QA Aula 1 Plano da Disciplina e Equilíbrio Químico

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Profa Dra Silvania Maria Netto
2017
QUÍMICA ANALÍTICA 
QUALITATIVA
 Descrição do Curso
 Ementa
 Avaliação
 Introdução ao Curso
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Descrição do Curso
OBJETIVOS
 Realizar uma análise comparativa dos diversos tipos ou
equilíbrios químicos e dos fenômenos químicos que
envolvem hidrólise
 Interpretar a equação de Nernst sob o ponto de vista
da termodinâmica e aplicá-la no cálculo da força
eletromotriz de células eletroquímicas.
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Descrição do Curso
RESULTADOS ESPERADOS
 Formar Engenheiros Químicos com uma base conceitual técnico-
científica, relacionados à área de química analítica qualitativa, e
aptos a contribuir na interpretação de resultados químicos que
atendam às demandas industriais.
TÉCNICAS DESENVOLVIDAS
 Aulas expositivas com a utilização de Recursos Multimídia
 Listas de exercícios para fixação de conteúdos
 Avaliações bimestrais
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Descrição do Curso
EMENTA
 Equilíbrio em soluções saturadas
Reações reversíveis; velocidade de reação e fatores que a afetam
Lei da ação das massas e sua aplicação ao equilíbrio iônico
Constantes de equilíbrio: clássica e termodinâmica
Constantes de ionização de ácidos e bases fracas; cálculos
Ionização de ácidos polipróticos
Efeito do íon comum
Equilíbrio relativo a água e seus íons
Produto iônico da água: pH e pOH
Cálculo de equilíbrio utilizando métodos gráficos
 Equilíbrio químico
Produto de solubilidade
Relação entre Kps e solubilidade
Dissolução de precipitados, influência da complexação na solubilidade dos sais
Precipitação fracionada
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Descrição do Curso
EMENTA
 Hidrólise
Grau e constante de hidrólise
Hidrólise de cátions, ânions e simultânea
pH de sais que sofrem hidrólise
Soluções tampão
 Equilíbrios que envolvem complexos
Fundamentos
Tipos de ligantes; nº de coordenação
Constantes de formação; significado químico
 Teoria da oxidação-redução
Reações de oxidação-redução em solução aquosa.
Potencial normal de eletrodo; potencial de oxidação.
Células eletroquímicas: galvânicas e eletrolíticas.
Cálculos de f.e.m. de células galvânicas utilizando a equação de Nernst
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 Serão atribuídas aos educandos notas bimestrais,
decorrentes das avaliações realizadas ao longo do
semestre, e assim destruídas:
B1 – Trabalho Individual/Grupo (0,0 - 3,0) + Avaliação
Individual (0,0 - 7,0)
B2 – Avaliação Individual (0,0 - 10,0)
 Aproveitamento satisfatório será expresso pela média
final obtida pelo educando, conforme indicação
institucional.
AVALIAÇÃO
Descrição do Curso
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REAÇÕES REVERSÍVEIS
 EQUILÍBRIO MOECULAR
1N2(g) +3H2(g) 2NH3(g)
(1) DIRETA: 1N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
(2) INVERSA: 2NH3(g) 1N2(g) + 3H2(g)
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TEMPO
V1
V2
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V1 = V2No início da reação a 
velocidade direta é máxima 
No início da reação a velocidade 
inversa é nula 
V1 = V2
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[C
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[R]
[P]
t
AS CONCENTRAÇÕES DOS SEUS PARTICIPANTES PERMANECEM CONSTANTES
N2O4(g) 2NO2(g)
N2O4(g)
2NO2(g)
Neste instante a reação 
atingiu o equilíbrio químico 
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IMPORTANTE LEMBRAR QUE:
 EM RECIPIENTES FECHADOS, AS REAÇÕES QUÍMICAS SÃO,
GERALMENTE, REVERSÍVEIS;
 O EQUILÍBRIO QUÍMICO SÓ PODE SER ATINGIDO EM SISTEMA
FECHADO;
 EM UM EQULÍBRIO QUÍMICO, AS PROPRIEDADES MACROSCÓPICAS
DO SISTEMA COMO, POR EXEMPLO, CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES E
PRODUTOS, DENSIDADE, MASSA, COR, ETC., PERMANECEM
INALTERADAS;
 DEVIDO AO FATO DE O EQULÍBRIO QUÍMICO SER DINÂMICO, AS
PROPRIEDADES MICROSCÓPICAS DO SISTEMA, COMO COLISÕES
ENTRE AS PARTÍCULAS, FORMAÇÃO DO COMPLEXO ATIVADO E
TRANSFORMAÇÃO DE UMA SUBSTÂNCIA EM OUTRA, PERMANECEM EM
EVOLUÇÃO;
 PARA QUE O EQULÍBRIO QUÍMICO DE UMA REAÇÃO PERMANEÇA
ESTÁVEL, O SISTEMA DEVE ESTAR ISOLADO, OU SEJA, ISENTO DE
TROCAS DE MATÉRIA E/OU CALOR COM O MEIO.
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CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM FUNÇÃO DAS CONCENTRAÇÕES (Kc)
aA + bB cC + dD
p/ a REAÇÃO DIRETA: aA + bB cC + dD
p/ a REAÇÃO INVESA: cC + dD aA + bB 
V1 = K1.[A]
a.[B]b
V2 = K2.[C]
c.[D]d
então: K1.[A]
a.[B]b = K2.[C]
c.[D]dNo equilíbrio: V1=V2 
K2 [A]
a.[B]b
[C]c.[D]d
= =
[REAGENTES]
[PRODUTOS]Kc
K1
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(pC)
c.(pD)
d
(pA)
a.(pB)
b
=Kp
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM FUNÇÃO DAS PRESSÕES PARCIAIS 
DOS GASES (Kp):
RELAÇÃO ENTRE Kc E Kp
Kc = Kp(RT)
Δn
Onde: 
R = constante universal dos gases.
T = temperatura na escala Kelvin
Δn = variação do número de mols (np - nr)
Δn = 0  Kc = Kp
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SOBRE A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO Kc
 A CONSTANTE Kc NÃO TEM UNIDADE;
 QUANTO MAIOR A CONSTANTE Kc ,MAIOR É O RENDIMENTO DA REAÇÃO
E MAIOR A SUA TENDÊNCIA DE SER ESPONTÂNEA; SE MULTIPLICARMOS A REAÇÃO POR UM NÚMERO A CONSTANTE (x) Kc
FICA ELEVADA A ESTE NÚMERO (x);
 SE INVERTERMOS A REAÇÃO INVERTE-SE A CONSTANTE Kc;
CONDIÇÃO de EQUILÍBRIO
 SE SOMARMOS VARIAS REAÇÕES, A CONSTANTE Kc DA REAÇÃO
RESULTANTE É O PRODUTO DAS CONSTANTES DAS REAÇÕES SOMADAS;
 PARA EQUILÍBRIOS HETEROGÊNEOS, SÓLIDOS E LÍQUIDOS NÃO SÃO
INCLUÍDOS NA EXPRESSÃO DA CONSTANTE Kc;
 A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO Kc SÓ VARIA COM A TEMPERATURA.
Kc > 1 [PRODUTOS] > [REAGENTES]
Kc = 1 [PRODUTOS] = [REAGENTES]
Kc < 1 [PRODUTOS] < [REAGENTES]
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Kc >1  [PRODUTOS] > [REAGENTES]
[R]
[P]
[PRODUTOS]
[REAGENTES]
Neste instante a reação 
atingiu o equilíbrio químico 
t
TEMPO
=
[REAGENTES]
[PRODUTOS]Kc
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Kc =1  [PRODUTOS] = [REAGENTES]
[REAGENTES] = [PRODUTOS]
TEMPO
[R]
[P]
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Neste instante a reação 
atingiu o equilíbrio químico 
=
[REAGENTES]
[PRODUTOS]Kc
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Kc <1  [PRODUTOS] < [REAGENTES]
[REAGENTES]
[PRODUTOS]
TEMPO
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[P]
Neste instante a reação atingiu o equilíbrio químico 
t
=
[REAGENTES]
[PRODUTOS]Kc
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DESLOCAMENTO do EQUILÍBRIO
PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
QUANDO UM SISTEMA REACIONAL, EM EQULÍBRIO, SOFRE UMA
PERTURBAÇÃO EXTERNA, ELE REAGE À PERTURBAÇÃO DE TAL FORMA A
MINIMIZAR OS SEUS EFEITOS OU ATÉ MESMO ANULÁ-LOS.
 INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO
MAIOR [R] ou MENOR [P]  DESLOCA O EQUILÍBRIO 
PARA A DIREITA.
REAGENTES ( R) ( P) PRODUTOS
MENOR [R] ou MAIOR [P]  DESLOCA O EQUILÍBRIO 
PARA A ESQUERDA.
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DESLOCAMENTO do EQUILÍBRIO
 INFLUÊNCIA da PRESSÃO – Lei de ROBIN
REAGENTES ( R) ( P) PRODUTOS
CONDIÇÃO de EQUILÍBRIO
MAIOR PRESSÃO  DESLOCA O EQUILÍBRIO NO 
SENTIDO DE MENOR VOLUME
MENOR PRESSÃO  DESLOCA O EQUILÍBRIO NO
SENTIDO DE MAIOR VOLUME
1 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) H= -26,2Kcal
UM AUMENTO NA PRESSÃO DESLOCARÁ O EQULÍBRIO PARA A DIREITA (P=2V)
DIMINUIÇÃO NA PRESSÃO DESLOCARÁ O EQULÍBRIO PARA A ESQUERDA (R: 3+1= 4V)
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DESLOCAMENTO do EQUILÍBRIO
 INFLUÊNCIA da TEMPERATURA – LEI de VAN’T HOFF
REAGENTES ( R) ( P) PRODUTOS
CONDIÇÃO de EQUILÍBRIO
1 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) H= -26,2Kcal
AUMENTANDO A TEMPERATURA O EQULÍBRIO SERÁ DESLOCADO PARA A ESQUERDA (SENTIDO
ENDOTÉRMICO)
DIMINUINDO A TEMPERATURA O EQULÍBRIO SERÁ DESLOCADO PARA A DIREITA (SENTIDO
EXOTÉRMICO)
MAIOR TEMPERATURA  DESLOCA O EQUILÍBRIO 
NO SENTIDO ENDOTÉRMICO.
MENOR TEMPERATURA  ESLOCA O EQUILÍBRIO 
NO SENTIDO EXOTÉRMICO
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[PRODUTOS]
[REAGENTES]
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O CATALISADOR NÃO DESLOCA O EQUILÍBRIO, MAS FAZ COM 
QUE O EQUILÍBRIO QUÍMICO SEJA ATINGIDO MAIS RAPIDAMENTE
CONDIÇÃO de EQUILÍBRIO
Neste instante a reação 
atingiu o equilíbrio químico 
SEM catalisador 
Neste instante a reação 
atingiu o equilíbrio químico 
COM catalisador 
 INFLUÊNCIA do CATALISADOR