Buscar

Físico Química_UND 2

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Você viu 3, do total de 20 páginas

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Você viu 6, do total de 20 páginas

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Você viu 9, do total de 20 páginas

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Prévia do material em texto

Físico-Química
UNIDADE 2
1
FÍSICO-QUÍMICA
UNIDADE 2
PArA INÍCIO DE CONvErSA
Olá, vamos iniciar o estudo da unidade 2?
Espero que esteja preparado (a) para continuar com nossa jornada de estudo, continue com sua dedicação, 
ela é primordial para que você alcance os seus objetivos. Tenho certeza que ao final da sua jornada em 
busca da aquisição de novos conhecimentos, você terá total domínio dos conteúdos da nossa disciplina 
de Físico-química. 
 
OrIENtAçõES DA DISCIPlINA
Após ter feito um minucioso estudo sobre gases ideais e reais, as equações de estado do gás ideal e a 
equação de van der Walls; a lei zero, e primeira lei da termodinâmica. Agora vamos dar continuidade 
ao assunto prosseguindo com a segunda lei da termodinâmica e iniciar; cinética química e equilíbrio 
químico. É importante que ao término desta unidade, você possa ter entendido a definição da segunda lei 
da termodinâmica, bem como, a grandeza termodinâmica: entropia. Saiba identificar quais fatores podem 
afetar a velocidade de uma reação, calcular a velocidade da mesma e classificá-las de acordo com sua 
ordem.
 
E para concluir, entender um pouco de equilíbrio químico, calculando a constante de equilíbrio em termos 
das concentrações molares e das pressões parciais, para que na unidade 3 você possa aprofundar mais 
seus conhecimentos neste tema.
Gostaria de lembrar a importância da leitura de seu livro texto, pois irá nortear seus estudos. Você também 
tem a sua disposição, a nossa biblioteca virtual para fazer novas pesquisas. Não se esqueça de acessar 
o AVA e responder as atividades e fóruns avaliativos, em caso de alguma dúvida, pergunte ao seu tutor!
SEGUNDA LEI DA TERMODINÂMICA
PAlAvrAS DO PrOFESSOr
Para começar, vamos recapitular o enunciado da primeira lei da termodinâmica vista na 
unidade 1. Lembra que a energia não pode ser criada nem destruída? Que a primeira lei 
trata justamente da conservação de energia?
 
2
Hoje iniciaremos nossa unidade 2, falando da segunda lei da termodinâmica que irá explicar como essa 
energia influencia na espontaneidade das transformações físicas e químicas.
No nosso dia a dia, notamos que algumas coisas ocorrem de forma natural; outras, não. Um gás se 
expande até ocupar todo volume disponível, um corpo quente resfria até atingir a temperatura de sua 
vizinhança.
Esses tipos de processos ocorrem sem a necessidade de ser provocada nenhuma influencia externa. Já 
um gás para ser confinado num volume menor do que ele ocupa ou um corpo para ser congelado, precisa 
da realização de um trabalho. Esses tipos de processos são conduzidos no sentindo inverso do natural. 
O processo que ocorre de forma natural é chamado de espontâneo. Já o processo que é conduzido no 
sentindo inverso ao natural é chamado de não espontâneo.
O reconhecimento desses dois tipos de processo: espontâneo e não espontâneo é resumido pela Segunda 
Lei da Termodinâmica. 
A segunda lei da termodinâmica tenta explicar esses fenômenos a partir da entropia (S), nome dado à 
grandeza termodinâmica que mede o grau de desordem de um sistema. A matéria e a energia tendem 
naturalmente a se tornar mais desordenadas.
Um gás se expande, por exemplo, porque a energia contida nos seus átomos vibra de maneira muito 
intensa e tende a se propagar pelo ambiente. Já o inverso dessa transformação é praticamente impossível 
de acontecer, pois é muito improvável que aquele mesmo gás se recolha do ambiente e se concentre 
novamente no volume que estava contido anteriormente. Logo, quando o gás se expande, dizemos que 
a entropia do sistema aumentou. A entropia de um sistema isolado sempre aumenta no decorrer de um 
processo espontâneo.
ΔS > 0 (processo espontâneo)
A entropia é uma função de estado, ou seja, ela só depende do estado inicial e final, não sendo necessário 
saber o caminho que este estado foi atingindo.
A definição termodinâmica da entropia está baseada na expressão:
dS = 
Onde qrev é o calor trocado reversivelmente. Para uma transformação finita entre dois estado: inicial e 
final, a expressão integrada, resulta:
ΔS =
3
Processos espontâneos
A primeira lei da termodinâmica, vista na unidade 1, afirma que a energia é conservada em qualquer 
processo e que os sistemas tendem para um estado de energia mínima. Nunca esquecendo que a energia 
total de um sistema isolado é constante. 
 
O que será que determina o sentindo da mudança espontânea? Será que é a energia 
que sempre vai tender para um valor mínimo? 
Mas, conforme a primeira lei, a energia é conservada! Ou seja, se a energia do sistema diminui, numa 
mudança espontânea, a energia da vizinhança aumenta numa mudança espontânea também! Dessa 
forma, não seria a energia do sistema que tende para o mínimo.
O que nota-se é que quando ocorre uma mudança espontânea, a energia total do sistema isolado 
permanece constante, mas ela se redistribui de diferentes maneiras. Sabe-se, que essas mudanças 
espontâneas sempre serão acompanhadas pela dispersão de energia.
Para entender melhor a distribuição de energia, pense numa bola (sistema) quicando sobre o chão 
(vizinhança). A cada pulo dado, há perdas inelásticas entre a bola e o chão, fazendo com que ela não 
suba tão alto quanto antes. A energia cinética do movimento da bola se converte em energia de agitação 
térmica dos átomos da bola e da superfície. Dessa forma, o sentindo da transformação espontânea leva a 
bola atingir o repouso, após dissipar toda sua energia cinética. O processo inverso não é espontâneo, pois 
é pouco provável o contrário ser observado (figura 1).
Figura 1 – Uma bola quicando para espontaneamente assim que transfere toda sua energia para superfície 
onde quica. Ela jamais absorve calor da superfície e volta a quicar novamente.
 
Fonte: http://bizuando.com/material-apoio/fisico-quimica/FQ6-Segundalei-Conceitos.pdf
???
http://bizuando.com/material-apoio/fisico-quimica/FQ6-SegundaLei-Conceitos.pdf
4
Entropia
Entropia nada mais é que a medida de dispersão de energia em um processo. Ela vai permitir dizer se um 
estado acontece por meio de outro através de uma transformação espontânea.
A entropia está ligada com as situações mais comuns que podem acontecer. Por exemplo: se você tem 
dois gases confinados separadamente um do outro por uma válvula fechada, e após determinado tempo 
você abre a válvula, o que acontecerá com os gases? Eles permanecerão ocupando os mesmos volumes 
iniciais ou irão ocupar o volume disponível após abertura da válvula? Podemos afirmar que, os gases 
não ficam limitados a um local em particular, eles irão ficar distribuídos igualmente por todo espaço 
disponível (figura 2). Isso acontece porque a situação de estar o mais distribuído possível, isto é, estar 
mais espalhado, de maior entropia, é a mais provável.
Figura 2 – Situação 
(a) Gases confinados com válvula fechada.
(b) Gases após abertura da válvula.
 
Fonte: http://www.labec.iqm.unicamp.br/cursos/QG107/aula6_4x.pdf
Variações de entropia e reações químicas
A entropia, que significa desordem, é uma função de estado, ou seja, ela pode ser obtida pela diferença 
entre o estado final e inicial. Matematicamente, temos:
ΔS = nSprodutos - mSreagentes
Onde n e m são coeficientes estequiométricos, SP é a soma das entropias padrão dos produtos, SR a dos 
reagentes. 
Essa desordem tem a ver com a espontaneidade do processo físico. Por exemplo, quando um gelo derrete, 
ele passa pelo processo de fusão, passa do estado sólido para o líquido, esse é um processo espontâneo 
em que o grau de desordem do sistema aumentará consequentemente, também aumentará a entropia. No 
estado sólido, as moléculas da água estão mais juntas umas das outras, num sistema mais organizado.
http://www.labec.iqm.unicamp.br/cursos/QG107/aula6_4x.pdf
5
Quando passam para o estado líquido elas estão mais afastadas e com maior liberdade de movimento. 
Se essa água no estado líquido for aquecida até passar para o estado vapor, a desordem será ainda 
maior; desse modo, podemos dizer que a desordem,entropia, num sistema em mudanças de estado físico 
aumentará da seguinte maneira:
 
Fonte: Autor, 2015
Além disso, a temperatura e a pressão também influenciam no valor de entropia de um sistema. Com 
relação à temperatura, quanto maior a energia térmica das partículas, maior agitação e com isso, maior a 
entropia de um sistema. Já a pressão interfere significativamente no estado gasoso, por ser compressível, 
quanto maior a pressão aplicada, mais comprimido estará o gás, fazendo com que as moléculas tenham 
menos posições livres, diminuindo assim a desordem, ou seja, a entropia.
O contrário também é válido, quanto menor a pressão mais espalhadas estão às moléculas, ou seja, maior 
entropia. A entropia é considerada zero para qualquer substância no zero absoluto. 
Qualquer temperatura acima do zero absoluto faz com que as espécies que formam uma substância 
tenham um aumento no número de possibilidades que possam representá-las, causando um aumento de 
entropia. Esse fato nos ajuda a obter os valores dados na tabela 1 de entropia padrão (So) a 25°C e 100 
KPa para algumas substâncias:
Tabela 1- Entropia molar padrão, a 100 kPa e 298,15 K.
Fonte: Maia e Bianchi (2007, p. 266).
6
PrAtICANDO
Vamos fazer uma aplicação de entropia para fixar o assunto e assim, não ficar nenhuma dúvida! Vamos 
lá! Mãos à obra.
Aplicação 1 - Calcule a variação de entropia para a reação a 25°C:
C(grafita)(s) + O2(g) CO2(g) 
Conhecendo a entropia molar de cada substância, por meio da tabela 1, já apresentada a você, temos:
S° Grafita = 5,74 J/mol.K
S° oxigênio = 205 J/mol.K
S° gás carbônico = 213,6 J/mol.K
Aplicando na fórmula para cálculo da entropia, temos:
ΔS = nSprodutos - mSreagentes
ΔS = [S° gás carbônico] – {[ S° Grafita] + [S° oxigênio]}
ΔS = [213,6 J/mol.K] – {[5,74 J/mol.K] + [205 J/mol.K]}
ΔS = 2,86 J/mol.K
Agora conto com a sua atenção, vamos iniciar nosso próximo assunto: cinética química.
CINÉtICA QUÍMICA
As reações químicas precisam de certo tempo para acontecer. Algumas reações são muito rápidas, 
como por exemplo, as explosões, enquanto que outras são muito lentas, como é o caso do processo de 
corrosão de um metal exposto às condições atmosféricas. O estudo da velocidade das reações químicas 
e dos fatores que podem acelerá-la ou retardá-la constitui a chamada cinética química. Este estudo é 
sem dúvida de grande importância na nossa vida cotidiana, já que muitas reações químicas de interesse 
industrial podem ser aceleradas, gastando menos tempo para ocorrerem e, portanto, tornando o processo 
mais econômico.
Abaixo, na figura 3, temos alguns exemplos de velocidades de reações.
Figura 3 – Exemplos de explosões que são muito rápidas, ditas quase instantaneamente, como a queima 
de fogos de artifícios e outras que são muito lentas como a corrosão de um metal. 
 
7
Fonte :http://www.quimica.seed.pr.gov.br/modules/galeria/uploads/4/normal_448fogos13.jpg e 
http://picture.pixmac.com/4/rusty-bolt-industry-without-pixmac-picture-46683655.jpg
velocidade de uma reação
Velocidade quer dizer, a rapidez de um movimento ou a celeridade de um processo. Por exemplo, a 
velocidade de um corpo é dada pela relação entre o deslocamento de um corpo em determinado tempo. 
Quando falamos de velocidade, a noção de tempo sempre estará presente. O conceito de velocidade física 
é um conceito derivado da relação entre o espaço e o tempo.
As unidades de velocidade comumente adotadas são:
•	 m/s (metro por segundo);
•	 km/h (quilômetro por hora).
Nas reações químicas, podemos calcular a velocidade da reação química como a variação na concentração 
de uma espécie (reagente ou produto) dividida pelo tempo que a mudança leva para ocorrer.
O mais comum é representar as concentrações em mol/L e indicá-las entre colchetes, mas elas também 
podem ser representadas pela massa, quantidade em mols, volume gasoso etc. O intervalo de tempo 
pode ser representado por: segundos, minutos, horas, etc. Quando é calculada, a variação da quantidade 
consumida (reagentes), esta será negativa, porque a variação corresponde à quantidade final menos 
inicial. Para evitar o surgimento de velocidade negativa, usamos o sinal negativo na expressão ou a 
variação em módulo, sempre que nos referimos aos reagentes.
Velocidade de uma reação = Δ [concentração dos reagentes ou produtos]/ Δt = mol/L.s
Seja a reação A B podemos expressar a velocidade de consumo de A ou de formação de B dessa forma:
v = - Δ[A]/ Δt = Δ[B]/ Δt
http://www.quimica.seed.pr.gov.br/modules/galeria/uploads/4/normal_448fogos13.jpg
http://picture.pixmac.com/4/rusty-bolt-industry-without-pixmac-picture-46683655.jpg
8
Como já dito, a variação da concentração de A com o tempo (negativa, pois A está sendo consumido) 
corresponde à variação da concentração de B com o tempo (positivo, pois B está sendo produzido). Em 
geral, para a reação:
aA + bB cC + dD
Podemos escrever: 
Para uma reação: A + 2B 3C + D, as velocidades estão relacionadas umas com as outras por meio da 
estequiometria da reação. Como uma molécula de A e duas moléculas de B são consumidas para que se 
originem três moléculas de C e uma molécula de D, então:
v= - d[A]/dt = -1/2 d[B]/dt = 1/3 d[C]/dt + d[D]/dt
Perfis de concentração em reações químicas
Um perfil de concentração de uma dada substância é um gráfico da variação da concentração (ou outra 
propriedade física mensurável, como a pressão, por exemplo) com o tempo.
Exemplo: decomposição da amônia.
2 NH3(g) N2(g) + 3H2(g)
Fonte: Autor, 2015
leis de velocidade de uma reação química
Um dos fatores que influenciam na velocidade das reações químicas é a concentração dos reagentes. 
Dessa forma, as velocidades de uma reação química elementar (nas quais a reação acontece em apenas 
uma etapa), podem ser expressas por uma expressão matemática denominada lei da velocidade. Dada a 
reação genérica:
aA + bB Produtos
9
Como a velocidade depende da concentração dos reagentes, a velocidade da reação depende da 
concentração de A e de B. Assim, a lei de velocidade desta reação (elementar) é:
v = K [A]a [B]b
Onde v é a velocidade instantânea da reação; k é uma constante denominada constante de velocidade 
e que depende apenas da temperatura da reação; [A] é a concentração do reagente A em mol.L–1; [B] 
é a concentração do reagente B em mol.L–1; e a e b são os coeficientes estequiométricos da reação, 
denominados na lei como ordens da reação. 
Ordem de reação e molecularidade
Voltando para reação genérica exposta acima: aA + BB Produtos, vimos que a e b são os coeficientes 
estequiométricos da reação, denominados na lei como ordens da reação. 
Para esse caso, a reação possui ordem a em relação a A, e ordem b em relação a B e ordem total a + b. 
Quando a reação não é elementar, os expoentes a e b não são necessariamente iguais aos coeficientes 
estequiométricos, mas devem ser determinados experimentalmente.
 
PrAtICANDO
Vamos fazer uma aplicação para não ficar dúvida quanto à ordem de reação e lei de velocidade! Vamos lá?
Aplicação 2 - Dada a seguinte reação elementar:
CH3Br + OH- CH3OH + Br- 
Determine: 
a) A lei de velocidade; 
b) A ordem da reação em relação ao CH3Br; 
c) A ordem da reação em relação ao OH-; 
d) A ordem total da reação. 
resolução:
a) Como a reação é elementar, a lei da velocidade depende da concentração dos reagentes; que para 
este caso é: CH3Br e OH-. Portanto, teremos: 
v = k[CH3Br][OH-]
b) A ordem da reação com relação ao CH3Br é de 1ª ordem, pois o coeficiente estequiométrico dele 
é 1.
10
c) Assim como a letra b, a ordem da reação com relação ao OH- é de 1ª ordem também, pois o coeficiente 
estequiométrico dele é 1.
d) Tanto a ordem do CH3Br quanto a do OH- é primeira ordem, com isso temos que a ordem total 
da reação será de segunda ordem, pois temos a soma da ordem dos dois reagentes (soma dos dois 
coeficientes estequiométricos).
A molecularidade de uma reação está ligada ao número total de partículas que se colidem para constituir 
o complexo ativado. Sendo assim,a molecularidade só pode ser definida em cada etapa da reação, pois 
cada etapa tem o seu complexo ativado e a sua molecularidade.
 
PAlAvrAS DO PrOFESSOr
Mas nesse momento você perguntar: Professor, o que é complexo ativado? Ainda não escutei falar sobre 
isso! 
Não se preocupe, começarei a explicar direitinho a você assim que terminar molecularidade. Então vamos 
lá, voltando! Quando uma reação utiliza apenas uma espécie para formar o complexo ativado, chama-se 
de unimolecular. 
Quando envolver duas espécies, sendo elas iguais ou distintas, recebe o nome de biomolecular e 
trimolecular quando envolver três. Para quatro ou mais moléculas é desconhecido, pois a probabilidade 
de acontecer uma colisão simultânea e efetiva é muito pequena.
Conforme prometi, vamos entender o que é complexo ativado!
Em qualquer reação química, os átomos que formam os reagentes se rearranjam formando os produtos. Os 
reagentes se transformam em produtos através das colisões que os átomos dos reagentes exercem uns 
sobre os outros. Assim, pode-se dizer que a velocidade da reação é proporcional ao número de colisões 
por segundo entre as moléculas dos reagentes. Porém, nem todos os choques são efetivos, ou seja, nem 
todas as colisões entre os átomos constituintes dos reagentes formam os produtos. 
Quando isso acontece, pode-se dizer que as colisões foram não efetivas. Para que uma colisão seja 
efetiva é necessário que os átomos colidam numa certa orientação espacial favorável. Nesse momento há 
a formação de moléculas em estado intermediário, caracterizado pela formação de um complexo ativado 
(figura 3), isto é, uma estrutura altamente energética que, ao ser convertida nos produtos, libera energia.
11
Figura 3 - Formação do complexo ativado para a reação O2 + N2 2NO. 
Fonte: http://www.marco.eng.br/cinetica/trabalhodealunos/CineticaBasica/Figuras/condicoes/cond001.gif
Equações de velocidade integradas
Para o estudo da velocidade das reações é importante dispor de equações que nos digam a concentração 
do reagente (ou do produto) em qualquer tempo em que a reação esteja ocorrendo, ou calcular o tempo 
para se obter certa concentração desejada. Para isso, vamos considerar duas situações: uma reação 
elementar de 1ª ordem e uma de 2ª ordem.
- reação de 1ª ordem
Considere a reação: A à Produtos. Podemos escrever sua velocidade na forma diferencial como: 
	
  
dt
Adv ][−=
Como é uma reação de 1ª ordem, também, pela lei da velocidade temos: 
	
   [ ]Akv =
Combinando as duas equações: 
	
  
][][ Ak
dt
Ad
=
−
Rearranjando, temos: 
	
   kdt
A
Ad
−=
][
][
No tempo t = 0, A concentração de A é sua concentração inicial CA0. Depois de certo tempo t a 
concentração de A cai para um valor CA. Integrando essa expressão de ambos os lados e usando esses 
valores, teremos:
http://www.marco.eng.br/cinetica/trabalhodealunos/CineticaBasica/Figuras/condicoes/cond001.gif
12
	
  
( ) )1 de reação uma para (expressão)ln(ln
ln
][
][
a
000
ordemCktC
kt
C
Ckdt
A
Ad
AOA
A
A
tC
C
A
A
+−=
→−=⎟⎟
⎠
⎞
⎜⎜
⎝
⎛
→−= ∫∫
- reação de 2ª ordem
Considere a reação: A à Produtos, que são de segunda ordem em apenas um reagente, A. Nesse caso, 
podemos escrever sua velocidade na forma diferencial como:
	
  
dt
Adv ][−=
Como é uma reação de 2ª ordem, pela lei da velocidade temos: 	
   [ ]2Akv =
Combinando as duas equações: 
	
   2][][ Ak
dt
Ad
=
−
Rearranjando e integrando nas mesmas condições utilizadas para a ] de 1ª ordem: 
	
  
)2 de reação uma para (expressão 
1111
][
][
a
000
2
0
ordem
kt
CC
kt
CC
kdt
A
Ad
AAAA
tC
C
A
A
kt
C
1
C
1
A0A
=⎟⎟
⎠
⎞
⎜⎜
⎝
⎛
−⎟⎟
⎠
⎞
⎜⎜
⎝
⎛
→
=⎟⎟
⎠
⎞
⎜⎜
⎝
⎛
−−⎟⎟
⎠
⎞
⎜⎜
⎝
⎛
−→−=⎟⎟
⎠
⎞
⎜⎜
⎝
⎛
−−⎟⎟
⎠
⎞
⎜⎜
⎝
⎛
−→−= ∫∫
 
PrAtICANDO
Vamos fazer mais uma aplicação para não ficar dúvida alguma!
Aplicação 3 - Um determinado composto A reage com certa constante de velocidade. Numa reação, sua 
concentração inicial é de 20 mol/L. Qual o tempo necessário para que sua concentração caia para 12 
mol/L, considerando:
a) Reação de 1ª ordem com k = 0,001 s-1?
b) Reação de 2ª ordem com k = 0,001 L/mol.s?
resolução: 
a) Utilizando a equação integrada de 1ª ordem, podemos substituir os valores para 
CA0 = 20mol/L, CA = 12 mol/L e k = 0,001 s
-1. Dessa forma:
13
b) Para uma reação de 2ª ordem, teremos diretamente, com k = 0,001 L/mol.s:
FAtOrES QUE INFlUENCIAM A vElOCIDADE DAS rEAçõES QUÍMICAS
Seis fatores influenciam a velocidade, afetam a velocidade de uma reação química:
Concentração dos reagentes
Ao estudarmos a lei da velocidade, vimos que a velocidade de uma dada reação química depende da 
concentração (ou massa ou número de moléculas) dos reagentes. Isso é devido ao fato de que, quanto maior 
a quantidade de reagentes, maior os choques entre as moléculas dos reagentes e, consequentemente, 
maior o número de colisões efetivas o que aumenta a velocidade da reação.
Superfície de contato
Quanto maior a área de contato entre os reagentes, maior a velocidade da reação. Note que isso não 
significa que maior quantidade do produto é formada, mas apenas que a reação ocorre mais rápido. Por 
exemplo, ao colocarmos carvão em pó numa churrasqueira, ela queima mais rápido do que se estivesse 
em pedaços. Graficamente, teríamos (figura 4):
Figura 4 – Gráfico representando o volume de CO2 x tempo produzido a partir da queima do carvão em pó 
e em pedaços. Observamos que o carvão em pó gera um maior volume de CO2.
 
Fonte: Autor,2015
temperatura
O aumento da temperatura num sistema reacional favorece o aumento da velocidade da reação. Isso é 
devido ao fato de o aumento da temperatura provocar o aumento da energia cinética média das moléculas 
dos reagentes. Como elas se movimentam mais rápido, elas colidem com maior frequência, o que aumenta 
o número de colisões efetivas. 
Aumenta a temperatura Aumenta a velocidade da reação.
Diminui a temperatura Diminui a velocidade da reação.
14
Um exemplo prático que fazemos em casa quando não queremos que as frutas não se estraguem, são 
colocá-las na geladeira para que com a diminuição da temperatura, retarde o amadurecimento delas.
Pressão 
A variação de pressão só influencia na velocidade de reação se pelo menos uma das espécies químicas 
envolvidas for gasosa.
Estado físico
Quanto mais dispersos estão os reagentes, maior será a velocidade da reação, pois a dispersão aumenta 
o número de choques entre as moléculas reagentes. Isso explica porque as reações entre gases (ou entre 
soluções) ocorrem mais facilmente que entre os fragmentos gasosos. 
Catalisadores 
Um catalisador é uma substância que é capaz de aumentar a velocidade da reação sem participar dela, ou 
seja, sem ser consumido. Ele também não afeta a quantidade de produto formado e não altera a variação 
de entalpia da reação. O catalisador acelera uma dada reação por agir diminuindo a energia necessária 
para o início da reação (ou seja, age diminuindo a energia de ativação da reação), criando um caminho 
alternativo para que ela aconteça de forma mais rápida. Um gráfico comparativo (figura 5), de uma reação 
com e sem o uso de um catalisador pode ser visto, abaixo:
Figura 5 – Gráfico comparativo de uma reação com catalisador e sem catalisador. Percebe-se que o 
catalisador diminui a energia de ativação. 
 
Fonte: http://sereduc.com/7Qberj
Energia de ativação é a menor quantidade de energia necessária que deve ser fornecida aos reagentes 
para formação do complexo ativado, e consequentemente, para a ocorrência da reação.
http://sereduc.com/7QbeRj
15
Dentro dos seres vivos centenas de reações ocorrem ao mesmo tempo e todas elas são vitais para o 
funcionamento normal de seus organismos. Entretanto, sem a presença das enzimas (que são catalisadores 
biológicos) elas ocorreriam demasiadamente lentas para sustentar a vida. Nos processos industriais, 
catalisadores são utilizados para diminuir o tempo de produção de materiais e bens de consumo. 
EQUIlÍBrIO QUÍMICOExistem reações químicas que não ocorrem completamente, devido ao fato de que a transformação dos 
reagentes em produtos pode ocorrer também no sentido inverso (ou seja, produtos voltando ao estado 
de reagentes). Ou seja, trata-se de reações reversíveis, onde a reação direta (reagentes produtos) e 
inversa (produtos reagentes) ocorre simultaneamente. 
Quando a velocidade da reação direta for exatamente igual à velocidade da reação inversa, diz-se que o 
equilíbrio químico foi atingido. No geral, um equilíbrio químico é representado por uma seta apontando 
para os dois sentidos da reação ( ), ou pelo sinal de igualdade (=), ou ainda com duas setas apontando 
para sentidos diferentes ( ).
Dado o equilíbrio químico: Reagentes Produtos, a velocidade das reações direta e inversa com o 
tempo, segue o comportamento da figura 6 abaixo:
 
Figura 6 – Gráfico velocidade x tempo no equilíbrio químico para uma determinada reação.
 
Fonte: https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/a/a9/reacao_de_equilibrio_(velocidade).png
Note que as concentrações de reagentes e produtos permanecem no mesmo patamar quando o equilíbrio 
químico é atingido (mas isso não quer dizer que sejam necessariamente iguais) e não mais se alteram 
com o tempo.
Quando uma reação química está em equilíbrio, as concentrações (ou pressões parciais) dos reagentes 
e produtos não mudam. De qualquer modo, um ponto importante a ser lembrado é que as moléculas 
das espécies reagentes (átomos, moléculas ou íons) ainda estão formando produtos, e produtos estão 
retornando para os reagentes. Ou seja, a taxa de formação de produtos é igual à taxa de formação de 
reagentes (reação inversa).
https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/a/a9/Reacao_de_equilibrio_(velocidade).png
16
Imagine que você tem uma reação simples na fase gasosa, A(g) B(g), e que tanto a reação direta quanto 
a inversa são processos elementares, B(g) A(g). Como vimos anteriormente, as velocidades dessas 
reações unimoleculares são:
reação direta: A B velocidade =kd[A]
reação inversa: B A velocidade =ki[B]
Onde kd e ki são as constantes de velocidade para as reações direta e inversa, respectivamente.
Na unidade 1, quando estudamos gases ideais, vimos que a equação para esses gases é dada da seguinte 
maneira:
Pv =nrt
Sabendo-se que concentração molar é dada por:
[ ] = n/v
Reorganizando a equação dos gases ideias, de forma que apareça a concentração molar, temos:
[ ] = n/v =P/rt
Substituindo na velocidade da reação direta A(g) B(g), temos:
v =kd[A] v = Kd PA/rt 
De forma análoga, para reação inversa B(g) A(g), temos:
v =ki[A] v = Ki Pb/rt 
No equilíbrio, temos que a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa, 
consequentemente:
Kd PA/rt = Ki Pb/rt
Reorganizando a equação e cancelando rt, temos:
PB/PA =Kd/Ki = constante
Como o equilíbrio é estabelecido, as pressões parciais de A e B não mais variam. O resultado é uma 
mistura em equilíbrio de A e B. Conforme já descrito A e B não param de reagir, ao contrário, o equilíbrio 
é dinâmico. O composto A ainda está se convertendo no composto B, e vice e versa, mas no equilíbrio 
ambos os processos ocorrem na mesma velocidade.
17
lEI DA AçÃO DAS MASSAS
Cato Guldberg e Peter Waage em 1864 observaram que a concentração molar dos reagentes e produtos 
em uma reação química em equilíbrio sempre obedecia a uma determinada relação, característica para 
cada tipo de reação e que dependia apenas da temperatura, a qual eles denominaram de constante de 
equilíbrio. 
A lei da ação das massas foi criada para resumir suas conclusões, cujo enunciado é o seguinte: “a 
velocidade de uma reação química é diretamente proporcional às concentrações dos reagentes”. 
Seja o equilíbrio químico dado por: aA + bB cC + dD
Foi verificado experimentalmente que, no equilíbrio, a relação entre as concentrações entre produtos e 
reagentes é dada por:
	
  
ba
dc
BA
DCKc
][][
][][
=
 
Essa expressão é a lei da ação das massas, em que Kc é a constante de equilíbrio (que é variável apenas 
com a temperatura) para o processo e as letras maiúsculas são as concentrações das espécies A,B,C e D 
em mol/L. 
Dado o seguinte equilíbrio: 	
   )(2)(3)( 322 gNHgHgN ↔+ , como você expressa a lei da ação das 
massas?
Tomando como base a lei da ação das massas, temos: 
	
  
][][
][
2
3
2
2
3
NH
NHKc =
A constante de equilíbrio Kc pode ser entendida como a prevalência da reação num determinado sentido. 
Então, teremos as seguintes situações:
Kc > 1 a concentração dos produtos (indicado no numerador) é maior que a dos reagentes (denominador), 
indicando que a reação direta prevalece sobre a inversa. 
Kc < 1 a concentração dos reagentes é maior que a dos produtos, indicando que a reação inversa prevalece 
sobre a direta. 
Constante de equilíbrio em termos de pressão 
Em equilíbrios onde, pelo menos, um dos constituintes é um gás, podemos ter sua constante de equilíbrio 
em termos de sua pressão parcial. Assim, a constante de equilíbrio em termos da pressão (Kp) para o 
equilíbrio: aA + bB cC + dD, pode ser dada genericamente por:
	
  
b
B
a
A
d
D
c
C
PP
PPKp =
Onde PA,PB,PC e PD são as pressões parciais dos gases A,B,C e D. 
18
Equilíbrios onde há componentes não gasosos, as pressões parciais dessas substâncias não aparecem na 
expressão de Kp. 
Sólidos puros e líquidos puros também não aparecem na constante de equilíbrio Kc, pois é considerado 
que a concentração desses é sempre constante.
Em geral, não sabemos as concentrações no equilíbrio de todas as espécies químicas em um equilíbrio. 
Mas, se conhecemos a concentração no equilíbrio de, no mínimo, uma espécie, podemos geralmente usar 
a estequiometria da reação para descobrir as concentrações no equilíbrio das outras espécies na equação 
química.
Determinação da constante de equilíbrio
O conhecimento da constante de equilíbrio de uma reação química possibilita a previsão e interpretação 
de vários aspectos da composição do sistema em equilíbrio. O valor da constante nos mostra se os 
reagentes ou os produtos são favorecidos no equilíbrio.
 
DICA
Vou descrever um passo a passo para orientar você quando for realizar o cálculo da 
constante de equilíbrio:
1.	 Escreva a equação química balanceada;
2.	 Crie uma tabela de equilíbrio, mostrando as concentrações molares iniciais 
de cada uma das substâncias que participam da reação;
3.	 Escreva as variações nas concentrações molares que são necessárias para 
que a reação alcance o equilíbrio (talvez você não saiba estas alterações, 
então, se escreve uma delas como sendo x e através da estequiometria da 
reação, se expressa as outras alterações em função do x); 
4.	 Escreva as concentrações molares de equilíbrio, adicionando as alterações 
na concentração para a concentração inicial de cada uma das substâncias;
5.	 Usar a fórmula da constante de equilíbrio para determinar o valor da 
concentração molar desconhecida no equilíbrio.
vamos praticar o passo a passo para fixar bem? vamos lá...
Aplicação 4 - Uma mistura consistindo de 0,500 mol N2 L-1 e 0,800 mol H2 L-1 em um recipiente reage e 
alcança o equilíbrio. No equilíbrio, a concentração da amônia é 0,150 mol L-1. Calcule o valor da constante 
de equilíbrio para:
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
19
resolução: Inicialmente, precisamos ter conhecimento das concentrações de equilíbrio de cada uma das 
substâncias na mistura que está reagindo e, então, substituir aqueles valores no Kc.
Sabemos as concentrações molares iniciais de cada um dos reagentes e o aumento na concentração 
molar de equilíbrio do produto, o decréscimo na concentração molar de cada um dos reagentes pode ser 
calculado através da estequiometria da reação. Vamos criar nossa tabela de equilíbrio!
Fonte: Autor, 2015
Aplicando as concentrações obtidas no equilíbrio na relação entre as concentrações de produtos e 
reagentes, temos:
 
 
 
Kc = 0,278
 
PAlAvrAS DO PrOFESSOr
Prezado aluno, com isso, chegamos ao fim da nossa unidade 2. É importanteque ao 
finalizar essa unidade, você tenha adquirido todos os conhecimentos repassados, pois 
eles serão bastante utilizados nas unidades seguintes. Iniciaremos nossa Unidade 
3 dando continuidade ao assunto de equilíbrio químico, por isso é de fundamental 
importância que tenha compreendido todo assunto direitinho. 
É interessante, para fixar o exposto, que você leia o livro texto, na íntegra, olhe todo 
o conteúdo, os exemplos e exercícios que lá estão presentes, pois é de fundamental 
importância para seu aprendizado. Em seguida, só precisa realizar as atividades 
presentes no ambiente virtual para concluir a 2° unidade. 
Bons estudos e até a próxima unidade!

Outros materiais