FISICO QUIMICA SOLUÇÕES

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INDICE GERAL DO POLÍGRAFO DO 2 ANO
REVISÃO DOS CONCEITOS BÁSICOS DO 1 ANO
2* ANO
1.SISTEMAS MATERIAIS
1.1-Conceito 1.2-Tipos
 1.3-Classificação dos sistemas materiais
1.4-Quanto ao diâmetro do disperso
2.SOLUÇÕES
	1-Tipos de Soluções 2-Concentração
	3-Solução Valorada 4-Molaridade
	5-Equivalente-grama 6-Normalidade
	7-Relação Normalidade x Molaridade 8-Problemas
3.TERMOQUÍMICA
1-Conceito 2-Tipos de Calor
3-Problemas
4.CINÉTICA QUÍMICA
1-Conceito 2-Fatores que afetam a Velocidade das Reações
3-Problemas
5.EQUILÍBRIO QUÍMICO
1-Conceito 2-Fatores que afetam o equilíbrio químico
3-Problemas
6.CATÁLISE ENZIMÁTICA
7.RADIOATIVIDADE
8.PRODUTOS DE SOLUBILIDADE
1-Testes
QUÍMICA 2* ANO 
1-SISTEMAS MATERIAIS
1-Conceito: são sistemas nos quais uma substância está disseminada,dob forma de pequenas partículas, numa segunda substância.
 Fase dispersante ou solvente 
 Fase disperso ou soluto
2-Classificação das Dispersões: de acordo com o tamahno das partículas:
 Nome dispersão Tamanho médio das partículas
 Soluç.Verdadeiras entre 0 e 1 milimicron ou 0 à 10 Angstron
 Soluç.Coloidais entre 1 e 100 “ ou 10 a 1.000 “
 Suspensões acima de 100 “ ou acima de 1000 A.
Disperso		-Dispesante
Classificação
Diâmetro do disperso
MAIOR
Do que 100 u M ----->água do mar
Entre 10 e 100 u M ----->gelatina(colóides)
DISPERSO MENOR
Do que 10 u M---->solução de ácido nítrico.
SISTEMA DISPERSO COM DIÂMETRO
Menor do que 10 u M.
Nessas condições:
Disperso ---->Soluto
Dispersante---->Solvente
2-SOLUÇÃO-
É um sistema material constituído de um disperso soluto e um dispegente solvente
Ex.Vinagre ----->ácido(soluto) + água(solvente)
Cafézinho--->café “ + água “
SOMENTE É ÁCIDO EM SOLUÇÃO AQUOSA
Soluto---->em menor proporção
Solvente-->em MAIOR proporção
Hcl ----> ácido clorídrico
1 mol de Hcl ----> 36,5 g
Solução -----> 1 mol (36,5g) em 1000 ml
Um (1) mol de Hcl 100 ml chama-se um molar.
SOLUÇÃO-1 mol de Hcl 100 m de solvente.
Obs: NaHCO3 :Carbonato ácido de sódio --->nome correto
Bicarbonato de sódio ------>nome popular
3-CONCENTRAÇÃO
É a proporção de soluto em um volume de solução.
SOLUÇÕES
São sistemas dispersos constituídos por um disperso(em menor proporção)e um dispersante.
SOLUTO-é um disperso (em menor proporção)
SOLVENTE-é um dispergente(em MAIOR proporção)
	 1. DISPERSÕES
Dispersões(são sistemas nos quais uma substância está disseminada,sob forma de pequenas partículas,numa segunda substância.
	A primeira substância chama-se DISPERSO ou FASE DISPERSA e a segunda DISPERSANTE,DISPERGENTE ou FASE DISPERSÃO.
	1.1.Classificação das dispersões
	É feita de acordo com o tamanho médio das partículas deispersas:
Nome de dispersão Tamanho médio das partículas dispersas
soluções verdadeiras entre 0 e 1m( (isto é,0 a 10()
soluções coloidais entre 1 e 100 m( (isto é,10 a 1.000()
suspensões acima de 100m( (isto é,acima de 1.000() 
Lembramos que:
1m((milimícron)=10-7 cm = 10-9m
1((angstrom)=10-8 cm=10-10m
1.2.	Principais características dos sistemas dispersos
				Soluções		 Soluções		Suspensões
				verdadeiras coloidais			
Exemplos			açúcar na água gelatina na água terra suspensa em água 
Visibilidade das As partículas não As partículas são As partículas são visíveis
partículas(homogenei- são visíveis com visíveis ao ultramicros- ao microscópio comum
dade do sistema) nenhum aparelho cópio(Sistema Hetero- (Sistema Heterogêneo)
 (Sistema Homogê- gêneo). 
 neo).
Separação por filtração A separação não é As partículas são As partículas são separadas
 possível por nenhum separadas por meio por meio de filtros comuns
 tipo de filtro. de ultrafiltros. (em laboratórios,com papel
 filtro).
2.SOLUÇÕES VERDADEIRAS
Soluções(são misturas homogêneas de duas ou mais substâncias.
 Nas soluções,o disperso recebe o nome de Soluto e o dispersante,o nome de Solvente.
Assim,por exemplo,quando dissolvemos açúcar em água,o acúçar é o soluto e a água,o solvente.
2.1.Classificação dads soluções
De acordo com o estado de agregação da solução:
Soluções sólidas:por exemplo,certas ligas metálicas(cobre e níquel).
Soluções líquidas:por exemplo,sal em água.
Soluções gasosas:por exemplo,o ar atmosférico.
De acordo com a proporção entre soluto e solvente:
Soluções diluídas:Contêm pouco soluto em relação ao solvente(por exemplo:10g de sal comum por litro de água).
Soluções concentradas:caso contrário(300g de sal comum por litro de água).
De acordo com a natureza do soluto:
Soluções moleculares:quando as partículas dispersas são moléculas.Por exemplo,moléculas de açúcar(C12H22O11) em água.
	2.2Regras de solubilidade
	Uma regra muito comum de solubilidade diz:
	Semelhante dissolve semelhante 
	De fato,muitas substâncias inorgânicas(ácidos,sais,etc.)dissolvem-se em água,que é um solvente inorgânico;as substâncias orgânicas,em geral,dissolvem-se em soventes orgânicos(por exemplo,a parafina dissolve-se em gasolina,e ambos são orgânicos). 
	Lembrando que,em geral,as substâncias inorgânicas são polares,enquanto as orgânicas são apolares,a regra acima pode também ser 
enunciada do seguinte modo:
	Uma substância polar tende a se dissolver num solvente e uma 	substância apolar num solvente apolar.
	2.3.O Fenômeno de saturação da solução
	Juntando-se gradativamente sal comum à água,em temperatura ambiente e sob agitação contínua,verifica-se que,em dado momento,o sal não se dissolve mais.No caso particular da NaCl,isso ocorre quando há aproximadamente 360 gramas de sal por litro de água.Daí em diante,toda quantidade adicional de sal que for colocada no sistema irá se depositar ou precipitar no fundo do recipiente;dizemos,então,que a solução está saturada ou que atingiu o ponto de saturação.
	O ponto de saturação depende do soluto,do solvente e das condições físicas.A temperatura sempre influi e a pressão passa a ser importante em soluções onde existem gases.
sal que não se dissolveu solução saturada 
(precipitado,corpo de de sal em água
fundo ou corpo de chão)
	O ponto de saturação é definido pelo COEFICIENTE ou GRAU DE SOLUBILIDADE:	
Coeficiente ou grau de solubilidade é a quantidade de substância(em geral,em gramas)necessária para saturar uma quantidade padão(em geral 100g,1.000g ou 1 litro) de sovente,em determinadas condições físicas de temperatura e pressão.
Em função do ponto de saturação,classifcamos as soluções em:
-não-saturadas:contêm menos soluto que o estabelecido pelo coeficiente de solubilidade.
-saturadas:atingiram o coeficiente de solubilidade.
supersaturação:ultrapassam o coeficiente de solubilidade.
 ponto de saturaçãomassa de soluto em
 quantidade fixa de solvente
soluções soluções saturada soluções 
não-saturadas (Estáveis) supersaturadas
(Estáveis) (Instáveis)
	Note que o ponto de saturação representa um limite de estabilidade.Consequentemente,as soluções supersaturadas só podem existir em condições especiais e,quando existem,são sempre instáveis.
	EXERCÍCIOS:
1)Dê duas características que permitam diferenciar as soluções coloidais das suspensões.
2)O que diferencia uma solução diluída de uma concentrada?
Concentração comum(ou simplesmente concentração) (C)
	Concentração é o que quociente entre a massa do soluto(em gramas)e o volume da solução(em litros).
Matemáticamente: C=m1 unidade:gramas por litro(g/l).
 v 
Note que a concentração indica quantos gramas de soluto existem em cada litro de solução.
 	Exercícios:
1)Calcule a concentração,em g/l,de uma solução de nitrato de potássio,sabendo-se que ela encerra 60g do sal em 300cm3 de solução.
2)Calcule a massa de ácido nítrico necessária para a prepar
ação de 150ml de uma solução de concentração 50g/l.
MOLARIDADE OU CONCENTRAÇÃO MOLAR(m)
Molaridade é o quociente entre o número de moles do soluto e o volume da solução(em litros).
	Matematicamente:
 M=N1 mas como n1= m1 teremos
 v M1 
 m=m1 unidade:moles por litro(mole/l)
 M1v
Significado fisíco:a molaridade indica quantos moles do soluto existem em cada litro de soluto.
Observação:
	Quando uma solução tem,por exemplo,molaridade igual a 5 moles/litro,dizemos também que a solução é 5 molar.
	1-CONCENTRAÇÃO
É a proporção do soluto em um volume de solução
PROPORÇÃO DO SOLUTO PARA SOLVENTE
Solução Valorada: é a solução conhecida cuja proporção soluto para solvente já conhecemos.
----->PRINCIPAIS TIPOS DE SOLUÇÃO VALORADA
*MOLARIDADE
*NORMALIDADE	
m-O número de moles do soluto em 1000 ml(1litro) de solução
1 mol de soluto-----> 1 molar Solvente
2 moles / 1000ml ----> 2 molares 
5 moles / 1000ml ----> 0,5 molar -----> 
PROBLEMAS1-Método ----> fórmula
2-Método-----> regra de 3(tres)
Obs: M1 =m m=massa do soluto
 MxV M=mol ou molécula grama
 V=volume fornecido
1-Determine a molaridade de uma solução de ácido nitrico que contem 6,3g,e 400ml de solução.
	1*-H=1g V=400 ml H=1x1g=1g
 	 O=16g m=6,3g N=1x14g=14g
 N= 14g M= ? O=3x16=48g
1 mol de HNO3 -------->63 g
M= n* de moles Mr= 6,3 g = 1 = 0,25 molar
 1 mol de solução 63x4 4 
2*- M= ? Sol HNO3 V= 400 m
 MOLARIDADE M= n* de moles do soluto 1 mol HNO3 =6,3 g
 1000 ml de solução X=6,3g
 X=6,3x1 mol = 0,1 mol
 63 g
400 ml----> 0,1 mol(6,3g)
 1000 ml----> ?(x) X=1000x0,1=1 =
 400 ml 4
2*Determinar a molaridade de uma solução de HNO3 que contém 12,6 g em 800 ml de solução.
 M= ? M = n* de moles do soluto 1 mol de HNO3 --->1x14=14
 Sol=HNO3 12,6 g 100 ml de solução 1x1=1
 V=800 ml 3x16=48
63g
 m=12,6 mol= 63g Vol=0,8 litros ----> M= 12,6 = 12,6 =
 63x0,8 50,4
3*Calcule a massa de CaBr2 que se deve dissolver em água suficiente para se obter 600 ml de solução 1,5 molar.
Ca = 1x40=40
 Br2 = 2x80=160 ---->1 mol = 200 g m=1,5x200x0,6 = 0,0125g
4*Qual o volume de uma solução 2,4 molar que apresenta 117,6g de ácido fosfórico H3PO4 ? V= ? M= 2,4 m=117,6
 Mol H= 1x3 = 3 g M= m ----> V= m V= 117,6 V=0,25
 P= 1x31=31g MxV Mx1 198x2,4 litros
O=4x16 =64g -----> 198 g
RESOLVA OS SEGUINTES EXERCÍCIOS;
1-Qual é a molaridade de uma solução obtida de 4g de NaOH em água,suficiente para termos 100 ml de solução?
Na=23x1=23g M = 4 = 4 =1 molar
O=16x1=16g 40x0,1 4
H=1x1=1g
total = 40 g
2-Se a concentração de uma solução é 0,1 molar quantos moles de soluto existem em cada ml de solução?
0,1 molar 0,1 mol----> 1000ml----->1 litro
n*de moles por 1 ml X x 1000ml = 0,1 molx1ml
 X= 0,1molx1ml = 0,0001
1000ml
3-Qual a molaridade de uma solução de H2SO4 cuja concentração é 9,8g por litro? 
 M=? M= m 9,8 9,8 ----->0,1 molar
 MolxVol 9,8x1 9,8
4-Que massa de hidróxido de NaOH deve-se dissolver em água para se obter 800 ml de uma solução 1,5 molar?
 Na= 1x23=23g m=?
 O=1x16=16g n* = m = m ------>M=m --->1,5 =m
 H= 1x1=1g------Total 40g mol 40 MolxVol 40x0,8
 portanto m=1,5x3,2 que resulta em 4,8g
5-Qual a molaridade de uma solução obtida pela adição de 3,7g de Ca(OH)2 a 10 litros de água? H = 1 
M =? Ca=40 M= 3,7 g M= 3,7 M =
m = 3,7 g O = 16------>total 74 g 74x 10 740
 
MISTURAS DE SOLUÇÕES 
M = M1 V1 + M2 V2 
 V1 + V2 
V1= 600 ml ou 0,6 litros Mr = (0,1x0,6) + (2,5x1,4) 
M1= 0,1 M 0,6 + 1,4
M2 = 2,5 molar Mr= 0,06 + 3,50 Mr = 
Mr = Molaridade resultante 2
V2 = 1400 ml ou 1,4 litros
# Calcular o volume de uma solução 2 molar de H2SO4 que se deve misturar a 400 ml de solução 0,5 molar desse ácido para se obter uma solução resultante de 1,5 molar.
CONCEITOS DE MOLARIDADE
Massa = só multiplica
Molaridade---> massa :- mol x volume Mr = m
Volume --> m :- molaridade x mol molxvol
Ácidos ---> H+ Base----> OH- Sais ----> ác + base
V= ? CaCr
Sol = 11,1 g Mr = 2 molar
NORMALIDADE
V= n* de equivalente grama do soluto
1 litro de solução
*CÁLCULO DO EQUIVALENTE GRAMA	Eg
A)Eg de um Ácido
 Ega = mol Ex. Eg-H2SO4 = 98 = 49 g Ex. H3 PO4 = 107 = 35.6g
 n*- H+ 2 3
B)Eg das Bases
 Eg= mol Ex. NaOH Eg= 40 = 40g Eg Ca(OH)2 = 74 = 37 g
 n*- OH-1 2
Eg Al(OH)3 = 78 = 26 g
3
C)Eg de um Óxido
 Eg = m o l Eg Na2O = 62 = 31g
 Valencia de um íon x atomicidade 2
 Eg Al2O3 = 102 = 34g
3
D)Eg de um Sal
 Eg= Mol Eg= NaCl = 58,5 = 58,5 g
 Valência de um íon x atomicidade 1
 Eg Al2 (SO)3 = 342 = 57 g
 6
E)Eg de um Sal com variação de valência Eg = mol
 variação
 Ex. KMnO4 = mol H+(básico) Eg = KMnO4(OH-) = mol
 5 (básico) 5
Problemas:
1-Uma solução de soda cáustica foi obtida diluindo-se 20 g do composto.Qual a normalidade da solução? 
 Na--->23g O---->16 g H---->1g dado:m= 20g NaOH = base
Mol de NaOH = 40 g N= m Eg = 40g = 40 g
 EgxVol 1 
 N= 20 = 20 =
 40x1 40
2-Uma solução de um sal Al2(SO4)3 Sulfato de Alumínio foi obtido pela diluição de 34,2g do soluto até o volume de 250 ml. Qual a normalidade da solução sabendo que: Al=27g O=16g S=32g Valência do Al=+3 e a Valência do SO4 =-2
Eg=34,2g = 5 Eg
 6 Eg Al(SO4)3 mol = mol
m=34,2g 3x2 6 
V=0,25Litro Al(SO4)3 = 34,2 g m=34,2 34,2 N=H x M
 Eg = 5 5x0,25
3-Uma solução de NaOH 0,8 molar possui 700 ml.Calcular a massa contida nessa solução sabendo que: Na=23g, O=16g , H= 1 g.Qual a normalidade desta solução:
V=0,7 litros Massa= 23+1+16 = 40 g m=22,4
 N= m N = 22,4 N= 0,5 normal OH- =monobase
 40x0,7 28 H+ = monoácido
4-Caucular a normalidade de uma solução que contém 9,8g de ácido sulfúrico em 500 ml de solução.Calcule a normalidade.
H= 1g
O= 16g M= m = 9,8 = 0,2 Molar N = M x H
S= 32g Mol xVol 49 x 0,5
TERMOQUÍMICA
TERMODINÂMICA
Reação
Química------>QUÍMICA Trabalho---->FÍSICA
 V
Caldeira ----> Combustíveis---->Queima---->Calor
1-REAÇÃO QUÍMICA
Vela,carvão,pilha,aq(aquosa).
Energia, luz, calor, eletricidade.
2-ENERGIA REAÇÃO QUÍMICA
Luz Fotossíntese
Calor Estufa a gás 
Eletricidade Cozimento,Niquelagem,Cromagem
3-ENTALPIA
É o conteúdo calórico de um sistema.Simbolo “H” (Humotz)
Diferença de entalpia ----> (H (H + H1)
TIPOS DE REAÇÃO TERMOQUÍMICA
a)	Reação Endotérmica
b)	Reação Exotérmica
ENDOTÉRMICA- É um tipo de reação que absorve calor
Ex. NH4Cl(s) + H2O(l) ---> NH4+ + Cl
Cloreto de amônio (H= + x Cl
 
 H2 Obs:o gráfico representativo tem por (H.Ocorre resfria-
H1 H​2 mento do tubo de ensaio.
 
 Caminho da reação.
H2= 5 H1=3 (H = Hc +H1 (H=5-3 (= 2 (H>0 esfriamento
 (CARACT. ORGANOLÉPTICAS)
b)É um tipo de reação que libera calor
Ex. H2(g) + O2(g) ------> H2O​(l) (H= -x Calor
Gráfico
 H H1 = 7
 H2 =3
 H1 ( H = H2 - H1 (H = 3 - 7 ( H = 2
 Caminho da Reação
Uma reação tipo EXOTÉRMICA (H representativo será sempre 
NEGATIVO
As características organolépticas------->aquecimento do tubo de ensaio.
REAÇÃO TERMOQUÍMICA
É a representação da variação de entalpia
EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA
É a representação gráfica e sintética da reação termoquímica.
Ex. H2(g) + ½ O2 (g) -----> H2O(l) (H = -x calor
*CALOR DE REAÇÃO
É a variação do (H na reação química.
TIPOS DE CALOR
1-CALOR DE FORMAÇÃO- É o (H da reação da queima (oxigênio) de um mol de uma substância.
	Ex. C2H6(g) + O2(g) ----> CO2(g) + H2O(l)​ (H=-x Cal
2-CALOR DE COMBUSTÃO- É o (H da reação da queima(oxigênio) de um mol de uma substância.
Ex. HNO3(l) + NaOH(l) ---> Na+ (aquosa) + NO3- (aquosa)
3-CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO - É o (H da reação de neutralização de 1Eg de um ácido por 1 Eg de uma base.
	Ex.HNO3(l) + NaOH(l) ---> Na+(aquosa) + NO3-(aquosa) + H2O(l)
4-CALOR DE DILUIÇÃO - É o (H de uma reação de diluição de um soluto em solvente onde um acréscimo de um solvente não modifica o (H.
	Ex. NH4Cl(s) + H2O (l) ------> NH4 + + Cl- (H = +x cal
cloreto
de amônio
CONDIÇÕES PADRÃO
1-Temperatura ---> 250C
2- Pressão ----> 1 atm(atmosfera)
LEI DE HESS ou LEI DOS ESTADOS INICIAIS E FINAIS
Numa reação (química) --->termoquímica interessa só o estado INICIAL e FINAL, os intermediários não interessam mantendo as condições padrão.
 Início ( (1 intermediários
 H A (H (2
 Fim (H (3
 (H (4
 C (H
 Caminho C
 da reação
SABENDO QUE AS SEGUINTES REAÇÕES
A) NH3(g) + ¾ O2(g) -------> 3/2H2(g) -----> (H = -86,7 Kcal
Calcular o (H da formação do NH3 na equação:
		1/2N2(g) + 3/2H2(g) -----> NH3(g) (amônia) (H = ?
Solução: 3/2H2(g) + 3/4O2(g) ----> 3/2 H2O(g) -75,7
 
 3/2H2(g) + 1/2N2(g) ----->NH3(g) (H = -11Kcal
 
DADOS AS EQUAÇÕES
a) Fe(s) +1/2O2(g) ------> FeO(s) ( H = -64,4 #Calcular o (H
b) Fe(s​) +3/2O2(g) ------> FeO3(s) ( H = 196,5 #Fazer o gráfico
 2FeO(s) + O2(g) -----> Fe2O3(s) exotérmica
H(i)
 FeO(s) ----->Fe(s) + 1/2O2(g) (H= +64,4
 2Fe(s) -----> 2Fe(s) + O2(g) ( H= +128,8 H(f)
 2FeO(s) + 1/2O2(g) -----> Fe2O3(s) (H = 67,7
Exercícios:
1-Dados: 1/2N2 + 1/2O2 ----> NO H = -21,6 Kcal Calcule o H e faça o 
 1/2N2 + O2 -----> NO2 H= -8 Kcal gráfico.
 
Calcule:reagentes produto
 2x1/2N2 + 2x1/2O2+ H = +21,6 Kcal x 2
NO
 ½ N2 + O2 -----> NO2 (H = -8 Kcal x 2
 2NO ------> H2 + O2 (H=43,2 Kcal Hf
Hi
H2 + 2O2 -----> 2NO2 (H= -16Kcal
caminho da reação
2NO + O2 -----> 2NO2 ( H=27,2 Kcal Hf > Hi
2-Calcular a entalpia de formação do Ca(OH)2 a partir dos seguintes dados:
 ( H = ? e gráfico
 H2(g) + 1/2O2(g) -----> H2O(g) H = -68,3
 
 CaO(s) + H2O(g) ------> Ca(OH)2(s) H = -15,3
 
 Ca(s) + 1/2O2(s) ----> CaO(s) H = -151,8
P= Ca(g) + O2(g) + H2(g) -----> Ca(OH)2(s) (-68,3 )+ (15,3) + (-151,3)=-235,4
 reagentes produtos Kcal
portanto o (H = -235,4 Kcal ou seja é EXOTÉRMICA.
(g)=gás ; (l)=líquido ; (s)=sólido
 (H=-235,4 Kcal Exotérmica(-) perde calor (H=- 
 Endotérmica(+) ganha calor (H=+
 H-inicial H-final Exo---> p/ fora ENDO---p/dentro
3-Calcular o H da Reação:
sabendo-se que:
 H2(g) + 1/2O2(g) -----> H2O(g) (H=-57,8 Kcal
 1/2N2(g) + O2(g) ------> NO2(g) (H= 8,1 Kcal
(H=-67,6
 1/2N2(g) + 3/2 H2(g) ----->NH3(g) (H=-11 Kcal 
 NH3(g) ----> ½ N2(s) + 3/2 H2(s) (H= 11 Kcal Hi Hf
 1/2N2(s) + O2(s) ------> NO2(g) (H= 8,1 Kcal caminho da reação
 3/2H2(g) + ¾ O2(g) -------> 3/2H2O(g) (H=-86,7 Kcal
(H=-67,6Kcal
CINÉTICA QUÍMICA
É a parte da química que estuda a velocidade das reações e os fatores que sobre ela incidem.
Física
Velocidade Média - V = (c ----> no espaço. Velocidade V= dc
 (t Instantânea ( t
Química
Velocidade Média V = ( m --->massa Velocidade V= dm
 ( t instantânea dt
REAÇÕES
l - REAÇÕES REVERSÍVEIS
Sinônimos:incompletas,ilimitadas,back reactions
 Ex. H2(g) + Cl​2(g) 2HCl(g) ou 
A reação reversível se processa tanto no sentido reagente para produto como vice-versa.( )
II- REAÇÕES IRREVERSÍVEIS
 São reações que se processam somente em um sentido ou seja de reagentes para produtos. Ex. Zn + H2SO4 ----->ZnSO4 + H2 
Sinônimos = limitadas,ou completas ou one way reactions.
IV-FATORES QUE AFETAM A VELOCIDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS.
	1-Grau de dispersão			4-Luz
	2-Estado nascente			5-Concentração
	3-Temperatura				6-Eletricidade
	1-Grau de dispersão-Quanto maior o grau de divisão dos reagentes,maior a velocidade da reação.
	2-Estado nascente- Estado onde o elemento possui grande capacidade de reagir. Ex. H2O2 ---->H2O + (O( Estado nascente 
3-Temperatura- O aumento da temperatura provoca mudança no valor da energia cinética.
 4-Luz - Afeta as reações do tipo fotossíntese-fotólise.
 Fotossíntese:co2 LUZ clorofila composto orgânico
 + H20
		Fotólise: H2O2 LUZ H2O + ( O(
 5-Concentração- Lei de Guldberg-Waage V= k (A(a (B(b (C(c . . .
A velocidade de uma reação química é diretamente proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes elevadas a um expoente igual aos indices expressados na reação do reagente numa determinada temperatura.
6-Eletricidade----->Eletrólise
Choque mecânico----> existem dois tipos na física.
FISICA
--->Elástico--->ocorre transmissão de energia.
--->Anelástico--->onde os participantes permanecem apro-
ximados por um tempo.
QUÍMICA
1-Choque entre partículas reagentes : as particulas ao reagi-
rem trocam elétrons,emparelham elétrons coordenam pares
de elétrons,e isso só ocorre quando os reagentes estão
aproximados
2-Massa ativa: é a massa verdadeiramente entre reagentes
numa reação.Nenhuma reação é de rendimento 100%.
EQUILIBRIO QUÍMICO
	É um estado dinâmico entre reagentes e produtos numa situação de reversibilidade onde as velocidades sãi iguais. aA + bB dD + cC
 reagentes produtos
FATORES QUE AFETAM O EQUILIBRIO QUÍMICO
1-Concentração		2-Temperatura		3-Pressão
1-Concentração - Já visto verifique lei de Gulberg Waage.
	2-Temperatura - Lei de Van’toff. Em todo o sistema químico em equilíbrio a pressão é constante,um aumento de temperatura desloca o equilíbrio no sentido endotérmico.Uma diminuição desloca o equilíbrio no sentido exotérmico. Ex. 2H2O(v) O2(g) + 2H2(g) (H = + x cal
 ( t>0 Exotérmico ( t < 0 Endotérmica
 Ex. N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) ( H=-xcal 
 ( t>0 Endotérmica ( t<0 Exotérmica
3-PRESSÃO -”LEI DE LE CHATELIER”
Em um sistema químico em equilíbrio,a temperatura constante um aumento de pressão favorece uma contração volumétrica; uma diminuição a uma espansão volumétrica.
Ex. N2(g) + 3H2(g) 2NH3(G) ( H = -x cal
 4volumes 2 vol.
 (P>0 (P>0
 (P<0 (H =-x cal (P<0 ( H = -x cal
4-PRINCIPIO DA MODERAÇÃO - “Lechatelier”
Em todo o sistema químico em equilíbrio,qualquer modificação do mesmo,este reage de modo a compensar essa modificação,estando o sistema à uma certa temperatura e pressão.
Ex. N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) ( H= -x cal
Diminuição da temperatura
A) aumenta a temperatura B) moderação
Moderação Temperatura constante D) Diminuição da Pressão
C) Moderação D) Moderação 
Aumento de pressão
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO QUÍMICO
Considerando: aA + bB v cC + dD
 v1
v = K (A( a (B( b ----> v1 = K1 (C( c (D( d no equilíbrio v = v
v1
 K ( A (a (B(b =K1 (C (c ( D( ,logo, K = (C( c (D( d K = (C( c (D( d
 K1 (A(a (B(b (A( a (B( b
Conclusão:
Em todo o sistema químico em equilíbrio a uma determinada temperatura e pressão.existe uma relação constante entre o produto das concentrações molares dos resultantes elevadas a uma potência igual aos 
índices das concentrações molares dos reagentes,tambem elevadas a potências iguais aos índices das reações.
Problemas:
1-Seja o equilibrio seguinte, responda: 2CO(g) + O​2 2CO2(g) (H = -x cal
a)Expressão matemática da constante de equilíbrio (Kc).
b)A influência de um aumento de pressão ( (P >0 ).
c)A influencia de uma diminuição de temperatura. ( (t <0).
d)A influênciada diminuição da concentração de CO2 ( ( conc.CO2).
e)Influência de um aumento da concentração de CO2 ( (conc.CO2).
	 V4 = 0,30 - 0,39 = 0,09 = 0,03
 120 - 90 90
CATÁLISE
1-Catálise ou reação
São reações cuja velocidade é modificada por ação de substâncias.
2-Catalisadores
São substâncias que promovem uma maior velocidade das reações ex.Ferro,cobalto,níquel,H2SO4.As enzimas nos seres vivos são excelentes catalizadores.
CRITÉRIOS DE CATÁLISE (Ostwald)
Primeiro- O catalisador não inicia a reação química,apenas modifica a velocidade da mesma.
Segundo- Catalisador não afeta o equilíbrio químico,apenas reduz o tempo para alcançá-lo.
Terceiro- Pequenas quantidades de catalizador produzem efeito apreciavel sobre a reação. Ex.enzimas.
Quarto- O catalisador no final da reação está inalterado tanto qualitativamente como qualitativamente.
MECANISMO DE CATÁLISE
A)FISICO-É baseado num fenômeno chamado de adsorção, é o fenômeno de superfície, onde estão certas substâncias, fixam em sua superfície partículas,gasosas ou liquefadas,são geralmente sólidas. Ex. instável
 CH2 + CH2 + HOH ----->etano hidrocarboneto estável Fe CH2 --CH2
 I I
OBS:Tres ácidos orgânicos gordurosos H OH
são: Palmítico,Oleico,Esteárico.
São catalisadores por adsorção todos os elementos de transição exter-
na ,que tem subnível “d” incompleto ex. Fe,Co,Ni,Mn.
B)QUÍMICO- Baseia-se na formação de um composto intermediário chamado complexo ativado.
	Complexo Ativado-O catalizador forma um composto intermediário como reagente.Numa segunda fase esse composto intermediário libera o catalizador é o composto desejado. Ex. CH3 ( CH2 ( OH + H2SO4 --->etanol
1* Fase CH3 ( CH2 ( OH + HO 3* Fase CH3 ( CH2 ( O SO2
 etanol ( HO SO2 ( HO
 CH3 (CH2 (O SO2 Complexo Alvo Rompeu +
 HO CH3--​CH2--OH
 + HO
 CH3 CH2 O + HO SO2 catalizador
 CH3 CH2 HO
ETANO-OXIETANO
ETER SULFÚRICO(Comercialmente).
RESUMO:		2CH3 (CH2 (OH + H2SO4 (etanol + ácido sulfúrico)
	 obten-se ETER SULFURICO CH3 ( CH2 ( O (CH2 ( CH3 + H2SO4
TIPOS DE CATÁLISE
1-PROMOTORES DE CATÁLISE: são substâncias que isoladamente não tem ação catalítica,mas em presença do mesmo ativado. 
Ex: K2O ---> Óxido de potássio ; Al2O3---->Óxido de alumínio.
2-AUTOCATÁLISE-São partículas que na preparação do catalizador bloqueiam a atividade catalítica do mesmo. Sao exemplos o Arsênio e sais de Mn e Li.
*São reações onde o catalizador é produto da própria reação. Ex:
CH3 (COO(C2H5 + H2O CH3 (COOH + C2 H5OH
São reações onde o catalisador é produto da própria reação Ex:
1- CH3 COO C2H5 H2O CH3 COOH + C2H5 OH H
 ESTER ÁCIDO ACÉTICO ETANOL SEM CATALISADOR
 AUTOCATÁLISE
2-KMnO4 + C2H2O4 + H+ ----> Mn++ + CO2 + H2O C+D
 ROXO INCOLOR AUTOCATALISADOR A+B 
3-Cu + HNO3 --->Cu(NO3)2 + H2O + NO (autocatalisador). COM CATA-
 LISADOR.
RESUMO:
# O catalisador tem finalidade reduzir a energia de ativação. CR 
CATÁLISE ENZIMÁTICA
ENZIMAS
1-INTRODUÇÃO:
 proteína HCl aminoácido(rompido)
 glicerídio 24h Glicerol + ácido graxo
 amido ácido amido
 			com catalisador
 proteína aminoácidos
 glicídios enzimas glicerol + ácido graxo Obs:tempo reduzido 2-3h
 amido glicose temp. 23-240C
# tempo reduzido
proteína
glicerídeo enz. protease somente aminoácidos
amido
# especificidade enzimática
2-CONCEITOS
ENZIMAS	 São catalisadores que tem por sede sua ação nos seres vivos,podem existir fora do organismo.
SUBSTRATO É o composto cuja reação química é catalisada pela enzima.
CARACTERÍSTICAS DAS ENZIMAS
Peso molecular elevado
Tem estrutura proteica
precipitam por ações de sais neutros(nem ácidos nem básicos).
Dão reação do biureto positiva , reação-CO-NH- , coloração violácea
Diâmetro menor do que 100 micrometros e maior que 01 micrômetro.( 1mu< d <100).
Constituido por enzima e coenzima.
3-CARACTERÍSTICAS DAS ENZIMAS
peso moleculaer elevado -síntese
estrutura proteica -diâmetro 0l-100mu
precipitação de sais neutros -constituída por apoenzima e coenzima
4-CONSTIUIÇÃO
Toda a enzima é constituida por uma apoenzima que corresponde a parte proteica da
da enzima.É formada por uma coenzima.
5-COENZIMA	
É uma partícula(átomo ou grupo de átomos)que coadjuva a ação enzimática.
Ex. coenzima. -cosimaseI , cosimaseII , cocarboxilase NAD, FAD, FMN.
6-HOLOENZIMA
É uma enzima constituida por apoenzimase e coenzima, enzima completa.
MECANISMO DE AÇÃO ENZIMÁTICA
Substrato 1-Ligação estável
 complexo 
Enzima enzima substrato
 
2-Ligação Instável 3- ENZIMA PRODUTO
complexo e 
e substrato
complexo
ativado 
4-ESPECIAL
Substrato enzima coenzima 
A- Coenzima Complexo (E,S)(Michaelise) Coenzima
 
B- C-produto inicial O +
Complexo(E,S) complexo (E,S) 
D- produto inicial + O E- Produto 
RADIAÇÕES
1-HISTÓRICO
O primeiro químico a verificar a propriedade que o sulfato duplo de potássio e uranila, K2(UO2)(SO4), conseguia impressionar chapas fotográficas em 1896 foi BEQUEREL, isto segundo ele acontecia porque este sal emitia algo desconhecido e marcava a chapa.Chamou-se raios de Bequerel,posteriormente emissões radioativas ou radioatividade.
Mais tarde o casal Marie e Pierre Curie,verificaram que todos o sais de urânio emitiam radiações.Em 1898 separaram do minério de urânio um outro elemento o polônio que era 400 vezes mais radioativo, e depois o Rádio 900 vezes mais forte.Assim deu-seum salto para a compreensão deste fenômeno.
2-PROPRIEDADES DAS EMISSÕES RADOATIVAS
Os principais efeitos das radiações são:
a-Efeitos químicos:observados na decomposição de sais de prata das chapas 
fotográficas.
b-Efeitos Térmicos:notado no ligeiro aquecimento dos materiais fortemente 
radioativos.
c-Efeitos Luminosos:verificados na fluorescência de algumas substâncias.
d-Efeitos Elétricos:detectados na ionização do ar.
e-Efeitos Fisiológicos:desde tonturas alterações na pele até a morte.
3-TIPOS DE RADIAÇÕES
 TIPOS Rad. Alfa Rad. Beta Rad.Gama
 ( ( ( 
DADOS
1-Ações de campo Desviada pela ação de Desviada pela ação de Não sofre ação de
 campo Elétrico ou campo Elétrico e campo Elétrico e Campo Elétrico e
 Magnético Magnético Magnético Magnético
2-Características Semelhantes ao átomo são elétrons nucleares são ondas eletro-
 Hélio(Hélions) magnéticas
3-Massa 4 u. m. a. 1/1840 u. m. a. do H Não tem
4-Carga Elétrica +2 -1 Não tem
5-Conclusões São núcleos de átomos São elétrons negativos São ondas eletro-
 hélio emitidos dos nú- nucleares,provenientes magnéticas seme-
 cleos de átomos de da decomposição de lhantes a da luz,Cor-
 elementos radioativos neutrons puscular e Ondulató-
 ria (seg.De Broglie)
6-Poder de Penetração Atravessam folhas de Atravessam lâminas de Atravessam chapas 
 papel delgada,e lâminas Aluminio de 0,5 mm e de aço de 30 cm,es-
 Aluminio e Ouro e de Chumbo 0,1mm pessura.Comprimen-
 to de onda menor que
 o do Raio X.
OBS:Secundariamente à radiação alfa é emitida,tambem,uma outra radiação chamada delta de natureza semelhante a alfa.Devido a pouco conhecimento disponível sobre sua atividade e efeito,não é costumeiramente
mencionada,na literatura. Os raios gama tem maior frequência,menor comprimento de onda e menor 
energia seu lamba ( é de 0,1 a 0,01 (
EXERCICIOS :
 QUÍMICA
1.Faça uma comparação entre Ciência e Tecnologia Justificando sua resposta e dando exemplos nos dois casos.
2.Conceitue substâncias simples e compostas e de exemplos de ambas.
3.Compare decantação com cristalização citando exemplos que utilizem um de cada destes porocessos.
4.Relacione o modelo atomico de Rutherford com o de Bohr citando as principais diferenças entre ambos.
5.Um átomo Y é isótopo de Ar e isóbaro do Ca.Calcule o numero de neutrons do átomo Y.
6.Fazer a distribuição eletrônica do S e Fe,e dar os quatro numeros quânticos do seu ultimo elétron.
EXERCICIOS SOBRE NUMEROS QUANTICOS E SUBSTANCIAS
1.Um átomo com 15 prótons,17 neutrons e 15 eletrons qual será sua carga elétrica e sua massa atômica sabendo que cada neutron pesa 0,5 Kg?
2.Faça um comparativo entre substâncias compostas e substâncias simples e cite um exemplo de cada.
3.Relacione os modelos atômicos de Dalton com o de Rutherford e Bohr citando as principais diferenças entre eles.
4.Sabendo que um átomo "A" tem como isótopo o elemento de numer atomico 18 e como isobaro o Cálcio ,qual o numero de neutrons deste átomo "A" ?
5.O ultimo eletron de um átomo neutro apresenta como numeros quânticos: n=4 , l=1 , ml=0 , ns=+1/2 ,Qual a distribuição eletronica e o numero atomico deste átomo?
6.Faça a distribuição eletrônica e dê os 4 números quânticos para o elétron de maior energia do Ferro.
RESPOSTAS
1)Como ele tem 15 protons e 15 eletrons a carga é zero
 Quanto a massa A=Z+N logo,a massa dos protons e neutrons é 1,se for considerada massa 0,5 kg a um proton será tambem a um neutron 
portanto 17 x 0,5 Kg = 8,5 Kg (neutrons) 15x0,5Kg = 7,5 Kg como a massa é a soma dos protons e neutrons A=7,5 + 8,5 ----> A=16 Kg. 
2)SUBSTÂNCIA SIMPLES(são formadas por átomos de um mesmo elemento 	químico.Ex.O2,H2
 SUBSTÂNCIA COMPOSTA(são formados por átomos de elementos 	químicos 	diferentes.Ex.H2O
3)DALTON(o átomo seria uma particulaextremanente pequena,maciça e 	indivisível e eletricamente neutra.
 RUTHERFORD(o átomo constituido por um núcleo e eletrosfera onde 	em orbitas giravam os elétrons como no modelo planetário.
 BOHR--->o elétron não perde nem recebe energia se estiver na mesma orbi-
 ta.Ao saltar para uma orbita maior ele recebe um quantum de energia,e 
 ao retornar ele perde um quantum de energia.Os dois modelos de Ru-
 therford e bohr se complementam.
4) Se um átomo Aé isobaro de Ca e isotopo de Ar --> 40Ca20 40Ar18 
 A=Z+N 40Z18 N=A-Z N=40-18
 N= 22 neutrons
 -1 0 +1
5)Se n=4 , l=1 , nl=0 , ns =+1/2 ---> 4p5 ( ( ( ( (
 1s2, 2s2 , 2p6 , 3s2 , 3p6 , 4s2 , 3d10, 4p5 total eletrons 35 logo é o Br35 
 -2 -1 0 +1 +2
6) Fe26 -1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2,3d6 ( ( ( ( ( ( Fe 
 n= 3 
 l= 2 
 nl= -2 
OUTROS EXERCICIOS
1-Compare as propriedades periodicas e aperiodicas,citando suas semelhanças diferenças e citando exemplos das mesmas.
2-Comparando o anion S-2 com o S faça a distribuição eletronica dos mesmos e diga qual é mais estável e porque?
3-Como varia a eletronegatividade nos alcalinos terrosos e nos halogênios? e a eletropositividade nesses grupos?
4-Comente a regra do octeto e como se comportam os alcalinos,alcalinos terrosos e os demais elementos quanto à esta regra?
5-Compare a ligação Ionica com a Covalente Normal e diga entre quais tipos de elementos as duas ocorrem?
6-Nas moléculas abaixo faça a Fórmula Eletrônica,a Fórmula Estrutural Plana e diga o tipo de ligação existente.
a)SO2 b)CaCl2c)NO2 d)Al2O3
OUTROS EXECICIOS
1-Defina o que é um oxidante e um redutor e o que ocorre com o número de oxidação do elemento?
2-Calcule o nox dos elementos do meio das formulas:
a)KClO2 b)SrCO3 c)Ba2As2O7 d)As2S5
3-Compare o conceito de ácidos com o de bases segundo Arhenius e de exemplos de ambos.
4-Classifique os acidos e as bases de acordo com os critérios estudados.
 ÁCIDOS BASES
a)HBr a)NaOH
b)H2SO4 b)Al(OH)3
c)HCl c)Mg(OH)2
5-Dê o nome e a formula do ácido conforme o caso.
a)HI: b)ácido sulfídrico:
c)HNO2 d)ác.cianídrico
e)HNO3 f)ác.bórico
g)H2SO3 i)H2SO4
j)HClO4 HClO3 
 HClO2 HClO
6-Dê a formula e o nome das bases conforme o caso:
a)Hidróxido férrico b)Hid.ferroso
c)Ca(OH)2 d)RbOH
e)Hid.estanoso f)Hid.estânico
​g)Hid.Manganês h)Hid.cúprico
 
0,25 molar
0,25 molar
 0,805
 1,78
0,5 N
 2NO+O2 ----> 2NO2 
Ca(s) + O2(g) + H2(g) ------->Ca(OH)2(s)
OBS::
NH3(g) + O2(g) ----->NO2(g) + 3/2H2O(g)
NH3(g) + 7/4O2(g) -----> NO2(g) + 3/2H2O(s)
 ( t< 0
 ( t > 0
 Ap < 0
 Ap > 0