reagentes. 
Além disso, podemos relacionar a 
constante de equilíbrio com a energia 
livre. Temos que: 
ΔG°r = - RT ln K 
ΔGr = RT ln (
𝑸
𝑲
) 
Equação de Van’t Hoff: 
ln 
𝑲𝟐
𝑲𝟏
 = 
𝜟𝑯°𝒓
𝑹
 (
𝟏
𝑻𝟏
 - 
𝟏
𝑻𝟐
) 
EFEITO DA ADIÇÃO OU 
REMOÇÃO DE REAGENTES OU 
PRODUTOS 
I. Adição de reagentes: a tendência é 
formar mais produtos, ou seja, o 
equilíbrio se desloca no sentido de 
formar produtos (Q < K). 
II. Adição de produtos: o equilíbrio 
tende a se deslocar no sentido da 
formação de reagentes (Q > K). 
III. Remoção de produtos: a quantidade 
produzida de produto tende a 
aumentar (Q < K). 
IV. Remoção de reagentes: a tendência 
é formar mais reagentes (Q > K). 
EFEITO DO VOLUME E 
PRESSÃO 
 V  P - O equilíbrio se desloca para o 
sentido de maior volume (maior número 
de mol). 
 
 P  V - O equilíbrio se desloca para o 
sentido de menor volume (menor 
número de mol). 
EFEITO DA TEMPERATURA 
 T – Favorece a reação no sentido 
endotérmico ( Kendo). 
 T – Favorece a reação no sentido 
exotérmico (Kexotér). 
ÁCIDOS E BASES 
- Teoria de Arrhenius: 
a. Ácido: libera H+ em solução 
aquosa. 
b. Base: libera OH- em solução 
aquosa. 
- Teoria de Bronsted-Lowry: 
a. Ácido: doa prótons. Libera H+ 
em solução aquosa. 
 
Um ácido forte está completamente 
desprotonado em solução. 
Um ácido fraco está parcialmente 
desprotonado em solução. 
 
b. Base: aceita prótons. Aceita H+ 
em solução aquosa. 
Uma base forte está completamente 
protonada em solução. 
Uma base fraca está parcialmente 
protonada em solução. 
Par ácido – base: 
a. Base conjugada: é produzida 
quando um ácido doa um próton. 
b. Ácido conjugado: é a espécie 
produzida quando uma base 
aceita um próton. 
- Teoria de Lewis: 
a. Ácido: aceita par de elétrons. 
b. Base: doa par de elétrons. 
pH e pOH 
O pH é obtido através da concentração 
de 𝐻3𝑂
+ . 
pH = - log [𝑯𝟑𝑶
+] 
e 
[𝑯𝟑𝑶
+] = 10-pH 
 
O pOH é obtido através da concentração 
de 𝑂𝐻−. 
pOH = - log [𝑶𝑯−] 
e 
[𝑶𝑯−] = 10-pOH 
Além disso, pode-se relacionar o pH e o 
pOH da seguinte forma: 
pH + pOH = 14 
CONSTANTES DE ACIDEZ E DE 
BASICIDADE 
- Constante de acidez: 
De forma geral, a constante de acidez de 
um ácido HA é: 
HA(aq) + H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + A- (aq) 
Ka = 
[𝑯𝟑𝑶
+][𝑨−]
[𝑯𝑨]
 
pKa = - log Ka 
Observação importante: 
 
I. Quanto mais forte for o ácido, 
maior é o valor de Ka e menor é 
o valor de pKa. 
 Ka:  Força do ácido:  pKa 
- Constante de basicidade: 
De forma geral, a constante de 
basicidade de uma base B é: 
B(aq) + H2O(l) ⇌ HB+(aq) + OH- (aq) 
Kb = 
[𝑯𝑩+][𝑶𝑯−]
[𝑩]
 
pKb = - log Kb 
Observação importante: 
I. Quanto mais forte for a base, 
maior é o valor de Kb e menor é 
o valor de pKb. 
 Kb:  Força da base:  pKb 
GANGORRA DA CONJUGAÇÃO 
Quanto mais forte for a base, mais fraco 
será seu ácido conjugado. 
Quanto mais forte for o ácido, mais fraca 
será a sua base conjugada. 
Relacionando Ka e Kb: 
KaKb = 10-14 
pKa + pKb = 14 
HIDRÓLISE DE SAIS 
pH DE SOLUÇÕES DE SAIS 
O pH de uma solução de um sal depende 
da acidez e da basicidade de seus íons. 
Análise do caráter dos cátions e ânions: 
EQUILÍBRIOS DE 
SOLUBILIDADE 
PRODUTO DE SOLUBILIDADE 
O produto de solubilidade (Kps) é a 
constante do equilíbrio entre um sal 
dissolvido e seus íons em uma solução 
saturada. Para calcular Kps, deve-se 
fazer da mesma forma para qualquer 
outra constante, a diferença é que o 
reagente é um sólido (sua atividade é 1). 
OBS: é necessário analisar os 
coeficientes estequiométricos. 
EFEITO DO ÍON COMUM 
Provoca a diminuição da solubilidade. 
 
“O efeito do íon comum é a redução da 
solubilidade de um sal pouco solúvel por 
adição de um sal solúvel que tenha um 
íon em comum com ele.” 
PREDIÇÃO DE PRECIPITAÇÃO 
Para esta análise, verifica-se Qps e Kps: 
a. Qps < Kps: tende a solubilizar. 
b. Qps > Kps: tende a precipitar.
 
Universidade Federal de Pernambuco 
Resumo Química Geral 1 – Módulo: Eletroquímica e Cinética 
Monitora: Brenda Amaral 
 
ELETROQUÍMICA 
 
REAÇÕES REDOX 
Podem ser definidas como as reações de 
oxidação e redução que estão envolvidas 
na geração de corrente elétrica. 
MEIAS-REAÇÕES 
As meias-reações expressam a oxidação 
e a redução de uma reação redox. 
Algumas características importantes: 
I. Oxidação: ocorre a perda de 
elétrons e aumento no NOX. 
II. Redução: ocorre o ganho de 
elétrons e o NOX diminui. 
BALANCEAMENTO DE 
EQUAÇÕES REDOX 
Deve-se balancear as equações redox da 
seguinte forma: 
1. Identifique as espécies que 
sofrem oxidação e redução 
através da variação do NOX. 
2. Escreva as semi-reações de 
oxidação e redução. 
3. Balanceie todos os elementos,exceto O e H. 
4. Balanceie O utilizando H2O. 
Após balancear os átomos de O, 
balanceie os átomos de H com 
íons H+. 
 
 
 
5. Se a solução for básica, adicione 
íons OH-, nos dois lados da 
equação, na quantidade 
necessária para neutralizar os 
íons H+. 
6. Balanceie as cargas adicionando 
elétrons, até que as cargas dos 
dois lados da seta sejam iguais. 
7. Verificar se possui a mesma 
carga nas semi-reações de 
oxidação e redução. Caso não, 
multiplicar uma ou ambas semi-
reações, a fim de obter a mesma 
carga em ambas. Em seguida, 
obtenha a reação global por meio 
da soma das semi-reações. 
Verifique se os átomos e as 
cargas estão balanceados. 
CÉLULAS GALVÂNICAS 
Uma célula galvânica é uma célula 
eletroquímica em que uma reação 
química espontânea é utilizada para 
gerar uma corrente elétrica. 
Uma célula galvânica é formada por dois 
eletrodos: 
a. Ânodo: onde ocorre a oxidação. 
b. Cátodo: onde ocorre a redução. 
Um diagrama de célula é representado 
pelo ânodo, separado do cátodo por uma 
ponte salina da seguinte forma: 
ânodo || cátodo 
 
 
As duas barras verticais (||) representam 
a ponte salina que permite o fluxo de 
íons, unindo os dois eletrodos, e 
completa o circuito elétrico. 
POTENCIAL PADRÃO DE 
ELETRODO 
Representado por Eº, o potencial padrão 
mede o poder de puxar elétrons de um 
único eletrodo. 
O potencial padrão é obtido da seguinte 
maneira: 
Eº = Eº cátodo – Eº ânodo 
Unidade: Volts (V). 
TRABALHO ELÉTRICO 
O trabalho elétrico é um tipo de trabalho 
de não expansão, visto que envolve a 
movimentação de elétrons sem variação 
do volume do sistema. 
Sabendo que, em temperatura e pressão 
constantes, a energia livre de Gibbs é 
igual ao trabalho máximo de não 
expansão, podemos relacionar ambos e o 
potencial padrão de tal forma que: 
Welétrico = ΔG°r = - nFEº 
Onde F é a constante de Faraday: 9,65 x 
104 Coulomb/mol. 
POTENCIAIS PADRÃO E 
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO 
É possível calcular a constante de 
equilíbrio (K) através do potencial 
padrão da célula: 
ln K = 
𝒏𝑭𝑬°
𝑹𝑻
 
EQUAÇÃO DE NERNST 
Através da equação de Nernst é possível 
estimar o potencial de célula em 
condições diferentes da padrão. Além 
disso, é possível determinar uma 
concentração. 
E célula = Eºcélula - 
𝑹𝑻
𝒏𝑭
 ln Q 
ELETRÓLISE 
Corresponde ao processo de passagem 
de corrente elétrica para que uma reação 
química não espontânea ocorra. 
ESCOLHA DA ESPÉCIE 
OXIDADA E REDUZIDA 
Se existe na solução mais de uma espécie 
que pode ser reduzida, a espécie com 
potencial mais positivo será escolhida. O 
mesmo se aplica à oxidação. 
PRODUTOS DA ELETRÓLISE 
LEI DE FARADAY 
Podemos calcular a quantidade de 
produto formado por uma determinada 
quantidade de eletricidade: 
 “A quantidade do produto 
formado ou do reagente 
consumido por uma corrente 
elétrica é estequiometricamente 
equivalente à quantidade de 
elétrons fornecidos.” 
Observações: 
- 1 mol de elétrons possui carga igual à 
9,65 x 104 C. 
- Podemos calcular a quantidade de 
eletricidade, Q, através do produto entre 
a medida da corrente, I, e o tempo, t. 
 
Q = It 
Sendo as unidades: 
1. Q: coulombs; 
2. I: ampere; 
3. t: segundos. 
CINÉTICA QUÍMICA 
LEI DE VELOCIDADE DA 
REAÇÃO 
As leis de velocidade são equações 
determinadas experimentalmente que 
relacionam a velocidade com 
concentrações dos reagentes e com 
constantes que são definidas. 
Considerando a seguinte reação: 
a A + b B  c C + d D 
A lei de velocidade é do tipo: 
v = k [A]x [B]y 
Observações: 
- Utilizar apenas as concentrações dos 
reagentes. 
- k é a constante de velocidade e depende 
da reação e da temperatura. 
ORDEM DA REAÇÃO 
É determinada através de experimentos. 
Analisando a lei de velocidade citada 
como exemplo: 
v = k [A]x [B]y 
- A ordem de reação em relação ao 
reagente A é x. 
- A ordem de reação em relação ao 
reagente B é y. 
- A ordem global é obtida somando todas 
as ordens em relação a cada reagente. 
Nesse caso, O.G = x + y. 
Análise da ordem de reação, unidade de 
k e lei de velocidade: 
Observação: pode ser qualquer unidade 
de tempo, ou seja, não necessariamente 
vai estar em segundos, depende de como 
é pedido ou informado na questão. 
LEIS INTEGRADAS 
Através das leis integradas de velocidade 
podemos descrever a variação de 
concentração de espécies em função do 
tempo. 
Atenção: as leis dependem da ordem de 
reação. Dessa forma, para uma reação de 
ordem 0, por exemplo, só pode utilizar a 
lei integrada de ordem 0. 
A seguir estão representadas as leis 
integradas associadas a cada ordem: 
 
 
 
 
 
TEMPO DE MEIA-VIDA (t1/2) 
É o tempo necessário para que a 
quantidade do material inicial se reduza 
à metade. 
MECANISMOS DE REAÇÃO 
Um mecanismo de reação é um conjunto 
de reações elementares que descrevem a 
transformação de reagentes em produtos. 
Por meio do mecanismo, conseguimos 
descobrir a lei de velocidade de uma 
reação (formada apenas por reagentes). 
Considere o seguinte mecanismo: 
Etapa 1: NO + O2 ⇄ NO3 (rápida) 
Etapa 2: NO + NO3 ⟶ NO2 + NO2 (lenta) 
Ao analisar um mecanismo a fim de 
descobrir a lei de velocidade, temos que 
esta será determinada pela etapa lenta. 
Dessa forma, no mecanismo citado, a lei 
de velocidade é descrita pela etapa 2. 
Contudo, se um dos reagentes que 
compõem a lei de velocidade é um 
intermediário, é preciso “retirar” esse 
intermediário da lei através da hipótese 
do estado estacionário ou da condição de 
pré-equilíbrio. 
Um intermediário é formado pela reação 
e consumido completamente ao final do 
processo. No mecanismo citado como 
exemplo, é possível identificar que o 
NO3 é um intermediário, visto que é 
formado e posteriormente consumido. 
HIPÓTESE DO ESTADO 
ESTACIONÁRIO 
Para retirar um intermediário da lei de 
velocidade utilizando a hipótese do 
estado estacionário consideramos que: 
vformação intermediário = vconsumo intermediário 
Onde, vformação intermediário corresponde à 
lei de velocidade da etapa em que o 
intermediário é formado. Analogamente, 
vconsumo intermediário é a lei de velocidade da 
etapa que o intermediário é consumido. 
Feito isso, seguir os seguintes passos: 
1. Ao fazer a igualdade entre as 
velocidades de formação e consumo, 
isola-se a concentração do 
intermediário. 
2. A concentração do intermediário 
presente na lei de velocidade deve ser 
substituída pela expressão obtida no 
passo anterior. 
3. Substituir todas as constantes do 
passo 2 por apenas uma constante. 
CONDIÇÃO DE 
PRÉ-EQUILÍBRIO 
Explicando através de exemplo: 
Etapa 1: NO + O2 ⇄ NO3 (rápida) 
Etapa 2: NO + NO3 ⟶ NO2 + NO2 (lenta) 
Lei de velocidade, determinada pela 
etapa lenta: 
v = k2 [NO3] [NO] 
Porém, NO3 é intermediário. 
Consideramos que a etapa 2 é muito 
lenta e tratamos a etapa 1 como se fosse 
um equilíbrio: 
 
Keq= 
[𝑁𝑂3]
[𝑂2] [𝑁𝑂]
 
Isola-se o intermediário: 
[𝑁𝑂3]= Keq [𝑂2] [𝑁𝑂] 
[𝑁𝑂3]= 
𝑘1
𝑘−1
 [𝑂2] [𝑁𝑂] 
Substituindo: 
v = k2 
𝑘1
𝑘−1
 [𝑂2] [NO] [NO] 
Fazendo k = 
𝑘
2 
𝑘1
𝑘−1
 : 
v = k [O2] [NO]2 
Portanto, esse é o procedimento a ser 
realizado utilizando a condição de pré-
equilíbrio. 
MODELOS DE REAÇÃO 
Energia de ativação: é a energia mínima 
necessária para que uma reação ocorra. 
Catalisador: são substâncias que não são 
consumidas no processo e que aumentam 
a velocidade de reação.