C4 CURSO B PROF QUIMICA

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1. SOLUBILIDADE DE 
SÓLIDOS EM LÍQUIDOS
A solubilidade de uma subs tância em um líquido é
representada da seguinte maneira:
S = massa da / massa do ( )substância líquido
Exemplo 
solubilidade do KCl em H2O
S = 34g / 100g de H2O a 20°C
É a maior massa de uma subs tância que
pode ser dis solvida numa certa mas sa de um
líquido, a uma deter mi nada temperatura.
temperatura 
do líquido
FRENTE 1 Físico-Química
MÓDULO 15 Soluções – Solubilidade
Compare os três exemplos seguintes:
Observações
• A solubilidade é também cha -
mada de coefi cien te de solubili -
dade.
• A solubilidade é determinada
experimentalmente.
• A solubilidade pode ser ex pres -
sa em mas sa/mas sa (mais usual),
massa/volume e mol/volume.
KCl S = 34g / 100g de H2O
a 20°C
K2Cr2O7 S = 12,5g / 100mL de
H2O a 20°C
CaF2 S = 2,15 . 10
–4 mol / 1L
de H2O a 20°C
• Para a maioria das subs -
tâncias, a solubilidade varia com a
temperatura.
Exemplo 
solubilidade do KCl em H2O
S = 34g / 100g de H2O a 20°C
S = 37g / 100g de H2O a 30°C
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1. CURVA DE SOLUBILIDADE
É a curva obtida por meio do gráfico da solubilidade (em ordenada) em função da tempera tura
(em abscissa).
Curva ascendente.
A solubilidade aumenta com a
temperatura.
Dissolução endotérmica (absor -
ve calor).
Curva descendente.
A solubilidade diminui com a
temperatura.
Dissolução exotérmica (libera
calor).
Reta pouco inclinada.
A temperatura pouco afeta a
solubilidade.
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MÓDULO 16
Curvas de Solubilidade. 
Solubilidade dos Gases em Líquidos
2. SOLUBILIDADE 
DE GASES EM LÍQUIDOS
A solubilidade dos gases em líquidos depende da
temperatura e da pressão.
A solubilidade de um gás em um líquido
diminui com o aumento da temperatura.
Em temperatura constante, a solubili dade de
um gás em um líquido é direta mente pro -
porcional à pressão do gás acima do líquido (Lei
de Henry).
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1. SOLUÇÃO
Exemplos
2. COMPONENTES 
DE UMA SOLUÇÃO
A massa da solução é dada por:
 
A densidade da solução (d) é
calculada através da fórmula:
Exemplo
solução aquosa de HNO3
Essa solução tem uma massa de
1,41g em 1mL de volume.
3. COMO PREPARAR 
SOLU ÇÕES AQUOSAS
Vamos utilizar os seguintes ma te -
riais para preparar uma solução aquo -
sa:
4,0g de NaOH(s), soluto, com
massa molar = 40g/mol
1 balão volumétrico de 1,0 litro
água (solvente)
Inicialmente, deve mos co locar os
4,0g de NaOH no balão volu mé trico e
adi cionar uma pequena quan tidade de
água que permita a sua disso lu ção. A
se guir, adicio namos mais água até o
volume atin gir a ca pacidade do balão,
ou seja, 1,0L.
A solução obtida é colocada em
um determinado recipiente e depois
colocamos um rótulo com os se -
guintes dizeres:
rótulo aq = aquosa
Podemos exprimir a quantidade
do soluto em mol, então teríamos:
rótulo
40g –––– 1 mol
4g –––– x
∴ x = 0,1mol
Podemos exprimir a quantidade
do soluto em porcentagem em massa,
então teríamos:
rótulo 
Considerando a massa da solu -
ção igual a 1000g.
1000g –––––– 4g
100% –––––– x 
∴ x = 0,4%
4. CONCENTRAÇÃO 
DA SOLUÇÃO
Essas relações numéricas são
genericamente denominadas con -
centração da solução e podem ser
expressas de diferentes maneiras
(g/L, mol/L, % em massa).
Qualquer mistura 
homogênea.
Soluto é a substância que
está sendo dissolvida.
Solvente é a substância que
efetua a dis solução.
msolução = msoluto + msolvente
msoluçãod = –––––––––––
Vsolução
d = 1,41g/mL
NaOH (aq)
4,0g/L
NaOH (aq)
0,1 mol/L
NaOH (aq)
0,4% em
massa
quantidade 
de soluto
––––––––––––– = concentração
quantidade 
da solução
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MÓDULO 17 Concentração: %, g/L e mol/L
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Os principais tipos de con centração são:
Concentração Fórmula Indica Unidade
gramas por litro
g/L
msoluto
C = ––––––––––
Vsolução
massa do soluto, em
gramas, dissolvida em 1L 
de solução 
g/L
mols por litro
mol/L 
nsoluto
M = –––––––––
Vsolução
quantidade em mols 
do soluto dissolvidos em 
1L de solução 
mol/L 
Título (τ) e 
porcentagem em
massa de soluto (p)
msoluto
τ = ––––––––––
msolução
p = . 100
massa do soluto, em gramas,
dissolvida em 100g de
solução
adimensional
Partes por milhão
(ppm)
msoluto (mg)ppm = ––––––––––––
msolução (kg)
massa do soluto, em gramas,
dissolvida em 106g de
solução
adimensional
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Para uma mesma solução, a concentração é cons -
tante, não depende da quantidade retirada. 
Por exem plo:
concentração permanece 4g/L
concentração permanece 4g/L
Observações
• 1,0L = 1000mL = 1000cm3
msoluto• nsoluto = –––––––––Msoluto
• A concentração em mol/L pode ser representada
por colchetes:
[NaCl] = concentração em mol/L de NaCl
5. RELAÇÃO ENTRE C E τ
msolutoC = ––––––––– → msoluto = C VsoluçãoVsolução
msolutoτ = ––––––––– → msoluto = τ . msoluçãomsolução
C Vsolução = τ msolução{ msoluçãoC = τ . –––––––––
Vsolução
C = g/L d = g/L
C = g/L d = g/mL
6. RELAÇÃO ENTRE C E M
msolutoC = ––––––––– → msoluto = C VsoluçãoVsolução
msoluto
M = ––––––––––––– → msoluto = M . Msoluto . Vsolução
Msoluto Vsolução
{CVsolução� = M . Msoluto . Vsolução�
NaOH(aq)
4g/L
ret
ira
0,5
L
retira
0,25L
C = τ . d
C = 1000 τ . d
C = M . Msoluto
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1. DILUIÇÃO DAS SOLUÇÕES 
Solução inicial Solução final 
→ 
Solução mais concentrada Solução mais diluída 
equações da diluição
Diluir uma solução significa adicionar solvente a esta solução.
Massa do soluto = m1
Quantidade de matéria do so lu to = n1
Volume da solução = V1
Massa do soluto = m2 = m1
Quantidade de matéria do solu to = n2=n1
Volume da solução = V2
V2 = V1 + Vsolvente
m1 n1C1 = –––– M1 = ––––
V1 V1
inicial
m1 = C1V1
n1 = M1V1
m1 n1
C2 = –––– M2 = ––––
V2 V2
final
m1 = C2V2
n1 = M2V2
C1V1 = C2V2 M1V1 = M2V2
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MÓDULO 18 Diluição e Mistura de Soluções
Observação: A operação in -
versa de diluir chama-se con -
centrar a solução. Concentrar
con siste num aque ci mento cui da doso
da solução, de modo a evaporar
apenas o solvente. Nesse caso,
continuam valendo as fórmulas
apresentadas.
2. MISTURA DE SOLUÇÕES
DE SOLUTOS IGUAIS
Ao diluir uma solução, veri -
ficamos:
• A quantidade de soluto (m,
n) permanece cons tan te.
• O volume da solução au -
menta ( V2 > V1). 
• A concentração (C, M) di -
minui.
Neste tipo de mistura, as
quantidades de soluto (m, n)
somam-se.
equa ções da mistura de
so luções de solutos iguais
Observação: Não sendo dado o volume final da mistura, deveremos considerá-lo como a soma dos volumes
iniciais. Nem sempre os volumes são aditivos; por exemplo, na mistura água + álcool, ocorre contração de volume.
MfVf = M1V1 + M2V2
CfVf = C1V1 + C2V2
1.a solução
m1
n1
V1
m1
C1 = –––
V1
n1
M1 = –––
V1
2.a solução
m2
n2
V2
m2
C2 = –––V2
n2
M2 = –––
V2
solução final
mf = m1 + m2
nf = n1 + n2
Vf = V1 + V2
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1. ÁCIDO CARBOXÍLICO, ÉSTER E ÉTER
Função Grupo Funcional Sufixo Exemplo
Ácido
Carboxílico
Éster
presença de — C
(carboxila)
=
—
O
OH
 O
R — C
 OH ou R — COOH
=—
 O
presença de — C
 O —
=
—
 O
R — C
 O — R ou R —COO — R
=
 
—
— O — entre carbonos
R — O — R
 H2 H2
H3C — C — O — C — CH3
etoxietano
éter etílico
prefixo + oxi +
hidrocarbonetoÉter
– oico
– oato de ila
 O
H3C — C
 OH
ácido etanoico
ácido acético
=
—
 O
H3C — C
 O — CH3
etanoato de metila
acetato de metila
=
—
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FRENTE 2 Química Orgânica
MÓDULO 15
Estrutura e Nomes dos Compostos Orgânicos III:
Ácido Carboxílico, Éster e Éter
2. EXEMPLOS DE ÁCIDOS CARBOXÍLICOS
Observações
• O suor humano contém ácidos carboxílicos.
• Os principais grupos derivados dos ácidos car bo -
xílicos são:
3. CARACTERÍSTICAS DOS ÉSTERES E ÉTERES
• Os ésteres são substâncias muito abundantes na
natureza e podem ser encontrados nas frutas, óleos e
gorduras (origem vegetal e animal) e ceras (origem ve -
getal e animal). 
• Os principais flavorizantes (aromatizantes) artifi -
ciais são ésteres. 
Exemplos
etanoato de etila (IUPAC) flavorizante de maçã
acetato de etila
butanoato de butila flavorizante de abacaxi
etanoato de octila (IUPAC) flavorizante de laranja
acetato de octila
H–C
O
OH
desinfetante; fixa-
dor de pigmen-
tos e corantes em
tecidos
ácido metanoico (IUPAC)
ácido fórmico
H3C–C
O ácido etanoico (IUPAC)
ácido acético
vinagre; produção
de polímeros
HO
ácido benzoicoC
O
HO
conservante de 
alimentos
tomate; espinafre;
fixador de tintas– C
O
HO
O
H
O
C
 ácido etanodioico
 (IUPAC)
 ácido oxálico
metanoíla ou formila
C
O
H—
etanoíla ou acetila
C
O
—H3C
C
O
—H3C O—CH2 CH3—
—H3C (CH2
O
CH2
)
3
C
O— CH3—
—
( )2
—H3C C
O
O— CH2 CH3—)7(
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• Principal éter
H3C — CH2 — O — CH2 — CH3 etoxietano (IUPAC) 
éter dietílico
éter etílico
solvente, anestésico
éter sulfúrico
éter comum
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MÓDULO 16 Amina e Amida
1. PRINCIPAIS GRUPOS ORGÂNICOS
H3C —
metil
H3C — CH — CH3
—
isopropil
H3C — CH2 — C — CH3
—
s-butil (secbutil)
H2C = C —
vinil
H
H3C — C —
etil
H3C — CH2 — CH2 — C —
butil
H3C — C — CH3
—
t-butil (tercbutil)
fenil
H2
H2
—
CH3
H3C — CH2 — C —
propil
H2
isobutil
H3C — CH — C —
H2
—
CH3
benzil
C —
H2
H
2. AMINAS
R — NH2 = amina primária
R — N — R = amina secundária
|
H
R — N — R = amina terciária
|
R
fenilamina (IUPAC) { fabricação anilina de corantes
H3C — NH2 metilamina 
H3C— N — CH3 trimetilamina
|
CH3
CH3
|
H3C — C — NH2 t-butilamina
|
CH3
3. AMIDAS
São obtidas a partir da substituição de um ou
mais hidrogênios da amônia (NH3) por grupos.
H — N — H
–1H
–2H
–3H
—
H
Nomenclatura IUPAC: nome do grupo + amina
NH2
Presença do grupo — C
N —
—
—
O
Fórmula geral R —
O
C
NH2
 ou R — CONH2
Nomenclatura IUPAC: sufixo amida
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etanamida (IUPAC)
acetamida (usual)
ureia
4. COMPOSTO DE FUNÇÃO MISTA
Exemplos
5. IONIZAÇÃO DOS COMPOSTOS ORGÂNICOS
• ácidos carboxílicos
água
R – COOH ⎯⎯→←⎯⎯ H+ + R – COO–
• fenóis: caráter ácido
• aminas: caráter básico
R – NH2 + HOH ⎯⎯→←⎯⎯ R – NH3
+ + OH–
Exemplos
C
O
—H3C
NH2
=
—
CO =
NH2
NH2
—
— {
presente na urina; pri meiro com -
 posto or gâ nico obtido em
laboratório; usada co mo adu bo,
na alimentação de ga dos e pro -
du ção de medi camentos.
Composto que apresenta grupos 
funcionais diferentes.
H3C – CH – C
O
OH
NH2
=
–
–
amina
ácido
carboxílico
alanina
(usada pelos 
organismos
vivos na síntese 
de proteínas)
OH
O – CH3
CH2 – CH = CH2
fenol
eugenol
(anestésico local)
éter
 C – O – CH2 – CH3H2N 
=
O
éster
benzocaína
(anestésico local)amina
 OH
água
⎯⎯→←⎯⎯ H
+
 + O
–
 OH H
+
 + O
–
⎯→←⎯H3C — COOH H
+ + H3C — COO
–
ácido acético acetato
⎯→←⎯
H3C — NH2 + HOH H3C — NH3
+
 + OH
–
⎯→←⎯
metilamina metilamônio
fenóxido
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1. ISÔMEROS
Exemplo: Fórmula molecular: C3H6
O estudo da isomeria será dividido em duas partes:
• isomeria plana;
• isomeria espacial (estereoisomeria).
2. CLASSIFICAÇÃO DA ISOMERIA PLANA
 A isomeria plana (diferença entre os isômeros visí vel
na fórmula estrutural plana) é subdividida em
a) isomeria de função;
b) isomeria de cadeia;
c) isomeria de posição;
d) isomeria de compensação (metameria);
e) isomeria dinâmica (tautomeria).
a)
Exemplo
O
||
H3C — C — CH3
Propanal Propanona
(aldeído) (cetona)
C3H6O C3H6O
b)
Exemplo
H3C — CH2 — CH = CH2 H2C — CH2
| |
H2C — CH2
but-1-eno ciclobutano
(aberta) (fechada)
C4H8 C4H8
c)
Exemplo
OH OH
| |
H3C— CH — CH3 H3C — CH2 — CH2
propan-2-ol propan-1-ol
(OH está no C2) (OH está no C1)
C3H8O C3H8O
d)
Exemplo
H3C— O — CH2— CH2— CH3 H3C — CH2— O —CH2—CH3
metoxipropano etoxietano
(O está entre os C 1 e 2) (O está entre os C 2 e 3)
C4H10O C4H10O
e)
etanal etenol
(aldeído) (enol)
C2H4O C2H4O
propanona prop-1-en-2-ol
(cetona) (enol)
C3H6O C3H6O
dois ou mais
compostos 
diferentes
igual fórmula
molecular
diferentes fórmulas
estruturais
apresentam
• Esse fenômeno
é chamado de
isomeria.
H2C CH= — CH3 H2C CH2
CH2
—
—
—
propeno ciclopropano
isômeros
Isômeros de função: funções diferentes
H3C CH2
H
—C
O
—
Isômeros de cadeia
mesma função;{ cadeia diferente.
mesma função;
mesma cadeia; 
Isômeros de posição posição diferente: grupo{funcional, insaturação
ou ramificação.
Isômeros de 
mesma função;
compensação {mesma cadeia heterogênea;ou metâmeros posição diferente doheteroátomo.
funções diferentes;
Tautômeros {estão em equilíbrio;migração do H e da dupla. 
H — —
H
—
—C
H
H
—C
O
— CH
H
C—— —H
—OH
H —
H
—
— C
H
—C
O— —
CH3— CH3——— CH
H
C——
—OH
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MÓDULO 17 Isomeria Plana
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1. ISOMERIA GEOMÉTRICA OU CIS-TRANS
É um tipo de isomeria espacial presente em com -
postos de cadeia aberta com dupla ligação
(mais importante) e em compostos de cadeia
fecha da saturada.
2. COMPOSTOS DE CADEIA ABERTA COM 
DUPLA-LIGAÇÃO
Condição
Exemplos
O composto 1,2-dicloroeteno (H — C = C — H)| |
Cl Cl
apresenta isomeria geométrica, portanto existem dois
compostos diferentes: cis-1,2-dicloroeteno e
trans-1,2-dicloroeteno.
3. COMPOSTOS DE CADEIA FECHADA 
SATURADA
Condição
O composto 1,2-dibromociclopropano 
apresenta isomeria geométrica, 
por tanto exis tem dois compostos diferentes.
cis-1,2-dibromociclopropano
trans-1,2-dibromociclopropano
Deve haver ligantes diferentes nos átomos
de carbono da dupla-li gação.
C = C
—
— —
—
aa
b b
C = C
—
— —
—
ca
b d
C = C
—
— —
—
aa
b c
a b a b c de a b a ce
H — C = C — CH2 — CH3
— —
H H
H3C — C = C — CH3
— —
H H
1-buteno (não apresenta
isomeria geométrica
2-buteno (apresenta
isomeria geométrica)
A dupla ligação impede a rotação entre os
átomos de carbono da dupla. Os ligantes
diferentes irão originar dois compostos dife -
ren tes: isômero cis e isômero trans.
Isômero cis: apresenta ligantes iguais ou de
maior massa molar no mesmo lado com
relação à dupla ligação.
Isômero trans: apresenta ligantes iguais ou
de maior massa molar em lados opostos.
Os isômeros cis e transtêm fórmulas espa -
ciais dife rentes, portanto são isômeros es -
paciais ou estereo isômeros.
Haver pelo menos dois átomos de carbono
do ciclo com ligantes diferentes.
BrBr( (
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MÓDULO 18 Isomeria Geométrica
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1. INTRODUÇÃO
Há reações químicas mais len -
tas e outras mais rápi das. Assim,
por exemplo:
A queima de uma vela 
demora algumas horas.
A reação entre o metal potássio e 
a água ocorre numa fração de segundo.
2. VARIAÇÃO DAS 
CON CEN TRAÇÕES DOS
REAGENTES E PRODUTOS
NO DE COR RER DA REAÇÃO
Consideremos a reação de de -
composição da água oxigenada se -
gundo a equação a seguir. Os dados
apresentados foram determinados
experimentalmente a partir de
0,8mol/L de água oxigenada.
2H2O2 → 2H2O + O2
Para qualquer reação química,
sempre temos:
3. VELOCIDADE MÉDIA 
DE UMA REAÇÃO (vm)
A velocidade ou rapidez com que
uma reação química se pro ces sa não
é necessariamente a mesma ao longo
de toda a sua duração. Por isso,
costuma-se trabalhar com a
velocidade média.
ou 
Δ[ ] = variação da concentração
em mol/L =[ ]f –[ ]i
Δt = variação de tempo = tf – ti
Assim, a velocidade média pode
ser expressa por:
Velocidade média de 
consumo
ou
Velocidade média de
formação
Observações
• vm é uma quantidade sempre
positiva.
• Para calcular vm, podemos
usar outras gran de zas, tais
como:
0
0,15mol/L
0,25mol/L 
0,30mol/L
aumenta
0
0,3mol/L
0,5mol/L 
0,6mol/L
aumenta
0,8mol/L
0,5mol/L
0,3mol/L
0,2mol/L
diminui
t = 0min
t = 10min
t = 20min
t = 30min
quantidade do reagente
diminui com o tempo
quantidade do produto
aumenta com o tempo
É a relação entre a variação da
con cen tração de um dos rea -
gentes ou de um dos produtos
e o intervalo de tem po no qual
ocor reu essa variação.
variação da concentração
vm = –––––––––––––––––––––––––––variação de tempo
Δ[ ]
vm = ––––––Δt
Δ [reagente] 
vm = ––––––––––––––Δt
Δ [produto] 
vm = ––––––––––––––Δt
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FRENTE 3 Físico-Química
MÓDULO 15
Cinética Química I: 
Velocidade (Rapidez) de uma Reação Química
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Δn = variação da quantidade de maté ria
Δm = variação da massa 
ΔV = variação do volume
4. EXEMPLO
Calcular as velocidades médias
com relação a H2O2, H2O e O2 no
intervalo de 0 a 10min (usar os dados
do item 2). 
vm H2O2
= 
vm H2O2
= 
Nesse intervalo de 0 a 10min,
temos o consumo de 0,03mol de
H2O2 por min.
vm H2O = 
vm H2O = 
Nesse intervalo de 0 a 10min,
temos a formação de 0,03mol de H2O
por min.
vm O2 = 
vm O2 = 
Nesse intervalo de 0 a 10min,
temos a formação de 0,015mol de O2
por min. 
Δn 
vm = ––––Δt
Δm 
vm = ––––Δt
ΔV 
vm = ––––Δt
Δ[H2O2]––––––––
Δt
|0,5mol/L – 0,8mol/L|
––––––––––––––––––––
10min – 0min
vm H2O2
= 0,03mol/ L. min
Δ[H2O]––––––––
Δt
0,3mol/L – 0mol/L
––––––––––––––––––––
10min – 0min
vm H2O
= 0,03mol/ L. min
Δ[O2]–––––––
Δt
0,15mol/L – 0mol/L
–––––––––––––––––
10min – 0min
vm O2
= 0,015mol/ L. min
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MÓDULO 16 Complexo Ativado – Energia de Ativação
1. TEORIA DO COMPLEXO ATIVADO
Explica o caminho da reação, isto é, como os rea -
gentes originam os produtos.
Considere a reação genérica:
AB + C → A + BC
colisão origina complexo origina A + BC
entre ⎯⎯→ ativado ⎯⎯→
AB e C [ABC]
AB + C → [ABC] → A + BC
reagentes complexo produtos
ativado
Exemplo
H2 + I2 → [H2I2] → 2 HI
reagentes complexo produto
ativado
Observações
• Nem toda colisão entre as partículas dos reagen -
tes resulta em reação.
• A colisão que resulta em reação é chamada de
colisão efetiva.
• O número de colisões efetivas é mínimo em re -
lação ao número de colisões não efetivas.
• AB + C → [ABC] → A + BC
reagentes complexo ativado produtos
R CA P
Energia ER ECA EP
Sempre temos: ECA > ER e ECA > EP
2. ENERGIA DE ATIVAÇÃO DE UMA REAÇÃO
(Ea)
Cálculo de Ea:
Sabemos que a energia de ativação para uma rea ção
• depende da natureza da reação.
reação rápida: baixa Ea
reação lenta: alta Ea
• é independente da temperatura e da concen tração.
3. CONDIÇÕES NECESSÁRIAS PARA HAVER 
A FORMAÇÃO DO COMPLEXO ATIVADO
Considere a reação genérica:
Complexo ativado de uma reação é uma es -
trutura instável e intermediária entre os rea -
 gen tes e os produtos.
É a energia fornecida aos reagentes para
formar o complexo ativado dessa reação.
AB + C [ABC] A + BC
reagentes
energia
fornecida complexoativado
produtos
R
ER
Ea CA
E
P
EP
liberada
energia
CA
Ea = ECA – ER
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Para haver a formação do complexo ativado, duas
condições são necessárias:
1.a) A colisão deve ocorrer numa posição geométrica
favorável à formação do complexo ativado.
2.a) A colisão deve ocorrer com energia igual ou su -
pe rior à energia do complexo ativado da reação.
4. DIAGRAMAS DE ENERGIA 
DE ATIVAÇÃO (Ea)
A sequência:
é chamada caminho da reação.
reagentes complexo produtos
 ativadoenergia energia
fornecida
Ea
liberada
energia liberada > Ea: reação exotérmica (ΔH < 0)
energia liberada < Ea: reação endotérmica (ΔH > 0)
Considerando a reação: 
A2 + B2 → 2AB
Q
U
ÍM
IC
A
 B
D
E
– 69
Reação endotérmica (ΔH > 0) Reação exotérmica (ΔH < 0)
Observação
Quanto maior a energia de ativação, menor a velocidade da reação. 
A reação da direita (a seguir) é mais rápida que a reação à esquerda.
MÓDULO 17
Fatores que Alteram a Velocidade de uma Reação:
Temperatura, Superfície de Contato e Catalisador
A reação I (Ea = 20kcal) é mais
lenta que a II (Ea = 10kcal).
1. INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA NA VELOCIDADE DE REAÇÃO
Explicação: colisões mais energéticas → aumento do número de colisões efetivas
implica
Aumento da temperatura ⎯⎯⎯⎯→ Aumento da velocidade de reação
C4_QUIM_BDE_TEORIA_ALICE 08/02/12 15:25 Página 69
Q
U
ÍM
IC
A
 B
D
E
70 –
Quanto mais fragmentado está o sólido, maior é a superfície exposta. O número de colisões aumenta, determinando
também um aumento na velocidade da reação.
Exemplo
2. INFLUÊNCIA DA SUPERFÍCIE DO 
REAGEN TE SÓLIDO NA VELOCIDADE DE REAÇÃO
Quando um reagente está no estado sólido, a rea -
ção ocorre apenas na sua superfície.
Explicação
maior superfície → maior número de colisões
 
Exemplo
Reação do CaCO3 com HCl em excesso.
CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2 + H2O v1 (25oC)↓
10g (pedaço) } v2 > v1CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2 + H2O v2 (25oC)↓
10g (pó)
CaCO3 em pedaço CaCO3 em pó
(reação mais lenta) (reação mais rápida)
Reação do Sb com Br2 a 25
oC
(reação mais lenta)
Reação do Sb com Br2 a 75
oC
(reação mais rápida)
Maior superfície implica Maior velocidade
⎯⎯⎯⎯→
do reagente sólido de reação
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Observação
3. INFLUÊNCIA DO CATALISADOR
NA VELOCIDADE DE REAÇÃO
Explicação: Catalisador é uma substância que
diminui a energia de ativação.
Exemplo: Decomposição da água oxigenada.
1) 2 H2O2 ⎯→ 2 H2O + O2 v1 (25°C) }v2 > v1MnO22) 2 H2O2 ⎯⎯→ 2 H2O+O2 v2 (25°C) MnO2: 
catalisador
A decomposição da água oxigenada é mais rápida
na presença de MnO2, pois este atua como catalisador.
� sem catalisador 
(rea ção lenta)
� com catalisador (reação
rápida)
Observe os gráficos.
❑ Propriedades do catalisador
• Não é consumido, portanto pode ser recuperado
no final da reação.
• Não altera o ΔH da reação.
❑ Ação do catalisadorExemplo
SO2 + NO2 → SO3 + NONO2SO2 + O2 ⎯⎯→ SO3{NO + 1––
2
O2 → NO2
NO2 = catalisador
Sólidos em pó reagem mais rapidamente.
implica
Catalisador ⎯⎯⎯⎯→ Maior velocidade 
de reação
O catalisador forma um composto inter me -
diário com um dos reagentes, possibi li tan do
para a reação um novo caminho (me ca nis mo),
no qual a energia de ativação é menor.
1––
2
Q
U
ÍM
IC
A
 B
D
E
– 71
C4_QUIM_BDE_TEORIA_ALICE 08/02/12 15:25 Página 71
Q
U
ÍM
IC
A
 B
D
E
72 –
MÓDULO 18 Equação da Velocidade
1. INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO DOS 
REAGENTES NA VELOCIDADE DE REAÇÃO
Para a maioria das reações químicas, temos:
Explicação
Aumento do número Aumento do número de 
de moléculas dos ⎯→ colisões entre as molé-
reagentes. culas dos reagentes.
Exemplo
Decomposição da água oxigenada.
2 H2O2 ⎯⎯→ 2 H2O + O2
exp. 1 0,10 mol/L v = 1,01 . 10–3 mol/L . min
exp. 2 0,20 mol/L v = 2,02 . 10–3 mol/L . min
Observe que, ao dobrar a concentração da água
oxigenada (reagente), a velocidade da reação dobrou.
2. EQUAÇÃO OU LEI 
DA VELOCIDADE DE REAÇÃO
Exemplos: a) 2 H2O2 → 2 H2O + O2
Vimos que, ao dobrar a concentração de H2O2, a
velocidade da reação dobra. Isto sugere que a ve -
locidade desta reação é diretamente proporcional à
concentração de H2O2, portanto a equação da
velocidade dessa reação é
v = k [H2O2]
1 reação de 1.a ordem
v = velocidade da reação
k = constante de velocidade (constante de propor -
cionalidade)
[H2O2] = concentração em mol/L de H2O2
expoente 1 é chamado de ordem
Cálculo do k
Usando os dados do experimento 1, temos:
v = k [H2O2] ou k = 
k = 
k = 1,01 . 10–2/min
b) 2 H2(g) + 2 NO(g) → N2(g) + 2 H2O(g)
Analisando e comparando os experimentos, temos:
A equação da velocidade é:
v = k [H2] [NO]
2 reação de 3.a ordem
c) NO2(g) + CO(g) → CO2(g) + NO(g)
Analisando e comparando os experimentos, temos:
A equação da velocidade é:
v = k [CO]0 [NO2]
2 ou v = k [NO2]
2
reação de 2.a ordem
Observações
• A equação da velocidade não é obtida pela equa -
ção química correspondente.
• A ordem nem sempre é igual ao coeficiente
estequiométrico.
Exemplo
2 H2O2 → 2 H2O + O2 v = k [H2O2]
1
coeficiente da H2O2 é 2
ordem da reação com relação ao H2O2 é 1
Aumento da implica Aumento daconcentração ⎯⎯⎯⎯→ velocidade
dos reagentes de reação
Equação que mostra a relação entre a velo ci -
dade de reação e a concentração do rea gen te.
A equação da velocidade é determinada ex -
peri mentalmente, isto é, comparando a va -
riação da concentração do reagente com a
variação da velocidade.
v
––––––
[H2O2]
1,01 . 10–3 mol/L . min
––––––––––––––––––––
0,10 mol/L
Experimentos
1
2
3
[H2]
0,10
0,20
0,20
NO
0,10
0,10
0,20
velocidade (mol/L . s)
0,10
0,20
0,80
Experimentos
1
2
3
[NO2]
0,1
0,1
0,2
[CO]
0,1
0,2
0,2
velocidade (mol/L . s)
5,0 . 10–2
5,0 . 10–2
20 . 10–2
1 e 2 [H2]
0,10
0,20
x2
v
0,10
0,20
x2
v é diretamente
proporcional à [H2]
1.a ordem�
2 e 3 [NO]
0,10
0,20
x2
v
0,20
0,80
x4
v é diretamente
proporcional ao
quadrado da [NO]
2.a ordem
�
1 e 2 [CO]
0,1
0,2
dobra
v
5. 10–2
5. 10–2
v não depende
da [CO] ordem
zero�
2 e 3 [NO2]
0,1
0,2
x2
v
5,0 . 10–2
20 . 10–2
x4
v é diretamente
proporcional ao
quadrado da 
[NO2] 2.
a ordem
�
cons-
tante
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