QUÍMICA
PRÉ-VESTIBULAR
LIVRO DO PROFESSOR
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© 2006-2008 – IESDE Brasil S.A. É proibida a reprodução, mesmo parcial, por qualquer processo, sem autorização por escrito dos autores e do
detentor dos direitos autorais.
I229
IESDE Brasil S.A. / Pré-vestibular / IESDE Brasil S.A. —
Curitiba : IESDE Brasil S.A., 2008. [Livro do Professor]
832 p.
ISBN: 978-85-387-0577-2
1. Pré-vestibular. 2. Educação. 3. Estudo e Ensino. I. Título.
CDD 370.71
Disciplinas
Autores
Língua Portuguesa
Literatura
Matemática
Física
Química
Biologia
História
Geografia
Francis Madeira da S. Sales
Márcio F. Santiago Calixto
Rita de Fátima Bezerra
Fábio D’Ávila
Danton Pedro dos Santos
Feres Fares
Haroldo Costa Silva Filho
Jayme Andrade Neto
Renato Caldas Madeira
Rodrigo Piracicaba Costa
Cleber Ribeiro
Marco Antonio Noronha
Vitor M. Saquette
Edson Costa P. da Cruz
Fernanda Barbosa
Fernando Pimentel
Hélio Apostolo
Rogério Fernandes
Jefferson dos Santos da Silva
Marcelo Piccinini
Rafael F. de Menezes
Rogério de Sousa Gonçalves
Vanessa Silva
Duarte A. R. Vieira
Enilson F. Venâncio
Felipe Silveira de Souza
Fernando Mousquer
Produção
Projeto e
Desenvolvimento Pedagógico
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Cinética
química
promoveremos choques efetivos e, com isso, uma
reação. Observe o esquema a seguir:
O conhecimento e o estudo da velocidade das
reações, além de ser muito importante em termos
industriais, também está relacionado ao nosso dia-a-dia. Por exemplo, quando guardamos alimentos
na geladeira para retardar sua decomposição ou usamos panela de pressão para aumentar a velocidade
de cozimento dos alimentos. As reações químicas
ocorrem com velocidades diferentes e estas podem
ser alteradas. Neste módulo, começamos a observar
seu estudo e como controlá-las.
Observe este raciocínio: durante a fabricação
da manteiga, deseja-se que as reações químicas
envolvidas sejam as mais rápidas possíveis para a
otimização do processo. Depois de pronta, entretanto,
espera-se que as reações que tornam a manteiga
rançosa sejam as mais lentas possíveis.
Condições para ocorrência
de uma reação
a)Natureza dos reagentes: quando uma reação
ocorre é porque temos uma “afinidade” entre
os reagentes.
b)Contato entre reagentes: esta é uma condição fundamental para que se possa haver
reação, sem contato não teremos, a princípio
uma reação ocorrendo.
c) Choques ou colisões: acreditamos que os
choques eficientes entre os reagentes levam à
quebra de ligações, ocasionando a reação.
EM_V_QUI_020
Teoria das colisões
Quando colocamos os reagentes em contato e
estimu­lamos o processo, ocorrerão colisões entre as
moléculas e, dependendo da orientação e energia,
Algumas orientações
possíveis durante a
colisão
Resultado
Orientação desfavorável:
a colisão não é efetiva e
não ocorre reação.
Orientação desfavorável:
a colisão não é efetiva e
não ocorre reação.
Orientação favorável: a
colisão pode ser efetiva e
pode ocorrer reação.
No momento em que ocorre o choque em uma
orientação favorável, forma-se uma estrutura intermediária entre os reagentes e os produtos, denominado complexo ativado.
Observe o exemplo:
Dada a reação: N2(g) + O2(g) → 2 NO(g), teremos:
O
O
N
N
O2
N2
Eat
Eat
O
O
N
N
O
N
O
N
O
N
O
N
2 NO
Observe que, ao colocarmos os reagentes em
contato, devemos fornecer uma pequena quantidade
de energia, para provocarmos choques efetivos e propiciar a reação. Logo são conceitos importantes:
Energia de ativação (Ea): é a menor quantidade
de energia necessária que deve ser fornecida aos
reagentes para a formação do complexo ativado e,
consequentemente, para a ocorrência da reação.
Complexo ativado: é o estado intermediário
(estado de transição) formado entre reagentes e
produtos, em cuja estrutura existem ligações enfraquecidas (presentes nos reagentes) e formação de
novas ligações (presentes nos produtos).
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1
Assim sendo, associando a ocorrência da reação
e os gráficos dos tipos de reação, temos que, para que
ocorra a formação do complexo ativado, as moléculas
dos reagentes devem absorver uma quantidade de
energia no mínimo igual à energia de ativação.
Entalpia
Complexo ativado
Ea
Fatores que influenciam
a velocidade da reação
Existem vários fatores que levam uma reação
a se tornar mais rápida ou mais lenta, como, por
exemplo, temperatura, calor, pressão, uso de catalisadores etc. Veremos, nesta fase, a atuação desses
fatores em uma reação. Podemos dizer que, de uma
forma geral, o aumento do fator leva a um aumento
da velocidade da reação.
a) Estado físico dos reagentes
Esse fato ocorre tanto para as reações exotérmicas quanto para as endotérmicas e seus diagramas,
indicando o caminho da reação e a entalpia, podem
ser representados por:
Entalpia
Complexo ativado
Ea
Reagentes
Energia de
ativação
Como regra geral, os gases reagem mais facilmente e mais rapidamente que os líquidos, e estes
mais rapidamente que os sólidos.
Nos gases, as moléculas reagentes se deslocam
com muita liberdade e rapidez. Os choques entre elas
são muito frequentes e, consequentemente, a reação
é em geral mais rápida.
Quando dois líquidos miscíveis são misturados,
para que eles reajam, o contato entre suas moléculas
ainda é mais fácil. Mais difícil se torna a reação entre
dois líquidos miscíveis.
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Reagentes
Produtos
Exotérmica: ΔH < 0
Entalpia
Endotérmica: ΔH > 0
No estado sólido as reações são, em geral, mais
difíceis e mais lentas. Seja, por exemplo, a reação:
Zn(s) + H2SO4(aq) → ZnSO4(aq) + H2(g)
Zn(s) + H2SO4(aq)
Colisão efetiva ou favorável: é aquela que
resulta em reação, isto é, que ocorre em posição
geométrica favorável à formação de complexo
ativado, e com energia igual ou superior à energia
de ativação da reação.
2
A agitação do sistema aumenta o choque entre as moléculas reagentes, aumentando
portanto a velocidade da
reação.
ZnSO4(aq) + H2(g)
Solução
aquosa de
H2SO4
Solução
aquosa de
H2SO4
Zinco sólido
Zinco em pó
Com um pedaço de zinco, a
reação será lenta, pois só os
átomos da superfície do zinco
é que entram em contato com
o H2SO4.
Com o zinco em pó a reação
se torna mais rápida, porque
assim facilitamos o contato
(choque) entre os reagentes.
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EM_V_QUI_020
Ea
Reagentes
Energia de
ativação
Na reação entre dois líquidos
imiscíveis, somente as moléculas que chegam à interface de
separação das duas camadas
é que podem reagir; consequentemente a reação é lenta.
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Complexo ativado
Outra maneira de constatar esse fato é usando
um medicamento em forma de comprimido efervescente: colocando o comprimido inteiro na água, ocorre
uma certa efervescência; no entanto, se pulverizamos
o comprimido e depois colocamos o pó na água, notaremos que a efervescência será muito mais rápida.
É oportuno lembrar que o perigo existe na armazenagem de sólidos na forma de pós muito finos
(como pó de carvão, serragem de madeira, metais
etc.). Em dias muito quentes, esses pós podem se
inflamar, causando grandes incêndios e até fortes
explosões.
a.1) Estado nascente dos gases
4 H(g) + O2(g) → 2 H2O(g)
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)
Na primeira reação, o hidrogênio está no estado
nascente, isto é, na forma atômica. Átomos isolados
(H) estão mais preparados para reagir do que as moléculas de H2. Consequentemente, a primeira reação
é mais rápida que a segunda.
Pelo mesmo motivo, uma reação entre íons é,
em geral, mais rápida do que uma reação entre moléculas inteiras.
a.2) Estado cristalino dos sólidos
C(grafite) + O2(g) → CO2(g)
C(diamante) + O2(g) → CO2(g)
A segunda reação é mais difícil e mais lenta do
que a primeira, pois a forma cristalina do diamante é
muito mais rígida do que a do grafite. Torna-se, então,
mais difícil o contato (choque) do oxigênio com os
átomos de carbono, que se encontram na estrutura
cristalina do diamante.
EM_V_QUI_020
b) Temperatura
O aumento da temperatura sempre acarreta
um aumento na velocidade das reações. Podemos
observar isso, por exemplo, quando aumentamos
a chama do fogão para cozer os alimentos mais
depressa, ou quando usamos a panela de pressão
para atingir temperaturas mais altas e acelerar o
cozimento; ou, ao contrário, quando usamos a geladeira para diminuir a velocidade da deterioração
dos alimentos.
No final do século passado, Van’t Hoff estabeleceu uma lei dizendo que uma elevação de 10°C na
temperatura duplica a velocidade de uma reação
química.
Atualmente conhecemos muitas exceções a
essa lei. Devemos reconhecer, porém, que a temperatura é um dos ­fatores que mais influem na velocidade
de uma reação. De fato, um aumento de temperatura
aumenta não só a frequência dos choques entre as
moléculas reagentes como, também, a energia com
que as moléculas se chocam.
c) Eletricidade
Exemplificando a influência da eletricidade na
­ elocidade das reações, podemos mencionar que
v
uma faísca elétrica ­provoca a explosão da gasolina
no motor de um automóvel, ou então a reação do
hidrogênio com o oxigênio.
2H2(g) + O2(g) Faísca elétrica 2 H2O(g)
Nesta reação, a faísca elétrica fornece energia
para que algumas moléculas de H2 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 O2 restantes.
d) Concentração
É muito fácil constatar que o aumento da concentração dos reagentes acarreta um aumento de
velocidade das reações. Por exemplo, a reação:
Fe + 2 HC → FeC 2 + H2(g)
pode ser executada facilmente com esponja de
aço (que é formada por finos fios de ferro) e ácido muriático (que é o HCl impuro, comprado em
lojas de ferragens). Executando-se essa reação
por duas vezes, a primeira com o ácido ao natural e a segunda com o ácido diluído em água,
notaremos que no primeiro caso a reação é bem
mais rápida.
Porque aumentando a concentração dos reagentes (números de moléculas por unidade de volume),
aumentamos a frequência dos choques entre as moléculas reagentes e, consequentemente, aumentamos
a velocidade da reação.
e) Luz
Como exemplo da influência da luz na velocidade das reações, podemos mencionar que
uma mistura de H 2 e Cl 2 não reage no escuro.
No entanto, pode explodir quando exposta à luz
solar direta:
LUZ
2 HC (g)
H2(g) + C 2(g)
A luz e outras radiações eletromagnéticas (especialmente a ultravioleta) exercem um efeito análogo ao da eletricidade, fornecendo energia para que,
de início, algumas moléculas consigam ultrapassar
a elevação da energia de ativação.
As reações que são influenciadas pela luz são
chamadas de reações fotoquímicas. Essas reações
podem ser classificadas em fotossíntese e fotólise.
A fotossíntese ocorre a partir de moléculas menores, assim obtêm-se moléculas maiores.
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3
2 HC
açúcar, amido, celulose etc.
a síntese clorofila na reação
dos vegetais
com o catalisador, é consumido pela reação. Assim,
consideremos, por exemplo, a reação:
Já a fotólise ocorre quando, a partir de moléculas maiores, obteremos moléculas menores:
A adição de pequenas quantidades de oxigênio
retarda a reação; tão logo, porém, o oxigênio seja
consumido, a reação retoma sua velocidade primitiva.
Atualmente, os inibidores são muito usados na conservação de alimentos, bebidas e outros perecíveis.
H2 + C
LUZ
2
CO2 + H2O
2 AgBr
gráficas)
LUZ
2 Ag + Br2 (nas chapas foto-
LUZ
f) Pressão
Quando falamos em influência da pressão na
velocidade de uma reação, devemos pensar somente nos reagentes gasosos.
Como vimos, a reação se processa através de
colisões entre as moléculas H2 e O2.
BU
H2O
M
H2
2
400°C
CH3C + HC
Costuma-se classificar a catálise em homogênea e heterogênea, conforme o sistema em reação e
o catalisador formem um todo homogêneo ou heterogêneo.
A reação:
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)
H2
CH4 + C
!
O2
H2O
Se aumentarmos a pressão (diminuindo o
volume, por exemplo), aumentamos o número de
colisões e, portanto, a velocidade.
Note que aumentar a pressão equivale a aumentar a concentração dos participantes gasosos,
o que também explica o aumento da velocidade da
reação.
2SO2 + O2
NO
2SO3
é um exemplo de catálise homogênea, porque todas
as substâncias (SO2, O2, SO3) e o catalisador (NO) são
gases, e constituem, pois, uma única fase (conjunto
homogêneo). A ­catálise homogênea ocorre em sistemas gasosos catalisados por um gás ou em sistemas
líquidos que contenham substâncias e catalisador
(sólidos, líquidos ou gases) solúveis entre si.
A mesma reação catalisada por platina:
2SO2 + O2
Pt
2SO3
é um exemplo de catálise heterogênea, porque o
­sistema em relação é gasoso, enquanto o catalisador
é sólido (são duas fases distintas). A catálise heterogênea, em geral, ­ocorre quando uma substância
sólida catalisa uma reação entre gases ou líquidos.
g) Catalisadores e inibidores
Catalisador é a substância que aumenta a velocidade de uma reação, sem ser consumido durante
o processo global.
1
H2 + 02 → H2O
2
praticamente não se verifica em temperatura ambiente. Se adicionarmos, porém, um pouco de platina em
pó, a mistura H2 e O2 explodirá no mesmo instante –
dizemos então que a platina catalisou a reação.
Catálise é o aumento de velocidade da reação,
provocado pelo catalisador.
Para indicar o efeito catalítico da platina, na
reação anterior, escrevemos então:
H2 + 1 02
2
4
Pt
H2O
Inibidor (antigamente chamado de catalisador
negativo) é a substância que diminui a velocidade
de uma reação. O inibidor, ao contrário do que ocorre
Chama-se promotor (ou ativador) do catalisador
a substância que acentua o efeito do catalisador,
embora essa substância, sozinha não tenha nenhum
efeito catalítico.
A reação N2 + 3 H2 → 2 NH3 é catalisada por
ferro; se adicionarmos pequenas quantidades de K2O
ou A 2O3, a ação catalítica do ferro ficará muito mais
acentuada. Dizemos, então, que o K2O ou A 2O3 agem
como promotores ou ativadores do ferro.
O emprego de promotores em reações industriais é tão comum que, frequentemente, são usadas
misturas catalíticas bastante complexas.
Chama-se veneno (ou anticatalisador) a substância que diminui ou mesmo anula o efeito de um
catalisador.
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EM_V_QUI_020
Por exemplo, a reação:
No exemplo anterior:
Fe
N2 + 3 H 2
2 NH3,
a presença de pequenas quantidades de arsênio ou
­compostos do arsênio diminui ou anula o efeito do
ferro como ­catalisador.
Autocatálise ocorre quando um dos produtos da
reação age como catalisador da própria reação:
CH2COOC2H5 + H2O → CH3COOH + C2H5OH
éster
água
ácido
álcool
Essa reação é extremamente lenta. No entanto,
logo que se formam as primeiras porções do ácido,
este passa a agir como catalisador da reação, acelerando o processo.
Mecanismo de catálise
Embora existam processos catalíticos complexos, não muito bem explicados até hoje, podemos
dizer que há duas maneiras principais de ação de um
catalisador, uma delas é a formação de um composto
intermediário.
A reação 2SO2 + O2 → 2SO3 é lenta. A adição de
NO torna-a muito mais rápida, pois:
2 NO + O2
rápida
2 NO2 + 2SO2
2NO2
rápida
2SO2 + 2NO
Neste caso, o catalisador (NO) toma parte na
reação, formando um composto intermediário (NO2),
que facilita o ­andamento da reação. Note que o catalisador (NO) é ­recuperado na segunda reação, desse
modo, podemos continuar dizendo que o catalisador
não é consumido na reação global.
É importante, no uso de catalisadores, observar
o aspecto gráfico a seguir, levando em conta que o
catalisador é uma substância que abaixa a energia
de ativação de uma reação, aumentando, assim, sua
velocidade, sem sofrer alteração qualitativa nem
quantitativa no fim da reação.
Temos que:
Caminho sem
catalisador
Caminho com
catalisador
Eat
Eat
EM_V_QUI_020
Entalpia
Reagente
Velocidade da reação
Vivemos em um mundo de reações químicas. Os
processos que nos mantêm vivos, como a respiração
e o metabolismo, envolvem essas transformações.
Os automóveis são movidos pela reação da queima
da gasolina, do álcool ou de outro combustível. A
corrosão do ferro, em que há formação da ferrugem,
também é uma reação muito frequente.
Algumas reações químicas são tão rápidas que é
impossível medir sua velocidade. Quando uma mistura
de H2(g) e O2(g) é submetida a uma faísca elétrica, por
exemplo, ocorre uma violenta explosão. A reação de formação do H2O é praticamente instantânea e não pode ser
medida. Na ausência de uma faísca elétrica, ou de uma
chama ou de catalisadores, a mesma reação é tão lenta
que sua velocidade também não pode ser medida.
De um modo geral, para medir a velocidade de uma
reação deve-se medir a quantidade de reagente que desaparece ou a quantidade de produto que se forma, por
unidade de tempo. Por exemplo, dada a equação:
C2H2 + 2H2 C2H6
Podemos medir sua velocidade medindo as
quantidades de C2H2 ou de H2 que desaparecem,
ou a quantidade de C2H6 que se forma por hora, por
minuto, por segundo etc.
Esse procedimento é semelhante ao da medida
da velocidade de um automóvel, quando mencionamos quantos quilômetros são percorridos por hora
(ou por minuto, ou por segundo etc.)
Velocidade média (Vm)
A velocidade média de consumo de um reagente
e de formação de um produto é igual à variação de
sua concentração em mol/L, ou seja, [R] e o intervalo
de tempo t no qual ocorreu essa variação.
Vmédia =
[R]
sendo [R] = [R]final – [R]inicial
t
Como os reagentes são consumidos durante a
reação, sua concentração final é menor que a inicial.
Portanto, [N] < 0. Para evitar sinal negativo na velocidade média de um reagente, na expressão dessa
velocidade escreve-se [R]. Veja:
2N2O5(g) 4NO2(g) + O2(g)
[N2O5]
Vmédia de consumo de N2O5 =
t
AM
Caminho da reação
Vmédia de formação de NO2 =
[NO2]
t
Vmédia de formação de O2 =
[O2]
t
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5
costuma-se trocar o sinal algébrico, nesses casos.
Ficamos então com:
– [B]
[C]
– [A]
+ [D]
Vm =
=
=
t
t =
t
t
1)Na cinética química é comum indicar a molaridade com o uso de colchetes; assim, por
exemplo, [HCl] indica a molaridade do HCl
numa solução.
Consideremos, por exemplo, que a reação abaixo nos forneça os seguintes resultados, sob determinadas condições experimentais:
Reação: A + B C + D.
Tempo da reação
(min)
Variação da [C]
(mol/L)
0
0
5
20,0
10
32,5
15
40,0
20
43,5
Temos então:
•• no intervalo de 0 a 5 minutos:
Vm =
[C]
20,0 – 0
=
= 4,0mol/L . min.
t
5–0
•• intervalo de 5 a 10 minutos.
Vm =
32,5 – 20
[C]
=
= 2,5mol/L . min.
10 – 5
t
•• no intervalo de 10 a 15 minutos.
Vm =
6
[C]
40,0 – 32,5
=
= 1,5mol/L . min.
t
15 – 10
Durante o andamento da reação A + B C + D,
as concentrações molares dos produtos, [C] e [D],
vão aumentando. Consequentemente [C] e [D]
são positivas, e a velocidade média também. Ao
contrário, as concentrações molares dos reagentes, [A] e [B], diminuem com o tempo; portanto,
[A] e [B] são negativas, e a velocidade média,
relacionada a A ou a B, também seria expressa por
números negativos. Para evitar que isso aconteça,
Concentração dos reagentes
As concentrações dos reagentes também alteram
a velocidade de uma reação química, pois, quanto maior
for o número de partículas por unidade de volume, maior
será o número de choques efetivos. A influência das concentrações dos reagentes é descrita pela chamada lei de
Guldberg-Waage (ou lei da ação das massas). Essa lei é
aplicada às reações denominadas elementares.
As reações químicas geralmente ocorrem em
etapas. Cada uma delas constitui uma reação elementar que se realiza com uma certa velocidade.
Vejamos, por exemplo, a seguinte reação:
2A + B A2B
Esta reação ocorre em duas etapas:
AB (lenta) (determiPrimeira etapa: A + B
nante)
Segunda etapa: A + AB A2B (rápida)
Velocidade da reação – lei de
Guldberg-Waage (lei de ação
das massas)
Essa lei pode e ser enunciada da seguinte forma:
A uma dada temperatura, a velocidade de
uma reação química elementar é diretamente
proporcional ao produto das concentrações dos
reagentes, em mols por litro, elevadas a seus
respectivos coeficientes.
Para compreendermos esse enunciado, vamos
considerar esta reação elementar genérica:
aA + bB cC + dD
em que as letras minúsculas são os coeficientes estequiométricos dos reagentes e produtos.
A lei de Guldberg-Waage nos diz que a velocidade v dessa reação será proporcional ao produto
[A]a. [B]b. Essa proporcionalidade pode ser assim
representada:
v α [A]a . [B]b
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EM_V_QUI_020
2)Também é comum expressar a velocidade
de uma reação química pelas variações de
massa ou de número de mols, ou das pressões parciais (em se tratando de gases) etc.
por unidade de tempo (segundo, minutos,
horas etc.)
Para podermos utilizar o termo de igualdade
(=), em vez do termo de proporcionalidade (α),
é necessário empregar uma constante (k) que
indique quantas vezes a velocidade v é igual ao
produto [A]a . [B]b, o que resulta na expressão:
v = k . [A]a . [B]b
em que [A] e [B] são as concentrações dos reagentes
A e B em mols por litro e k é a constante de velocidade
da reação, que é determinada experimentalmente e
varia com a temperatura.
Exemplo:
2H2 + O2 2H2O V = k [H2]2 [O2]
N2 + 3H2 2NH3 V = k [N2] [H2]3
Ordem e molecularidade
Ordem de uma reação
Podemos defini-la como sendo a relação matemática que existe entre a velocidade e as concentrações dos reagentes, ou seja, é a soma dos
expoentes das concentrações dos reagentes na lei
da velocidade.
Podemos também interpretá-lo em relação a
cada reagente envolvido no processo, neste caso
é o expoente de sua concentração na lei de velocidade.
``
Exemplos:
2A + 3B
Mecanismo de uma reação
Como vimos, ao tratar da lei de GuldbergWaage, as reações químicas geralmente ocorrem
em etapas. Cada uma delas constitui uma reação
elementar que se realiza com uma certa velocidade
e, normalmente, todas são rápidas, com exceção de
uma que é mais lenta.
O conjunto das reações elementares é chamado
de mecanismo da reação. Assim, se conhecemos o
mecanismo de uma reação, podemos aplicar a lei
de Guldberg-Waage apenas à etapa mais lenta para
determinar a lei da velocidade.
``
Exemplo:
C
Se a expressão da velocidade é v = k . [A]2 . [B]3, a
reação é de segunda ordem em relação a A, pois o
expoente da concentração de A é 2. Já em relação a
B, a reação é de terceira ordem, pois o expoente da
concentração de B é 3. A reação, como um todo, é de
quinta ordem, pois a soma dos expoentes das concentrações de A e B é 5.
2X + 2Y
XY2
X + XY2
2XY
Essa reação química ocorre em duas etapas:
Primeira etapa: X + 2Y
Segunda etapa: X + XY2
XY2
2XY (lenta)
(rápida)
A expressão da velocidade dessa reação é extraída da
etapa lenta e corresponde a v = k . [X] . [Y]2. A reação
é de terceira ordem porque a soma dos expoentes das
concentrações de X e Y é 3.
Vamos então determinar a velocidade de uma reação
que ocorre em várias etapas:
Molecularidade de uma reação
2A + B
É definido como o número total de partículas
que colidem para formar o complexo ativado.
Dizemos, por exemplo, que a molecularidade
da reação 2X + Y
Z + T é 3, pois o complexo
ativado provém de duas partículas X mais uma
partícula Y.
A2B
Essa reação ocorre em duas etapas:
Primeira etapa: A + B
Segunda etapa: A + AB
AB
(lenta) (determinante)
A2B(rápida)
EM_V_QUI_020
A velocidade da reação global pode ser considerada
praticamente igual à da etapa lenta. Portanto, aplicando
a lei de Guldberg-Waage a essa etapa, temos:
v = k . [A] . [B]
Entretanto, quando a reação se compõe de etapas,
a molecularidade é determinada a partir das reações
elementares que constituem cada etapa. O mecanismo
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7
da reação 2A + 3B
etapas:
A2B3, por exemplo, envolve três
1.a etapa – 2A + B
A2B, molecularidade = 3;
2.a etapa – A2B + B
A2B2, molecularidade = 2;
3. etapa – A2B2 + B
A2B3, molecularidade = 2.
a
Estudo gráfico
Sem dúvida é muito importante estudar a velocidade das reações químicas. Como exemplo:
•• numa vela, a combustão do material é uma
reação lenta;
No cálculo da velocidade média, temos que:
vm = Δn = Δ [ ]
Δt
Δt
Então, vejamos um exemplo desta expressão
de cálculo da velocidade. O gráfico a seguir mostra
a variação da concentração molar (mol/L) da água
oxigenada em função do tempo. A decomposição da
água oxigenada é dada pela equação:
2H2O2(aq) → 2H2O(1) + O2(g)
•• na dinamite, a decomposição da nitroglicerina é uma reação rápida.
•• a formação da ferrugem é uma reação lenta.
Lembramos que se uma indústria química conseguir acelerar as suas reações, ela estará reduzindo
tempo gasto com produção, e tornando seu processo químico mais econômico. Pois bem, o estudo da
velocidade das reações é exatamente o objetivo da
cinética química.
O exemplo mais comum de uma reação é
quando um reagente gera (se transforma em) um
produto:
A→B
Em função do tempo, A vai sendo consumido e
B vai sendo produzido, logo:
A
B
[H2O2] = mol L–1
0,9
0,8
0,7
0,6
0,5
0,4
0,3
0,2
0,1
0
I
II
III
10
20
30
tempo (min)
Aplicando a equação, temos:
Vm = -([H2O2]final – [H2O2]inicial)
tfinal – tinicial
Vm = – Δ[H2O2]
Δt
Vamos, então, calcular a velocidade média nos
trechos assinalados:
I.
Vm = – (0,5 – 0,8)
– (– 0,3)
Vm = = 0,03 molL–1min–1
10 – 0
10
II.
Vm = t (tempo)
Verificamos então que, no tempo t, consumimos totalmente A, logo a reação terminou. Então
teremos:
8
t (tempo)
B
(produto)
A
(reagente)
III.
Vm = – (0,2 – 0,3)
– (– 0,1)
Vm = = 0,01 molL–1min–1
30 – 20
10
No caso de observarmos a velocidade instantânea, teremos que determinar a velocidade média da
reação; mas também podemos calcular a velocidade
em um determinado momento ou em uma dada concentração. Isso pode ser feito por meio de um gráfico
de variação de concentração, e a essa velocidade
damos o nome de velocidade instantânea, que corresponde à velocidade da reação num intervalo de
tempo muito pequeno (Δt ≅ 0).
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EM_V_QUI_020
t (tempo)
– (0,3 – 0,5)
– (– 0,2)
Vm = = 0,02 molL–1min–1
20 – 10
10
Para determinarmos a velocidade instantânea
em um ponto específico, devemos traçar uma tangente à curva nesse ponto.
tangente
mol
Catálise
Nome dado a uma reação em que temos o uso
de catalisador.
Catálise homogênea
Δn
Δt
Nesse tipo de reação, os reagentes e o catalisador formam um sistema monofásico ou homogêneo.
Veja os exemplos:
1
H2O2(aq) I –(aq) H2O(I) + O2(g)
2
tempo
Δn
Vinstantânea = Δt
Quanto maior for a superfície de contato das
reagentes, maior será a velocidade da reação.
Observe o exemplo a seguir, baseado em uma
reação, em que mármore (CaCO3) em pó e em pedaço
dá origem a CO2.
CaCO3(s) + 2HCl(aq) → CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g)
O aumento da superfície intensificou a velocidade
da reação, mas não a quantidade do produto formado.
Portanto, o volume de CO2 produzido será o mesmo ao
final das duas reações. Graficamente, temos:
volume de CO2
uma fase
SO2(g) +
1
O
2 2(g)
SO3(g)
uma fase
Catálise heterogênea
Nesse tipo de reação, os reagentes e o catalisador formam um sistema com mais de uma fase. Veja
os exemplos:
H2O2(aq)
Pt(s)
duas fases
pó
N2(aq) + 3H2(g)
pedaço
NO2(g)
H2O(I) + 1 O2(g)
2
Fe(s)
2NH3(g)
duas fases
tempo
Dado o uso de catalisadores, estes criam um
caminho alternativo, que exigirá menor energia de
ativação, tornando a reação mais rápida.
Reação normal
(sem catalisador)
E
complexo ativado
Eca
Eat1
Autocatálise
É um tipo de reação na qual um dos produtos formados atua como catalisador. Um exemplo é a reação
que ocorre entre o cobre (Cu) e o ácido nítrico (HNO3):
Cu(s) + HNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + NO(g) + H2O(I)
R
ΔH
P
caminho da reação
Reação catalisada
(uso de catalisador)
complexo ativado
E
EcaI
Eat1
I
II
R
complexo ativado
EcaII
b)O catalisador não altera o ΔH da reação.
c) Um catalisador acelera tanto a reação direta
quanto a inversa, pois diminui a energia de
ativação de ambas.
quantidade de produto
ΔH
EM_V_QUI_020
a)Um catalisador acelera a reação, mas não
aumenta seu rendimento, isto é, ele produz
a mesma quantidade de produto, mas num
período de tempo menor.
P
reação com catalizador
reação sem catalizador
caminho da reação
EatII
I. Reação normal.
II. Reação catalisada.
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tempo
9
Análise gráfica de uma reação qualquer
Dado que A2 + B2 → 2 AB, se o conteúdo energético dos produtos (Hp) for menor que o conteúdo
energético dos reagentes (Hr), a reação libera energia
(ou seja, é exotérmica):
Eca
energia
complexo ativado
A2B2
Se o conteúdo energético dos produtos (Hp) for
maior que o dos reagentes (Hr), a reação absorve
energia (ou seja, é endotérmica):
Eca
complexo ativado
A2B2
energia
Eat
Eat
Hp
A2 + B2
2AB
Hp
ΔH
ΔH
2AB
Hr
Note que, agora, ΔH < 0.
caminho da reação
Hr
A2 + B2
caminho da reação
Note que, agora, ΔH < 0.
Existe então uma relação direta entre a energia de ativação e a velocidade de uma reação.
Podemos considerar a energia de ativação como um obstáculo que precisa ser ultrapassado para que
a reação ocorra. Quanto maior for a energia de ativação de uma reação, maior será o obstáculo a ser vencido e menor será a velocidade da reação. Para ilustrar esse fato, vamos supor duas reações, I e II, e seus
respectivos gráficos energéticos.
30
E(kcal/mol)
I
X2 + Y2
2XY
II A2 + B2
2AB
EatI
20
EatII
X2 + Y2
A2 + B2
10
2AB
2XY
5
0
caminho da reação
Na reação I, temos EatI = 20kcal/mol e, na II, temos EatII = 10kcal/mol.
Como EatI > EatII, podemos concluir que a reação I é mais lenta que a II.
``
Solução:
2CO + O2
Existem catalisadores especiais, utilizados no escapamento dos automóveis, que conseguem transformar alguns
dos gases ­venenosos emitidos (dentre eles CO, NO e
NO2) em gases não venenosos, como CO2 e N2.
venenosos
2NO2
cat.
venenosos
cat.
2CO2
não–venenosos
N2 + 2O2
não–venenosos
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EM_V_QUI_020
10
1. (Elite) Como funcionam os conversores catalíticos?
Entre as muitas reações que ocorrem nesse processo,
podemos citar:
cat.
2CO2 + N2
2CO + 2NO
venenosos
não–venenosos
Os conversores catalíticos são bastante efetivos. Os gases
­produzidos pelo motor ficam em contato com o catalisador por apenas 100 a 400 milissegundos, tempo suficiente
para que 96% do CO seja convertido em CO2 e a emissão
de ácidos de nitrogênio seja reduzida em 76%.
2. (Vunesp) Uma mistura de 2 volumes de H2 gasoso e 1
volume de O2 gasoso, quando submetida a uma faísca
elétrica, reage explosivamente segundo a equação:
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)
liberando grande quantidade de energia. No entanto, se
essa mistura for adequadamente isolada de influências
externas (por exemplo, faísca elétrica, luz...), pode ser
mantida por longo ­tempo, sem que ocorra reação. Se,
ao sistema isolado contendo a mistura gasosa, forem
adicionadas raspas de platina metálica, a reação também
se processará explosivamente e, no final, a platina
adicionada permanecerá quimicamente inalterada.
a) Explique por que no sistema isolado, antes da adição da platina, não ocorre a reação de formação
de água.
b) Explique por que a platina adicionada ao sistema
isolado faz com que a reação se processe rapidamente.
``
Solução:
a) Num sistema fechado contendo uma mistura dos
gases H2 e O2, as moléculas chocam-se constantemente
devido ao seu movimento desordenado; no entanto, esses
choques devem estar ocorrendo com uma energia inferior
à energia de ativação, pois a reação não ocorre.
b) A platina atua como um catalisador, provocando uma
diminuição da energia de ativação e, consequentemente,
acelerando a reação. Como característica de sua ação
catalítica, ela não foi consumida durante a reação global,
permanecendo inalterada.
EM_V_QUI_020
3. Existem reações que, apesar de termodinamicamente
possíveis, ocorrem com velocidade tão pequena que
podem levar dias para que sua ocorrência seja percebida, ao passo que outras ocorrem com velocidade
tão grande que chegam a ser explosivas. Como, num
laboratório de química, você procederia para:
a) acelerar uma reação muito lenta? Cite alguns
procedimentos, justificando-os;
b) retardar uma reação muito rápida? Cite alguns
procedimentos, justificando-os.
``
Solução:
a) Para acelerar uma reação, é necessário fazer com
que as partículas (moléculas ou íons) dos reagentes
colidam com mais frequência e com maior energia,
assim, o número de colisões efetivas será maior. Nesse
caso, podemos:
•• aumentar a concentração dos reagentes: quanto
mais partículas reagentes por unidade de volume,
maior frequência de colisões entre elas;
•• aumentar a pressão: se os reagentes estiverem na
fase gasosa, um aumento de pressão irá aproximar
as partículas e aumentar a frequência de colisões;
•• aumentar a temperatura: quanto maior a temperatura, maior a energia cinética (movimento)
das partículas e, consequentemente, maior a fre­
quência de colisões com energia igual ou superior
à energia de ativação da reação.
b) Para retardar uma reação muito rápida, devem-se
adotar procedimentos inversos aos descritos anteriormente:
•• diminuir a concentração de reagentes: menos
­partículas reagentes por unidades de volume
implica menos colisões por unidade de tempo e
menor velocidade da reação;
•• diminuir a pressão: se os reagentes forem gasosos,
uma pressão menor irá afastar as partículas e
diminuir a frequência de colisões;
•• diminuir a temperatura: quanto menor a temperatura, menor a energia cinética (movimento) das
partículas e menor a velocidade da reação;
•• evitar qualquer fornecimento de energias mecânica, térmica ou elétrica: choques, atritos, faíscas
podem detonar uma reação com energia de
ativação muito baixa (explosiva); nesse caso, é
preciso tomar todas providências para proteger
os reagentes de um imprevisto.
4. Dado o processo 4HBr + O2 2 H2O + 2Br2 que ocorre
em etapas, determine a expressão da velocidade da
reação acima.
Sabendo que ela ocorre segundo o mecanismo:
Dados:
HBr + O2
HBrO2
(etapa lenta)
HBrO2 + HBr
2HBrO
(etapa rápida)
HBrO + HBr
H2O + Br2
(etapa rápida)
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11
Solução:
Consideremos a reação segundo a equação:
4HBr(g) + O2(g)
2H2O(g) + 2Br2(g)
concluímos que a equação da velocidade dessa reação
será v = k[HBr] [O2], porque a etapa lenta é a determinante da velocidade da reação.
5. Os dados da tabela a seguir referem-se ao processo
químico A + B + C X
[A] mol
L-1
[B] mol
L-1
[C] mol
L-1
Velocidade
da reação
mol L-1 s-1
I
0,5
0,5
0,5
0,015
II
0,5
1,0
0,5
0,015
III
0,5
1,0
1,0
0,060
IV
1,0
0,5
0,5
0,030
V
1,0
1,0
1,0
0,120
Com base na tabela, resolva:
a) Qual é a ordem da reação em relação a A, B e C,
respectivamente?
b) Qual é a ordem da reação?
d) Calcule o valor da constante de velocidade.
Solução:
Vamos inicialmente relacionar os dados fornecidos nos
experimentos I e II:
I–
II –
[A]
[B]
[C]
velocidade
0,5
0,5
0,5
1,0
0,5
0,5
0,015
0,015
x2
constante
Podemos notar que as concentrações de A e C são
constantes e a concentração de B dobrou, mas a velocidade não se alterou. Logo, podemos concluir que B não
influencia na velocidade, ou seja, sua ordem é zero e,
portanto, ele não fará parte da equação da velocidade.
Vamos agora relacionar, por exemplo, os experimentos II
e III sem nos preocuparmos com B, pois já sabemos que
ele não influencia na velocidade da reação.
II –
III –
12
[A]
[C]
0,5
0,5
0,5
1,0
velocidade
x2
0,015
0,060
v = k [C]2 (...)
Falta, ainda, verificar a ordem de A. Analisando, por
exemplo, os experimentos III e V, notamos que a concentração de C se mantém constante, que a concentração
de A em V é o dobro do que em III e, também, que a
velocidade em V é o dobro do que em III:
[A]
III –
V–
0,5
1,0
x2
[C]
velocidade
0,5
1.0
0,060
0,120
x2
Notamos que, quando dobra a concentração de A, a
velocidade também dobra; então, dizemos que a reação é
de 1.ª ordem em relação a A e seu expoente na equação
da velocidade é 1:
v = k [C]2 [A]
Portanto, temos:
a) Ordem da reação em relação a:
A = 1;
B = zero;
C = 2.
c) Qual é a equação da velocidade?
``
Dessa forma, se a velocidade é quatro vezes maior quando a concentração de C dobra, dizemos que a reação é
de 2.ª ordem em relação a C e seu expoente na equação
da velocidade é 2:
x4
Percebemos que a concentração de A mantém-se constante, que a concentração de C em III é o dobro do que
em II e, também, que a velocidade em III é quatro vezes
maior do que em II.
b) Ordem da reação é 3 ou de 3.ª ordem.
c) v = k [C]2 [A]
d) Para o cálculo da constante k, vamos usar os dados
do experimento III, substituindo os valores na equação
da velocidade:
v = k [C]2 [A]
0,060 mol L–1s–1
V
k=
(1,0 mol L–1)2 (0,5 mol L–1)
(C)2 . (A)
0,060 molL–1s–1
k=
k = 0,120 mol–2 L2 s–1
1,0 mol 2 L –2 0,5 mol L –1
k=
6. Em um aterro sanitário, o lixo urbano é enterrado
e isolado da atmosfera por uma camada de argila
conforme vem esquematizado na figura abaixo.
Nestas condições, micro-organismos decompõem
o lixo, proporcionando, entre outras coisas, o
aparecimento de produtos gasosos.
O gráfico seguinte ilustra a composição dos gases
emanados em função do tempo.
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EM_V_QUI_020
``
Coletor de gases
7.
O composto pentóxido de nitrogênio (N2O5) decompõese segundo a equação:
2N2O5(g) → 4NO2(g) + 1O2(g)
O gráfico a seguir mostra a variação da concentração em
mol/L do N2O5 em determinado intervalo de tempo:
Camada de argila
Lixo
1,0
[]
tempo (min)
0,8
Solo
0,6
0,4
100
80
CO2
N2
40
0
b) Qual é o valor das concentrações em mol/L do NO2
e do O2 após 20 minutos?
H2
O2
c) Qual é o valor da velocidade média de formação do
NO2 no intervalo de tempo indicado?
N2 O2
2
4
6
8
10
12
d) Sabendo que a pressão parcial é proporcional ao
número de mol e que a pressão parcial do O2 é
igual a 0,5atm, qual é a pressão parcial do NO2, nas
mesmas condições, após 20 minutos?
a) Em que instante do processo a composição do
gás coletado corresponde à do ar atmosférico?
b) Em que intervalo de tempo prevalece a atividade
­microbiológica anaeróbica? Justifique.
c) Se você quisesse aproveitar, como combustível,
o gás emanado, qual seria o melhor intervalo de
tempo para fazer isto? Justifique a sua resposta
e escreva a equação química da reação utilizada
na obtenção de energia térmica.
``
``
Solução:
a) A velocidade do N2O5 pode ser calculada pela expressão:
Vm N O = – Δ[N2O5] = – (0,2 – 0,6) mol/L
t
20 min
2
5
Vm N O = 0,02 molar min–1
Solução:
2
a) No instante 0 (zero), a composição do gás liberado
é de, aproximadamente, 80% de N2(g) e 20% de O2(g)
em volume – o que corresponde à composição do
ar atmosférico.
b) A decomposição anaeróbica corresponde à formação de CH4(g). No tempo 2 não foi obtido O2(g), mas foi
obtido CO2(g), o que prova que havia O2(g) no sistema.
Assim, a resposta é entre os tempos 5 e 9.
c) Na decomposição do lixo, o gás que pode ser
usado como combustível é o metano, CH4(g).
EM_V_QUI_020
20
Com base nessas informações, responda:
a) Qual é o valor da velocidade média do N2O5 no intervalo de tempo indicado?
CH2
60
20
N2O5
0,2
0
O melhor intervalo de tempo para seu aproveitamento
corresponde ao intervalo de máxima concentração, ou
seja, aproximadamente entre 5,5 e 9,5. A obtenção
de energia térmica ocorre por meio da reação de
combustão, que pode ser representada por:
5
b) De acordo com a equação estequiométrica, para
cada 2 mols de N2O5 consumidos são formados 4 mols
de NO2 e 1 mol de O2:
t=0
t = 20 min
2 N2O5
4 NO2
0,6 mol/L
0
0
consumidos
0,4 mol/L
formados
0,8 mol/L
formados
0,2 mol/L
0,2 mol/L
0,8 mol/L
0,2 mol/L
1CO2(g) + 2H2O(v)
O2
[NO2 = 0,8 mol/L
[O2] = 0,2 mol/L
Após 20 minutos
c) A velocidade média de formação do NO2 no intervalo
de tempo indicado é dada por:
Vm NO = (0,8 – 0) mol/L
Vm NO = Δ[NO2] ⇒
Δt 20
min
2
1CH4(g) + 2O2(g)
+
2
Vm NO = 0,04 mol/L min–1
2
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13
d) Como o número de mol/L do NO2 é 4 vezes maior
que o do O2, a pressão parcial do NO2 será 4 vezes maior
que a do O2, ou seja:
9. O gráfico deste exercício descreve a variação de energia
de uma certa reação:
E (kcal/mol)
50
4 . 0,5atm = 2atm.
8. (UFCE) Dado o diagrama de entalpia para os processos de adsorção e dissociação de O2, em superfície de
platina:
entalpia (kJ)
0
-17
P
5
0
estado de
transição
O2(g)
R
20
20 caminho da reação
a) Qual é o valor da entalpia dos reagentes?
b) Qual é o valor da entalpia dos produtos?
-37
O2(ads)
c) A reação é endotérmica ou exotérmica?
d) Qual é o valor da energia de ativação?
-251
e) Qual é o valor da energia da reação (variação da
entalpia)?
2 O(ads)
coordenada de reação
a) Calcule os valores das variações de entalpia (ΔH)
para as seguintes etapas:
I. O2(g) → O2(adsorvido)
II. O2(adsorvido) → 2O(adsorvido)
III. O2(g) → 2O(adsorvido)
b) Calcule o valor da energia de ativação de etapa:
O2(adsorvido)
``
2O(adsorvido)
``
Solução:
a) O início da curva do gráfico, à esquerda, corresponde ao
estado inicial da reação, ou seja, à etapa em que o sistema
só contém as energias originais dos reagentes: 20kcal/mol.
Esse é, portanto, o valor da entalpia dos reagentes (Hr).
b) O final dessa curva, à direita, corresponde ao estado
final da reação, etapa em que os produtos já estão completamente formados. O sistema nessa etapa só contém
as energias presentes nos produtos: 5kcal/mol. Esse é,
portanto, o valor da entalpia dos produtos (Hp).
Solução:
c) Como Hp < Hr , a reação é exotérmica.
a) Para o cálculo do ΔH, devemos conhecer a entalpia de
cada espécie, observando o gráfico.
d) A energia de ativação é a que faz os reagentes
atingirem o estado de complexo ativado, etapa em que
apresentam energia máxima.
ΔH = Hf – Hi
I.
O2(g)
H: 0
II. O2(ads)
O2(ads) ΔH = –37 – 0
–37 = –37kJ
2O(ads) Δ= (–251) – (–37)
H: –37 –251 = –214kJ
III. O2(g)
2 O(ads) Δ= –251 – 0
H: 0 – 251
= –251kJ
b) A energia de ativação é a que deve ser fornecida ao
reagente (O2(ads)) até originar o complexo ativado (estado
de transição). Logo, temos:
(Eca = 50kcal/mol) A energia de ativação corresponde,
portanto, à diferença Eca – Hr:
Eat = Eca – Hr = 50kcal/mol – 20kcal/mol
Eat = 30kcal/mol
e) A variação total de entalpia do sistema é a diferença
entre a entalpia dos produtos e a dos reagentes:
H = Hp – Hr = 5kcal/mol – 20kcal/mol
H = –15kcal/mol
O sinal negativo indica que a reação é exotérmica.
10. Dado o gráfico (massa x tempo) da decomposição da água
oxigenada, determine a velocidade média dessa reação.
massa de H2O2(g)
estado de transição
–17
6,6
↑ Eativação = 20kJ
14
–37
10
O2(ads)
3,2
0
2
4
6
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8 t (min)
EM_V_QUI_020
H
``
Solução:
em três componentes principais: açúcares, água e
diversos. Por detrás dessa aparente simplicidade,
esconde-se um dos produtos biológicos mais
complexos.
Para Crane (1987), a adição de enzimas pelas
abelhas ao néctar irá causar mudanças químicas,
que irão aumentar a quantidade de açúcar, o que
não seria possível sem essa ação enzimática.
Diversas enzimas, como invertase, diastase, catalase,
alfa-glicosidase, peroxidase, lipase, amilase, fosfatase
ácida e inulase, já foram detectadas no mel por
diferentes autores (Schepartz; Subers, 1966; White;
Kushinir, 1967; Huidobro et al., 1995).
A catalase e a fosfatase são enzimas que facilitam a
associação açúcar-álcool, sendo um dos fatores que
auxiliam na desintoxicação alcoólica pelo mel (Serrano
et al., 1994). Entretanto, segundo Weston (2000), a
catalase presente no mel se origina do pólen da flor
e sua quantidade no mel depende da fonte floral e da
quantidade de pólen coletado pelas abelhas.
A diferença entre essa solução e as anteriores é que a
quantidade de reagente está expressa em massa (gramas), e não em quantidade de matéria (mols).
Como o gráfico é linear, podemos determinar a velocidade média dessa reação escolhendo um intervalo de
tempo qualquer (entre 0 e 2min, ou entre 0 e 4min, ou
de 2 a 4min) e determinar a variação da massa de água
oxigenada que nele ocorre. Vamos escolher, por exemplo,
o intervalo de 0 a 4min:
Em t1 = 0s, a massa de H2O2 existente é m1 = 10,0g.
Em t2 = 4s, a massa que ainda resta é m2 = 3,2g.
A variação de massa nesse intervalo é:
m = |m2 – m1| = |3,2g – 10,0g| = 6,8g de H2O2
A variação de tempo é:
t = t2 – t1 = 4s – 0s = 4s.
A velocidade média da reação será então:
Vm = Δm = 6,8g = 1,7g/s
Δt
4s
Isso significa que, a cada segundo, ocorre a decomposição de 1,7g de água oxigenada.
(Disponível em: <http://sistemasdeproducao.cnptia.embrapa.br>.
Adaptado.)
11. Em relação à enzima catalase, responda:
a) Qual a função dos íons Fe(aq)2+ sobre a ação da
catalase?
EM_V_QUI_020
b) Como é classificada a ação dos íons Cu(aq)2+ sobre a reação de decomposição do peróxido de
hidrogênio na presença de catalase?
Produção do mel
Através dos tempos, o mel sempre foi considerado
um produto especial, utilizado pelo homem desde
os tempos mais remotos. Evidências de seu uso
pelo ser humano aparecem desde a Pré-História,
com inúmeras referências em pinturas rupestres e
em manuscritos e pinturas do antigo Egito, Grécia
e Roma.
A utilização do mel na nutrição humana não deveria
limitar-se apenas à sua característica adoçante, como
excelente substituto do açúcar, mas principalmente
por ser um alimento de alta qualidade, rico em
energia e inúmeras outras substâncias benéficas
ao equilíbrio dos processos biológicos de nosso
corpo.
Apesar de o mel ser basicamente uma solução
saturada de açúcares e água, seus outros
componentes, aliados às características da fonte
floral que o originou, conferem-lhe um alto grau de
complexidade.
Segundo Campos (1987), a composição média do
mel, em termos esquemáticos, pode ser resumida
``
Solução:
a) Os íons Fe(aq)2+ atuam como promotores ou ativadores em relação à ação catalítica da catalase.
b) Os íons Cu(aq)2+ agem como veneno de catálise,
pois competem com os íons Fe(aq)2+, inibindo a ação
da catalase.
1. (Elite) De que maneira os choques entre as moléculas
influenciam na velocidade das reações?
2. (Elite) As colisões (ou choques) são necessários para
que uma reação ocorra?
3. (Elite) Todo o tipo de colisão provoca ruptura de ligações?
4. (Elite) Quais são os fatores favoráveis às rupturas de
ligações?
5. (Elite) Explique a relação entre geometria e energia
favorável para as reações.
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15
6. (Elite) Explique o que é a “energia de ativação”.
c) v = k[X]3
7.
d) v = k X
(Elite) Dê características da “energia de ativação”.
8. (Elite) Qual é a relação entre a energia de ativação e a
velocidade das reações?
9. (Elite) Cite alguns fatores que aceleram o início de uma
reação.
e) v = k[X]–2
14. Com relação à questão anterior, o valor da constante
de velocidade k é:
a) 0,02h-1
10. (Elite) Se uma reação possui baixa energia de ativação, o que se pode afirmar sobre as colisões entre as
moléculas?
b) 0,05h-1
c) 20h-1
11. Considere as reações elementares:
(g)
→ H2(g) + C
e) 0,5h-1
2(g)
b) H2(g) + I2(g) → 2HI(g)
15. Escreva as expressões da lei de velocidade de cada uma
das seguintes reações elementares:
c) 2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g)
d) 2NH3(g) → N2(g) + 3H2(g)
a) N2 + 3H2 → 2NH3
e) N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
b) 2NO2 → 2NO + O2
Escreva as equações de velocidade dessas reações.
12. A tabela abaixo mostra as velocidades iniciais da reação
em função das concentrações dos reagentes X e Y.
Veja:
[X]
[Y]
Velocidade inicial
0,1
0,1
0,3
0,2
0,1
0,6
0,2
0,2
2,4
A lei de velocidade da reação é:
a) v = k[X][Y]
16. Em função das informações da tabela a seguir, proponha
uma lei de velocidade para a reação:
2N2O5(g) → 2N2O4(g) + O2(g)
A
0,10
1,0
B
0,050
0,50
C
0,25
2,5
Cl2(aq) + Fe2+(aq) → 2Cl–(aq) + 2Fe3+(aq),
c) v = k[X]2[Y]
sugira uma lei de velocidade para esse processo,
baseando-se na tabela abaixo:
d) v = k[X]2[Y]2
e) v = k[X]0[Y]0
13. A tabela abaixo mostra a relação entre a concentração molar de um reagente X e a velocidade inicial da reação:
[CI2]
[Fe2+]
(mol/L) (mol/L)
Velocidade
inicial relativa
I
0,10
1,0
1,0 (como
referência)
0,05
1,0
0,5
Velocidade inicial
(mol . L-1 . h-1)
II
0,03
0,6
III
0,10
0,10
0,10
IV
0,05
0,05
0,025
2.ª experiência
0,06
1,2
3.ª experiência
0,09
1,8
b) v = k[X]2
Experiência
[X]
(mol/L)
Considerando que todas as experiências foram feitas na
mesma temperatura, a lei de velocidade da reação em
função da concentração do reagente X é:
a) v = k[X]
16
Velocidade
inicial relativa
17. Dada a equação química:
b) v = k[X][Y]2
1.ª experiência
[NO2O5]
(mol/L)
Experiência
18. Admita que a síntese da amônia (NH3) possua uma
velocidade que obedeça à equação v = k[N2][H2]3.
Mantendo-se a temperatura constante, como a velocidade será afetada quando ocorrer:
a) duplicação apenas da concentração de N2.
b) duplicação apenas da concentração de H2.
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EM_V_QUI_020
a) 2HC
d) 2h-1
19. Uma certa reação química é representada pela equação:
2A(g) + 2B(g) → C(g)
em que A, B e C significam as espécies químicas que são
colocadas para reagir. Verificou-se experimentalmente
numa certa temperatura que a velocidade dessa
reação quadruplica com a duplicação da concentração
da espécie A, mas não depende das concentrações
das espécies B e C. Indique a opção que contém,
respectivamente, a expressão correta da velocidade e
o valor correto da ordem da reação:
a) v = k[A]2[B]2 e 4
b) v = k[A]2[B]2 e 3
III. A energia de ativação for maior.
Em relação às afirmações anteriores, podemos dizer que:
a) apenas a afirmação I é correta.
b) apenas a afirmação II é correta.
c) apenas a afirmação III é correta.
d) as afirmações I e II são corretas.
e) as afirmações II e III são corretas.
23. (Cesgranrio) O gráfico representa a variação das concentrações das substâncias X, Y e Z durante a reação
em que elas tomam parte.
c) v = k[A]2[B]2 e 2
d) v = k[A]2 e 4
e) v = k[A]2 e 2
20. Os dados da tabela a seguir referem-se à decomposição
do aldeído acético:
XCH3CHO(g) → produtos
em que X é o coeficiente do aldeído acético.
a) X + Z → Y
[CH3CHO] mol/litro
Velocidade da reação
(v) mol/litro . segundo-1
0,1
0,2
c) X → Y + Z
0,2
0,8
d) Y → X + Z
0,3
1,8
0,6
7,2
e) Z → X + Y
A equação da velocidade desta reação é:
a) v = k[CH3CHO]
b) v = k[CH3CHO]3
c) v = [CH3CHO]2
d) v = k[CH3CHO]4
21. Na cinética de uma reação, o aumento da temperatura
provoca o aumento de todas as seguintes grandezas,
exceto:
a) energia de ativação.
b) energia do sistema.
c) número de colisões entre as moléculas dos reagentes.
d) velocidade média das moléculas.
e) velocidade da reação.
22. As reações químicas são mais rápidas quando:
EM_V_QUI_020
Assinale a equação que representa a reação:
I. A distribuição de energia das partículas reagentes
for mais uniforme.
II. O número de partículas reagentes com energia superior à energia de ativação for maior.
b) X + Y → Z
24. (Cefet-RJ) Quando se leva uma esponja de aço à chama
de um bico de gás, a velocidade da reação de oxidação
é tão grande que incendeia o material. O mesmo não
ocorre ao se levar uma lâmina de aço à chama. Nessas
experiências, o fator que determina a diferença das
velocidades de reação é:
a) a pressão.
b) o catalisador.
c) o estado físico.
d) a concentração.
e) a superfície de contato.
25. (Cesgranrio) Para a reação hipotética A(g) + B(g) → C(g);
a expressão de velocidade é v = k[A]2[B]. Dobrando a
concentração de A e mantendo a concentração de B
constante, a velocidade aumentará por um fator de:
a) 1
b) 2
c) 3
d) 4
e) 5
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17
26. (Elite) O que se entende por “ordem” de uma reação?
c)
27. (Elite) Explique o conceito de “molecularidade da
reação”.
28. (Elite) Qual o significado do valor de velocidade média
ser negativo?
d)
1. (UERJ) Um palito de fósforo não se acende, espontaneamente, enquanto está guardado. Mas basta um
ligeiro atrito com uma superfície áspera para que ele,
imediatamente, entre em combustão, com emissão de
luz e calor.
Considerando-se essas observações, é correto afirmar
que a reação:
a) é endotérmica e tem energia de ativação maior que
a energia fornecida pelo atrito.
b) é endotérmica e tem energia de ativação menor
que a energia fornecida pelo atrito.
c) é exotérmica e tem energia de ativação maior que a
energia fornecida pelo atrito.
d) é exotérmica e tem energia de ativação menor que
a energia fornecida pelo atrito.
2. Em dois experimentos, massas iguais de ferro reagiram
com volumes iguais de mesma solução aquosa de ácido
clorídrico, à mesma temperatura. Num dos experimentos,
usou-se uma placa de ferro; no outro, a mesma massa
de ferro, na forma de limalha.
Nos dois casos, o volume total de gás hidrogênio
produzido foi medido, periodicamente, até que toda a
massa de ferro fosse consumida.
Assinale a alternativa cujo gráfico melhor representa as
curvas do volume total do gás hidrogênio produzido em
função do tempo.
a)
3. Ao se fazer pão caseiro, coloca-se a massa, em geral,
coberta, “descansando” em lugar mais aquecido, a fim
de que “cresça”. Esse fato pode ser interpretado da
seguinte forma:
a) como prática caseira e que não está relacionada a
fenômeno químico.
b) que o leve aumento de temperatura aumenta a velocidade de reação dos componentes da massa.
c) que o ambiente mais aquecido evita que a massa
estrague.
d) que o leve aumento da temperatura diminui a fermentação da massa.
4. (UFF – Adap.) As reações químicas metabólicas são
fortemente dependentes da temperatura do meio. Como
consequência, os animais de sangue frio possuem
metabolismo retardado, fazendo com que os mesmos
se movimentem muito mais lentamente em climas frios.
Isso os torna mais expostos aos predadores em regiões
temperadas do que em regiões tropicais.
Assinale a alternativa que justifica corretamente esse
fenômeno.
a) Um aumento na temperatura aumenta a energia
de ativação das reações metabólicas, aumentando
suas velocidades.
b) Um aumento na temperatura aumenta a energia cinética média das moléculas reagentes, aumentando as velocidades das reações metabólicas.
18
d) Em baixas temperaturas, ocorre o aumento da
energia de ativação das reações metabólicas, aumentando suas velocidades.
e) A frequência de choques entre as moléculas reagentes independe da temperatura do meio, e a velocidade da reação independe da energia de ativação.
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EM_V_QUI_020
b)
c) Em temperaturas elevadas, as moléculas se movem
mais lentamente, aumentando a frequência dos
choques e a velocidade das reações metabólicas.
5. A colisão de dois aviões contra as torres gêmeas do
World Trade Center deixou o mundo inteiro perplexo e
provocou explosões, incêndios, mortes e destruição. Sobre a teoria das colisões e outras condições que norteiam
as reações químicas, assinale a alternativa verdadeira.
a) O gráfico correspondente à variação da energia de
uma reação (X → Y) exotérmica.
a) Qualquer colisão frontal entre partículas provoca
uma reação química.
d) A energia de ativação da reação direta é duas
vezes maior que a energia de ativação da reação
inversa (Y → X).
b) Uma colisão eficaz entre partículas ocorre com
energia suficiente e geometria favorável.
c) Uma reação química ocorre sempre que haja contato entre os reagentes e o emprego de um catalisador adequado.
d) Quanto maior a energia de ativação, mais rápida
será a reação.
6. (PUC) A velocidade das reações é uma grandeza que
apresenta uma grande importância prática. Certas vezes,
tentamos agir sobre ela para aumentá-la (aceleração da
produção na indústria, cozimentos dos alimentos numa
panela de pressão, revelação instantânea das fotografias
etc.); outras vezes, para diminuí-la (diminuição da corrosão, conservação dos alimentos pelo frio etc.).
Assinale a afirmativa incorreta:
a) um complexo ativado é uma estrutura intermediária entre os reagentes e os produtos, com ligações
intermediárias entre as ligações dos reagentes e as
dos produtos.
b) A variação de entalpia da reação direta é +10kJ/mol.
c) A energia de ativação da reação X → Y é 50kJ/mol.
e) A variação de entalpia da reação X → Y é –30kJ/mol.
8. Em estudos de Cinética Química, catalisador significa
substância que sempre modifica a:
a) variação de entalpia.
b) constante de equilíbrio.
c) variação de energia livre.
d) velocidade da reação.
9. Considere a reação de decomposição, em solução, deste
diazobenzeno:
C6H5N2C (solução) → C6H5C (solução) + N2(g)
Essa é uma reação irreversível de primeira ordem e sua
velocidade pode ser medida de diferentes maneiras. O
gráfico abaixo que representa corretamente a velocidade
da reação é:
a)
b) a energia de ativação é a energia mínima necessária para formação do complexo ativado. Seu abaixamento determina o aumento da velocidade de uma
reação.
c) um catalisador é uma substância que aumenta a velocidade de uma reação, permanecendo inalterado
qualitativa e quantitativamente no final da reação.
b)
d) a ação do catalisador é aumentar a energia de ativação, possibilitando um novo caminho para a reação.
7.
Analise o gráfico a seguir, que mostra a variação de
energia potencial em função do caminho da reação
química, representada pela equação X → Y, e assinale
a alternativa correta.
c)
EM_V_QUI_020
d)
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19
10. A fabricação industrial do ácido sulfúrico, H2SO4 é realizada a partir de enxofre, oxigênio e água, em três etapas,
representadas pelo diagrama energético abaixo:
os reagentes serem misturados. Em cada experimento,
usou-se o mesmo volume de uma mesma solução de
HCI e a mesma massa de ferro, variando-se a forma de
apresentação da amostra de ferro e a temperatura. O
quadro indica as condições em que cada experimento
foi realizado.
Experimento
A indústria usa um catalisador para aumentar a
velocidade de fabricação do ácido sulfúrico. É correto
afirmar que o catalisador aumenta a velocidade:
a) da primeira etapa.
Prego
40ºC
II
Prego
20ºC
III
Palhinha de aço 40ºC
Assinale a alternativa que apresenta os experimentos na
ordem crescente do número de bolhas observado:
a) II, I, III.
b) III, II, I.
c) I, II, III.
c) da terceira etapa.
d) II, III, I.
11. Alguns besouros, conhecidos como “besouros-bombardeiros”, se defendem do ataque de seus predadores
lançando-lhes jatos de água quente, juntamente com
alguns compostos irritantes. Os esquemas abaixo representam as reações químicas ocorridas no inseto, na
presença de enzimas específicas:
I.
Temperatura
I
b) da segunda etapa.
d) das três etapas.
Ferro (2g)
13. (Unirio) O gráfico a seguir refere-se ao diagrama energético de uma reação química (reagentes → produtos), em
que se veem destacados dois caminhos de reação.
catalase
2H2O2(aq) 
→ 2H2O(  ) + O2( g) + calor
Assinale a afirmativa incorreta:
a) as reações I e II são exotérmicas, pois há liberação
de energia.
20
b) a enzima catalase catalisa a decomposição da água
oxigenada.
Após uma análise das entalpias dos reagentes, dos
produtos e dos valores a, b, c e d, podemos afirmar
que a:
a) reação é endotérmica e a presença do catalisador
diminui o ∆H de a para b.
c) a enzima peroxidase catalisa a redução da hidroquinona a quinona.
b) reação é endotérmica e a representa o ∆H com a
presença do catalisador.
d) a catalase e a peroxidase tornam essas reações
mais rápidas.
c) reação é exotérmica e a energia de ativação, sem a
presença do catalisador, é representada por c.
e) as enzimas são necessárias devido à alta energia de
ativação das duas reações.
d) presença do catalisador diminui o ∆H da reação representada por c.
12. Três experimentos foram realizados para investigar a
velocidade da reação entre HCI aquoso diluído e ferro
metálico. Para isso, foram contadas, durante 30 segundos, as bolhas de gás formadas imediatamente após
e) presença do catalisador diminui a energia de ativação de a para b e mantém constante o ∆H da
reação representada por d.
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EM_V_QUI_020
II.
14. A hidrazina (N2H4) é utilizada, junto com alguns dos
seus derivados, como combustível sólido nos ônibus
espaciais. Sua formação ocorre em várias etapas.
a) NH3(aq) + OC
b) NH2C
–
(aq)
→ NH2C
(aq)
+ OH–(aq) (rápida)
+ NH3(aq) → N2H+5(aq) + C
(aq)
–
(aq)
c) N2H+5(aq) + OH–(aq) → N2H4(aq) + H2O( )
(lenta)
(rápida)
Indique a opção que contém a expressão de velocidade
para a reação de formação de hidrazina.
a) v = k[NH2C ][NH3]
b) v = k[NH3][OC ]
–
c) v = k[NH3]2[OC –]
d) v = k[N2H4][C –][H2O]
a) as concentrações de C e D serão maiores no caso do
diagrama 1.
b) a reação A + B → C + D é endotérmica.
c) a variação de entalpia padrão da reação é maior no
caso do diagrama 1.
d) no caso do diagrama 2, tem-se a presença de um
catalisador.
e) no caso do diagrama 1, a reação é mais rápida.
18. (UFPB) A tabela que segue indica valores das velocidades de reação e as correspondentes molaridades
dos reagentes em idênticas condições para o processo
químico representado pela equação:
3X + 2Y → Z + 5W
e) v = k[N3H+5][OH–]
15. (Cesgranrio) Foram obtidos os seguintes dados experimentais para a reação X + Y → Z:
[X]
(mol/L)
[Y]
(mol/L)
Velocidade de formação de Z (mol/L . s)
0,30
0,15
9,00 . 10-3
0,60
0,30
3,60 . 10-2
0,30
0,30
1,80 . 10-2
Qual o valor da constante de velocidade dessa reação?
16. (Cesgranrio) A equação X + 2Y → XY2 representa uma
reação, cuja equação da velocidade é:
v = k[X][Y]
Indique o calor da constante de velocidade, para a
reação dada, sabendo que, quando a concentração de
X é 1M e a de Y é 2M, a velocidade da reação é de 3
mol/L . m:
a) 3,0
v (mol/L-1 . min-1)
[X]
[Y]
10
5
10
40
10
10
40
10
20
A equação de velocidade desse processo é:
a) v = k[X]3[Y]2
b) v = k[X]2[Y]2
c) v = k[X]0[Y]2
d) v = k[X]2[Y]0
e) v = k[X]2[Y]3
19. A seguir, estão representadas as etapas da reação:
H2 + Br2 → 2HBr
I. Br2 → Br• + Br• (etapa rápida).
II. H2 + Br• → HBr + H• (etapa lenta).
b) 1,5
III. H• + Br2• → HBr + Br• (etapa rápida).
c) 1,0
IV. Br• + Br• → HBr2 (etapa rápida).
d) 0,75
V. H• + H• → H2 (etapa rápida).
e) 0,5
A velocidade da reação é determinada pela etapa:
a) I.
17. Considere os seguintes diagramas de energia de reação
nas mesmas condições de temperatura e pressão e, em
função deles, indique a alternativa correta:
b) II.
c) III.
d) IV.
EM_V_QUI_020
e) V.
20. Experimentalmente, observou-se que a velocidade de
formação da substância C, por meio da reação:
Diagrama 1
Diagrama 2
2A(g) + B(g) → C(g)
é independente da concentração de B e quadruplica
quando a concentração de A é dobrada. A expressão
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21
de velocidade (v) da reação, admitindo-se que k é
velocidade específica, é:
a) v = [A]4
b) v = [A][B]
24. A figura abaixo mostra a reação 2CO(g) + O2(g) → CO2(g)
ocorrendo em um cilindro com êmbolo móvel, em duas
situações nas quais a única diferença é a pressão exercida sobre o sistema.
Pressão P1
c) v = k[C]
[A]2[B]
d) v = k[A]2
e) v = k[2A]2[B]
21. 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 o fogo alto, o que acontecerá
com o tempo de preparo?
a) Diminuirá para os dois alimentos.
b) Diminuirá para a carne e aumentará para as batatas.
c) Não será afetado.
d) Diminuirá para as batatas e não será afetado para
a carne.
e) Diminuirá para a carne e não será afetado para as
batatas.
22. Seja a reação: X → Y + Z. A variação na concentração
de X em função do tempo é:
X (mol/L) 1,0
0,7
0,4
0,3
tempo (s) 0
120
300
540
Situação I
Situação II
Em qual das situações a velocidade será maior?
Justifique sua resposta.
25. (PUC-RJ) Ao se utilizar solução de água oxigenada em
ferimentos, observa-se uma efervescência causada pela
liberação do oxigênio atômico, que tem alto poder germicida. Essa reação tão rápida é catalisada por enzimas.
enzima
H2O2 
→ H2O + [O]
Identifique o gráfico que expressa essa ação catalítica:
a)
Determine a velocidade média da reação no intervalo
de 2 a 5 minutos.
23. O gás hidrogênio (H2) é usado na hidrogenação de óleos
vegetais e estes são empregados na produção industrial de
margarinas. Esse gás pode ser preparado em laboratório
por meio da reação Zn(s)+ 2HC (aq)→ ZnC 2(aq)+ H2(g).
b)
Considerando as condições experimentais, descritas
na tabela abaixo,
c)
Condição
Temperatura (ºC)
Estado de
agregação
Concentração do HC
(mol/L)
I
25
Granulado
1,0
II
25
Granulado
0,5
III
30
Pulverizado
1,0
IV
30
Pulverizado
0,5
é correto afirmar que a formação do gás hidrogênio
ocorre com maior rapidez em:
a) I.
d)
e)
EM_V_QUI_020
b) II.
c) III.
22
d) IV.
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26. A poluição é uma das causas de destruição da camada
de ozônio. Uma das reações que podem ocorrer no
ar poluído é a reação do dióxido de nitrogênio com o
ozônio:
d)
2NO2(g) + O3(g) → N2O5(g) + O2(g)
Essa reação ocorre em duas etapas:
I. NO2(g) + O3(g) → NO3(g) + O2(g)
(lenta)
II. NO3(g) + NO2(g) → N2O5(g)
(rápida)
Assinale a lei de velocidade para essa reação:
a) v = k[NO2]2[O3]
b) v = k[NO2][O3]
c) v = k[NO3]2[NO2]
d) v = k[NO2]2[O3] + k[NO2]2[NO3]
e) v = k[NO2]2
27. (Cefet-RJ) É proibido, por lei, o transporte de materiais explosivos e/ou corrosivos em veículos coletivos.
Na Tijuca, bairro da Zona Norte do município do
Rio de Janeiro, um sério acidente causou vítimas
fatais quando uma caixa contendo explosivos foi
arrastada pelo piso do ônibus. A energia resultante
do atrito iniciou uma reação de grande velocidade,
que liberou calor e promoveu reações em cadeia nos
explosivos, provocando incêndio e liberando muitos
gases tóxicos.
Dentre os gráficos a seguir, aquele que melhor
representa o fenômeno ocorrido com a caixa de
explosivos no interior do ônibus é:
a)
e)
28. Amostras de magnésio foram colocadas em soluções de
ácido clorídrico a diversas concentrações e temperaturas,
havendo total dissolução do metal e desprendimento de hidrogênio gasoso. Observara-se os seguintes resultados:
Número de Massa de magnéamostras
sio dissolvida (g)
Tempo para dissolver (min)
I
2,00
10,0
II
0,40
2,0
III
0,40
1,0
IV
0,50
1,0
a) Em qual dos casos a velocidade média da reação
foi maior?
b) Em qual dos casos desprendeu-se maior quantidade de hidrogênio?
Mostre como você chegou a essas conclusões.
29. (Elite) Para a reação:
2A(g) + B(g) → C(g)
Verifica-se experimentalmente que a velocidade de
formação de C independe da concentração de B e é
quadruplicada quando se dobra a concentração de A.
A expressão matemática para a lei da velocidade dessa
reação é:
a) k[A]2[B]
b) k[A][B]
b)
c) k[A]2
d) k[A]4
e) [A4][B]
c)
30. (Elite) Para a reação hipotética A(g)+ B(g)→ C(g), a expressão da velocidade é v = k . [A]2[B]. Dobrando a
concentração de A e mantendo a concentração de B
constante, a velocidade aumentará por um fator de:
a) 1
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b) 2
c) 3
d) 4
e) 5
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31. (Elite) Quais dos itens a seguir, associados, aumentam
a velocidade da reação entre o ferro metálico e o ácido
clorídrico?
I. Ferro em lâminas.
II. Ferro finamente dividido.
III. Ácido clorídrico 6mols/L.
IV. Ácido clorídrico 1mol/L.
Identifique, entre as alternativas a seguir, a que responde
corretamente à questão.
a) III e IV.
b) I e III.
c) II e III.
d) I e II.
e) II e IV.
32. (Elite) Escreva o enunciado da “Lei de ação das
massas” (Guldberg-Waage).
33. (Elite) O que são reações não-elementares?
34. (Elite) Será que existe uma etapa mais importante que
a outra nas reações químicas?
35. Explique os fatos experimentais a seguir.
a) A limalha de ferro dissolve-se mais rapidamente em
ácido clorídrico se a mistura for submetida à agitação.
b) A hidrólise alcalina de acetato de etila é mais rápida
a 90ºC do que à temperatura ambiente.
36. (IME-RJ) No estudo da cinética da reação 2NO(g) +
H2(g) → N2O(g) + H2O(g), à temperatura de 700ºC, foram
obtidos os dados constantes da tabela abaixo:
C (concentração
inicial) (mol . L-1)
V0 (velocidade inicial) (mol . L-1 . s-1)
NO
H2
0,025
0,01
2,4 . 10-6
0,025
0,005
1,2 . 10-6
0,0125
0,01
0,6 . 10-6
Determine:
a) a ordem global da reação;
24
EM_V_QUI_020
b) a constante de velocidade nessa temperatura.
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11.
a) v = k . [HC ]2
1. A velocidade de uma reação é diretamente proporcional
ao número de colisões favoráveis.
c) v = k . [CO]2[O2]
2. Sim, pois, para que uma reação ocorra, é necessário que
haja uma colisão entre as moléculas reagentes.
d) v = k . [NH3]2
3. Não, apenas quando as colisões são favoráveis.
e) v = k . [N2][H2]3
4. Geometria e energia favoráveis.
12. B
5. Quando as moléculas colidem geometricamente favoráveis, elas também precisam de energia suficiente para
que ocorra a reação.
13. A
6. Trata-se da energia mínima necessária para que as moléculas possam colidir de uma maneira favorável.
7.
A energia de ativação possui um valor característico para
cada reação e não varia com a temperatura nem com a
concentração dos reagentes.
8. Quanto menor a energia de ativação, mais rápida será
a reação.
EM_V_QUI_020
b) v = k . [H2][I2]
14. C
15.
a) v = k . [N2][H2]3
b) v = k . [NO2]2
16. v = k . [N2O5]
17. v = k . [C 2][Fe++]
18.
9. Calor, luz, faíscas elétricas etc.
a) A velocidade da reação dobrará.
10. As colisões não precisam ter muita energia para originar
os produtos.
b) A velocidade aumenta em 8 vezes, pois [H2] está
elevada ao cubo (23 = 8).
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19. E
22. B
Devido à maior temperatura, à melhor superfície de
contato e também por apresentar maior concentração.
24. Em II, a velocidade será maior, pois a pressão P2 é maior
que P1. Quanto maior a pressão, maior o número de
choques entre as moléculas, logo, maior a velocidade.
23. E
25. C
24. E
26. B
25. D
27. B
26. Trata-se da soma de todos os expoentes que aparecem
na expressão da velocidade de uma reação.
28.
20. C
21. A
27. Número de mols que participam como reagentes numa
reação elementar ou uma etapa de uma reação nãoelementar.
28. As velocidades de desaparecimento são negativas.
0,5
= 0,5g/min.
1
b) I – maior massa de reagente, determina maior desprendimento de gás.
a) Vm =
29. C
30. D
31. C
32. A velocidade de uma reação é diretamente proporcional
ao produto das concentrações molares dos reagentes
elevados a potências que são seus coeficientes na
equação ajustada.
1. D
2. B
33. São aquelas que se realizam em um conjunto de etapas,
chamado mecanismo de reação, em que cada etapa é
uma reação elementar.
3. B
4. B
5. B
34. Sim, a etapa lenta é a mais importante de um mecanismo, uma vez que é esta que determina a velocidade
da reação.
6. D
7.
C
35.
8. D
a) Há um aumento na superfície de contato entre os
reagentes.
9. C
10. B
b) Quanto maior a temperatura, maior a velocidade de
uma reação.
11. C
12. A
36.
13. E
a) Ao dobrar a [NO], a velocidade aumenta quatro vezes; logo 2.ª ordem. Ao dobrar [H2], a velocidade
dobra, logo 1.ª ordem.
14. A
15. K = 0,2
v = k . [NO]2[H2]1
2 + 1 ⇒ 3.ª ordem
2,4 . 10–6
2 400
= 0,384
=
b) k =
–3 2
–3
(25 . 10 ) . 10 . 10
6 250
16. B
17. D
18. D
19. B
21. E
22. Vm =
23. C
26
0,3
= 0,1 mol/L . min
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20. D
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