SLIDES JUNTOS QUIMICA GERAL

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1
Química Geral
Aula 1
Dr. Arion Zandoná Filho
Conteúdo da Ementa
� 1.Formas de energia e matéria
• Átomo/moléculas e íons
� 2.Ligações químicas
� 3.Cinética química
� 4.Equilíbrio químico
2
� 5. Termoquímica e Eletroquímica
� 6. Química Aplicada a 
engenharia e seus produtos. 
Química Ambiental
3
Referência
BROWN, THEODORE L., LEMAY, H. EUGENE, BURSTEN, BRUCE E. E 
BURDGE, JULIA R. Química, a Ciência Central. São Paulo: Pearson, 
2005. 4
Vídeo
� Nossa história no Universo 
em apenas 1 minuto
https://www.youtube.com/watc
h?v=q0WaMiAGnVQ
5
Aula 1
6
2
Formas de Energias e/ou
Matéria?
Conceitos Físicos
e Químicos
O que sabemos sobre a 
matéria?
� O Macrocosmos... e o 
Microcosmos são iguais? O que 
os diferencia? A gravidade? A 
massa?
Energias
� ...vem do grego onde εργος
(ergos), e significa "trabalho"
Sabemos que tudo o que existe
no universo é uma forma de 
energia. Ela está ao nosso
redor...
� Onde está a energia? Quais são
sua formas e fontes?
• MECÂNICA
• RADIANTE
10
11
E o nosso mundo?
A energia e a matéria são
finitas ou infinitas ?
� Modificações na matéria
geram alterações no 
comportamento da energia
• O engenheiro transforma a 
matéria... 
• …mas, para tanto, precisa
entendê-la...respeitar suas
propriedades
12
3
Fontes de energia
acessíveis ao homem
� 1- Solar
� 2- Elétrica
� 3- Hidroelétrica
� 4- Química
� 5- Eólica
� 6- Nuclear 13
Curiosidade: energias
renováveis ou alternativas
� "É uma energia sustentável
que deriva do meio ambiente
natural e não gera impacto
ambiental"
14
Curiosidade
� Algumas fontes de energia são
"renováveis" na medida em
que são mantidas ou
substituídas pela natureza
15
Energias Renováveis
� a) Solar (térmica e voltaica)
� b) Vento
� c) Águas (doce e salgada) 
� d) Biomassa (madeiras...)
� e) Geotérmica
� f) Hidrogênio 16
Quando tudo começou?
� 13 a 15 bilhões de anos atrás. 
No tempo humano…
Big Bang
Teoria Unificada
17
� Segundo os mais recentes
cálculos, a idade do universo é 
calculada entre 13 a 15 bilhões
de anos, quando houve a grande
explosão. Naquele momento
foram criados o tempo e o 
espaço
18
4
� Há a liberação de energia em
níveis incríveis, com cerca de 3 
bilhões de graus Celsius…
O Universo era todo Luz
� Radiação e partículas
fundamentais (os "quarks") 
colidiam e era tudo energia...
20
Os três primeiros minutos
(Steven Weinberg)
Núcleo do Sol = 16 .106Kelvin
1.000 (103)Kelvin = 727 Celsius
Os três primeiros minutos
∆T0-3= 727.000.000 Celsius
22
t = 0 �
t = 10-43 s � T = 1032 K
t = 10-2 s � T = 1011 K 
t = 10-1 s � T =3x1010 K
t = 1 s � T = 1010 K
t = 14 s � T = 3 X 109 K
t = 3 min � T = 109 K
23
A formação de átomos
Cadeia próton-próton
4 ¹H → 2 ²H + 2 e+ + 2 νe (4,0 MeV + 1,0 MeV)
2 ¹H + 2 ²H → 2 3He + 2 γ (5,5 MeV)
2 3He → 4He + 2 ¹H (12,9 MeV)
Nasceu a Matéria
� Nasce a dúvida no homem
sobre a nossa existência... 
• Afinal do que somos
feitos? Massa ou energia?
24
A.C.
5
Átomo e Elementos 
Químicos
� Ostwald (1902), em
Naturphilosophie, propôs o 
conceito de “energia”: 
� “Tudo o que sabemos acerca
do mundo externo pode ser
representado sob a (…)
25
� (…) forma de proposic ̧ões sobre
a energia existente, e o conceito
de energia revela-se como
sendo, sob todos os aspectos, o 
mais geral que a ciência
produziu até agora”
27
Ostwald (1902), em Naturphilosophie � Segundo Erwin Schrödinger (My 
vision of the World, 1996, p. 
134):
• (...) a teoria quântica remonta, 
há 24 séculos, a Leucipo e 
Demócrito. Eles inventaram a 
primeira descontinuidade –
átomos isolados implantados
no espaço vazio
Vídeo
� Do átomo grego ao átomo de 
Bohr - Evolução dos Conceitos
da Física
https://youtu.be/esreyoKP1sc
� A nossa noção de partícula
elementar descende
historicamente da noção que 
eles tinham do átomo, e 
conceitualmente deriva da sua
noção do átomo
Erwin Schrödinger
6
Conceitos sobre átomos
� Átomos são partículas que 
compõem a matéria. 
� São formados por partículas
subatômicas. 
31
Nº de Massa
A = P + N
A
Z
Nº Atômico
Z = P
ATOMICIDADE
CARGA
Nº de Átomos
+ Cátion
- Ânion
ÁTOMO CARGA = ZERO
E
ÍON
P = e
Conceitos sobre 
elementos Químicos
� São aquelas substâncias que 
possuem o mesmo e número
de prótons
Fe
ferro
55,847
2
8
14
2
26
Número 
atômico
Distribuição
eletrônica
Símbolo
Nome
Massa 
atômica
7
37
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
Vídeo
� Tudo se transforma, estrutura
atômica, enxergando o 
invisível
https://www.youtube.com/watc
h?v=qId2dtsFWGU
Quais são as verdadeiras
partículas elementares
� (Quarks, Léptons, neutros e 
outros)
O tamanho do átomo
e a Teoria Quântica
Átomo – 10-10 m
Núcleo - 10-14 m
Próton - 10-15 m
Elétron - 10-18 m
Quark - 10-18 m
Vídeo
� A Estrutura da Matéria
https://www.youtube.com/watc
h?v=HmUxFLa0m0Q
A Teoria Quântica
� Atualmente, suspeita-se que os
quarks e os elétrons são
fundamentais
Rutherford
8
Experimentos
Experimentos Raios Catódicos
Dualidade da Matéria
� A base conceitual da mecânica
quântica é a propriedade
ondulatória que as partículas
possuem
(De Broglie,1923)
9
Partícula onda
Fenômeno
Pode ser
explicado na
forma de Onda
Pode ser 
explicado na 
forma de 
Partículas
Reflexão SIM SIM
Refração SIM SIM
Interferência SIM NÃO
Partícula onda
Fenômeno
Pode ser explicado 
na forma de Onda
Pode ser explicado 
na forma de 
Partículas
Difração SIM NÃO
Polarização SIM NÃO
Efeito Fotoelétrico NÃO SIM
O espectro de um átomo Efeito Fotoelétrico
� Quando fótons atingem um 
metal não ocorre emissão de 
elétrons, a menos que a 
radiac ̧ão incidente tenha
frequência superior a um 
determinado valor (…)
� (…) característico das ligações
no metal. A energia cinética dos 
elétrons ejetados varia
linearmente com a frequência da 
radiac ̧ão incidente
Efeito Fotoelétrico
10
Vídeo
� Evolução dos modelos 
atómicos 
https://youtu.be/CR7dLfsOYLM
� Resolver exercícios da pg. 60 
(2.1 A 2.10)
1
Prof. Dr. Arion Zandoná Filho
Química Geral
Aula 2
� Capítulo 8
• Conceitos básicos de ligação
química
� Capítulo 9
• Geometria molecular e teorias
de ligação
Aula 2
� Ligações químicas
� Reações químicas
Eletrosfera — Ponto de 
Partida
� Os elétrons estão distribuídos na 
eletrosfera em níveis e subníveis
energéticos (camadas e 
subcamadas eletrônicas)
Teoria Básica
� Forças de atração entre 
partículas (campo de força)
� Eletromagnética: atração e 
repulsão conforme a polarização 
da partícula
2
� Iônicas
� Covalentes
� Metálicas
Forças Interatômicas
� Pontes de hidrogênio
� Van der Walls
� Dipolos
Forças Intermoleculares
Pode-se usar as propriedades 
periódicas dos elementos
� Lembrando que os elementos 
são classificados de acordo com 
suas propriedades e afinidades 
como metais, semimetais, não 
metais e gases nobres
� Relações de 
afinidade e 
polaridade
Cátions 
(eletropositivos) 
doadores de 
carga
Ânions 
(negativos) 
receptores de 
carga Afinidades
pela 
distribuição
Distribuição Eletrônica
3
� Teoria do Octeto
� Fortemente atraídos
� Cargas opostas se anulam. 
Arranjo estrutural
Busca da Estabilidade
� Elétron da camada de valência se 
desloca em direção ao núcleo do 
ânion
� Equilíbrio estabelecido, cargas se 
anulam
Cátion Ânion
� A atração entre moléculas é 
uma força intermolecular 
� Forças intermoleculares são muito 
mais fracas do que as forçasintramoleculares (por exemplo, 16 
kJ mol-1 versus 431 kJ mol-1 para o 
HCl)
Energias das forças interiônicas e 
intermoleculares
Energias das forças interiônicas e 
intermoleculares
Tipo de interação
Energia típica
kJ/mol Espécies
Íon–íon 250 Ìons
Íon–dipolo 15
Íons e moléculas
polares
Pontes de H 20 H ligado com FON
Dipolo–dipolo 2 Moléculas polares
Dipolo-dipolo induzido 2 Pelo menos uma
molécula polar
London (dispersão)
induzido-induzido 2
Todos os tipos de 
moléculas
+12X Energia de 
separação de íons
Energia de 
separação de 
átomos
Repulsão
Energia total
Atração (Coulomb)
e
n
e
rg
ia
4
Intercadeia
Interplanar Entre planos
de 
Entre planos
de ligação
Entre cadeias no mesmo 
plano de ligação
� Quando uma substância funde ou
entra em ebulição, forças
intermoleculares são quebradas
(não as ligações
interatômicas)
Segundo a Teoria das Orbitais
Moleculares, a sobreposição de dois
orbitais atómicos leva à formação de dois
orbitais moleculares: 
� um orbital molecular ligante (σ ou π), 
de menor energia
� um orbital molecular antiligante (σ* 
ou π*), de maior energia
Teoria das Orbitais 
Moleculares (TOM) 
TOM — Subnível s
TOM
5
24
TOM — Subnível p
Ligações Interatômicas
N
C
Cl
H
O
Pt
Covalante
Iônica
Metálica
Tipos de ligações intramoleculares ou
interatômicas
� É a ligação entre metais e metais
� Formam as chamadas ligas 
metálicas
Ligação Metálica
� No estado sólido, os metais se 
agrupam de forma 
geometricamente ordenada,
formando as células, ou grades,
ou retículo cristalino
� Uma amostra de metal é 
constituída por um grande 
número de células unitárias 
formadas por cátions desse 
metal
6
� Acontecem entre metais e 
ametais, ou metais e hidrogênio
Ligações Iônicas
� Atração eletrostática entre íons
� Normalmente entre metais e 
não metais
� Entre cátions e ânions
� As substâncias iônicas são
formadas por meio da 
transferência de elétrons de um 
átomo pouco eletronegativo para 
outro muito eletronegativo
1A - 1e 7A -7e
� O par eletrônico compartilhado é 
formado por um elétron de cada
átomo ligante
Ligações Covalente Simples 
ou Normal e Dativa
� O compartilhamento do par ocorre
respeitando a Teoria do Octeto, os
átomos possuem pequena ou
nenhuma diferença de 
eletronegatividade.
7
� Dativa: o átomo já estável
compartilha um par de elétrons
com outro que ainda não está
estável
� Resultante
Cargas
Ligações Intermoleculares
� São as principais responsáveis 
pelas propriedades físicas das 
substâncias covalentes, pelos 
estados físicos da matéria
� E também pela maior ou menor 
solubilidade de um soluto num 
dado solvente
26
Este tipo de ligação pode ocorrer
entre moléculas (forças de van 
der Waals) ou entre íons e 
moléculas polares (forças
íon-dipolo) 
8
Esta força é produzida pela correlação dos 
movimentos dos elétrons de um átomo com 
os movimentos dos elétrons de outro 
átomo, tendendo a se aproximar para 
atingir a distância de energia mínima
Força de van der Walls
Fonte: 
<http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Johannes_Dideri
k_van_der_Waals.jpg>.
� Quanto maior o número de 
elétrons de que a molécula 
dispõe, mais polarizável será e 
maior será a atração
a) Dipolo-dipolo (ou dipolo 
permanente-dipolo 
permanente)
a) Dipolo-dipolo (ou dipolo 
permanente-dipolo 
permanente)
55
� Em algumas moléculas o centro
das cargas positivas não coincide 
com o centro das cargas
negativas, mesmo na ausência
de campos elétricos externos
� Estas moléculas são chamadas 
polares, e possuem momento 
de dipolo permanente
Moléculas Polares
Dipolo-Dipolo Permanente
9
b) Dipolo-dipolo induzido (ou
dipolo induzido-dipolo induzido
b) Dipolo-dipolo induzido (ou
dipolo induzido-dipolo induzido
Molécula apolar
Dipolo induzido Dipolo
permanente
Dipolo induzido c) Forças de dispersão ou forças 
de London
c) Forças de dispersão ou forças 
de London
Dipolo-dipolo Indução de Momentos 
Dipolares Adjacentes
Pontes de Hidrogênio ou 
Ligação de Hidrogênio
BF3
Polaridade
10
� A água é um excelente solvente
polar para compostos orgânicos
polares de baixo peso 
molecular, como o metanol, 
etanol, ácido fórmico, ácido
acético, entre outros 
Polaridade e Solubilidade � Possuindo um dipolo bastante
acentuado, atrai por
eletrostática o dipolo da outra
molécula, de forma a 
potencializar a solubilização
� Porém essas moléculas
orgânicas possuem uma parte 
polar, solúvel em água e uma
parte apolar, insolúvel em água
µ= δ . d
Se µtotal = 0 → molécula apolar
� Exemplo:
Polaridade
� Acompanhe pelo nosso livro
páginas 261–266
� Faça a sua simulação. 
Disponível em: 
<http://www.dlt.ncssm.edu/tige
r/chem3.htm>.
� A concentração de cargas (em 
moléculas polares) ocorre quando 
os elementos ligantes possuem 
uma diferença de 
eletronegatividade
� Essa diferença significa que um 
dos átomos (o de maior 
eletronegatividade) atrai os 
elétrons da nuvem com maior 
força, o que faz concentrar neste a 
maior parte das cargas negativas
11
� A concentração de cargas
(em moléculas polares) 
ocorre quando os
elementos ligantes
possuem uma diferença
de eletronegatividade
� Ligação de dois átomos
iguais resulta em
moléculas apolares
� Ex: O2, N2, Cl2. Mas não é 
necessário serem dois
átomos iguais para haver
apolaridade, como por
exemplo dos compostos
alcanos
�Toda ligação de dois átomos
diferentes resulta em polarização, já
que os átomos possuirão
eletronegatividades diferentes
Exemplo: HCl, CaO, NaCl
� 8.1 a 8.13;
� 8.25 a 8.35;
� 8.98
Façam os Exercícios do 
Capítulo 8
1
Química Geral
Aula 3
Dr. Arion Zandoná Filho
14. Capítulo - Cinética
Química
Cinética Química
Perguntas que você deverá 
responder ao final deste módulo
� O que é Cinética Química?
� Para que serve a Cinética
Química?
� Qual a sua importância para os
processos químicos e físicos?
� Por que o controle das 
velocidades das reações é 
importante na sociedade 
moderna?
� Quais as aplicações no dia a dia 
e na engenharia?
Condições para que ocorra 
uma reação
� Os reagentes devem estar em
contato
� Afinidade química
2
Reatividade e Reações 
Químicas
Introdução
� Toda reação química necessita
de um certo tempo para se 
completar. Exemplo:
1H2SO4 + 1 NaOH→ 1 Na2SO4 + 1 H2O
� Formação da H2O (pode ficar
anos sem ocorrer, mas uma
faísca desencadeará uma reação
explosiva)
1 H2 + ½ O2 → 1 H2O
� Transformação de gases tóxicos
em não-tóxicos
� Em condições normais é lenta, 
mas em condições adequadas
pode diminuir a poluição emitida
pelos automóveis
2 CO + 2 NO →2 CO2 + N2
Cinética química
• Cinética vem do grego
kinetiké e significa
“movimento”
� Esse ramo da ciência se 
preocupa em estudar a rapidez
das reações químicas e os
fatores que a influenciam
Figura 14.1- pg 484
3
� É o estudo da velocidade das 
reações e os fatores que nela
influenciam
Reagente(s)
A
Produto(s)
B
t=0
máximo de reagentes 
zero de produto
t=♌
máximo de produtos
zero de reagentes
A B
reagente produto
A B
tempo tempo
Reação termina quando acaba pelo
menos um dos reagentes
t/s
reagente
produto
[ ]
� Bromo passa da condição
molecular para a iônica mudando
de cor
Como Acontece?
Teoria das Colisões
4
Como ocorre uma reação química
1ª Teoria das Colisões
Reação Contato Colisão
Efetiva
Não Efetiva
� Colisões Moleculares
� Colisões Atômicas
� Para ocorrer uma reação química
é necessário haver colisões
corretas entre os reagentesColisão entre as moléculas
• Gases e Líquidos
Efetiva
Colisão efetiva
� Velocidade
� Orientação
� Energia de choque
+ +
Reagentes
Energia E1 
Complexo ativado
Energia E2 
Produtos
Energia E3 
� Probabilidades de Colisões
5
Sugestão de Vídeo
Equilíbrio Químico 
� https://www.youtube.com/wat
ch?v=fX9d4XbAMRU
H2 O (g) + C O (g) H2 (g) + C O2 (g) 
Do minuto 5:58 ao 8:54 min. 
∆
Conceitos
Complementares
Complexo Ativado
� Complexo ativado é o estado
intermediário formado entre 
reagente e produtos, em cujas
estruturas existem ligações
enfraquecidas (reagentes) e 
formação de novas ligações
(produtos)
Energia de Ativação
� Energia de Ativação é a 
quantidade mínima de energia
necessária para que a colisão
entre as partículas dos 
reagentes, feita numa
orientação favorável, ou seja, 
efetiva
Energia de Ativação
� Além de colisões com 
orientação espacial adequada, 
as moléculas devem
apresentar uma energia
cinética mínima que propicie
uma ruptura das ligações (…)
� (...) entre os reagentes e 
formação de novas ligações nos
produtos. Quanto maior a 
energia de ativação, mais lenta é 
a reação
6
E1= energia dos reagentes (r)
E2= energia do complexo ativado (CA)
E3= energia dos produtos (p)
b=energia de ativação da reação direta
c=variação de entalpia ( DH= Hp – Hr)
Ea
Energia de Ativação
Velocidade de Reação
� Moderada: oxidação de alimentos
� Lenta: formação do petróleo
Lenta Rápida
Moderada
6 NaN3(l) + Fe2O3(s) faísca 3Na2O(s) + 2 Fe(s) + 9 N2(g)
Conceito de velocidade de 
reação
� A velocidade da reação é a 
razão da variação na 
concentração em relação ao 
tempo
Variação na Concentração
Tempo Decorrido
Velocidade =
∆ [substância]
∆t
Velocidade =
Fatores que influenciam na Vr
� Área de contato entre os
reagentes
� Concentração dos reagentes
� Temperatura e energia de 
ativação
� Ação de catalisadores
7
� Área de Contato Área de contato entre os 
reagentes
� Esse fator tem sentido quando
um dos reagentes for sólido
(batata, estômago)
Fe(prego) + H2SO4(aq) → FeSO4 (aq) + H2(g) V1
Fe(limalha) + H2SO4(aq) → FeSO4(aq) + H2(g) V2
� Na segunda reação a área de 
contato é maior. Portanto: 
V2 › V1
Fatores que influenciam
na Vr
� Concentração dos reagentes
• Quanto maior a concentração
dos reagentes, maior será a 
velocidade da reação
8
Exemplo
� O carvão na churrasqueira
quando abanado fica
incandescente porque estamos
aumentando a [ ] de gás
oxigênio
� (O2 , que é reagente na
combustão), portanto aumenta
a velocidade da reação
� O O2 é o responsável pela 
deterioração do suco de laranja
� Dentro da laranja a [ ] de O2 é 
muito baixa, e o suco dura 
alguns dias. Fora, ao aumentar a 
[ ] de O2, o suco estraga muito
rápido
● Regra de Van’t Hoff: um aumento em 10ºC
provoca uma duplicação na velocidade da reação
Temperatura Energia Cinética
Colisão Velocidade
Temperatura
Exemplo
� Os alimentos gelados estragam
com menor facilidade, pois a 
velocidade da reação diminui
� Os incêndios se alastram
rápido porque a energia
liberada pela combustão (…)
� (…) (exotérmica) ajuda as 
moléculas que ainda não reagiram
a vencer as barreiras energéticas
que separa reagentes e produtos
9
Velocidade Média e 
Velocidade instantânea
� A velocidade instantânea se 
refere à velocidade em um 
único momento e é dada pelo
grau de inclinação de uma
linha tangente à curva
definida pela variação na
concentração versus tempo
� Para a velocidade media, duas
concentrações são medidas em
tempos separados por uma
diferença finita, e o grau de 
inclinação da linha entre elas
fornece a velocidade
A lei de velocidade
� Para uma reação entre as 
substâncias X e Y , a 
velocidade de reação pode, 
normalmente, ser descrita por
uma equação da forma:
Velocidade = k[X]m[Y]n
� Onde K é uma constante chamada
constante de velocidade; [X] e 
[Y] representam as concentrações
de reagente; e m e n são, 
geralmente, números inteiros ou
meio inteiros
� A concentração é medida em
quantidade de matéria ou
mol L ־¹, e o tempo em
segundos
� Unidade de velocidade
normalmente é: L־¹s־¹
Velocidade Média
� Velocidade média de reação é 
o quociente da variação da 
concentração molar 
(molaridade) de uma das 
substâncias, dividida pela 
variação do tempo
10
tempo
A moléculas
B moléculas
N
ú
m
e
ro
 d
e
 m
ol
é
cu
la
s
t(s)
0 10 20 30 40 50 60
10
20
30
40
Concentração de 
NH3 (mol.L-1)
8,0 4,0 2,0 1,0
Tempo (h) 00 1,0 2,0 3,0
2 NH3 → N2 + 3H2
Estequiometria e 
velocidade
� A reação da destruição de ozônio
é expressa em: 
2 O3 → 3 O2
� Pode ser dada pela velocidade
∆ [O3]
∆t
Velocidade =
� Para o aumento de concentração
a velocidade será positiva
� Para a diminuição de 
concentração a velocidade será
negativa
Ordem de uma reação
11
� A ordem de uma reação química
é igual ao valor dos expoentes
ao qual os reagentes são
elevados e expressos na
equação de velocidade
• A reação é de zero ordem
quando a velocidade da reação
química é independente da 
concentração do reagente
61
Reações de ordem zero e 
de primeira ordem
� São aquelas em que a 
velocidade da reação química é 
proporcional à concentração de 
um reagente
� A de ordem zero é constante e 
independente das concentrações
dos reagents
v= k[A]0
Como calcular esse
fenômeno?
12
xA + yB... zC + wD ...
Variação da concentração de A
∆t
Vm =
� A lei de velocidades é dada por 
v = k • [A]a • [B]b em que:
a e b - são determinados experimentalmente
v - velocidade da reação a dada temperatura
k - constante, cujo valor depende apenas da temperatura
[A] - concentração molar do reagente A
[B] - concentração molar do reagente B
Velocidade Variável
� Cloreto de butília em água
13
Exercício
� O óxido nítrico é um poluente
atmosférico que pode ser
reduzido na presença de 
hidrogênio, conforme a 
seguinte equação:
2 NO(g) + 2 H2(g) →N2(g) + 2 H2O(g)
� A velocidade inicial de formação
de N2 foi medida para várias
concentrações iniciais diferentes
de NO e H2, e os resultados são os
seguintes:
Experimento 
n°
[NO]
(mol/L)
[H2]
(mol/L)
Velocidade inicial 
(molL-1s-1)
1 0,20 0,10 4,92 x 10-3
2 0,10 0,10 1,23 x 10-3
3 0,10 0,20 2,46 x 10-3
4 0,05 0,40 1,23 x 10-3
� Fazendo uso desses dados, 
determine:
• a) a equação de velocidade
para a reação
• b) o valor da constante de 
velocidade da reação
• c) a velocidade inicial da 
reação quando [NO]= 0,5 
mol/L e [H2]= 1,0 mol/L
2 NO(g) + 2 H2(g) →N2(g) + 2 H2O(g)
a)
v = k • [A]a • [B]b
v = k[NO]2 [H2]
b)
v = k[NO]2 [H2]
1,23 x 10-3 = k(0,10)2 (0,10)1
k = 1,23
c)
[NO] = 0,5 M ; [H2] = 1,0 M
vi = k[NO]2 [H2] 
vi = 1,23[0,5]2 [1,0] 
vi = 0,3 mol.L-1 .s-1
14
Pratique
pg.489
Reações Químicas
Exotérmicas
Reações Químicas
Endotérmicas Pressão
� Pressão a proximidade
número de velocidade das 
moléculas colisões da reação
Como acelerar ou retardar
esse processo ?
Catálise 
� A catalise é um processo no 
qual uma velocidade de reação
é influenciada pela presença de 
substâncias que não são nem
reagentes, nem produtos na
equação total 
15
Reação sem catalisador
C.A.= Complexo ativado
Ea = Energia de ativação
HR. = Entalpia dos reagentes
HP. = Entalpia dos produtos
∆H = Variação de entalpia
Reação com catalisador
C.A.= Complexo ativado
Ea = Energia de ativação
HR. = Entalpia dos reagentes
HP. = Entalpia dos produtos
∆H = Variação de entalpia
catalisador
Reação com e sem
catalisador
Catálise 
� Quando um catalisador é 
introduzido,a quantidade de 
energia necessária diminui, e 
uma maior fração das 
moléculas tem velocidades que 
são altas o suficiente para 
fornecer a energia necessária
16
Perspectiva Molecular da 
Catálise 
� Os catalisadores aumentam a 
velocidade de reação, 
fornecendo um novo caminho
de reação, que diminui a 
energia de ativação
Catalisadores homogêneos e 
heterogêneos
� Os catalisadores podem ser
dividido em duas grandes
categorias:
� catalisadores homogêneos, 
que estão na mesma fase das 
substâncias reagentes
• catalisadores heterogêneos, 
que estão em uma fase
diferente das espécies
reagentes
� Ambos os tipos de catálise são
importantes nos processos
atmosféricos!
17
� Um catalisador deve ter as 
seguintes características:
• a) longevidade suficiente ou
durabilidade para perdurar em
muitos ciclos de reação
• b) deve ter um alto número de 
rotação, gerando grande
quantidade de produtos em
menos tempo, e seletividade o 
que minimiza a formação de 
derivados indesejáveis
Catalisador
SO2(g) + ½ O2(g) →SO3(g) Ea= + 240 KJ.mol-1 
sem catalisador
Utilizando o NO2(g) como
catalisador a Ea se reduz para 
110 KJ.mol-1, tornado a reação
extremamente mais rápida
� Mecanismo da reação
SO2 + NO2 →SO3 + NO (E1 consumo do catalisador)
NO + ½ O2 → NO2 (E2 regeneração do catalisador)
SO2 + ½ O2 →SO3
Equação global Ea = +110 KJ.mol-1 
Características dos 
catalisadores
� Somente aumentam a 
velocidades
� Não são consumidos
18
� Não iniciam reação, mas 
interferem nas que já ocorreram
sem sua presença
� Podem ser usados em pequenas
quantidades
� Seus efeitos podem ser
diminuídos pela presença de 
“venenos de catálise”
Inibidor e Veneno
� Inibidor: é uma substância que 
retarda a velocidade da reação
� Veneno: é uma substância que 
anula o efeito de um 
catalisador
1
Química Geral
Prof. Dr. Arion Zandoná Filho
Aula 4 4a Aula
Equilíbrio Químico
� A velocidade de uma reação
muda com o tempo, 
invariavelmente diminuindo na 
medida em que a reação
progride
1 N2O4(g) = 2 NO2(g)
� N2O4(g) — incolor (puro 
congelado) 
� NO2(g) — marrom acima de 
21,2º C
Marrom
2
� A natureza das reações é o 
primeiro tema a ser abordado 
� Incluindo o equilíbrio que 
basicamente dita a eficiência de 
uma reação
Figura 15.2 — 532
Tempo
Tempo
C
o
n
ce
n
tr
a
çã
o
C
o
n
ce
n
tr
a
çã
o
Reações diretas e inversas Conceito de Reações e 
Fases no Equilíbrio
� Em fase gasosa
� Com sólidos
� Soluções aquosas
3
Constantes de Equilíbrio
� Expressão de equilíbrio
• aA (x)+ bB(y)= cC(z)+dD(w)
� NH₃ (g)+ CH₄(g) = HCN(g) +3H₂ (g)
� =	
��	 �
3	
	�� [���]
Equilíbrio em Fase Gasosa
PV = nRT
ou
� É preciso relacionar a 
concentração em quantidade de 
matéria de um gás a sua pressão 
parcial
� =
���
�
Concentração no Equilíbrio
� Medida por meio de 
experimentos em laboratórios
� Por cálculos
1. Escreva a equação química 
balanceada
2. Escreva as expressões de 
equilíbrio correspondentes
3. Crie uma tabela de 
concentração
4
I. Na primeira linha: 
concentrações iniciais
II. Na segunda: variações nestas 
concentrações 
III.Na terceira: concentrações 
finais do equilíbrio
Dados:
[H2]inicial = [I2]inicial = 0,050 mol/L
H₂ (g) + I2 (g) ↔ 2HI(g)
H2 I2 HI
Concentração inicial 0,050 mol/L 0,050mol/L 0 mol/L
Variação de 
concentração
-x -x +2x
Concentração final
H2 I2 HI
Concentração inicial 0,050 mol/L 0,050mol/L 0 mol/L
Variação de 
concentração
Concentração final
H2 I2 HI
Concentração inicial 0,050 mol/L 0,050mol/L 0 mol/L
Variação de concentração -x -x +2x
Concentração final 0,050 - x 0,050-x 2x
Cálculo
Análise
H2 I2 HI
Concentração inicial 0,050 mol/L 0,050mol/L 0 mol/L
Variação de concentração 0,040 0,040 0,020
Concentração final 0,010 0,010 0,080
5
Princípio de Le Châtelier
� Quando um sistema em
equilíbrio é submetido à tensão, 
ele responde restabelecendo o 
equilíbrio, para reduzir a tensão
aplicada
� Na química, essas tensões são 
variações nas concentrações, na 
pressão e na temperatura
Variação na
concentração
Variação resultante
em Q
Resposta do sistema
(produto) aumentada Q>K Mais reagentes formados
(produto) diminuída Q<K Mais produtos formados
(reagentes) aumentada Q<K Mais produtos formados
(reagente) diminuída Q>K Mais reagentes formados
Variação na Concentração 
de Regente ou Produto
1 N2O4(g) = 2 NO2(g)
� O gráfico ilustra a resposta de 
um equilíbrio a um aumento de 
concentração de reagente
• Inicialmente apenas o NO₂
estabelece o equilíbrio
6
� No tempo médio é adicionado 
grande quantidade de NO₂, 
perturbando o equilíbrio
� O sistema responde gerando
mais N₂O₄ e estabelece um novo 
equilíbrio
Temperatura constante = 25oC
V = 2 L
P = 4,6 atm
V = 10 L
P = 1,0 atm
Variação na Pressão Quando 
Estão Presentes Gases
� Dois mols de NO₂ gasoso
combinam-se para formar um 
mol de N₂O₄ gasoso. Logo, se a 
pressão é aplicada, o sistema
responde produzindo mais
produtos
� A variação da pressão é 
decorrente de uma variação de 
volume
Variação na Temperatura
Tipo de 
reação
Tipo de variação de 
temperatura
Resposta do 
sistema
Exotérmica T aumenta
Mais reagentes 
formados
Exotérmica T diminui
Mais produtos
formados
Endotérmica T aumenta
Mais produtos
formados
Endotérmica T diminui
Mais reagentes
formados
Variação na
Temperatura — Importante
� Reação exotérmica o calor é 
produto na reação:
• reagentes � produtos + calor
� Reação endotérmica: o calor é 
absorvido do meio reacional:
• reagentes + calor � produtos
7
� Para engenheiros que auxiliam 
ou projetam processos 
industriais, a solubilidade é um 
fator preponderante tanto no 
isolamento dos produtos 
desejados, quanto no 
tratamento de fluxos de rejeitos
Equilíbrio de Solubilidade
� Como normalmente os
processos industriais são
realizados a altas temperaturas, 
as características de solubilidade
devem ser visualizadas no 
contexto do equilíbrio das 
relações naquelas temperaturas
Constante do 
Produto de Solubilidade
� A solubilidade de reagentes e 
produtos é a capacidade de um 
soluto dissolver em um solvente 
� Por exemplo, o brometo de prata 
é insolúvel, mas na verdade 
seremos mais exatos se nos 
referirmos a ele como 
ligeiramente solúvel
8
� Fornecendo tempo e um solvente
sem condições de equilíbrio, até
mesmo um sal mais insolúvel se 
dissolveria
Constante do Produto de 
Solubilidade Kps
Definindo Constante do 
Produto de Solubilidade
� Se o brometo de prata for 
colocado em água e o sistema 
for deixado assentar sem ser 
perturbado, será estabelecido 
um equilíbrio dinâmico entre o 
sal e os seus íons constituintes; 
essa substância ficará 
heterogênea
� Logo, expressões da constante 
de equilíbrio não vão conter a 
concentração do sal sólido, 
apenas o produto das 
concentrações dos íons 
aparecerá. A forma empregada 
para as expressões de 
constantes de solubilidade é 
Kpps
� A solubilidade molar é a 
concentração de um sólido 
dissolvido presente em uma 
solução saturada
A Relação Entre Kpps e a 
Solubilidade Molar � E é facilmente determinada a 
partir do Kpps
Kpps = [Ag⁺][Br‾]= 5,3x10 -¹³
9
� Como na Lei de Le Châtelier, os 
íons que fazem parte de um 
equilíbrio, introduzidos numa 
fonte externa, são chamados de 
íons comuns, pois são comuns à 
solução e ao sólido
Efeito do Íon Comum
� Se adicionarmos um íon comum 
a uma solução já em equilíbrio, o 
deslocamento da resultante seria 
no sentido queconsome o íon 
adicionado, formando mais 
sólido
� Pois se adicionarmos um sólido 
ligeiramente solúvel a uma 
solução cujo íon comum já está 
presente, os íons presentes 
anularão a solubilidade do sólido
Ácidos e Bases
� Reações ácido-base são 
reversíveis
� Em equilíbrio, ambas as reações 
continuam com a mesma 
velocidade, e a quantidade de 
cada espécie permanece 
constante no decorrer do tempo 
� Ácidos ou bases fortes se 
dissociam completamente em 
uma solução
� Ácidos ou bases fracos se 
dissociam parcialmente em uma 
solução
10
Arrhenius (1887)
� O conceito desenvolvido por
Arrhenius em 1887 definiu ácidos
e bases para explicar a 
condutividade elétrica de certas
soluções desta forma:
• ácido é toda substância que 
em solução aquosa se dissocia, 
fornecendo íons H+, como 
único tipo de cátion
• base é toda substância que, 
dissolvida em água, se 
dissocia, fornecendo íons 
hidróxido OH- como único tipo 
de ânion
Brönsted & Lowry (1923)
� Teoria mais ampla, válida para 
todos os meios (meio alcoólico, 
meio aquoso etc.)
• ácido: é toda a substância 
química capaz de doar um 
próton (íon H+) a outra 
substância
• base: é definida como uma 
substância capaz de aceitar um 
próton (íon H+) de um ácido
� Um ácido fraco e a água reagem
para produzir um sistema
ácido-base conjugado no qual o 
ácido e a base à direita são mais
fortes do que seus ácido e base 
à esquerda
ácido forte + base forte � base fraca + ácido fraco
� Significa que o equilíbrio
favorece o lado esquerdo, e 
apenas uma pequena
porcentagem das moléculas de 
ácido se ionizará
11
O Papel da Água na
Teoria de Bronsted-Lowry
HCN(aq) + H2O(l) H3O+ (aq) + CN-
(aq)
� Aqui a molécula de HCN doa um 
próton, logo é claramente um 
ácido. No entanto, a molécula 
de água recebe esse próton
� Água seria uma base
NH3 (g)+ H2O(l) -> NH3+ (aq) + OH- (aq)
� Água também pode agir como 
um ácido 
� A molécula de água (um ácido) 
doa um próton para a molécula 
de amônia (uma base), que 
recebe o próton
� A água pode agir tanto como
ácido quanto como base, 
dependendo da identidade do 
outro reagente
Espécie Anfótera
ou Anfiprótica
� É aquela que pode atuar como 
ácido ou como base dependendo 
do meio em que ocorre o 
fenômeno
� Kc não varia com a concentração
nem com a pressão, mas varia
com a temperatura
�� + �� = �� + �� �� =
[�]�+[�] 
[�]!+[�]"
12
� Quanto maior o Kc, maiores são 
as concentrações dos produtos 
em relação às dos reagentes, no 
equilíbrio
� Quanto menor o Kc, menores 
são as concentrações dos 
produtos em relação às dos 
reagentes, no equilíbrio 
Energia Livre e 
Equilíbrio Químico
� O equilíbrio é o efeito eventual 
de qualquer sistema fechado, 
ele deve de alguma forma estar 
também conectado à energia 
livre
� A relação entre a energia livre e 
equilíbrio é tal equilíbrio é um 
estado de energia livre mínima
� Todos os sistemas caminham no 
sentido do equilíbrio, pois
diminuem suas energias livres
� Quando eles atingem o 
equilíbrio, a energia livre não
varia mais
1
Química Geral
Aula 5
Dr. Arion Zandoná Filho
5a Aula
Por que estudar? 
Qual a sua aplicação?
Eletroquímica
� Entender... 
• fenômenos de corrosão
• Reações de Redox
• Baterias e pilhas
• Produção de insumos
industriais de alta pureza
• tratamento de efluentes
industriais
História
2
Primeiro – O conceito
Eletricidade
� O conceito vindo da Grécia
antiga
� Segundo Tales de 
Mileto, ao se esfregar
âmbar com pele de 
carneiro, observou-se 
que pedaços de palha
eram atraídos pelo
âmbar
� Nasce o conceito ... carga... 
eléktron (ἤλεκτρον), o que 
significa âmbar em grego
� Em relação ao seu
desenvolvimento no oriente, 
especula-se que objetos
encontrados no Iraque, datados
de 250 a.C., seriam usados
como uma forma de bateria
Segundo Conceito – A 
Corrente Elétrica
� A corrente elétrica é o movimento
ordenado de cargas elétricas, 
através de um condutor elétrico
e
� A corrente elétrica é o movimento
ordenado de cargas elétricas, 
através de um condutor elétrico
3
� Ela pode ser definida como
corrente elétrica real (sentido do 
movimento dos elétrons) e 
corrente elétrica convencional
(consiste no movimento de 
cargas positivas)
� Para isso acontecer, duas coisas 
são fundamentais: 
• uma diferença de potencial, 
capaz de atrair os elétrons e
• um meio de propagação que 
permita sua passagem
Corrente Elétrica
� Dentro dos condutores há muitos
elétrons livres descrevendo um 
movimento caótico, sem direção
determinada
� Ao aplicar-se uma diferença
de potencial entre dois
pontos de um metal, (…)
(…) estabelece-se um campo 
elétrico interno e os elétrons
passam a se movimentar numa
certa ordem, constituindo assim
a corrente elétrica
4
Há Dois Tipos de Corrente
Elétrica
� Corrente contínua: é aquela cujo
sentido se mantém constante
Ex.: corrente de uma bateria de 
carro, pilha etc.
�Corrente alternada: É aquela
cujo sentido varia
alternadamente
Ex.: corrente usada nas
residências
NOX
Reação de Oxirredução ou
Redox
� Ocorre transferência eletrônica
entre espécies químicas, ou
seja…
� Há variação do nox de 
determinados elementos
� Obrigatoriamente, pelo menos
uma espécie química se reduz e 
pelo menos uma se oxida
� Toda reação pode ser dividida
em duas semi-reações, uma de 
redução e uma de oxidação
� Os elétrons perdidos na
oxidação são empregados na
redução
5
NOX � Os elementos envolvidos em
uma reação eletroquímica são
caracterizados pelo número de 
elétrons que têm
� Uma reação na qual ocorrem
oxidação e redução é chamada
de reação redox
NOX
� A perda de elétrons de uma
substância é chamada oxidação
� O ganho é conhecido como
redução
Os metais apresentam diferentes
tendências à oxidação, como na
presença de ar e umidade, em que 
nota-se que o ferro tem maior
tendência a se oxidar do que o 
níquel e o ouro.
6
Revendo
Eletroquímica
� Ânodo: eletrodo para onde se 
dirigem os ânions (pólo negativo), 
ocorrendo a corrosão, com 
consequente perda de massa e 
oxidação dos ânions, pois
aumenta o número de elétrons
livres
� Cátodo: eletrodo para onde se 
dirigem os cátions (pólo
positivo). Nesse elétrodo ocorre
sempre depósito (aumento da 
massa), e também redução dos 
cátions
� Os padrões das meias reações
estão relacionados ao fato de 
termos transformações químicas
que envolvem transferências de 
elétrons entre as espécies, ou
seja, alguém perde elétrons
(oxida), enquanto alguém ganha
(reduz)
� Isso pode ser feito
artificialmente, colocando as 
espécies desejadas, e passando
por elas uma corrente de 
eletricidade. A recíproca é 
verdadeira: eletricidade produz
reações químicas; reações
químicas produzem eletricidade
Tabela de Potenciais
� Os elétrodos que fornecem
elétrons (ânodo) são colocados
acima do hidrogênio, ficando
com o sinal negativo
7
� E os elétrodos que recebem
elétrons (cátodo) são colocados
abaixo do hidrogênio, ficando
com o sinal positivo
Tabela de Redox
Sistema Eletroquímico
� Um condutor eletrônico em
contato com um condutor iônico, 
que consiste de íons em
movimento
� Interações íon-solvente
� Interações íon-íon
� Para cada elétron doado em
um eletrodo deve-se ter um íon
recebendo os elétrons no outro 
eletrodo: correntes iguais
� Na difusão, as correntes são
iguais em cada eletrodo
� Os gradientes de concentração
nos eletrodos irão se ajustar
de forma que a corrente seja
igual no dois
8
Titulação
Célula EletroquímicaTipos
9
Reações
Espontâneas
Corrosão
É a transformação, destruição ou
deterioração de um material devido à 
reação química ou eletroquímica com 
seu meio
� Há metais que oxidam
lentamente. São pouco reativos
• Ex.: Ouro
� Há metais que oxidam
rapidamente. São muito
reativos
• Ex.: Potássio
10
Formam-se primeiro óxidos à superfície
do metal, formando uma película, uma
vez que esta é a zona mais exposta ao
oxigênio do ar
O processo de formação
dos óxidos continua para 
camadas mais profundas
Ferrugem
Óxido de Ferro III hidratado
Presença de água permite fluxo de carga
entre cátodo e ânodo
Presença de eletrólitos favorecem a 
formação, aumentando o fluxo de corrente
Presença de ácidos
favorecem formação: 
menor pH, menor Eo red
11
Células Combustíveis
1
Química Geral
Aula 6
Prof. Dr. Arion Zandoná Filho
6a. Aula
Termodinâmica
Processo 
Termodinâmica
Propriedade 
Termodinâmica
Estado de um 
sistemaFunções de 
Estado
Sistema 
Termodinâmico
Termodinâmica Química
� Objetiva o estudo das variações 
de energia que acompanham as 
reações químicas
Primeira Lei da
Termodinâmica
� Não há reação química que 
ocorra sem variação de energia
� A energia é conservativa
2
� Não pode ser criada ou 
destruída
� Apenas transformada!
Energia e Calor
� As variações de energia, nas 
reações químicas, manifestam-se 
sob a forma de calor (geralmente) 
e luz liberada ou absorvida
Origem
� A origem da energia envolvida 
numa reação química decorre, 
basicamente, de um novo arranjo 
para as ligações químicas
Entalpia
� Enthalpein, do grego = calor
� É simbolizado por H (heat)
� É o conteúdo de energia 
armazenado, principalmente 
na forma de ligações
Energia nas Ligações
Quantidades de Calor
3
Estado Físico
� Estado padrão = 0
Classificação das Reações
Termoquímicas
� Em função da energia envolvida, 
as reações podem ser de dois 
tipos:
I.Exotérmicas: liberam 
energia
• processos de combustão, 
respiração animal
� Energia no final da reação é 
menor
4
II.Endotérmicas: absorvem 
energia
• fotossíntese, cozimento 
dos alimentos
Representações Gráficas
Combustão do METANO
H2 < H1 
CALOR LIBERADO 
∆H = H2 - H1
∆H<0
CALOR LIBERADO
CARBONATO DE CÁLCIO
H2 > H1 
CALOR ABSORVIDO 
∆H = H2 - H1
∆H>0
CALOR ABSORVIDO
Quantidade de Calor
� Cuidado: Quantidade 
de calor é diferente de 
temperatura. 
A temperatura de um 
corpo é função da agitação 
(velocidades de translação, de 
vibração e de rotação) de suas 
partículas. (...)
(...) Enquanto que a quantidade 
de calor é função da temperatura 
e da massa total do sistema que 
contém o corpo
5
1 kcal = 1.000 cal
1 cal = 4,18 .107 erg = 
4,18 j 
1 kj = 1.000 j
� “Caloria é a quantidade de 
calor necessária para elevar 
de 14,5oC para 15,5oC a 
temperatura de 1g de 
água.”
Calorímetro
� É um aparelho usado para medir 
a quantidade de calor liberado 
ou absorvido em uma reação 
química ou transformação física
Como Pode Ser Medido o 
Calor de Reação Em Meio
Aquoso?
� Utiliza-se um calorímetro, que 
nada mais é do que um 
recipiente isolado 
termicamente
Como Pode Ser Medido o 
Calor de Reação?
� Para reações de combustão, 
utiliza-se uma bomba 
calorimétrica 
� Nos dois casos, o calor é 
transferido para uma massa 
de água, que é obtido a partir 
da expressão:
• Q=m. c. ∆T
Tipos de Entalpia
1.Entalpia ou Calor de 
Formação
• Corresponde à energia 
envolvida na formação de um 
mol de substância a partir de 
substâncias simples, no estado 
alotrópico mais comum
6
pg 160
2.Entalpia ou Calor de 
Decomposição 
• Pode ser considerada como a 
entalpia inversa à de formação
de uma substância
pg 164
3.Entalpia de Combustão
• Corresponde à energia 
liberada na reação de 1 mol 
de substância (combustível) 
com O2 puro (comburente)
Alimentos
• Se o combustível for material 
orgânico
• (C, H e O) a combustão pode 
ser de dois tipos:
I. Completa
II.Incompleta
7
I.Completa: os 
produtos são CO2 e 
H2O
II.Incompleta: além 
dos produtos acima, 
forma-se, também, 
CO e/ou C (fuligem)
4.Entalpia de Dissolução
• Corresponde ao calor 
liberado ou absorvido na 
dissolução (às vezes, seguida 
de dissociação) de 1 mol de 
substância, (...) 
(...) de tal modo que, pela 
adição de quantidades 
crescentes de água, seja 
alcançado um limite, a partir 
do qual não haja mais 
liberação ou absorção de calor
� Processo endotérmico � Processo exotérmico
8
5.Entalpia de Neutralização
• Corresponde ao calor liberado 
na formação de 1 mol de 
água, a partir da neutralização 
de 1 mol de íons H+ por 1 mol 
de íons OH-, em solução 
aquosa diluída Neutralização
6.Entalpia ou Energia de 
Ligação
• É a quantidade de calor 
absorvida na quebra de 
6,02.1023 ligações de 
determinada espécie, supondo 
as substâncias no estado 
gasoso, à 25°C
Lei de Hess
9
Conceito
� Lei da soma dos calores de 
reação, que demonstra que a 
variação de entalpia de uma 
reação química não depende do 
modo ou caminho como a mesma 
é realizada, e sim do estado 
inicial e do estado final
Química Ambiental
Energia
� Combustíveis Fósseis
� Energia Renovável
Fluxo Energia
1020 Kj
Combustíveis Fósseis
10
� Energias de combustão
Energia Solar
Formação de biomassa
A quantidade anual de energia da 
luz solar em 1 m2 equivale a 190 
kg de carvão betuminoso
Distribuição de 
Combustíveis
Atmosfera
� Oxigênio & Ozônio
� Chuva Ácida
Ozônio
Ciclo Natural
� 22 km 
da terra
11
Chuva Ácida
� O termo foi usado pela primeira 
vez por Robert Angus Smith, 
químico e climatologista inglês. 
Ele usou a expressão para 
descrever a precipitação ácida que 
ocorreu sobre a cidade de 
Manchester, no início da 
Revolução Industrial
� Queima do enxofre: 
S + O₂ SO₂ +H₂O H₂SO₃
2SO₂ + O₂ 2SO₃ H₂SO₄
Chuva Ácida Causada por
Óxidos de Nitrogênio
N₂+ 2O₂ 2NO₂
2NO₂ + H₂O HNO₂ + HNO₃
τελικά
επιτυχία