RECIFE
Colégio Salesiano Sagrado Coração
Aluna(o): _____________________________________________ Nº: _________ Turma: 3º ano ________
Recife, ______ de ________________ de 2013
Disciplina:
Química
Professor:
Eber Barbosa
Cinética Química – Parte I
]
01 – Introdução
Algumas vezes precisamos acelerar uma reação química para que possamos obter o produto desejado e
conseguir maior rentabilidade (rendimento) do processo. Outras vezes, precisamos desacelerar uma reação para retardar
um processo químico. Neste último caso, podemos, por exemplo, retardar a deterioração dos alimentos, conservando-os
numa geladeira ou num freezer.
Neste capítulo, estudaremos a velocidade (ou rapidez) das reações químicas e os fatores e leis que influem
na velocidade dessas reações.
Dentro desse contexto vamos analisar também o mecanismo das reações, ou seja, a maneira íntima
(microscópica) das moléculas reagirem.
A cinética química é a parte da química que estuda a velocidade ou rapidez das reações e os fatores que
influenciam essa velocidade, ou seja, um dos objetivos da Química é o de controlar a velocidade das reações químicas, de
modo que sejam rápidas o suficiente para proporcionar o melhor aproveitamento do ponto de vista prático e econômico,
mas não tão rápidas a ponto de oferecer risco de acidentes. Da mesma forma também é fundamental saber retardar uma
reação de forma que determinado reagente demore mais a ser consumido. Em resumo, o ideal é ter reações com
velocidades controladas.
Para abrirmos nossa discussão observe as simples imagens de dois fenômenos bastante conhecidos...
Percebemos então que existem fenômenos rápidos e lentos. Isso nos faz entender que é possível
dimensionar a velocidade com que as reações ocorrem.
Mas qual é a concepção de velocidade em química?
Para responder essa pergunta, primeiro temos que entender que durante uma reação química ocorrem
variações das concentrações das substâncias reagentes e produtos.
Por exemplo: em uma cozinha supostamente fechada, antes de ligarmos a boca do fogão, no início do dia há uma grande
quantidade de gás no botijão e de oxigênio no ar...
O2(g)
O2(g)
O2(g)
O2(g)
O2(g)
O2(g)
O2(g)
CO2(g)
O2(g)
CO2(g)
O2(g)
O2(g)
O2(g)
Ao longo dos afazeres do dia, constantemente o corre
a seguinte reação na boca do fogão...
1 C4H10(g) + 13/2 O2(g)  4 CO2(g) + 5 H2O(g)
O2(g)
C4H10(g)
C4H10(g) C4H10(g)
C4H10(g)
C4H10(g)
Cinética Química – Parte I
...onde observamos o consumo de gás de cozinha,
C4H10(g), e do oxigênio do ar, O2(g), ao passo em que se
dá a produção de gás carbônico, CO2(g), e vapores de
água, H2O(g).
107
CO2(g)
CO2(g)
Ao final do dia temos a seguinte situação...
CO2(g)
CO2(g)
H2O(g)
CO2(g)
H2O(g) H2O(g)
H2O(g)
O2(g)
CO2(g)
Percebemos que ha uma diminuição da concentração
do gás de cozinha (butano – C4H10) e, adotando a
cozinha como um ambiente com portas e janelas
fechadas, constata-se redução da concentração do
gás oxigênio (O2) no ar da cozinha ao passo em que
aumentam as concentrações de gás carbônico (CO2)
e vapores de água (H2O)
CO2(g)
H2O(g)
H2O(g)
CO2(g)
CO2(g)
C4H10(g)
Esse fato cotidiano pode ser descrito em linguagem gráfica conforme indicado a seguir...
Concentração
Concentração
Concentração
CO2(g) ... o oxigênio do ar é gasto
enquanto a quantidade de
gás carbônico vai
aumentando...
CO2(g)
O2(g)
O2(g)
Tempo
Tempo
Tempo
Agora fica fácil entender que...
...a cinética química se preocupa em determinar
com que velocidade as substâncias são consumidas
ou produzidas durante uma ração química:
VSubstância
=
| Quantidade da substância |
Tempo
A velocidade com que uma substância participa de uma reação química é a razão entre a
variação da quantidade dessa substância durante a reação e o intervalo de tempo necessário à ocorrência
do fenômeno.
É fundamental argumentar que a “quantidade da substância” pode ser expressa em termos de massa,
volume, pressão, quantidade de matéria (mol) ou, com maior importância, concentração molar (mol/L). Quanto ao
intervalo de tempo, pode ser dado em minutos, horas, segundos ou qualquer outra unidade de tempo.
Exemplo: Considere que um botijão de gás contém 10 litros de gás de cozinha e suponha que após cozinhar um pacote
de macarrão restavam apenas 4 litros de gás. Admitindo que o macarrão levou 3 horas para cozinhar em
panela de pressão, determine a velocidade de consumo do gás de cozinha em litros/hora.
Quantidade = 6 litros
VC4H10 = 2 litros/hora
Tempo = 3 horas
Significado desse resultado:
Em média, a cada hora são consumidos 2 litros de gás de cozinha.
Agora determine a velocidade de produção de CO2(g) e a velocidade de formação de H2O(g) supondo todos
os gases sob as mesmas condições de temperatura e pressão...
1 C4H10(g) + 13/2 O2(g)  4 CO2(g) + 5 H2O(g)
2 litros/h
8 litros/h
10 litros/h
Em média, a cada hora, na medida em que são gastos 2
litros de butano são produzidos 8 litros de gás
carbônico e 5 litros de vapores de água considerando
todas as substâncias nas mesmas condições de
temperatura e pressão.
Conclusão:
Quando as quantidades das substâncias são medidas em termos de volume, pressão ou
quantidade de matéria as velocidades de consumo e produção das substâncias em uma reação
química são diretamente proporcionais aos coeficientes estequiométricos de cada substância na
equação química devidamente balanceada.
108
Cinética Química – Parte I
Observação importante: Na análise gráfica da variação da concentração das substâncias em função do tempo para o
caso de reações que ocorrem em pequena escala e envolvem componentes do ar como o gás
oxigênio (O2) e o gás nitrogênio (N2), é fundamental observa se o fenômeno em questão ocorre
em ambiente fechado ou aberto, uma vez que em ambiente aberto não ocorrerão variações
das concentrações dos componentes do ar.
Como exemplo, vamos analisar graficamente a variação das concentrações em função do tempo das
substâncias N2, O2, e NO2 durante a ocorrência da seguinte reação.
N2(g) + 2 O2(g)
1º) Em ambiente aberto...

2 NO2(g)
2º) Em ambiente fechado...
Mol/L
Mol/L
NO2
O2
N2
Perceba que, nesse segundo
gráfico, a intensidade das curvas
são diretamente proporcionas aos
coeficientes estequiométricos da
equação balanceada.
NO2
As [ O2 ] e [ N2 ] se
mantém constantes
porque são renovadas
pela presença do ar.
N2
O2
Tempo
Tempo
É fundamental relembrar que essa proporcionalidade destacada no comportamento do 2º gráfico não
ocorre no caso em que as quantidades das substâncias são medidas em termos de massa, pois segundo a equação de
Clapeyron, P . V = n . R. T, pressões e volumes de substâncias diferentes são diretamente proporcionais a quantidade de
mols, mas as massas de substâncias diferentes não guardam essa proporção direta com as quantidades de mols
estabelecidas pelos coeficientes estequiométricos da equação química devidamente balanceada.
Testes de
Vestibulares
a
01 – (UFPE – 1 fase/2001) A produção de trióxido de enxofre durante a combustão de carvão em usinas termoelétricas
(sistema aberto ao ar) causa problemas ambientais relacionados com a chuva ácida. Esta reação para a produção de
trióxido de enxofre, na presença de óxido de nitrogênio é descrita pelo mecanismo a seguir:
2 NO(g) + O2(g)  2 NO2(g)
2 NO2(g) + 2 SO2(g)  2 SO3(g) +2 NO(g)
2 SO2(g) + O2(g)  2 SO3(g)
(reação global)
Qual dos gráficos abaixo melhor representa a concentração molar (eixo das ordenadas) das principais espécies
envolvidas na produção de trióxido de enxofre em função do tempo (eixo das abcissas)?
a)
c)
b)
d)
Cinética Química – Parte I
e)
109
02 – (UFPE – 2a fase/99) Uma boca de fogão a gás queima 5,0  de butano (C4H10) por hora. Qual a velocidade da
produção de gás carbônico nesta reação em /hora nas mesmas condições de temperatura e pressão?
a
03 – (UFPE – 1 fase/2006)A reação de decomposição da amônia gasosa foi realizada em um recipiente fechado:
2 NH3  N2 + 3 H2
A tabela abaixo indica a variação na concentração de reagente em função do tempo.
Concentração de NH3 em mol L–1
Tempo em horas
8,0
0
6,0
1,0
4,0
2,0
1,0
3,0
Qual é a velocidade média de consumo do reagente nas duas primeiras horas de reação?
–1 –1
–1 –1
a) 4,0 mol L h
b) 2,0 mol L h
c) 10 km h
–1
–1 –1
d) 1,0 mol L h
e) 2,3 mol h
–1
04 – (UFPE – 1a fase/2002) Óxidos de nitrogênio, NOx, são substâncias de interesse ambiental, pois são responsáveis pela
destruição de ozônio na atmosfera, e, portanto, suas reações são amplamente estudadas. Num dado experimento,
em um recipiente fechado, a concentração de NO2 em função do tempo apresentou o seguinte comportamento:
O papel do NO2 neste sistema reacional é:
a) reagente.
b) intermediário.
c) produto.
d) catalisador.
e) inerte.
05 – (FESP – UPE/98) O gráfico abaixo mostra as variações das concentrações dos reagentes e produtos de uma reação
em função do tempo.
mol/
1,50
L
1,00
A
C
0,50
D
B
Qual das equações abaixo balanceada está de acordo com o gráfico acima ?
a)
b)
c)
A + B 
3C + D
3A + B 
3C + 2D
3A + B  2C + D
d) 4 A + 2 B 
e) A + 2 B 
2C + 2D
2C + D
06 – (PUC–MG) Considere a equação:
2 NO2(g) + 4 CO(g)

N2(g) + 4 CO2(g)
Admita que a formação do N2(g) tem uma velocidade média constante igual a 0,05 mol/L  min. A massa de CO2(g), em
gramas, formada em 1 hora, é:
a) 8,8
110
b) 44,0
c) 84,0
d) 132,0
e) 528,08
Cinética Química – Parte I
a
07 – (UFPE – 1 fase/96) O gráfico abaixo representa a variação de concentração das espécies A, B e C com o tempo:
Conc. (mol/L)
1,0
B
0,5
A
C
0,0
Tempo
Qual das alternativas abaixo contém a equação que melhor descreve a reação representada pelo gráfico?
a) 2A +
b) A 
B 
C
2B + C
c) B + 2C
d) 2B + C


A
A
e) B
+
C

A
a
08 – (UFPE – 1 fase/2003) No início do século XX, a expectativa da Primeira Guerra Mundial gerou uma grande
necessidade de compostos nitrogenados. Haber foi o pioneiro na produção de amônia, a partir do nitrogênio do ar. Se
a amônia for colocada num recipiente fechado, sua decomposição ocorre de acordo com a seguinte equação química
não balanceada:
NH3(g)  N2(g) + H2(g).
As variações das concentrações com o tempo estão ilustradas na figura abaixo:
A partir da análise da figura acima, podemos afirmar que as curvas A, B e C representam a variação temporal das
concentrações dos seguintes componentes da reação, respectivamente:
a) H2, N2 e NH3
b) NH3, H2 e N2
c) NH3, N2 e H2
d) N2, H2 e NH3
e) H2, NH3 e N2
09 – (FESP – UPE/97) A reação de decomposição do amoníaco produz 8,40 g/min de nitrogênio. A velocidade dessa
reação em mols de NH3 por hora é:
(Dados: N = 14; H = 1)
a) 0,30 mols/h
b) 60 mols/h
c) 18 mols/h
d) 36 mols/h
e) 1,80 mols/h
10 – (FESP – UPE/89) Considere a equação abaixo:
2 N2O5(g)

4 NO2(g)
+
O2(g)
Admita que a formação do O2 tem uma velocidade média constante e igual a 0,05 mol/s. A massa de NO2 formada em
1 minuto será:
(Dados: N = 14 u; O 16 u)
a) 96g
b) 55,2g
c) 12,0g
d) 552g
e) 5,52g
11 – (Mackenzie–SP) A combustão da gasolina pode ser equacionada por C8H18 + O2  CO2 + H2O (equação não
balanceada). Considere que após uma hora e meia de reação foram produzidos 36 mols de CO2. Dessa forma, a
velocidade de reação, expressa em número de mols de gasolina consumida por minuto, é de:
a) 3,0
b) 4,5
Cinética Química – Parte I
c) 0,1
d) 0,4
e) 0,05
111
02 – Teoria das Colisões
Segundo essa teoria as reações dependem dos choques (colisões) entre as moléculas.
Vamos ilustrar essa teoria utilizando a reação de síntese do HI (g), a partir de H2(g) e I2(g).
H2(g) + I2(g)  2 HI(g) + Energia
o
1 ) É necessário agitar, ou seja, aumentar a
energia das moléculas para que se
aproximem com grande velocidade
(dotadas de elevada energia cinética).
o
I
H
H
I
H
H
3 )
2o ) As moléculas colidem violentamente,
proporcionando uma colisão eficaz...
I
I
As ligações químicas das moléculas
iniciais são enfraquecidas e novas
ligações são fortalecidas...
Forma-se o complexo ativado
o
4 ) Tem-se a formação das novas moléculas
(produtos finais)...
I
H
I
H
H
H
I
I
2.A – Análise da teoria das colisões
Colisões Eficazes
As moléculas não reagem com apenas uma colisão. Uma reação ocorre através de muitas colisões
sucessivas entre as moléculas, porém nem todas as colisões intermoleculares de fato redundam em reação, ou seja,
nem todas as colisões intermoleculares são eficazes.
Colisões eficazes são aquelas que realmente provocam reações químicas .
Três fatores caracterizam colisões eficazes:
1o ) Intensidade: É necessário que haja uma grande energia envolvida no momento da colisão.
2o ) Frequência: Não é suficiente a ocorrência de colisões violentas; é necessário que ocorra uma grande quantidade de
colisões em um curto espaço de tempo, ou seja, as colisões devem ocorrer com elevada freqüência.
o
3 ) Geometria ou Orientação: Além de intensas e frequentes, as colisões devem ser bem orientadas. Uma colisão
frontal entre as moléculas é mais eficaz (mais bem orientada) que uma colisão lateral.
I
H
H
I
I
Colisão bem orientada.
Colisão eficaz.
112
I
H
H
Colisão mal orientada.
Colisão não eficaz.
Cinética Química – Parte I
Complexo ativado
É o início efetivo da reação. É o estado de mais alta energia de todo processo podendo resultar nos
produtos ou voltar à forma de reagentes. O complexo ativado é muito instável, razão pela qual apresenta vida muito
curta (é instantâneo).
Observação: A energia necessária para que se forme o complexo ativado é chamada de energia de ativação.
Energia de ativação (EAT)
É a energia necessária para que haja a formação do complexo ativado.
É a menor energia necessária para se iniciar a reação.
É a energia que se deve fornecer aos reagentes para que esses alcancem o complexo ativado.
Importante: Quanto maior for a energia necessária para se formar o complexo ativado, mais difícil será o início da
reação. Dessa forma entendemos que quanto maior é a energia de ativação, mais lenta é a reação.
Energia
Energia
Análise gráfica da teoria das colisões
Complexo
Ativado
Eat
HR
H
HP
Reação
Pergunta: Qual das duas reações é mais rápida?
I
Reag.
II
Reag.
Prod.
Prod.
Ocorrência
da reação
A reação
II é mais rápida
porque exige menor
energia
para
ser
ativada, ou seja, a
reação II ocorre com
maior facilidade.
2.B – Catalisadores e Inibidores
Os catalisadores e inibidores são os únicos fatores que podem alterar a energia de ativação de
uma reação química.
Em linguagem coloquial catalisadores são substâncias que aumentam a velocidade das reações, diminuindo
a energia de ativação.
Na verdade o catalisador estabelece um caminho alternativo para ocorrência da reação, caminho
esse que exige menor energia para ser processado , ou seja, o catalisador faz a reação ocorrer por um mecanismo
de menor energia de ativação.
Os inibidores apresentam uma atuação oposta a dos catalisadores, pois diminuem a velocidade das reações
aumentando a energia de ativação do processo. O mecanismo de ação do inibidor consiste, na verdade, na destruição
dos catalisadores já presentes no sistema.
Impurezas
Por exemplo: a reação 2 H2O2
2 H2O + O2 é rápida em função da presença das impurezas que
atuam como catalisadores. Se o meio reacional torna-se ácido ocorre o consumo, a destruição do catalisador e
conseqüente aumento da energia de ativação com diminuição da velocidade do processo.
+
H
2 H2O2
2 H2O + O2
(muito lenta)
Cinética Química – Parte I
113
Análise gráfica da influencia dos
I – Caminho da reação não catalisada
Energia
II – Caminho da reação catalisada
III – Caminho da reação com inibidor
III
E1 – Eat da reação não catalisada
I
E2 – Eat da reação inversa
E3
E1
II
HR
E3 – Abaixamento da energia de ativação
E4
E2
E4 – Eat da reação catalisada
E5 – H da reação
E5
HP
Ocorrência da reação
Obs1: No caminho II, por haver menor energia de
ativação, a reação é mais rápida.
Obs2: Os catalisadores não alteram o H da reação.
Obs3: Os catalisadores não são consumidos pela
reação global.
2.C – Como perceber o catalisador em um conjunto de reações sucessivas?
Considerando que em termos de processo global os catalisadores não são consumidos temos:
1ª possibilidade: O catalisador pode ser consumido em uma reação intermediária e produzido de volta em outra fase
intermediária pertencente à mesma reação global.
Etapa 1
A + B  D
Etapa 2
D

E + B
A

E
As etapas 1 e 2 são consideradas fases
intermediárias da reação global
(Reação global)
Nesse contexto podemos inferir que:
 B é um catalisador porque foi consumido na 1ª reação, mas foi reposto na 2 a reação, ou seja, B não foi
consumido pela reação global.
 D é um composto intermediário porque foi produzido na 1a reação e consumido pela 2a reação.
Em um conjunto de reações sucessivas o composto intermediário é o produto de uma das etapas da reação e o
reagente de uma das próximas etapas do processo. É fundamental enfatizar que os intermediários não interferem na
velocidade das reações químicas.
 Dentre as duas fases apresentadas a 1ª etapa é a mais rápida pois ela apresenta o catalisador como sendo um
reagente. Nesse caso entendemos que a 2ª fase do processo é a etapa mais lenta.
 A 2ª fase, por ser a mais lenta, é a etapa que define a velocidade da reação global.
Em um processo que ocorre em várias etapas, será etapa intermediária mais lenta que definirá a
velocidade do processo global.
Entalpia (H)
 Uma possível representação gráfica para esse processo poderia ser dada por:
II
A + B
E + B
I
D
Observe que a etapa I apresenta menor energia
de ativação uma vez que é a etapa mais rápida
em função da presença do catalisador.
Caminho da reação
114
Cinética Química – Parte I
2ª possibilidade: O catalisador pode ser consumido em uma reação intermediária e produzido de volta na mesma fase
intermediária da reação global.
Etapa 1
A + B  D + B
Etapa 2
D

E
A

E
As etapas 1 e 2 são consideradas fases
intermediárias da reação global
(Reação global)
Nesse contexto podemos inferir que:
 B é um catalisador porque foi consumido na 1ª reação, mas foi reposto na mesma reação, ou seja, B não foi
consumido pela reação global.
 D é um composto intermediário porque foi produzido na 1a reação e consumido pela 2a reação.
2.D – Enzimas
Enzimas são catalisadores produzidos pelos seres vivos, que aceleram reações importantes para o
metabolismo do próprio ser vivo. Podemos afirmar que sem a colaboração das enzimas seria impossível a vida dos
vegetais e animais tal como a conhecemos em nosso planeta. Assim, por exemplo, em nosso tubo digestivo, a enzima
denominada lipase provoca a reação:
Lipídio + Água
Lipase
Ácido graxo + Álcool
Outras enzimas são responsáveis por muitas fermentações, caseiras ou industriais, que são empregadas na
fabricação de queijos, coalhadas, cervejas, etc.
As enzimas são substâncias complexas, de natureza protéica e coloidal, que agem de maneira muito
seletiva, isto é, só catalisam um tipo muito bem definido de reação, chegando inclusive a “distinguir” um reagente de um
seu isômero. Essa extraordinária especificidade decorre do fato de a enzima encaixar-se perfeitamente nas moléculas
reagentes (substratos), como uma chave se encaixa na fechadura correspondente.
Moléculas de
enzimas.
Moléculas
“candidatas à reação.
Apenas as moléculas 2
e 4 se encaixam na
enzima.
Apenas as moléculas 2
e 4 reagem formando
uma nova molécula.
Caminho I: consumo do reagente na
reação não catalisada.
Caminho II: consumo do reagente na
reação catalisada.
I
II
Tempo de reação
Cinética Química – Parte I
Quantidade de produto
Quantidade de reagente
2.E – Variações das quantidades de reagentes e produtos em função das catálises
II
I
Caminho I: formação do produto na
reação não catalisada.
Caminho II: formação do produto na
reação catalisada.
Tempo de reação
115
Testes de
Vestibulares
01 – (UFPE – 1a fase/2002) O metano é um poluente atmosférico e sua combustão completa é descrita pela equação
química balanceada e pode ser esquematizada pelo diagrama abaixo.
CH4(g) + 2 O2(g)
 CO2(g) + 2 H2O(g)
Sobre este processo químico, podemos afirmar que:
a) A variação de entalpia é –890 kJ/mol, e portanto é exotérmico.
b) A entalpia de ativação é –1140 kJ/mol.
c) A variação de entalpia é –1140 kJ/mol, e portanto é endotérmico.
d) A entalpia de ativação é 890 kJ/mol.
e) A entalpia de ativação é –890 kJ/mol.
02 – (UPE/2002) Analise o gráfico a seguir, que mostra a variação da energia potencial em função do caminho da reação
química, representada pela equação X  Y, e assinale a alternativa correta.
kJ/mol
50
40
Y
30
20
10
0,0
X
Caminho da Reação
a)
b)
c)
d)
e)
O gráfico corresponde à variação da energia de uma reação (X  Y) exotérmica.
A variação da entalpia da reação direta é + 10 kJ/mol.
A energia de ativação da reação X  Y é 50 kJ/mol.
A energia de ativação da reação direta é duas vezes maior que a energia de ativação da reação inversa (Y  X).
A variação de entalpia da reação X  Y é – 30kJ/mol.
03 – (UFPE – Serra Telhada/2007) Algumas substâncias químicas apresentam a capacidade de acelerar uma determinada
reação. Estas substâncias são chamadas de catalisadores. Qual o papel de um catalisador em uma reação química?
a)
b)
c)
d)
e)
116
Alterar as energias de reagentes e produtos.
Encontrar um novo caminho reacional com uma menor energia de ativação.
Ser consumido durante a reação, ocasionando uma maior quantidade de reagente.
Eliminar completamente a energia de ativação.
Inibir os choques efetivos de reagentes e produtos, durante o processo reacional.
Cinética Química – Parte I
a
04 – (UFPE – 2 fase/2000) O gráfico abaixo indica na abscissa o andamento de uma reação química desde os reagentes
( A + B ) até os produtos ( C + D ) e na ordenada as energias envolvidas na reação. Qual o valor indicado pelo
gráfico para a energia de ativação da reação A + B  C + D?
Energia
– 10
– 20
C
– 30
+
D
– 40
– 50
A
+
B
20
40
60
80
100
05 – (FESP – UPE/99) Analise as afirmativas abaixo.
I)
II)
A energia de ativação das reações endotérmicas aumenta com o aumento de temperatura.
Quando a energia potencial do estado de transição é alta, é necessária uma grande quantidade de energia
durante a colisão para formar o complexo ativado.
III) Todas as colisões que ocorrem entre as moléculas das substâncias reagentes no estado gasoso são efetivas,
razão pela qual os gases são bastante reativos.
IV) Ação catalítica em última análise é proporcionar á reação química, um mecanismo alternativo de mais baixa
energia, para formação dos produtos.
São verdadeiras:
a) I, II, III, e IV
b) II e IV
c) I, II e IV
d) I, III, e IV
e) I e IV
06 – (UFPE – 2a fase/2002) Uma descrição simplificada da destruição do ozônio por óxido de nitrogênio é dada pelas
seguintes reações:
O3(g) + NO(g)  O2(g) + NO2(g)
NO2(g) + O(g)  NO(g) + O2(g)
Com relação a este processo, pode-se afirmar que:
I II
0 0 A reação global para a destruição do ozônio é: O 3(g) + O(g)  2 O2(g), e o óxido de nitrogênio atua como
catalisador.
1 1 A reação global para a destruição do ozônio é: O 3(g) + O(g)  2 O2(g), e o dióxido de nitrogênio atua como
catalisador.
2 2 A reação global para a destruição do ozônio é: O3(g) + NO(g)  O2(g) + NO2(g), e o óxido de nitrogênio atua
como intermediário da reação.
3 3 A reação global para a destruição do ozônio é: O3(g) + O(g)  2 O2(g), e o dióxido de nitrogênio atua como um
intermediário da reação.
4 4 A reação global para a destruição do ozônio é: ½ O3(g) + ½ O(g)  O2(g), e o dióxido de nitrogênio atua como
inibidor.
07 – (Vunesp) Sobre catalisadores, são feitas as quatro afirmações seguintes.
I.
II.
III.
IV.
São substâncias que aumentam a velocidade de uma reação.
Reduzem a energia de ativação da reação.
As reações nas quais atuam não ocorreriam nas suas ausências.
Enzimas são catalisadores biológicos.
Dentre essas afirmações, estão corretas apenas:
a) I e II.
b) II e III.
Cinética Química – Parte I
c) I, II e III.
d) I, II e IV.
e) II, III e IV.
117
a
08 – (UFPE – 2 fase/2001) A respiração celular produz dióxido de carbono, que precisa ser transportado até os pulmões
para ser eliminado do organismo. Este processo envolve a transformação do dióxido de carbono em hidrogenocarbonato (bicarbonato), através da reação com água, representada como:
CO2(g) + H2O(l)  HCO3(aq) + H+(aq).
O perfil desta reação, isto é, a variação da entalpia (eixo da ordenada) com relação à coordenada de reação (eixo da
abscissa) está representado abaixo pela curva I. Na presença da anidrase carbônica, este perfil muda, de acordo com a
curva II da figura abaixo.
Considerando estes perfis de reação, julgue os itens abaixo.
I
0
1
2
3
4
II
0
1
2
3
4
A anidrase carbônica atua como catalisador.
A presença da anidrase carbônica torna a reação endotérmica.
A reação é endotérmica, independente da presença da anidrase carbônica.
A reação na ausência da anidrase carbônica apresenta energia de ativação menor.
A presença da anidrase carbônica não altera a variação de entalpia da reação.
09 – (UFPE – Vitória e Caruaru/2007.2) O peróxido de hidrogênio (H2O2), conhecido comercialmente como água
oxigenada, sofre uma decomposição lenta em água (H2O) e oxigênio (O2). A velocidade desta reação pode ser
aumentada pela presença da enzima catalase (hidroperoxidase), que atua nesta reação como catalisador. Nas reações
químicas, o catalisador tem o papel de:
a)
b)
c)
d)
e)
alterar a variação de entalpia da reação.
diminuir a energia dos reagentes em uma reação.
diminuir a energia dos produtos em uma reação.
encontrar um novo caminho reacional, com uma maior energia de ativação.
encontrar um novo caminho reacional, com uma menor energia de ativação.
10 – (UFPE – 1a fase/97) Considere os seguintes diagramas de energia de reação nas mesmas condições de temperatura e
pressão e em função deles indique a alternativa correta:
Diagrama 2
Diagrama 1
Reagentes
A + B
Energia de
ativação
H0
118
Energia de
ativação
H0
C + D
Produtos
a)
b)
c)
d)
e)
Reagentes
A + B
C + D
Produtos
Quando o equilíbrio for atingido as concentrações de C e D serão maiores no caso do diagrama 1.
A reação A + B  C + D
é endotérmica.
A variação de entalpia padrão é maior no caso do diagrama 1.
No caso do diagrama 2 tem-se um catalisador.
No caso do diagrama 1 a reação é mais rápida.
Cinética Química – Parte I
11 – (UFPE – Serra Telhada / 2007: Prova de Biologia) Sabendo-se que a velocidade das reações enzimáticas pode ser
influenciada por diferentes fatores, um dos quais é a temperatura, qual dos cinco gráficos abaixo melhor representa a
velocidade das reações enzimáticas em humanos, em relação à temperatura?
a)
b)
0
o
c)
0
40 C
d)
40oC
0
40oC
e)
0
40oC
40oC
0
12 – (PUC–MG) Considere o diagrama de energia abaixo para uma dada reação química.
Leia com atenção as seguintes afirmativas:
I.
II.
III.
IV.
A reação é endotérmica.
O ΔH da reação é dado por X.
A energia de ativação sem catalisador é dada por Y.
O abaixamento da energia de ativação, verificado pela adição de um catalisador, é dado por Z.
São corretas somente as afirmativas:
a) I, III e IV.
b) I, II e III.
c) II, III e IV.
d) I e II.
e) II e IV.
13 – (SSA 1º Ano/2011 – Prova de Biologia) Por que, ao se utilizar água oxigenada (peróxido de hidrogênio) no
ferimento, ela espuma?
A água oxigenada - peróxido de hidrogênio - reage quimicamente com o sangue e o plasma expostos em uma ferida,
liberando o átomo de oxigênio que estava "sobrando". É essa liberação que faz o líquido borbulhar - restando, então,
apenas, água comum. A enzima chamada .....1.... acelera a decomposição da água oxigenada, liberando o gás
oxigênio, que para algumas bactérias que possam estar no ferimento é um veneno. Peróxidos de hidrogênio são
continuamente formados em vesículas denominadas ........2......, presentes em nossas células, principalmente as
hepáticas.
Assinale a alternativa que completa, CORRETAMENTE, as lacunas 1 e 2 do trecho acima.
a) 1-catalase ; 2-lisossomos
b) 1-peroxidase ; 2-mitocôndrias
c) 1-lipase ; 2-retículo endoplasmático granuloso
Cinética Química – Parte I
d) 1-catalase ; 2-peroxissomos
e) 1-oxidase ; 2-ribossomos
119
03 – Fatores que modificam a velocidade da reação
De acordo com a teoria das colisões, todos os fatores que aumentam a intensidade e afrequência das
colisões intermoleculares, serão capazes de aumentar a velocidade das reações...
3.A – Estado físico dos reagentes
VSólidos < VLiquidos < VGases
A velocidade entre gases é maior porque neste estado físico há maior agitação molecular, tornando
os choques mais freqüentes e violentos (intensos), o que aumenta a quantidade de colisões eficazes.
3.B – Temperatura
De forma geral as reações são mais rápidas em temperaturas mais elevadas.
Isto ocorre porque em temperaturas mais elevadas as moléculas se apresentam mais agitadas, os choques
intermoleculares ocorrem com maior energia e as moléculas são quebradas com maior facilidade, tornando a reação
mais rápida.
Exemplo1: As frutas amadurecem mais rápido em local abafado. Isso porque em temperaturas altas as reações químicas
que envolvem o amadurecimento ocorrem com maior intensidade.
Exemplo2: Um comprimido efervescente é dissolvido rapidamente em água quente e lentamente em água gelada. Isso
porque com água quente as colisões intermoleculares são mais intensas e frequentes.
Exemplo3: Os alimentos cozinham mais rápido em panelas de pressão porque no interior dessas panelas a temperatura
da água em ebulição é maior que em panelas abertas.
Importante: Aumentar a temperatura proporciona aumento da velocidade da reação não porque provoca diminuição da
energia de ativação.
Cuidado, acelerar uma reação através de aquecimento não é o mesmo que catalisar a reação.
O aquecimento acelera o processo porque faz com que as moléculas reagentes alcancem ou superem a
energia necessária para ativar a reação
O efeito da eletricidade na velocidade das reações
Do mesmo modo que o calor, a eletricidade também é uma forma de energia que influi na velocidade de
muitas reações químicas. Esse fato é observado, por exemplo, quando raios saltam na atmosfera, provocando a reação:
N2(g)
+
O2(g)

2 NO(g);
O NO formado se transforma em NO2 e, em seguida, em HNO3, que vai formar, no solo, os nitratos necessários ao
desenvolvimento dos vegetais.
Outro exemplo é o da faísca elétrica que provoca a explosão da gasolina, nos cilindros dos motores dos
automóveis.
C8H18(ℓ) + O2(g)

8 CO2(g) +
9 H2O(g)
Nessa reação a um aumento na quantidade de mols de compostos gasosos, o que proporciona aumento de pressão no
interior do cilindro impulsionando-o e gerando movimento do automóvel.
Um terceiro exemplo é o da reação do hidrogênio com o oxigênio, também provocada por uma faísca
elétrica:
2 H2(g) +
O2(g)  2 H2O(g)
Nessa reação, a faísca elétrica fornece energia para que algumas moléculas de H 2 e de O2 ultrapassem a elevação
correspondente à energia de ativação; como a própria reação libera muita energia, isso será suficiente para desencadear
a reação na totalidade das moléculas de H2 e de O2 restantes.
120
Cinética Química – Parte I
O efeito da luz na velocidade das reações
Da mesma maneira que o calor e a eletricidade, a luz (bem como as demais radiações eletromagnéticas)
também é uma forma de energia que influi em muitas reações químicas. Quando ficamos diretamente expostos ao sol do
meio-dia, por exemplo, as queimaduras que sofremos na pele são o resultado da quebra das moléculas formadoras da
própria pele—aliás, não se esqueça de que devemos evitar a exposição direta ao sol entre as 10 e as 15 horas, quando a
maior quantidade de radiação ultravioleta, de energia ainda maior do que a luz visível, provoca graves queimaduras.
Como segundo exemplo, lembre-se de que a água oxigenada deve ser guardada em frascos escuros, pois
ela se decompõe rapidamente quando exposta à luz. Um terceiro exemplo interessante é o das misturas de H2 e Cl2 que
não reagem no escuro; no entanto elas explodem quando expostas à luz solar direta:
H2(g) + Cℓ2(g)  2 HCℓ(g)
A explicação para esses fenômenos é idêntica àquela já apresentada para a eletricidade. No caso presente,
é a luz (ou outra forma de radiação eletromagnética) que fornece a energia necessária para as moléculas reagentes
ultrapassarem a barreira da energia de ativação.
As reações que são influenciadas pela luz são chamadas de reações fotoquímicas. Elas podem ser
classificadas em:
 Fotossíntese: quando, a partir de moléculas menores, obtemos moléculas maiores:
H2(g) + Cℓ2(g)  2 HCℓ(g)
CO2(g) + H2O(ℓ)  Açúcares, amido, celulose, etc. (na fotossíntese dos vegetais)
 Fotólise: quando, a partir de moléculas maiores, obtemos moléculas menores:
2 AgBr2(s)  Ag(s)
+ Br2(ℓ) (nas chapas fotográficas, gerando um enegrecimento na passagem de AgBr2 para Ag)
2 H2O2  2 H2O(ℓ) + O2(g) (nos frascos transparentes contendo água oxigenada)
3.C – Concentração dos Reagentes
Quanto maior a concentração do reagente, mais rápida é a reação.
Isto ocorre porque meios mais concentrados apresentam grande quantidade de moléculas em um pequeno
volume. Dessa forma há maior probabilidade de ocorrência de colisões intermoleculares (maior frequência),
proporcionando maior velocidade à reação.
Exemplo: Dissolução de uma barra de ferro em solução de ácido sulfúrico.
Fe(s)
Fe(s)
II
I
H2SO4 1,0 M
No caso II o consumo do ferro é mais rápido
porque o ácido está mais concentrado.
H2SO4 2,0 M
Importante: No caso dos sistemas gasosos o aumento da pressão total do sistema produz redução do volume e
conseqüente aumento da concentração dos reagentes gasosos. Em função disso podemos afirmar que o
aumento da pressão aumenta a velocidade das reações em que participam reagentes gasosos.
Cinética Química – Parte I
121
3.D – Superfície de Contato
Superfície de contato é a área superficial de um material que entra em contato efetivo com os demais
reagentes.
Conforme a teoria das colisões as reações ocorrem através do contato entre os reagentes. Em função disso
concluímos que quanto maior a superfície de contato, mais rápida é a reação.
Exemplo: Dissolução de um comprimido efervescente em água.
No caso II a dissolução do comprimido é mais
rápida porque há uma maior superfície de
contato entre o comprimido e a água.
I
II
Observação1: Quanto mais fracionado (pulverizado) estiver o material, maior será sua superfície de contato fazendo com
que seja maior a velocidade da ração.
Observação2: É importante perceber que nos fenômenos naturais as transformações ocorrem do exterior para o interior
dos materiais.
Exemplo: O apodrecimento de uma fruta, verdura ou um pedaço de carne começa pelas superfícies externas.
Adsorção dos reagentes
Algumas catálises dependem da superfície de contato entre os reagentes e o catalisador
A decomposição do HI(g), a 500 oC, é catalisada por
platina em pó:
A platina adsorve (isto é, retém em sua superfície)
moléculas de HI. Como a platina é um metal de transição (tem a
última e a penúltima camadas eletrônicas incompletas), ela é
deficitária em elétrons e procura atrair as nuvens eletrônicas do
hidrogênio e do iodo. Forma-se, então, um complexo ativado
entre a platina e o HI, determinando um enfraquecimento da
ligação entre o hidrogênio e o iodo que acelera a quebra da
molécula HI e, em consequência, aumenta a velocidade da
reação.
Observe que, mesmo nesse caso, há formação de
um composto intermediário entre o reagente (HI) e o catalisador (Pt). Por outro lado, é bom salientar que a ação
catalítica não depende tanto da quantidade de catalisador, e sim da superfície disponível de catalisador; é por isso que a
platina será tanto mais ativa quanto mais pulverizada ela estiver.
3.E – Afinidade Química
Por fim, é fundamental, também, que os reagentes tenham certa afinidade química, ou seja, uma tendência
natural para reagir. Por exemplo, o ferro se oxida (enferruja) lentamente quando exposto ao ar; em contrapartida, a
oxidação do sódio no ar é muito rápida, devido à afinidade química entre o sódio e o oxigênio — tanto que o sódio é
guardado imerso em querosene para não se oxidar. Afinidade química, enfim, é um fator que depende da própria
natureza das substâncias envolvidas na reação.
Importante: É indispensável lembrar que o fato de colocar os reagentes em contato e a existência de afinidade
entre os compostos reagentes são condições fundamentais para a ocorrência das reações.
122
Cinética Química – Parte I
Testes de
Vestibulares
01 – (UFPE – 2a fase/2007) Sobre os parâmetros e variáveis que governam a velocidade de reações químicas, podemos
afirmar que:
I
0
1
2
3
II
0
1
2
3
4 4
Em geral, as reações aumentam de velocidade com o aumento da temperatura.
Em geral, as reações diminuem de velocidade com o aumento da concentração dos reagentes em solução.
A uma dada temperatura, a velocidade de uma reação será maior quanto menor for sua energia de ativação.
O aumento da pressão parcial dos reagentes provoca um aumento na velocidade de uma reação entre
substâncias no estado gasoso.
Um catalisador atua aumentando a energia de ativação para uma determinada etapa de uma reação química.
02 – (UFPE – 1a fase/98) Em qual das situações abaixo o processo de deterioração de 1 Kg de carne de boi será mais
lento?
a)
b)
c)
d)
e)
Peça inteira colocada em nitrogênio líquido.
Fatiada e colocada em gelo comum.
Fatiada e colocada em gelo seco (CO2 sólido).
Peça inteira em gelo comum.
Fatiada, cada fatia envolvida individualmente em plástico e colocada em uma freezer de uso doméstico.
03 – (UFPE – 1a fase/99) A dissolução de um comprimido efervescente foi realizada de dois modos:
1)
2)
Em água natural, com o comprimido quebrado em pequenos pedaços;
Em água gelada, com o comprimido inteiro.
A dissolução será:
a)
b)
c)
d)
e)
Mais lenta em 1, porque, com a temperatura mais alta, a reação é mais lenta.
Mais lenta em 2, porque a área de contato do comprimido com a água é maior.
Mais rápida em 1, porque a temperatura é mais alta, e a área de contato é maior.
Igualmente rápida nas duas, pois a temperatura da água não afeta a velocidade da reação.
Mais rápida em 2, porque o comprimido inteiro possui maior área de contato com a água.
04 – (UFPE – 1a fase/92) Quais dos itens abaixo que, associados, aumentam a velocidade da reação entre ferro metálico e
ácido clorídrico.
I)
II)
Ferro em lâminas
Ferro finamente dividido
III) Ácido clorídrico 6 mols/L
IV) Ácido clorídrico 1,0 mol/L
Assinale, entre as alternativas abaixo, aquela que responde corretamente a questão.
a) III e IV
b) I e III
c) II e III
d) I e II
e) II e IV
a
05 – (UFPE – 1 fase/95) Você está cozinhando batatas e fazendo carne grelhada, tudo em fogo baixo, num fogão a gás.
Se você passar as duas bocas do fogão para fogo alto, o que acontecerá com o tempo de preparo?
a)
b)
c)
d)
e)
Diminuirá para os dois alimentos.
Diminuirá para a carne e aumentará para as batatas.
Não será afetado.
Diminuirá para as batatas e não será afetado para a carne.
Diminuirá para a carne e permanecerá o mesmo para as batatas.
a
06 – (UFPE – 1 fase/94) Em qual das cidades indicadas abaixo, é mais demorado o cozimento de uma feijoada em panela
de barro?
a) Rio de Janeiro
b) São Paulo
Cinética Química – Parte I
c) Recife
d) La Paz
e) Brasília
123
a
07 – (UFPE – 1 fase/90) O que você faria para aumentar a velocidade de dissolução de um comprimido efervescente em
água?
I)
II)
Usaria água gelada.
Usaria água a temperatura ambiente.
III) Dissolveria o comprimido inteiro.
IV) Dissolveria o comprimido partido em 4 partes.
Assinale das alternativas abaixo aquela que responde corretamente a questão.
a) I e IV
b) I e III
c) III
d) II e III
e) II e IV
08 – (UPE – 2001) Assinale dentre as afirmativas abaixo a verdadeira.
a)
b)
c)
d)
e)
Conforme os fundamentos da teoria das colisões, as colisões moleculares efetivas, envolvendo três moléculas
simultaneamente, são muito mais freqüentes que as colisões bimoleculares.
Todas as moléculas de um sistema reacional têm, na mesma temperatura, valores iguais de energia cinética e de
ativação.
O catalisador é uma substância que, presente em uma reação química, aumenta progressivamente a energia de
ativação da reação sem alterar o seu rendimento.
O cozimento dos alimentos é mais rápido numa panela de pressão do que numa panela comum pelo fato de a
água, na panela de pressão, estar a uma temperatura mais alta, o que favorece as reações envolvidas.
As enzimas atuam como catalisadores em processos biológicos nos quais sua função é aumentar a concentração
do complexo ativado, mantendo constante a energia de ativação do processo.
09 – (Unicap – Quí. I/2000)
I II
0 0
1 1
2 2
3 3
4 4
Toda reação que libera calor só pode ser de combustão, não importando o estado físico da substância
queimada.
A dissolução de alguns sais em água é um processo que absorve calor, sendo um processo endotérmico; logo
ao segurarmos um tubo de ensaio, com esse procedimento sentimos frio na mão.
Em qualquer combustão a velocidade de consumo do combustível será sempre igual à velocidade de consumo
do comburente.
Em água natural e estando pulverizado, um comprimido efervescente se dissolverá mais rapidamente do que
em água gelada, se estiver inteiro.
Uma reação só será exotérmica se a entalpia dos produtos for maior que a dos reagentes.
10 – (UPE – Quí. II/2005)
I II
0 0
1 1
2 2
3 3
4 4
É mais fácil conservar 500,0g de carne de boi não fatiada em nitrogênio líquido do que a mesma quantidade
de carne fatiada em gelo comum.
A irrigação artificial intensa pode levar à salinização do solo, tornando-o impróprio para a agricultura, o
mesmo acontecendo em regiões onde chove regularmente e não se utiliza a irrigação.
Quando se coloca água gelada em copo de vidro, constata-se que o copo fica molhado por fora, fato esse
explicado pela passagem lenta, mas contínua de moléculas de água pelas paredes do vidro.
O gás carbônico é menos solúvel em água destilada do que em água destilada adicionada de hidróxido de
sódio.
O cloreto de sódio e o cloreto de potássio originam soluções eletrolíticas, quando dissolvidos em água
destilada, mas, quando no estado sólido, o cloreto de potássio é um melhor condutor de corrente elétrica do
que o cloreto de sódio, porque o raio atômico do potássio é maior do que o raio atômico do sódio.
11 – (UPE – Cursos à Distância/2011 – Prova de Biologia) Ao analisarmos a bioquímica celular na membrana plasmática,
verificamos que existem estruturas que podem acelerar as reações, sem modificá-las. Podem, também, atuar no
transporte ativo de íons. Porém, se, por acaso, a temperatura corporal ficar elevada acima de 42°C, poderá ocorrer
uma desnaturação, isto é, uma destruição dessas moléculas. Com base nessa afirmação, estamos nos referindo
aos(às)
a) ácidos nucléicos.
124
b) carboidratos.
c) lipídios.
d) enzimas.
e) proteínas.
Cinética Química – Parte I
a
12 – (UFPE – 2 fase/2001) Quando colocamos água oxigenada num ferimento observamos a formação de bolhas devido
à liberação de gás oxigênio, de acordo com a seguinte equação química:
2 H2O2()  2 H2O()
+ O2(g)
Num recipiente fechado, podemos observar a variação da pressão, à medida que a reação de decomposição se
processa, e assim, determinar a dependência da concentração molar de H2O2 com o tempo de reação. A cinética desta
reação foi determinada para duas condições, I e II, e estão representadas na figura abaixo.
Julgue os itens abaixo referentes a esta cinética:
I
0
1
2
II
0 A velocidade da reação para a condição I é maior que para a condição II.
1 A condição II contém um catalisador.
2 O número de mols de oxigênio formado, após 4 minutos do início da reação, é maior para a condição II do que
para a condição I.
3 3 A concentração de água oxigenada, após 2 minutos do início da reação, é maior para a condição II do que para
a condição I.
4 4 Se inicialmente os dois recipientes contiverem, exclusivamente, água oxigenada, então a temperatura da
condição I é diferente da temperatura da condição II.
13 – (UFPE – Serra Talhada/2007) Em uma reação química ocorrem transformações de um ou mais reagentes, dando
origem a um ou mais produtos. Em geral, estas reações não acontecem de maneira espontânea. As reações
necessitam, na sua grande maioria, de uma energia para que possa ter início. Esta energia é chamada de:
a) energia de combustão.
b) energia de vaporização.
c) energia de solubilização.
d) energia de neutralização.
e) energia de ativação.
14 – (UPE – SSA 2º Ano/2011) Durante uma aula de química, a professora cortou um pedaço de fita de magnésio e, com
o auxílio de uma lixa, retirou um sólido branco que recobria a sua superfície. Essa substância havia sido formada em
decorrência da lenta reação entre o metal e o oxigênio. Após esse procedimento, ela transferiu o pedaço da fita para
dentro de um béquer e queimou a sua extremidade superior.
Imediatamente, observou-se a emissão de uma luz branca muito intensa e brilhante. Verificou-se, também, o
aquecimento do béquer e a formação de uma substância sólida e de cor branca, presente na cinza residual.
Abaixo, são feitas algumas considerações em relação a essa atividade experimental.
I. O composto formado após a combustão do magnésio é um sal.
II. O procedimento realizado na sala envolve uma reação exotérmica.
III. O processo permite observar a influência da temperatura na velocidade de uma reação.
Está(ão) em conformidade com os procedimentos utilizados e os resultados obtidos nessa atividade experimental
apenas o(s) item(ns)
a) I.
b) II.
Cinética Química – Parte I
c) III.
d) I e III.
e) II e III.
125
Energia Libvre de Gibbs
15 – (UFPE – 2ª fase/2012) Catalisadores viabilizam a maioria dos processos químicos comerciais, além de várias reações
em sistemas biológicos e ambientais, alterando o perfil energético da reação. O perfil energético de uma reação, com
e sem catalisador, pode ser representado apenas pelos gráficos:
I II
0 0
não-catalisada
catalisada
reagentes
produtos
Coordenada de reação
Energia Libvre de Gibbs
1 1
reagentes
não-catalisada
produtos
catalisada
Coordenada de reação
Energia Libvre de Gibbs
2 2
reagentes
produtos
não-catalisada
catalisada
Coordenada de reação
126
Cinética Química – Parte I
3 3
Energia Libvre de Gibbs
não-catalisada
catalisada
reagentes
produtos
Coordenada de reação
Energia Libvre de Gibbs
4 4
reagentes
catalisada
não-catalisada
produtos
Coordenada de reação
16 – (UPE – SSA 2º Ano/2011) Analise as informações contidas no seguinte gráfico
Energia de
ativação
∆EAt
EAt (direta)
Reação 1
EAt (direta)
Reação 1
Reagentes
Produtos
Caminho da reação
Assinale a alternativa que expressa o processo evidenciado nesse gráfico.
a)
b)
c)
d)
e)
Modificações nos rendimentos de uma reação.
Variações endotérmicas de um mesmo tipo de reação.
Dependência da concentração de reagentes sobre o rendimento de uma reação.
Efeitos das concentrações dos reagentes sobre a velocidade de uma reação.
Influência da presença de um catalisador no andamento de uma reação.
Cinética Química – Parte I
127
17 – (ENEM – 2ª aplicação/2010) Alguns fatores podem alterar a rapidez das reações químicas. A seguir destacam-se três
exemplos no contexto da preparação e da conservação de alimentos:
1. A maioria dos produtos alimentícios se conserva por muito tempo quando submetidos à refrigeração. Esse
procedimento diminui a rapidez das reações que contribuem para a degradação de certos alimentos.
2. Um procedimento muito comum utilizado em práticas de culinária é o corte dos alimentos para acelerar o seu
cozimento, caso não se tenha panela de pressão.
3. Na preparação de iogurtes, adicionam-se ao leite bactérias produtoras de enzimas que aceleram as reações
envolvendo açúcares e proteinas lácteas.
Com base no texto, quais são os fatores que influenciam a rapidez das transformações químicas relacionadas aos
exemplos 1, 2 e 3, respectivamente?
a) Temperatura, superfície de contato e concentração.
b) Concentração, superfície de contato e catalisadores.
c) Temperatura, superfície de contato e catalisadores.
d) Superfície de contato, temperatura e concentração.
e) Temperatura, concentração e catalisadores.
18 – (UFPE – 1ª Fase/2007) A reação de hidrogenação do etino a etano possui uma constante de equilíbrio, a 25oC, de
42
2,65 x 10 . Sabe-se que esta reação é catalisada por platina. Considerando essas informações, assinale a afirmativa
correta.
a) A reação de hidrogenação é, com certeza, muito rápida mesmo na ausência de platina, pois o valor da constante
de equilíbrio é muito elevado.
b) A reação na presença de platina deve ser mais rápida que na ausência de platina.
c) A reação na presença de platina possui uma constante de equilíbrio maior que na ausência de platina.
d) A energia livre de Gibbs padrão da reação de hidrogenação é negativa e deve ser menor ainda na presença de
platina.
e) A presença da platina aumenta a energia de ativação dessa reação.
19 – (UFPE – Vitória e Caruarú/2009.2 – Prova de Biologia) Nos gráficos abaixo são mostradas diferentes concentrações
de gás carbônico no sangue humano, num determinado período de tempo, tendo o início do registro das
concentrações ocorrido logo após o processo da hematose. Considerando que I, II e III devem corresponder às
concentrações de CO2 no sangue dos capilares pulmonares, dos capilares dos tecidos e das veias cavas, assinale o
gráfico correto.
e)
c)
a)
b)
128
d)
Cinética Química – Parte I
Resoluções de Testes
Comentários Adicionais
Cinética Química – Parte I
129
Resoluções de Testes
Comentários Adicionais
Gabarito do Capítulo:
Cinética Química – Parte I
(43 questões)
Gabarito das páginas 109, 110 e 111:
No
Resposta
No
Resposta
No
Resposta
No
Resposta
01
02
03
B
20
B
04
05
06
A
C
A
07
08
09
C
D
D
10
11
D
D
Gabarito das páginas 116, 117, 118 e 119:
No
Resposta
No
Resposta
No
Resposta
No
Resposta
01
02
03
04
A
C
B
30
05
06
07
08
B
VFFVF
D
VFFFV
09
10
11
12
E
D
B
A
13
D
Gabarito das páginas 123, 124, 125, 126, 127 e 128:
o
o
o
Resposta
N
Resposta
N
Resposta
N
Resposta
01
02
03
04
05
VFVVF
A
C
C
E
06
07
08
09
10
D
E
D
FVFVF
VFFVF
11
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14
15
D
VFFVV
E
E
VFFVF
16
17
18
19
E
C
B
A
Comunique-se com seu professor:
130
o
N
[email protected]
Cinética Química – Parte I