O documento discute conceitos fundamentais de cinética química e equilíbrio químico, incluindo: 1) a definição de velocidade média de reação; 2) fatores que influenciam na velocidade das reações, como temperatura e concentração; 3) a lei da ação das massas; 4) o conceito de equilíbrio químico e a constante de equilíbrio.

1. Cinética e Equilíbrio Velocidade média de uma reação: é a relação entre a variação da quantidade ( massa, mols, moléculas, volume, etc..) de reagentes ou produtos pela variação de tempo. a A + b B  c C + d D Reagentes  Produtos Velocidade média de uma reação, sem especificarmos a substância, pode ser dada pela relação entre a velocidade média de consumo de reagentes ou pela velocidade média de formação de produtos pelos seus respectivos coeficientes na equação devidamente balanceada . Ex: N 2 + 3 H 2  2 NH 3

2. EQUILÍBRIO TEORIA

3. OBS: Em algumas faculdades (ITA), geralmente cai uma questão envolvendo velocidade de reação onde tem-se que trabalhar com logaritmos neperianos, matéria esta, dada somente em curso universitário. Para facilitar seus cálculos, como as questões geralmente se referem a reação de primeira ordem, você poderá bem rapidamente usar as seguintes expressões: Leia da Velocidade Constante da velocidade Meia vida Que também pode ser calculada simplificadamente por:

6. Concentração: um aumento na concentração dos reagentes, provoca um aumento no números de colisões efetivas, aumentando a velocidade da reação. Aqui temos uma lei chamada de : Lei da ação das massas ou :Lei de Guldberg e Waage:” Para cada temperatura, a velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes”. a A + b B  c C + d D v = k . [A] a .[B] b V = velocidade em determinada temperatura K = constante nessa temperatura [A] e [B] = concentrações molares de A e B a e b = expoentes determinados experimentalmente. Se a reação for elementar ( única etapa) iguais aos coeficientes da equação. Se a reação for não elementar ( + de uma etapa) iguais ao coeficientes da + lenta. Esses expoentes indicam a ordem de uma reação. Molecularidade de uma reação: número mínimo de partículas dos reagentes que devem colidir para que ocorra uma reação elementar ou uma etapa de uma reação não elementar .

7. Equilíbrio Para que um sistema esteja em equilíbrio, é preciso que a reação ocorra em recipiente fechado, onde vamos verificar que as reações deverão ser reversíveis. Após atingido o equilíbrio temos a sensação macroscópica que a reação terminou, mas a nível microscópico, ela continua, só que as concentrações não mais se alteram porque o equilíbrio é dinâmico, o que forma para um lado, forma também para outro. a A + b B c C + d D direta inversa V 1 V 2 V 1 = k 1 . [A] a. .[B] b V 2 = k 2 . [C] c [D] d V 1 = V 2 K c = constante de equilíbrio em função de concentração molar.

8. Quando tratar-se de sistemas envolvendo gases, poderemos expressar a constante de equilíbrio em função de pressões parciais: N 2 (g) + 3 H 2 (g)  2 NH 3 (g) Kp = Kc . (R.T)  n Grau de equilíbrio: é a razão entre o números de mols de um reagente consumido e a quantidade de mols inicial desse reagente.

9. Tabela a ser seguida para resolvermos, os exercícios envolvendo constante de equilíbrio Kc ou Kp. H 2 + I 2  2 HI Início só temos reagentes geralmente Reage e forma obedece a estequiometria da reação Equilíbrio 1 a. – 2 a. Igual a 2 a. Concentração molar 3 a. /V 3 a. /V Exemplo: H 2 + I 2  2 HI 1 a. linha 2 mols 2 mols ---- 2 a. linha 0,5 mols 0,5mols 2 .0,5 mols=1,0 3 a. linha 2-0,5 = 1,5mols 1,5 mols 1,0 mol 4 a. linha 1,5/V 1,5/V 1,0/V

10. Deslocamento de equilíbrio N 2(g) + 3 H 2(g)  2 NH 3 (g) + calor Concentração : aumento de reagentes  desloca à direita retirada de reagentes  desloca à esquerda aumento de produtos  desloca à esquerda retirada de produtos  desloca à direita Pressão : aumento de pressão  desloca para menor volume diminuição de pressão  desloca para maior volume 4 volumes 2 volumes Temperatura : aumento de temperatura  favorece mais a reação endotérmica diminuição de temperatura  favorece mais a reação exotérmica Catalisador: não desloca um sistema em equilíbrio. Faz com que o equilíbrio seja atingido mais rapidamente.

11. Equilíbrio Iônico HA  H + + A - BOH  B + + OH - No caso de bases, substitua Ka por Kb

12. Equilíbrio Iônico da água H 2 O  H + + OH - Kw =  H +  .  OH -  Produto iônico da água 25 0 C  Kw = 10 -14  [H + ] = [OH - ] = 10 -7 mol/L

13. Soluções ácidas e básicas Ácidas [H + ] > 10 -7 mol/L  [OH - ] < 10 -7 mol/L pH = - log [H + ]  p OH = - log [OH - ] pH < 7  p OH > 7 Básicas [OH - ] > 10 -7 mol/L  [H + ] < 10 -7 mol/L p OH = - log [OH - ]  pH = - log [H + ] p OH < 7  pH > 7 Ka ou Kb = M.  2 [H + ] = M .  [OH - ] = M.  No caso de diácidos ou dibases use = 2.M. 