Aula 1 - QG II - 01-agosto-2013

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QUÍMICA 
 A Ciência Central 
9ª Edição 
Profª. Drª Livia Melo Carneiro 
livia@dequi.eel.usp.br 
 
Química Geral II 
 
 
01/08/2013 
Disciplina Química Geral II (LOQ 4073) 
Programa Resumido: 
 Cinética Química 
 Termodinâmica 
 Equilíbrio Químico 
 Eletroquímica 
Cronograma do Curso 
 Aula Data Assunto 
 Agosto 
1 01/ago Cinética Química 
2 08/ago Cinética Química 
15/ago não haverá aula 
3 22/ago Cinética Química 
4 29/ago Termodinâmica 
 Setembro 
 05/set não haverá aula 
5 12/set Termodinâmica 
6 19/set Termodinâmica 
26/set P1 
 Outubro 
7 03/out Equilíbrio Químico 
8 10/out Equilíbrio Químico 
9 17/out Equilíbrio Iônico 
10 24/out Equilíbrio Iônico 
11 31/out Equilíbrio Iônico 
Novembro 
12 07/nov Eletroquímica 
 14/nov não haverá aula 
13 21/nov Eletroquímica 
28/nov P2 
 Dezembro 
05/dez Vista de prova 
 12/dez Prova Recuperação 
 1) BRADY, J.; HUMISTON, G.E. Química geral. Rio de Janeiro: Ed. Livros Técnicos 
Científicos, 1981. 
 
2) RUSSEL, J.B. Química geral. São Paulo: MacGrall-Hill Ltda. 
 
3) MAHAN, B. ; MYERS, R.J. Química um curso universitário São Paulo: Ed. Edgard 
Blücher Ltda, 1993. 
 
4) PETRUCCI, R.H. General chemistry principles and modern aplications new York: 
Macmillan Publishing Company. 1997 
 
5) BROWN, T. L.; LEMAY, H.E.L.; Jr BURSTEN, B.E.; BURDGE, J.R. Química a ciência 
central. 9.ed. São Paulo: Editora Pearson Prentice Hall, 2005. 
 
6) BROWNN, S.L.; HOLME, T.A. Química geral aplicada à engenharia. São Paulo: 
Editora Cengage Learning, 2010. 
 
7) BRADY, J.E.; RUSSELL, J.W.; HOLUM, J.R. Química a matéria e duas 
transformações. Rio de Janeiro: Editora LTC, 2003. V.2 
Bibliografia 
Método 
Duas provas escritas: P1 e P2 
Critério 
A média semestral será calculada a partir das notas das duas provas, P1 e 
P2, segundo a fórmula: 
M1=(P1 + P2)/2. 
Alunos com nota final igual ou superior a 5,0 estão aprovados, entre 5,0 e 
3,0 estão de recuperação. Média inferior a 3,0 estão reprovados. 
Recuperação 
 A recuperação consistirá de uma prova envolvendo o assunto do 
semestre todo, à qual será atribuída nota NR. 
 A média da segunda avaliação será calculada segunda a fórmula: 
M2=(M1+NR)/2. Alunos com nota M2 igual ou superior a 5,0 estarão 
aprovados, inferior a 5,0 estarão reprovados. 
Avaliação 
“A cinética é o estudo dos fatores que afetam a 
velocidade de uma reação e o mecanismo através 
do qual a reação se processa”. 
Cinética Química 
Algumas reações que ocorrem a 
diferentes velocidades... 
As moléculas do reagente devem colidir com a orientação correta e com 
energia suficiente para formar os produtos. 
 
Uma reação química ocorre quando três fatores acontecem: 
 
1 - O choque de uma espécie química com outras. 
2 – Energia mínimo para que a reação possa ocorrer. 
3 - A posição do choque favorável. 
Como ocorre uma reação química??? 
• Principais fatores que afetam as 
velocidades das reações químicas: 
– o estado físico do reagente (superfície de 
contato), 
– as concentrações dos reagentes, 
– a temperatura na qual a reação ocorre, 
– a pressão e, 
– a presença de um catalisador. 
 
Cinética Química 
• Principais fatores que afetam as 
velocidades das reações químicas: 
– o estado físico do reagente (superfície de 
contato): 
O choque entre as moléculas aumenta à medida 
em que as moléculas estão mais afastadas 
• Principais fatores que afetam as 
velocidades das reações químicas: 
– o estado físico do reagente (superfície de contato): 
Exemplo: Para investigar a superfície de contato, vamos considerar a seguinte 
reação: 
CaCO3(s) + H2SO4(aq)  CaSO4(s) + H2O(l) + CO2(g) 
e medir o tempo necessário para obter o mesmo volume de CO2 usando 
massas iguais de CaCO3(s) e volumes iguais de solução aquosa de H2SO4, 
com auxílio da seguinte aparelhagem: 
 
 
 
 
 
 
 
 
O tempo necessário para produzir 20 cm3 de CO2 em cada experimento é: 
Experimento I: 50s; 
Experimento II: 20s; 
Experimento III: 8s 
Nesses experimentos o único fator que sofreu alteração foi a 
superfície de contato do CaCO3(s) 
 
 
• Principais fatores que afetam as 
velocidades das reações químicas: 
– o estado físico do reagente (superfície de contato): 
 
Por que a velocidade de reação aumentou? 
 
 
• Principais fatores que afetam as 
velocidades das reações químicas: 
– A concentração dos reagentes 
Quanto maior a concentração dos reagentes 
maior o número de colisões entre as moléculas 
Aumento do número de colisões 
• Principais fatores que afetam as 
velocidades das reações químicas: 
– A concentração dos reagentes 
Exemplo: 
Carvão em brasa em um frasco contendo 
oxigênio puro, por que a reação é mais rápida 
do que em um recipiente aberto ao ar 
atmosférico? 
• Principais fatores que afetam as 
velocidades das reações químicas: 
– A temperatura na qual a reação ocorre 
A temperatura aumenta a energia cinética das 
moléculas dos reagentes aumentando o 
número de choques. 
• Principais fatores que afetam as 
velocidades das reações químicas: 
– A pressão na qual a reação ocorre 
Com o aumento da pressão ocorre um aumento 
do número de colisões. 
• Principais fatores que afetam as 
velocidades das reações químicas: 
– A presença de um catalisador 
Os catalisadores aumentam as velocidades das 
reações reduzindo a energia de ativação. 
• Principais fatores que afetam as 
velocidades das reações químicas: 
– A presença de um catalisador 
Um catalisador modifica o mecanismo de reação. 
Acelera uma reação fornecendo um caminho 
alternativo. 
Um catalisador acelera a reação, produz a 
mesma quantidade do produto em um período 
menor. 
Questões 
• Por que o aumento da temperatura das reações químicas 
produz um aumento na sua velocidade? 
 
• Por que o ferro na forma de palha de aço (por exemplo, 
bombril) enferruja mais rapidamente do que na forma de 
um prego? 
 
• Por que os comprimidos efervescentes se dissolvem mais 
rápido em água natural do que em água gelada? 
 
• Por que os alimentos cozinham mais rapidamente nas 
panelas de pressão? 
 
Velocidade da Reação 
Qual a velocidade em que os 
reagentes são consumidos ou 
os produtos são formados? 
Definindo a velocidade.. 
• A velocidade de um evento é definida como a 
variação que ocorre em determinado intervalo de 
tempo. Ex.: km/h 
• A velocidade de uma reação química é a variação 
na concentração dos reagentes ou produtos por 
unidade de tempo, (mol/L.s). 
 
Velocidade de uma reação química 
 
• Existem duas maneiras de medir a velocidade da reação 
 A  B ou R  P 
 
 - a velocidade na qual os reagentes são consumidos (por exemplo, a variação 
na quantidade de matéria de R por unidade de tempo). 
 
 
 
 
 
 
 - a velocidade na qual o produto é formado (por exemplo, a variação na 
quantidade de matéria de B por unidade de tempo); 
 
 
 
∆ 𝑅 = [𝑅]𝑡2 − [𝑅]𝑡1 
𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑚é𝑑𝑖𝑎 𝑑𝑜 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑢𝑚𝑜 𝑑𝑒 𝑅 = −
∆[𝑅]
∆𝑡
 
∆𝑡 = 𝑡2 − 𝑡1 
𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑚é𝑑𝑖𝑎 𝑑𝑎 𝑓𝑜𝑟𝑚𝑎çã𝑜 𝑑𝑒 𝑃 =
∆[𝑃]
∆𝑡
 
Exemplo: 
• Suponha que estamos estudando a reação 
2HI(g)  H2(g) + I2(g) 
E que descobrimos que no intervalo de 100 s a concentração de HI 
decresceu de 4,0 mmol/L para 3,5 mmol/L. Qual é a velocidade 
média da reação? 
Velocidade de consumo de [HI] = 0,005 mmol/L.s 
∆[𝐻2]
∆𝑡
= −
1
2
∆[𝐻𝐼]
∆𝑡
 
A velocidade de consumo 
de HI é duas vezes a 
velocidade de formação de 
H2 
Atenção! 
As espécies químicas são produzidas ou consumidas em 
velocidades relacionadas à estequiometria da reação. 
Velocidade média única 
• Reação: 
a A + b B  c C + d D 
 
 
 
 A divisão pelos coeficientes estequiométricos leva em conta 
as relações estequiométricas entre reagentes e produtos. 
 Neste caso o valor da velocidade é o mesmo para todas as 
espécies 
 A velocidade média única depende dos coeficientes usados na 
equação balanceada. 
Exemplo 
 A velocidade média da reação: 
N2(g) + 3 H2 2 NH3(g) 
 durante um certo tempo é registrada como 1,15 (mmol NH3/L.h) 
a) Qual é a velocidade média, no mesmo período de tempo, em 
termos do desaparecimento de H2? 
b) Qual é a velocidade média única? 
Não esquecer! 
A velocidade média de uma reação é a 
variação da concentração de uma espécie 
dividida pelo tempo que leva para que a 
mudança ocorra. 
 
A velocidade média única é a velocidade 
média dividida pelos coeficientes 
estequiométricos das espécies 
monitoradas. 
Velocidade instantânea de reação 
𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑜 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑢𝑚𝑜 𝑑𝑒 𝑅 = −
𝑑[𝑅]
𝑑𝑡
 
𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 𝑓𝑜𝑟𝑚𝑎çã𝑜 𝑑𝑒 𝑃 =
𝑑[𝑃]
𝑑𝑡
 
• Velocidade instantânea: é a variação de concentração em um determinado 
intervalo de tempo muito pequeno. 
 
• É determinada tomando-se o coeficiente angular da linha tangente à curva 
naquele determinado instante 
𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 = −
1
𝑎
𝑑[𝐴]
𝑑𝑡
= −
1
𝑏
𝑑[𝐵]
𝑑𝑡
=
1
𝑐
𝑑[𝐶]
𝑑𝑡
=
1
𝑑
[𝐷]
𝑑𝑡
 
Leis de velocidade e ordem de reação 
 As tendências das velocidades de reações são identificadas normalmente 
pelo exame da velocidade inicial da reação, a velocidade instantânea no início 
da reação. 
 Como a concentração de N2O5 
varia com o tempo para cinco 
concentrações inicias diferentes 
 2N2O5(g)  4NO2(g) + O2(g) 
 A velocidade inicial é determinada 
traçando-se a tangente de cada 
curva em t=0 
 Em qual experimento existe a 
maior velocidade inicial? 
 Se plotarmos um gráfico com as 
velocidades iniciais contra a 
concentração inicial de N2O5, o 
que pode ser observado? 
Leis de velocidade e ordem de reação 
 Gráfico da velocidade inicial contra a concentração de N2O5 (mol/L) 
  Velocidade inicial de consumo deN2O5  [N2O5]inicial 
 Velocidade inicial de consumo N2O5 = k x [N2O5]inicial 
 A constante k é a chamada 
constante de velocidade da reação 
e é característica da reação e da 
temperatura na qual a reação 
ocorre. 
 O valor experimental de k é a 
inclinação da reta e, nesta reação, 
o valor de k= 5,2.10-3 s-1 
 Cada reação tem sua própria lei 
de velocidade, e a constante k é 
independente da concentração 
 
 Reação de primeira ordem: 
 V = k [N2O5] 
Leis de velocidade e ordem de reação 
 Outras reações têm leis de velocidade que podem depender da 
concentração dos reagentes de modo diferente 
 Ex.: 2 NO2(g)  2 NO(g) + O2(g) 
 Se fizermos um gráfico da velocidade x concentração de NO2 
não encontraremos uma reta: 
 A velocidade é proporcional 
ao quadrado da 
concentração: 
 Reação de segunda ordem: 
V = k [NO2]
2 
Leis de velocidade e ordem de reação 
 A maior parte das reações são de primeira ou segunda ordem. 
 A amônia se decompõe em nitrogênio e hidrogênio a uma velocidade 
constante até toda a amônia ter desaparecido. 
 Sua lei de velocidade, portanto é: 
 Velocidade de decomposição de NH3 = k (Ordem zero) 
 Para reações de ordem zero: 
 A concentração do reagente cai 
em velocidade constante até 
que o reagente se esgota. 
 A velocidade independe da 
concentração do reagente e 
permanece constante até que 
todo o reagente tenha sido 
consumido, quando então, cai 
abruptamente até zero. 
 2NH3(g)  N2(g) + 3H2(g) 
 A velocidade é contante: 
 Reação de ordem zero: 
 V = k 
 
 O termo “ordem” vem da matemática onde é usado na 
classificação de equações. 
 
 Em cinética química as reações são classificadas de acordo com a 
ordem das equações que as descrevem. 
 
 A ordem de uma reação química é quase sempre determinada por 
observações experimentais, as quais buscam relacionar as 
concentrações das espécies químicas com a velocidade 
 
 Uma das formas mais comuns de expressar esta dependência é 
pelo modelo de lei de potências. 
 
 
Ordem da Reação: 
Leis de velocidade e ordem de reação 
 A Lei de Velocidade de uma reação é a relação matemática entre a 
velocidade da reação e as concentrações dos reagentes; 
 
 A velocidade de uma reação é diretamente proporcional à 
concentração de cada reagente elevada a uma potência 
 
Para a reação: 
 aA + bB → Produtos 
 
A Lei da Velocidade é a seguinte: 
 
Velocidade = k [A]x [B]y 
Onde: 
x e y são chamados de Ordem de cada reagente 
k é chamado de constante de velocidade 
x + y = Ordem global da reação 
x e y são determinados experimentalmente (serão estudados apenas 
os valores numéricos entre 0 e 2) 
 
Qual a relação entre a Lei de Velocidade e a Ordem de Reação? 
• Reações de ordem zero: 
 “A reação é de zero ordem quando a velocidade da reação química é 
independente da concentração do reagente” 
• Reações de primeira ordem: 
 “Reações de primeira ordem são aquelas nas quais a velocidade da 
reação química é proporcional à concentração de um reagente” 
• Reações de segunda ordem: 
 “Reações de segunda ordem são aquelas nas quais a velocidade da 
reação química é proporcional ao produto das concentrações de dois 
reagentes” 
 
• Observações: 
• Leis de velocidade de zero ordem não são muito comuns. A 
maioria das reações química segue leis de velocidades de primeira e 
segunda ordem. 
• Leis de velocidade são equações diferenciais porque a velocidade de 
uma reação química é a velocidade de variação de desenvolvimento da 
reação com o tempo. 
Leis de velocidade 
As unidades de velocidade são sempre em termos 
de concentração por unidade de tempo. 
 
 
Velocidade Velocidade 
Leis de velocidade e ordem de reação 
Resumindo: 
Unidade de “k” : 
 A constante de reação kA (ou velocidade específica de 
reação) tem unidade variável, que depende da ordem de reação. 
 
 Ordem zero (n=0) V = k k [mol/L.s] 
 Primeira ordem (n=1) V = k [A] k [s-1] 
 Segunda ordem (n=2) V = k [A] 
2
 k [L/mol.s] 
 
 
Generalizando, temos: 
Leis de velocidade e ordem de reação 
Resumindo: 
 A lei de velocidade de uma reação é determinada experimentalmente e 
não pode, em geral, ser obtida a partir da equação química da reação. 
 
 Muitas reações têm leis de velocidade que dependem das concentrações 
de mais de um reagente. 
 
Por exemplo: 
S2O8
2-
(aq) + 3I
-
(aq)  2 SO4
2-
(aq) +I3
-
(aq) 
 
A lei de velocidade para esta reação é: 
 
Velocidade de consumo de c = k[S2O8
2-] [I-] 
 
Reação de primeira ordem com relação S2O8
2- 
Reação de primeira ordem com relação a I- 
Dobrando a concentração de S2O8
2- a velocidade de reação também dobra 
Dobrando ambas as concentrações a velocidade de reação quadruplica 
A ordem total desta reação é igual a 2. 
Leis de velocidade e ordem de reação 
Como determinar a ordem de reação e a lei de velocidade a 
partir de dados experimentais? 
 
1) Velocidades Iniciais: 
Ex.: Seja a reação A + B → C, determine: 
a) A Lei da velocidade: 
b) A magnitude da constante de reação 
 
Exp [A] [B] Vel. Inicial 
(mol/L.s) 
1 0,1 0,1 4 x 10-5 
2 0,1 0,2 8 x 10-5 
3 0,2 0,1 16 x 10-5 
V = k [A]x [B]y 
 
Eq 1: V1= k [0,1]x [0,1]y 
 
Eq 2: V2= k [0,1]x [0,2]y 
Exercício: 
 
Quatro experimentos foram realizados para descobrir como a velocidade 
inicial de consumo de íon BrO3
- na reação 
BrO3
-
(aq) + 5Br
-
(aq) +6H3O
+
(aq)  3Br2(aq) +9H2O(l) 
varia quando as concentrações dos reagentes variam. 
 
a) Use os dados experimentais da tabela a seguir para determinar a ordem da 
reação para cada reagente e a ordem total. 
 
b) Escreva a lei de velocidade da reação e determine o valor de k. 
 
Concentração inicial (mol/L) 
Exp. BrO3
- Br- H3O
+ Velocidade inicial 
(mmol BrO3
-) L-1.s-1 
1 0,1 0,1 0,1 1,2 
2 0,2 0,1 0,1 2,4 
3 0,1 0,3 0,1 3,5 
4 0,2 0,1 0,15 5,5