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REVISÃO PARA AV2
Química Geral
Turmas 3060
Química Geral - Introdução 1
Unidade 3 – Ligação Química
Tema: 
Ligações iônicas, covalentes e polaridade
Objetivos:
- Estudar as principais forças intramoleculares dipolo-dipolo. 
- Representar elétrons de valência dos átomos através do símbolo 
de Lewis.
- Analisar as ligações covalentes e polaridades de ligação.
• Ligação iônica: O termo ligação iônica refere-se às forças 
eletrostáticas que existem entre íons de sinais contrários. Os 
íons são formados a partir de átomos pela transferência de um 
ou mais elétrons de um átomo para outro.
• Substâncias iônicas resultam da interação de metais do lado 
esquerdo da tabela periódica com não-metais do lado direito 
(excluindo-se os gases nobres, do grupo 8A).
LIGAÇÕES QUÍMICAS
MgO
K2Cr2O7 NiO
Regra do Octeto:
• Os átomos frequentemente ganham, perdem ou compartilham
elétrons para atingir o número de elétrons do gás nobre mais
próximo deles na tabela periódica. Os gases nobre têm
distribuições eletrônicas muito estáveis, como evidenciado
por suas altas energias de ionização, baixas afinidades por
elétrons adicionais e deficiência geral de reatividade química.
• Todos os gases nobres (exceto o He) têm oito elétrons de
valência e muitos átomos, ao sofrerem reações, também
terminam com oito elétrons de valência.
• Essa observação levou à regra do octeto: os átomos tendem a
ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam
circundados por oito elétrons de valência.
LIGAÇÕES IÔNICAS
Química Geral - Termodinâmica
Termoquímica
Estuda as variações de energia que 
ocorrem em uma reação química
Ao ocorrer uma reação química sempre
haverá uma variação de energia.
Essa variação de energia provém de um
novo arranjo das ligações químicas
Química Geral - Termodinâmica
Energia Interna 
∆E = q + w
A Energia Interna de um sistema pode variar 
através da perda ou ganho de calor com as 
vizinhanças, ou ainda com a realização de 
trabalho pelo sistema ou sobre o sistema
calor trabalho
Química Geral - Termodinâmica
Convenção de sinais 
∆E = q + w
Q > 0: calor recebido pelo sistema. 
Q < 0: calor cedido pelo sistema. 
W < 0: volume do sistema aumenta. 
W > 0: volume do sistema diminui. 
∆E > 0: temperatura do sistema aumenta. 
∆E < 0: temperatura do sistema diminui. 
∆E = q + (-P∆V)
Química Geral - Termodinâmica
Energia Interna 
1) Um certo sistema absorve 300 J de calor e tem 700 J de trabalho realizado 
nele. Qual o valor da energia interna do sistema? Esse sistema é endotérmico ou 
exotérmico?
Dados do problema: q = + 300 J; w = + 700 J.
A variação da energia interna é dada pela equação ΔE = q + w
Assim, ΔE = +300J + (+700J) = 1.000 J
O sistema é endotérmico porque o sinal de ΔE é positivo.
2) O gás no interior de um cilindro sofre expansão do volume de 500mL até um 
volume final de 2,0L, contra uma pressão externa de 2 atm. Supondo que durante 
o processo houve absorção de 200 J de calor, qual seria a variação da energia 
interna desse gás?
Dados do problema: q = + 200 J; w = ?
W = - PΔV --- > W = - 2 atm.(2,0L – 0,5L) = - 3,0 atm.L (1 atm.L = 101,3J)
W = 3,0 x 101,3 = - 303,9 J
ΔE = q + w ΔE = + 200J + (- 303,9J) ΔE = - 103,9 J
Este sistema é exotérmico porque o sinal de ΔE é negativo.
Química Geral - Termodinâmica
Energia Interna 
Exercícios:
3) Um determinado sistema possui, inicialmente, o volume de 25 L . Após 
absorver 1 kJ de calor, ocorre uma expansão do volume para 28,95 L, contra 
uma pressão constante de 1 atm. Calcule a variação da energia interna desse 
sistema. Dado: 1 L.atm = 101,3 J.
Dados do problema: q = + 1 kJ; w = ? W = – P ΔV; ΔV = 28,95 – 25 = 3,95 L
A variação da energia interna é dada pela equação ΔE = q + w
W = – 1 atm x 3,95 L ⸫ - 3,95 atm.L. 1 atm.L ------- 101,3 J
- 3,95 atm.L ----- X = - 400,13 J 
ΔE = q + w ⸫ ΔE = 1.000 J + (- 400 J) ΔE = + 600 J
4) Um gás sofre uma expansão e seu volume aumenta de 20 L para 50 L, 
contra uma pressão de 1 atm. O sistema absorve 10 kJ de calor. Calcule a 
variação da energia interna do sistema. Dado 1 L.atm = 101,3 J
Química Geral - Termodinâmica
Energia Interna 
Exercícios:
5) Calcule ∆E e determine se o processo é endotérmico ou exotérmico, para os
seguintes casos:
a) Um sistema libera 113 kJ de calor para a vizinhança e realiza 39 kJ de
trabalho na vozinhança.
b) q = 1,62 kJ e w = - 874 kJ.
c) O sistema absorve 63,5 kJ de trabalho da vizinhança.
6) Um sistema gasoso com 1,6 L, expande-se a temperatura constante para 
5,4 L contra uma pressão de 3,7 atm. Durante o processo, o sistema absorve 5 
kJ de calor. Calcule a variação da energia interna. Dado 1 L.atm = 101,3 J.
Química Geral -
Termodinâmica
Reação endotérmica (absorvem calor)
AB+ Calor A+B
Exemplos:
• Fotossíntese
• Reações de decomposição
• Fusão e ebulição
• Cozimento de alimentos
• Aula experimental
Química Geral - Termodinâmica
Reação endotérmica
Análise Gráfica
Entalpia (H)
Caminho da Reação
HR
Reagentes
ProdutosHP
DH
Assim, temos:
HP > HR
DH > 0
Química Geral - Termodinâmica
Reação exotérmica (liberam calor)
Exemplos:
• Respiração animal
• Reações de combustão
• Congelamento e condensação da água
• Aula experimental
A + B AB + Calor
Química Geral -
Termodinâmica
Reação exotérmica
Análise Gráfica
Entalpia (H)
Caminho da Reação
ReagentesHR
ProdutosHP
DH
Assim, temos:
HP < HR
DH < 0
Química Geral -
Termodinâmica
2ª. e 3ª. Leis da Termodinâmica
Só DH não define se um 
processo é espontâneo.
Entropia (DS) Grau de desordem
Energia livre de 
Gibbs (DG)
Porção útil de DH
ΔG = ΔH - T . ΔS
ΔS = Σ ΔSprodutos - Σ ΔSreagentes
ΔG = Σ ΔGprodutos - Σ ΔGreagentes
Química Geral -
Termodinâmica
2ª. e 3ª. Leis da Termodinâmica
Reação espontânea
Diminuição de 
entalpia (−ΔH)
Aumento de 
Entropia
(+DS)
Diminuição de 
Energia livre de 
Gibbs (−DG)
ΔG = ΔH - T . ΔS
Química Geral - Termodinâmica
Energia Livre de Gibbs
Exemplos:
A combustão completa de 1,0 mol de metano, a 25°C e 1 atm, apresenta 
∆H° = - 890,3 kJ/mol e ∆G° = - 818,0 kJ/mol.
a) Essa reação é espontânea a 25°C?
b) Essa reação é exotérmica ou endotérmica? Justifique sua resposta.
Cinética Química
Parte da Química que estuda a velocidade das reações e os
fatores que a influenciam.
Reações QuímicasRápidas Lentas
Moderadas
Cinética Química
Quanto menor for a
energia de ativação
exigida, maior a
velocidade da reação.
Cinética Química
Fatores que Influenciam a Velocidade de uma Reação
❖ Temperatura
Um aumento de temperatura
aumenta a velocidade das
reações químicas, pois há
um incremento na energia
cinética das moléculas
Cinética Química
Fatores que Influenciam a Velocidade de uma Reação
❖ Concentração dos Reagentes
Quanto maior a concentração de partículas dos
reagentes, maior será o número de colisões efetivas
e consequentemente maior a velocidade da reação.
Cinética Química
Fatores que Influenciam a Velocidade de uma Reação
❖ Presença de Catalisador
É uma substância que aumenta a velocidade da reação,
diminuindo a energia de ativação para os reagentes atingirem
o complexo ativado. No entanto eles não participam da
formação do produto, sendo completamente regenerados no
final.
Cinética Química
Fatores que Influenciam a Velocidade de uma Reação
❖ Presença de Catalisador
Sem catalisador
Com catalisador
Cinética Química
Fatores que Influenciam a Velocidade de uma Reação
Exercício:
Cite os fatores que influenciam a velocidade de uma 
reação e expliquecomo cada fator influencia a velocidade.
Ânodo/Solução do ânodo//Solução do cátodo/Cátodo
Células Galvânicas
Cu(s) / Cu2+(aq) // Ag+(aq) / Ag(s)
Ponte salina: completa o circuito 
e mantém o equilíbrio iônico
Notação de pilha
O potencial elétrico de uma pilha, também chamado de diferença de potencial
(d.d.p.) ou força eletromotriz da pilha (f.e.m.), é calculado pela diferença entre o
potencial de redução do catodo e o potencial de redução do anodo.
Ecel = > E° - < E°
Dados os potenciais elétricos padrão de redução dos eletrodos:
Zn2+ (aq) + 2e- → Zn (s) E° = - 0,76 V
Ni2+ (aq) + 2e- → Ni (s) E° = - 0,52 V
Observa-se que o potencial padrão de redução do níquel (Ni) é maior que o
potencial padrão de redução do zinco. Assim, o níquel será o catodo (sofrerá
redução) e o zinco será o anodo (sofrerá oxidação).
A ddp (ou fem) será dada por: E°cel = – 0,52 – (– 0,76)
E°cel = – 0,52 + 0,76 = + 0,24V
O sinal positivo indica que a reação da pilha é espontânea. Não existe pilha
com potencial negativo.
A partir das semirreações da pilha magnésio – ferro, determine:
a) As semirreações do anodo e catodo;
b) A equação geral da pilha;
c) A diferença de potencial da pilha.
Dados:
Mg2+ + 2e- → Mg (s) E° = - 2,37 V
Fe2+ + 2e- → Fe (s) E° = - 0,44 V
A partir dos potenciais elétricos, verifica que o menor valor é do magnésio, logo,
este será o polo negativo (anodo) da pilha (o que vai sofrer oxidação). Em
consequência, o eletrodo de ferro tem o maior valor (catodo) e sofrerá redução.
a) Semirreações: anodo: Mg (s) → Mg2+ + 2e-
catodo: Fe2+ + 2e- → Fe (s)
b) Equação global: Mg (s) + Fe2+ (aq) → Mg2+ (aq)+ Fe (s)
c) D.d.p. da pilha: E° (maior potencial) – E° (menor potencial)
ddp: – 0,44 – (– 2,37)
ddp: – 0,44 + 2,37 = 1,93 V