QUÍMICA - Vestibular UERJ · PRÉ-VESTIBULAR LIVRO DO PROFESSOR QUÍMICA E Aulas Particulares on-line IESDE BRASIL S/A

PRÉ-VESTIBULARLIVRO DO PROFESSOR

QUÍMICA

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Produção Projeto e Desenvolvimento Pedagógico

Disciplinas Autores

Língua Portuguesa Francis Madeira da S. Sales Márcio F. Santiago Calixto Rita de Fátima BezerraLiteratura Fábio D’Ávila Danton Pedro dos SantosMatemática Feres Fares Haroldo Costa Silva Filho Jayme Andrade Neto Renato Caldas Madeira Rodrigo Piracicaba CostaFísica Cleber Ribeiro Marco Antonio Noronha Vitor M. SaquetteQuímica Edson Costa P. da Cruz Fernanda BarbosaBiologia Fernando Pimentel Hélio Apostolo Rogério FernandesHistória Jefferson dos Santos da Silva Marcelo Piccinini Rafael F. de Menezes Rogério de Sousa Gonçalves Vanessa SilvaGeografia DuarteA.R.Vieira Enilson F. Venâncio Felipe Silveira de Souza Fernando Mousquer

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




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Cinética química

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 usa-mos 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

Natureza dos reagentesa) : quando uma reação ocorre é porque temos uma “afinidade” entre os reagentes.

Contato entre reagentesb) : esta é uma con-dição fundamental para que se possa haver reação, sem contato não teremos, a princípio uma reação ocorrendo.

Choques ou colisõesc) : acreditamos que os choques eficientes entre os reagentes levam à quebra de ligações, ocasionando a reação.

Teoria das colisõesQuando colocamos os reagentes em contato e

estimu lamos o processo, ocorrerão colisões entre as moléculas e, dependendo da orientação e energia,

promoveremos choques efetivos e, com isso, uma reação. Observe o esquema a seguir:

Algumas orientações possíveis durante a

colisãoResultado

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 inter-mediária entre os reagentes e os produtos, denomi-nado complexo ativado.

Observe o exemplo:

Dada a reação: N2(g) + O2(g) → 2 NO(g), teremos:

O NO N

O NO N

O N

O N

O N

O N

O2 N2 2 NO

Eat

Eat

Observe que, ao colocarmos os reagentes em contato, devemos fornecer uma pequena quantidade de energia, para provocarmos choques efetivos e pro-piciar 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 enfra-quecidas (presentes nos reagentes) e formação de novas ligações (presentes nos produtos).


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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

Reagentes

Complexo ativado

Ea

Esse fato ocorre tanto para as reações exotérmi-cas quanto para as endotérmicas e seus diagramas, indicando o caminho da reação e a entalpia, podem ser representados por:

Exotérmica: ΔH < 0

Entalpia

Reagentes

Complexo ativado

Energia deativação

Ea

Produtos

Energia deativação

Endotérmica: ΔH > 0

Entalpia

Reagentes

Complexo ativado

Ea

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.

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 catali-sadores 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 reagentesComo regra geral, os gases reagem mais facil-

mente 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.

IESD

E B

rasi

l S.A

.Na reação entre dois líquidos imiscíveis, somente as molécu-las que chegam à interface de separação das duas camadas é que podem reagir; conse-quentemente a reação é lenta.

A agitação do sistema aumen-ta o choque entre as molécu-las reagentes, aumentando portanto a velocidade da reação.

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)

IESD

E B

rasi

l S.A

.Zn(s) + H2SO4(aq) 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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Outra maneira de constatar esse fato é usando um medicamento em forma de comprimido eferves-cente: colocando o comprimido inteiro na água, ocorre uma certa efervescência; no entanto, se pulverizamos o comprimido e depois colocamos o pó na água, nota-remos que a efervescência será muito mais rápida.

É oportuno lembrar que o perigo existe na ar-mazenagem 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 gases4 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 mo-léculas 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 mo-léculas inteiras.

a.2) Estado cristalino dos sólidosC(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.

b) TemperaturaO 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 ge-ladeira para diminuir a velocidade da deterioração dos alimentos.

No final do século passado, Van’t Hoff estabe-leceu 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 tempera-tura 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) EletricidadeExemplificando a influência da eletricidade na

velocidade das reações, podemos mencionar que 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 ultrapas-sem 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) ConcentraçãoÉ muito fácil constatar que o aumento da con-

centração 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 áci-do muriático (que é o HCl impuro, comprado em lojas de ferragens). Executando-se essa reação por duas vezes, a primeira com o ácido ao na-tural 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 reagen-tes (números de moléculas por unidade de volume), aumentamos a frequência dos choques entre as molé-culas reagentes e, consequentemente, aumentamos a velocidade da reação.

e) LuzComo exemplo da influência da luz na ve-

locidade das reações, podemos mencionar que uma mistura de H2 e Cl2 não reage no escuro. No entanto, pode explodir quando exposta à luz solar direta:

H2(g) + C 2(g) LUZ 2 HC (g)

A luz e outras radiações eletromagnéticas (es-pecialmente a ultravioleta) exercem um efeito análo-go 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 me-nores, assim obtêm-se moléculas maiores.


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H2 + C 2 LUZ 2 HC

CO2 + H2O LUZaçúcar, amido, celulose etc.a síntese clorofila na reação dos vegetais

Já a fotólise ocorre quando, a partir de molécu-las maiores, obteremos moléculas menores:

2 AgBr LUZ 2 Ag + Br2 (nas chapas foto-gráficas)

f) PressãoQuando falamos em influência da pressão na

velocidade de uma reação, devemos pensar somen-te nos reagentes gasosos.

2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)

Como vimos, a reação se processa através de colisões entre as moléculas H2 e O2.

BUM!H2

H2O

O2H2 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 au-mentar a concentração dos participantes gasosos, o que também explica o aumento da velocidade da reação.

g) Catalisadores e inibidoresCatalisador é a substância que aumenta a velo-

cidade de uma reação, sem ser consumido durante o processo global.

Por exemplo, a reação:

H2 + 1

2 02 → H2O

praticamente não se verifica em temperatura ambien-te. 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

2 02

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

com o catalisador, é consumido pela reação. Assim, consideremos, por exemplo, a reação:

CH4 + C 2 400°C CH3C + HC

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 conser-vação de alimentos, bebidas e outros perecíveis.

Costuma-se classificar a catálise em homogê-nea e heterogênea, conforme o sistema em reação e o catalisador formem um todo homogêneo ou hete-rogêneo.

A 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 siste-mas 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 hete-rogênea, em geral, ocorre quando uma substância sólida catalisa uma reação entre gases ou líquidos.

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 indus-triais é tão comum que, frequentemente, são usadas misturas catalíticas bastante complexas.

Chama-se veneno (ou anticatalisador) a subs-tância que diminui ou mesmo anula o efeito de um catalisador.


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No exemplo anterior:

N2 + 3 H2 Fe 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, acele-rando o processo.

Mecanismo de catálise

Embora existam processos catalíticos comple-xos, 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 2NO2

2 NO2 + 2SO2 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 cata-lisador (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:

Entalpia Reagente AM

Eat

Eat

Caminho semcatalisador

Caminho comcatalisador

Caminho da reação

Velocidade da reaçãoVivemos 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 for-mação 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 de-saparece 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 menciona-mos 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]

t sendo [R] = [R]final – [R]inicial

Como os reagentes são consumidos durante a reação, sua concentração final é menor que a inicial. Portanto, [N] < 0. Para evitar sinal negativo na ve-locidade média de um reagente, na expressão dessa velocidade escreve-se [R]. Veja:

2N2O5(g) 4NO2(g) + O2(g)

Vmédia de consumo de N2O5 = [N2O5]

t

Vmédia de formação de NO2 = [NO2]

t

Vmédia de formação de O2 = [O2]

t


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Na cinética química é comum indicar a mo-1) laridade com o uso de colchetes; assim, por exemplo, [HCl] indica a molaridade do HCl numa solução.

Também é comum expressar a velocidade 2) de uma reação química pelas variações de massa ou de número de mols, ou das pres-sões parciais (em se tratando de gases) etc. por unidade de tempo (segundo, minutos, horas etc.)

Consideremos, por exemplo, que a reação abai-xo nos forneça os seguintes resultados, sob determi-nadas 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]

t =

20,0 – 0

5 – 0 = 4,0mol/L . min.

intervalo de 5 a 10 minutos. •

Vm = [C]

t =

32,5 – 20

10 – 5 = 2,5mol/L . min.

no intervalo de 10 a 15 minutos. •

Vm = [C]

t = 40,0 – 32,5

15 – 10 = 1,5mol/L . min.

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 reagen-tes, [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,

costuma-se trocar o sinal algébrico, nesses casos. Ficamos então com:

Vm = – [A]

t = – [B]

t = [C]

t = + [D]

t

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 con-centrações 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 ele-mentar que se realiza com uma certa velocidade. Vejamos, por exemplo, a seguinte reação:

2A + B A2B

Esta reação ocorre em duas etapas:

Primeira etapa: A + B AB (lenta) (determi-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 es-tequiométricos dos reagentes e produtos.

A lei de Guldberg-Waage nos diz que a veloci-dade 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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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

Mecanismo de uma reação

Como vimos, ao tratar da lei de Guldberg-Waage, 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: `

Vamos então determinar a velocidade de uma reação que ocorre em várias etapas:

2A + B A2B

Essa reação ocorre em duas etapas:

Primeira etapa: A + B AB (lenta) (determinante)

Segunda etapa: A + AB A2B (rápida)

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]

Ordem e molecularidade

Ordem de uma reaçãoPodemos defini-la como sendo a relação ma-

temática que existe entre a velocidade e as con-centrações 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 velo-cidade.

Exemplos: `

2A + 3B 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 concen-trações de A e B é 5.

2X + 2Y XY2

X + XY2 2XY

Essa reação química ocorre em duas etapas:

Primeira etapa: X + 2Y XY2 (lenta)

Segunda etapa: X + XY2 2XY (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.

Molecularidade de uma reaçãoÉ 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.

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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da reação 2A + 3B A2B3, por exemplo, envolve três etapas:

1.a etapa – 2A + B A2B, molecularidade = 3;

2.a etapa – A2B + B A2B2, molecularidade = 2;

3.a etapa – A2B2 + B A2B3, molecularidade = 2.

Estudo gráficoSem dúvida é muito importante estudar a velo-

cidade das reações químicas. Como exemplo:

numa vela, a combustão do material é uma •reação lenta;

na dinamite, a decomposição da nitrogliceri- •na é uma reação rápida.

a formação da ferrugem é uma reação lenta. •

Lembramos que se uma indústria química con-seguir acelerar as suas reações, ela estará reduzindo tempo gasto com produção, e tornando seu proces-so 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:

t (tempo)t (tempo)

A B

Verificamos então que, no tempo t, consumi-mos totalmente A, logo a reação terminou. Então teremos:

t (tempo)

B

A

(produto)

(reagente)

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)

10 20 30

0,90,80,70,60,50,40,30,20,1

0

I

II

III

tempo (min)

[H2O2] = mol L–1

Aplicando a equação, temos:

Vm = -([H2O2]final – [H2O2]inicial) Vm = – Δ[H2O2]tfinal – tinicial Δt

Vamos, então, calcular a velocidade média nos trechos assinalados:

I.

Vm = – (0,5 – 0,8)

10 – 0 Vm = – (– 0,3)

10 = 0,03 molL–1min–1

II.

Vm = – (0,3 – 0,5)

20 – 10 Vm = – (– 0,2)

10 = 0,02 molL–1min–1

III.

Vm = – (0,2 – 0,3)

30 – 20 Vm = – (– 0,1)

10 = 0,01 molL–1min–1

No caso de observarmos a velocidade instantâ-nea, teremos que determinar a velocidade média da reação; mas também podemos calcular a velocidade em um determinado momento ou em uma dada con-centração. Isso pode ser feito por meio de um gráfico de variação de concentração, e a essa velocidade damos o nome de velocidade instantânea, que cor-responde à velocidade da reação num intervalo de tempo muito pequeno (Δt ≅ 0).


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CatáliseNome dado a uma reação em que temos o uso

de catalisador.

Catálise homogêneaNesse tipo de reação, os reagentes e o catalisa-

dor formam um sistema monofásico ou homogêneo. Veja os exemplos:

H2O2(aq) I –(aq) H2O(I) +

12 O2(g)

uma fase

SO2(g) + 12 O2(g)

NO2(g) SO3(g)

uma fase

Catálise heterogêneaNesse tipo de reação, os reagentes e o catalisa-

dor formam um sistema com mais de uma fase. Veja os exemplos:

H2O2(aq) Pt(s) H2O(I) +

12

O2(g)

duas fases

N2(aq) + 3H2(g) Fe(s) 2NH3(g)

duas fases

AutocatáliseÉ um tipo de reação na qual um dos produtos for-

mados 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)

Um catalisador acelera a reação, mas não a) aumenta seu rendimento, isto é, ele produz a mesma quantidade de produto, mas num período de tempo menor.

O catalisador não altera o b) ΔH da reação.

Um catalisador acelera tanto a reação direta c) quanto a inversa, pois diminui a energia de ativação de ambas.

tempo

quantidade de produto

reação com catalizador

reação sem catalizador

Para determinarmos a velocidade instantânea em um ponto específico, devemos traçar uma tan-gente à curva nesse ponto.

tempo

tangente

Δt

Δn

mol

Vinstantânea = Δn

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:

pó

pedaço

tempo

volume de CO2

Dado o uso de catalisadores, estes criam um caminho alternativo, que exigirá menor energia de ativação, tornando a reação mais rápida.

caminho da reação

Eca Eat1

E

R

PΔH

complexo ativado

Reação normal(sem catalisador)

caminho da reação

EcaI Eat1

E

R

PΔH

complexo ativado

III

EatII

EcaII

complexo ativado

Reação catalisada(uso de catalisador)

I. Reação normal.II. Reação catalisada.


10 EM

_V_Q

UI_

020

Análise gráfica de uma reação qualquerDado que A2 + B2 → 2 AB, se o conteúdo ener-

gético dos produtos (Hp) for menor que o conteúdo energético dos reagentes (Hr), a reação libera energia (ou seja, é exotérmica):

caminho da reação

energia A2B2

A2 + B2

Eat

Eca

Hp

Hr

ΔH

complexo ativado

2AB

Note que, agora, ΔH < 0.

Se o conteúdo energético dos produtos (Hp) for maior que o dos reagentes (Hr), a reação absorve energia (ou seja, é endotérmica):

caminho da reação

energia A2B2

A2 + B2

Eat

Eca

Hp

Hr

ΔH

complexo ativado

2AB

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 ven-cido e menor será a velocidade da reação. Para ilustrar esse fato, vamos supor duas reações, I e II, e seus respectivos gráficos energéticos.

caminho da reação

E(kcal/mol)

X2 + Y2

EatI

2XY

0

5

10

20

30

A2 + B2

EatII

2AB

I X2 + Y2 2XY II A2 + B2 2AB

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.

(Elite) Como funcionam os conversores catalíticos?1.

Solução: `

Existem catalisadores especiais, utilizados no escapamen-to dos automóveis, que conseguem transformar alguns dos gases venenosos emitidos (dentre eles CO, NO e NO2) em gases não venenosos, como CO2 e N2.

Entre as muitas reações que ocorrem nesse processo, podemos citar:2CO + 2NO cat. 2CO2 + N2

venenosos não–venenosos

2CO + O2 cat. 2CO2


2NO2 cat. N2 + 2O2



11EM

_V_Q

UI_

020

Dado o processo 4HBr + O4. 2 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)

Os conversores catalíticos são bastante efetivos. Os gases produzidospelomotorficamemcontatocomocatalisa-dorporapenas100a400milissegundos,temposuficientepara que 96% do CO seja convertido em CO2 e a emissão de ácidos de nitrogênio seja reduzida em 76%.

(Vunesp) Uma mistura de 2 volumes de H2. 2 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.

Explique por que no sistema isolado, antes da adi-a) ção da platina, não ocorre a reação de formação de água.

Explique por que a platina adicionada ao sistema b) isolado faz com que a reação se processe rapida-mente.

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.

Existem reações que, apesar de termodinamicamente 3. possíveis, ocorrem com velocidade tão pequena que podem levar dias para que sua ocorrência seja per-cebida, ao passo que outras ocorrem com velocidade tão grande que chegam a ser explosivas. Como, num laboratório de química, você procederia para:

acelerar uma reação muito lenta? Cite alguns a) procedimentos, justificando-os;

retardar uma reação muito rápida? Cite alguns b) 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 tem- •peratura, 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 ante-riormente:

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 tempe- •ratura, menor a energia cinética (movimento) das partículas e menor a velocidade da reação;

evitar qualquer fornecimento de energias mecâ- •nica, 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.


12 EM

_V_Q

UI_

020

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 de-terminante da velocidade da reação.

Os dados da tabela a seguir referem-se ao processo 5. 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:

Qual é a ordem da reação em relação a A, B e C, a) respectivamente?

Qual é a ordem da reação?b)

Qual é a equação da velocidade?c)

Calcule o valor da constante de velocidade.d)

Solução: `

Vamos inicialmente relacionar os dados fornecidos nos experimentos I e II:

[A] [B] [C] velocidade

I –II –

0,5 0,5

0,5 x 21,0

0,50,5

0,015 constante

0,015

Podemos notar que as concentrações de A e C são constantes e a concentração de B dobrou, mas a veloci-dade não se alterou. Logo, podemos concluir que B não influencianavelocidade,ouseja,suaordemézeroe,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 elenãoinfluencianavelocidadedareação.

[A] [C] velocidade

II –III –

0,5 0,5

0,5 x 21,0

0,015 x 40,060

Percebemos que a concentração de A mantém-se cons-tante, 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.

Dessa forma, se a velocidade é quatro vezes maior quan-do 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:

v = k [C]2 (...)

Falta, ainda, verificar a ordemdeA.Analisando, porexemplo, os experimentos III e V, notamos que a concen-tração 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] [C] velocidade

III –V –

0,5 x 21,0

0,51.0

0,060 x 20,120

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.

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]

k = V(C)2 . (A)

k = 0,060 mol L–1s–1

(1,0 mol L–1)2 (0,5 mol L–1)

k = 0,060 molL–1s–1

1,0 mol 2 L –2 0,5 mol L –1 k = 0,120 mol–2 L2 s–1

Em um aterro sanitário, o lixo urbano é enterrado 6. 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.


13EM

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020

O composto pentóxido de nitrogênio (N7. 2O5) decompõe-se 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:

[ ]

0

0,4

0,2

0,6

0,8

1,0

20

N2O5

tempo (min)

Com base nessas informações, responda:

Qual é o valor da velocidade média do Na) 2O5 no in-tervalo de tempo indicado?

Qual é o valor das concentrações em mol/L do NOb) 2 e do O2 após 20 minutos?

Qual é o valor da velocidade média de formação do c) NO2 no intervalo de tempo indicado?

Sabendo que a pressão parcial é proporcional ao d) 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?

Solução: `

a) A velocidade do N2O5 pode ser calculada pela ex-pressão:

Vm N2O5 = –Δ[N2O5] = – (0,2 – 0,6) mol/Lt 20 min

Vm N2O5

= 0,02 molar min–1

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:

2 N2O5 4 NO2 + O2

t = 0 0,6 mol/L 0 0

consumidos

0,4 mol/L

formados

0,8 mol/L

formados

0,2 mol/L

t = 20 min 0,2 mol/L 0,8 mol/L 0,2 mol/L

Após 20 minutos [NO2 = 0,8 mol/L

[O2] = 0,2 mol/L

c) A velocidade média de formação do NO2 no intervalo de tempo indicado é dada por:

Vm NO2 = Δ[NO2] Δ Vm NO2

= (0,8 – 0) mol/L Δt 20min

Vm NO2 = 0,04 mol/L min–1

Camada de argila

Lixo

Solo

Coletor de gases

100

80

60

40

20

02 4 6 8 1210

N2

CO2 CH2

O2N2

H2O2

Em que instante do processo a composição do a) gás coletado corresponde à do ar atmosférico?

Em que intervalo de tempo prevalece a atividade b) microbiológica anaeróbica? Justifique.

Se você quisesse aproveitar, como combustível, c) 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) 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 forma-ção 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).

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:

1CH4(g) + 2O2(g) 1CO2(g) + 2H2O(v)


14 EM

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020

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:

4 . 0,5atm = 2atm.

(UFCE) Dado o diagrama de entalpia para os proces-8. sos de adsorção e dissociação de O2, em superfície de platina:

coordenada de reação

entalpia (kJ)

O2(g)

O2(ads)

2 O(ads)

estado detransição

-251

-37

-17

0

Calcule os valores das variações de entalpia (a) ΔH) para as seguintes etapas:

I. O2(g) → O2(adsorvido)

II. O2(adsorvido) → 2O(adsorvido)

III. O2(g) → 2O(adsorvido)

Calcule o valor da energia de ativação de etapa:b)

O2(adsorvido) 2O(adsorvido)

Solução: `

a)ParaocálculodoΔH,devemosconheceraentalpiadecadaespécie,observandoográfico.

ΔH=Hf – Hi

I. O2(g) O2(ads)ΔH=–37–0H: 0 –37 = –37kJ

II. O2(ads) 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:

H estado de transição

–17

↑ Eativação = 20kJ

–37 O2(ads)

O gráfico deste exercício descreve a variação de energia 9. de uma certa reação:

E (kcal/mol)

0

20

5

50

20 caminho da reação

P

R

Qual é o valor da entalpia dos reagentes?a)

Qual é o valor da entalpia dos produtos?b)

A reação é endotérmica ou exotérmica?c)

Qual é o valor da energia de ativação?d)

Qual é o valor da energia da reação (variação da e) entalpia)?

Solução: `

a)Oiníciodacurvadográfico,àesquerda,correspondeaoestado 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)Ofinaldessacurva,àdireita,correspondeaoestadofinaldareação,etapaemqueosprodutosjáestãocom-pletamente formados. O sistema nessa etapa só contém as energias presentes nos produtos: 5kcal/mol. Esse é, portanto, o valor da entalpia dos produtos (Hp).

c) Como Hp < Hr , a reação é exotérmica.

d) A energia de ativação é a que faz os reagentes atingirem o estado de complexo ativado, etapa em que apresentam energia máxima.

(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.

Dado o gráfico (massa x tempo) da decomposição da água 10. oxigenada, determine a velocidade média dessa reação.

massa de H2O2(g)

0

6,6

3,2

10

t (min)2 4 6 8


15EM

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020

Solução: `

A diferença entre essa solução e as anteriores é que a quantidade de reagente está expressa em massa (gra-mas), e não em quantidade de matéria (mols).

Comoográficoélinear,podemosdeterminaraveloci-dade 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/sΔt 4s

Issosignificaque,acadasegundo,ocorreadecomposi-ção de 1,7g de água oxigenada.

(Elite) De que maneira os choques entre as moléculas 1. influenciam na velocidade das reações?

(Elite) As colisões (ou choques) são necessários para 2. que uma reação ocorra?

(Elite) Todo o tipo de colisão provoca ruptura de ligações?3.

(Elite) Quais são os fatores favoráveis às rupturas de 4. ligações?

(Elite) Explique a relação entre geometria e energia 5. favorável para as reações.

Produção do melAtravés 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

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.

(Disponível em: <http://sistemasdeproducao.cnptia.embrapa.br>.

Adaptado.)

Em relação à enzima catalase, responda:11.

Qual a função dos íons Fea) (aq)2+ sobre a ação da

catalase?

Como é classificada a ação dos íons Cub) (aq)2+ so-

bre a reação de decomposição do peróxido de hidrogênio na presença de catalase?

Solução: `

a) Os íons Fe(aq)2+ atuam como promotores ou ativa-

dores 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.


16 EM

_V_Q

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020

(Elite) Explique o que é a “energia de ativação”.6.

(Elite) Dê características da “energia de ativação”.7.

(Elite) Qual é a relação entre a energia de ativação e a 8. velocidade das reações?

(Elite) Cite alguns fatores que aceleram o início de uma 9. reação.

(Elite) Se uma reação possui baixa energia de ativa-10. ção, o que se pode afirmar sobre as colisões entre as moléculas?

Considere as reações elementares:11.

2HCa) (g) → H2(g) + C 2(g)

Hb) 2(g) + I2(g) → 2HI(g)

2COc) (g) + O2(g) → 2CO2(g)

2NHd) 3(g) → N2(g) + 3H2(g)

Ne) 2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)

Escreva as equações de velocidade dessas reações.

A tabela abaixo mostra as velocidades iniciais da reação 12. 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:

v = k[X][Y]a)

v = k[X][Y]b) 2

v = k[X]c) 2[Y]

v = k[X]d) 2[Y]2

v = k[X]e) 0[Y]0

A tabela abaixo mostra a relação entre a concentração mo-13. lar de um reagente X e a velocidade inicial da reação:

[X] (mol/L)

Velocidade inicial (mol . L-1 . h-1)

1.ª experiência 0,03 0,6



Considerando que todas as experiências foram feitas na mesma temperatura, a lei de velocidade da reação em função da concentração do reagente X é:

v = k[X]a)

v = k[X]b) 2

v = k[X]c) 3

v k X=d)

v = k[X]e) –2

Com relação à questão anterior, o valor da constante 14. de velocidade k é:

0,02ha) -1

0,05hb) -1

20hc) -1

2hd) -1

0,5he) -1

Escreva as expressões da lei de velocidade de cada uma 15. das seguintes reações elementares:

Na) 2 + 3H2 → 2NH3

2NOb) 2 → 2NO + O2

Em função das informações da tabela a seguir, proponha 16. uma lei de velocidade para a reação:

2N2O5(g) → 2N2O4(g) + O2(g)

Experiência[NO2O5](mol/L)

Velocidade inicial relativa

A 0,10 1,0

B 0,050 0,50

C 0,25 2,5

Dada a equação química:17.

Cl2(aq) + Fe2+(aq) → 2Cl–(aq) + 2Fe3+

(aq),

sugira uma lei de velocidade para esse processo, baseando-se na tabela abaixo:

Experiência[CI2]

(mol/L)[Fe2+]

(mol/L)Velocidade

inicial relativa

I 0,10 1,0 1,0 (como referência)

II 0,05 1,0 0,5

III 0,10 0,10 0,10

IV 0,05 0,05 0,025

Admita que a síntese da amônia (NH18. 3) possua uma velocidade que obedeça à equação v = k[N2][H2]

3. Mantendo-se a temperatura constante, como a veloci-dade será afetada quando ocorrer:

duplicação apenas da concentração de Na) 2.

duplicação apenas da concentração de Hb) 2.


17EM

_V_Q

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020

Uma certa reação química é representada pela equação:19.

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:

v = k[A]a) 2[B]2 e 4

v = k[A]b) 2[B]2 e 3

v = k[A]c) 2[B]2 e 2

v = k[A]d) 2 e 4

v = k[A]e) 2 e 2

Os dados da tabela a seguir referem-se à decomposição 20. do aldeído acético:

XCH3CHO(g) → produtos

em que X é o coeficiente do aldeído acético.

[CH3CHO] mol/litroVelocidade da reação

(v) mol/litro . segundo-1

0,1 0,2

0,2 0,8

0,3 1,8

0,6 7,2

A equação da velocidade desta reação é:

v = k[CHa) 3CHO]

v = k[CHb) 3CHO]3

v = [CHc) 3CHO]2

v = k[CHd) 3CHO]4

Na cinética de uma reação, o aumento da temperatura 21. provoca o aumento de todas as seguintes grandezas, exceto:

energia de ativação.a)

energia do sistema.b)

número de colisões entre as moléculas dos reagentes.c)

velocidade média das moléculas.d)

velocidade da reação.e)

As reações químicas são mais rápidas quando:22.

A distribuição de energia das partículas reagentes I. for mais uniforme.

O número de partículas reagentes com energia su-II. perior à energia de ativação for maior.

A energia de ativação for maior.III.

Em relação às afirmações anteriores, podemos dizer que:

apenas a afirmação I é correta.a)

apenas a afirmação II é correta.b)

apenas a afirmação III é correta.c)

as afirmações I e II são corretas.d)

as afirmações II e III são corretas.e)

(Cesgranrio) O gráfico representa a variação das con-23. centrações das substâncias X, Y e Z durante a reação em que elas tomam parte.

Assinale a equação que representa a reação:

X + Z a) → Y

X + Y b) → Z

X c) → Y + Z

Y d) → X + Z

Z e) → X + Y

(Cefet-RJ) Quando se leva uma esponja de aço à chama 24. 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 pressão.a)

o catalisador.b)

o estado físico.c)

a concentração.d)

a superfície de contato.e)

(Cesgranrio) Para a reação hipotética A25. (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:

1a)

2b)

3c)

4d)

5e)


18 EM

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020

(Elite) O que se entende por “ordem” de uma reação?26.

(Elite) Explique o conceito de “molecularidade da 27. reação”.

(Elite) Qual o significado do valor de velocidade média 28. ser negativo?

(UERJ) Um palito de fósforo não se acende, espon-1. taneamente, 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:

é endotérmica e tem energia de ativação maior que a) a energia fornecida pelo atrito.

é endotérmica e tem energia de ativação menor b) que a energia fornecida pelo atrito.

é exotérmica e tem energia de ativação maior que a c) energia fornecida pelo atrito.

é exotérmica e tem energia de ativação menor que d) a energia fornecida pelo atrito.

Em dois experimentos, massas iguais de ferro reagiram 2. 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)

b)

c)

d)

Ao se fazer pão caseiro, coloca-se a massa, em geral, 3. coberta, “descansando” em lugar mais aquecido, a fim de que “cresça”. Esse fato pode ser interpretado da seguinte forma:

como prática caseira e que não está relacionada a a) fenômeno químico.

que o leve aumento de temperatura aumenta a ve-b) locidade de reação dos componentes da massa.

que o ambiente mais aquecido evita que a massa c) estrague.

que o leve aumento da temperatura diminui a fer-d) mentação da massa.

(UFF – Adap.) As reações químicas metabólicas são 4. 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.

Um aumento na temperatura aumenta a energia a) de ativação das reações metabólicas, aumentando suas velocidades.

Um aumento na temperatura aumenta a energia ci-b) nética média das moléculas reagentes, aumentan-do as velocidades das reações metabólicas.

Em temperaturas elevadas, as moléculas se movem c) mais lentamente, aumentando a frequência dos choques e a velocidade das reações metabólicas.

Em baixas temperaturas, ocorre o aumento da d) energia de ativação das reações metabólicas, au-mentando suas velocidades.

A frequência de choques entre as moléculas reagen-e) tes independe da temperatura do meio, e a velocida-de da reação independe da energia de ativação.


19EM

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020

A colisão de dois aviões contra as torres gêmeas do 5. World Trade Center deixou o mundo inteiro perplexo e provocou explosões, incêndios, mortes e destruição. So-bre a teoria das colisões e outras condições que norteiam as reações químicas, assinale a alternativa verdadeira.

Qualquer colisão frontal entre partículas provoca a) uma reação química.

Uma colisão eficaz entre partículas ocorre com b) energia suficiente e geometria favorável.

Uma reação química ocorre sempre que haja con-c) tato entre os reagentes e o emprego de um catali-sador adequado.

Quanto maior a energia de ativação, mais rápida d) será a reação.

(PUC) A velocidade das reações é uma grandeza que 6. 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 corro-são, conservação dos alimentos pelo frio etc.).

Assinale a afirmativa incorreta:

um complexo ativado é uma estrutura intermediá-a) ria entre os reagentes e os produtos, com ligações intermediárias entre as ligações dos reagentes e as dos produtos.

a energia de ativação é a energia mínima necessá-b) ria para formação do complexo ativado. Seu abaixa-mento determina o aumento da velocidade de uma reação.

um catalisador é uma substância que aumenta a ve-c) locidade de uma reação, permanecendo inalterado qualitativa e quantitativamente no final da reação.

a ação do catalisador é aumentar a energia de ativa-d) ção, possibilitando um novo caminho para a reação.

Analise o gráfico a seguir, que mostra a variação de 7. energia potencial em função do caminho da reação química, representada pela equação X → Y, e assinale a alternativa correta.

O gráfico correspondente à variação da energia de a) uma reação (X → Y) exotérmica.

A variação de entalpia da reação direta é +10kJ/mol.b)

A energia de ativação da reação X c) → Y é 50kJ/mol.

A energia de ativação da reação direta é duas d) vezes maior que a energia de ativação da reação inversa (Y → X).

A variação de entalpia da reação X e) → Y é –30kJ/mol.

Em estudos de Cinética Química, catalisador significa 8. substância que sempre modifica a:

variação de entalpia.a)

constante de equilíbrio.b)

variação de energia livre.c)

velocidade da reação.d)

Considere a reação de decomposição, em solução, deste 9. 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)

c)

d)


20 EM

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020

A fabricação industrial do ácido sulfúrico, H10. 2SO4 é reali-zada a partir de enxofre, oxigênio e água, em três etapas, representadas pelo diagrama energético abaixo:

A indústria usa um catalisador para aumentar a velocidade de fabricação do ácido sulfúrico. É correto afirmar que o catalisador aumenta a velocidade:

da primeira etapa.a)

da segunda etapa.b)

da terceira etapa.c)

das três etapas.d)

Alguns besouros, conhecidos como “besouros-bom-11. bardeiros”, se defendem do ataque de seus predadores lançando-lhes jatos de água quente, juntamente com alguns compostos irritantes. Os esquemas abaixo re-presentam as reações químicas ocorridas no inseto, na presença de enzimas específicas:

I. catalase2 2(aq) 2 ( ) 2(g)2H O 2H O O calor→ + +

II.

Assinale a afirmativa incorreta:

as reações I e II são exotérmicas, pois há liberação a) de energia.

a enzima catalase catalisa a decomposição da água b) oxigenada.

a enzima peroxidase catalisa a redução da hidroqui-c) nona a quinona.

a catalase e a peroxidase tornam essas reações d) mais rápidas.

as enzimas são necessárias devido à alta energia de e) ativação das duas reações.

Três experimentos foram realizados para investigar a 12. velocidade da reação entre HCI aquoso diluído e ferro metálico. Para isso, foram contadas, durante 30 segun-dos, as bolhas de gás formadas imediatamente após

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 Ferro (2g) Temperatura

I Prego 40ºCII Prego 20ºCIII Palhinha de aço 40ºC

Assinale a alternativa que apresenta os experimentos na ordem crescente do número de bolhas observado:

II, I, III.a)

III, II, I.b)

I, II, III.c)

II, III, I.d)

(Unirio) O gráfico a seguir refere-se ao diagrama energé-13. tico de uma reação química (reagentes → produtos), em que se veem destacados dois caminhos de reação.

Após uma análise das entalpias dos reagentes, dos produtos e dos valores a, b, c e d, podemos afirmar que a:

reação é endotérmica e a presença do catalisador a) diminui o ΔH de a para b.

reação é endotérmica e a representa o b) ΔH com a presença do catalisador.

reação é exotérmica e a energia de ativação, sem a c) presença do catalisador, é representada por c.

presença do catalisador diminui o d) ΔH da reação re-presentada por c.

presença do catalisador diminui a energia de ati-e) vação de a para b e mantém constante o ΔH da reação representada por d.


21EM

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020

A hidrazina (N14. 2H4) é utilizada, junto com alguns dos seus derivados, como combustível sólido nos ônibus espaciais. Sua formação ocorre em várias etapas.

NHa) 3(aq) + OC –(aq) → NH2C (aq) + OH–

(aq) (rápida)

NHb) 2C (aq) + NH3(aq) → N2H+5(aq) + C –

(aq) (lenta)

Nc) 2H+5(aq) + OH–

(aq) → N2H4(aq) + H2O( ) (rápida)

Indique a opção que contém a expressão de velocidade para a reação de formação de hidrazina.

v = k[NHa) 2C ][NH3]

v = k[NHb) 3][OC –]

v = k[NHc) 3]2[OC –]

v = k[Nd) 2H4][C–][H2O]

v = k[Ne) 3H+5][OH–]

(Cesgranrio) Foram obtidos os seguintes dados expe-15. rimentais para a reação X + Y → Z:

[X](mol/L)

[Y](mol/L)

Velocidade de forma-ção 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?

(Cesgranrio) A equação X + 2Y 16. → 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:

3,0a)

1,5b)

1,0c)

0,75d)

0,5e)

Considere os seguintes diagramas de energia de reação 17. nas mesmas condições de temperatura e pressão e, em função deles, indique a alternativa correta:

Diagrama 1 Diagrama 2

as concentrações de C e D serão maiores no caso do a) diagrama 1.

a reação A + B b) → C + D é endotérmica.

a variação de entalpia padrão da reação é maior no c) caso do diagrama 1.

no caso do diagrama 2, tem-se a presença de um d) catalisador.

no caso do diagrama 1, a reação é mais rápida.e)

(UFPB) A tabela que segue indica valores das veloci-18. dades de reação e as correspondentes molaridades dos reagentes em idênticas condições para o processo químico representado pela equação:

3X + 2Y → Z + 5W

v (mol/L-1 . min-1) [X] [Y]

10 5 10

40 10 10

40 10 20

A equação de velocidade desse processo é:

v = k[X]a) 3[Y]2

v = k[X]b) 2[Y]2

v = k[X]c) 0[Y]2

v = k[X]d) 2[Y]0

v = k[X]e) 2[Y]3

A seguir, estão representadas as etapas da reação:19.

H2 + Br2 → 2HBr

BrI. 2 → Br• + Br• (etapa rápida).

HII. 2 + Br• → HBr + H• (etapa lenta).

H• + BrIII. 2• → HBr + Br• (etapa rápida).

Br• + Br• IV. → HBr2 (etapa rápida).

H• + H• V. → H2 (etapa rápida).

A velocidade da reação é determinada pela etapa:

I.a)

II.b)

III.c)

IV.d)

V.e)

Experimentalmente, observou-se que a velocidade de 20. formação da substância C, por meio da reação:

2A(g) + B(g) → C(g)

é independente da concentração de B e quadruplica quando a concentração de A é dobrada. A expressão


22 EM

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020

de velocidade (v) da reação, admitindo-se que k é velocidade específica, é:

v = [A]a) 4

v = [A][B]b)

v = k[C][A]2[B]

c)

v = k[A]d) 2

v = k[2A]e) 2[B]

Você está cozinhando batatas e fazendo carne grelhada, 21. 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?

Diminuirá para os dois alimentos.a)

Diminuirá para a carne e aumentará para as batatas.b)

Não será afetado.c)

Diminuirá para as batatas e não será afetado para d) a carne.

Diminuirá para a carne e não será afetado para as e) batatas.

Seja a reação: X 22. → 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

Determine a velocidade média da reação no intervalo de 2 a 5 minutos.

O gás hidrogênio (H23. 2) 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).

Considerando as condições experimentais, descritas na tabela abaixo,

CondiçãoTempera-tura (ºC)

Estado de agregação

Concentra-ção 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:

I.a)

II.b)

III.c)

IV.d)

A figura abaixo mostra a reação 2CO24. (g) + O2(g) → CO2(g) ocorrendo em um cilindro com êmbolo móvel, em duas situações nas quais a única diferença é a pressão exer-cida sobre o sistema.

Situação I Situação II

Pressão P1

Em qual das situações a velocidade será maior? Justifique sua resposta.

(PUC-RJ) Ao se utilizar solução de água oxigenada em 25. ferimentos, observa-se uma efervescência causada pela liberação do oxigênio atômico, que tem alto poder germi-cida. Essa reação tão rápida é catalisada por enzimas.

enzima2 2 2H O H O [O]→ +

Identifique o gráfico que expressa essa ação catalítica:

a)

b)

c)

d)

e)


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020

A poluição é uma das causas de destruição da camada 26. de ozônio. Uma das reações que podem ocorrer no ar poluído é a reação do dióxido de nitrogênio com o ozônio:

2NO2(g) + O3(g) → N2O5(g) + O2(g)

Essa reação ocorre em duas etapas:

NOI. 2(g) + O3(g) → NO3(g) + O2(g) (lenta)

NOII. 3(g) + NO2(g) → N2O5(g) (rápida)

Assinale a lei de velocidade para essa reação:

v = k[NOa) 2]2[O3]

v = k[NOb) 2][O3]

v = k[NOc) 3]2[NO2]

v = k[NOd) 2]2[O3] + k[NO2]

2[NO3]

v = k[NOe) 2]2

(Cefet-RJ) É proibido, por lei, o transporte de mate-27. riais 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)

b)

c)

d)

e)

Amostras de magnésio foram colocadas em soluções de 28. ácido clorídrico a diversas concentrações e temperaturas, havendo total dissolução do metal e desprendimento de hi-drogênio gasoso. Observara-se os seguintes resultados:

Número de amostras

Massa de magné-sio dissolvida (g)

Tempo para dis-solver (min)

I 2,00 10,0

II 0,40 2,0

III 0,40 1,0

IV 0,50 1,0

Em qual dos casos a velocidade média da reação a) foi maior?

Em qual dos casos desprendeu-se maior quantida-b) de de hidrogênio?

Mostre como você chegou a essas conclusões.

(Elite) Para a reação:29. 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:

k[A]a) 2[B]

k[A][B]b)

k[A]c) 2

k[A]d) 4

[Ae) 4][B]

(Elite) Para a reação hipotética A30. (g)+ B(g)→ C(g), a ex-pressão 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:

1a)

2b)

3c)

4d)

5e) Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A,

mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br

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020

(Elite) Quais dos itens a seguir, associados, aumentam 31. a velocidade da reação entre o ferro metálico e o ácido clorídrico?

Ferro em lâminas.I.

Ferro finamente dividido.II.

Ácido clorídrico 6mols/L.III.

Ácido clorídrico 1mol/L.IV.

Identifique, entre as alternativas a seguir, a que responde corretamente à questão.

III e IV.a)

I e III.b)

II e III.c)

I e II.d)

II e IV.e)

(Elite) Escreva o enunciado da “Lei de ação das 32. massas” (Guldberg-Waage).

(Elite) O que são reações não-elementares?33.

(Elite) Será que existe uma etapa mais importante que 34. a outra nas reações químicas?

Explique os fatos experimentais a seguir.35.

A limalha de ferro dissolve-se mais rapidamente em a) ácido clorídrico se a mistura for submetida à agitação.

A hidrólise alcalina de acetato de etila é mais rápida b) a 90ºC do que à temperatura ambiente.

(IME-RJ) No estudo da cinética da reação 2NO36. (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 ini-cial) (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 ordem global da reação;a)

a constante de velocidade nessa temperatura.b)


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A velocidade de uma reação é diretamente proporcional 1. ao número de colisões favoráveis.

Sim, pois, para que uma reação ocorra, é necessário que 2. haja uma colisão entre as moléculas reagentes.

Não, apenas quando as colisões são favoráveis.3.

Geometria e energia favoráveis.4.

Quando as moléculas colidem geometricamente favorá-5. veis, elas também precisam de energia suficiente para que ocorra a reação.

Trata-se da energia mínima necessária para que as mo-6. léculas possam colidir de uma maneira favorável.

A energia de ativação possui um valor característico para 7. cada reação e não varia com a temperatura nem com a concentração dos reagentes.

Quanto menor a energia de ativação, mais rápida será 8. a reação.

Calor, luz, faíscas elétricas etc.9.

As colisões não precisam ter muita energia para originar 10. os produtos.

11.

v = k . [HCa) ]2

v = k . [Hb) 2][I2]

v = k . [CO]c) 2[O2]

v = k . [NHd) 3]2

v = k . [Ne) 2][H2]3

B12.

A13.

C14.

15.

v = k . [Na) 2][H2]3

v = k . [NOb) 2]2

v = k . [N16. 2O5]

v = k . [C17. 2][Fe++]

18.

A velocidade da reação dobrará.a)

A velocidade aumenta em 8 vezes, pois [Hb) 2] está elevada ao cubo (23 = 8).


26 EM

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E19.

C20.

A21.

B22.

E23.

E24.

D25.

Trata-se da soma de todos os expoentes que aparecem 26. na expressão da velocidade de uma reação.

Número de mols que participam como reagentes numa 27. reação elementar ou uma etapa de uma reação não-elementar.

As velocidades de desaparecimento são negativas.28.

D1.

B2.

B3.

B4.

B5.

D6.

C7.

D8.

C9.

B10.

C11.

A12.

E13.

A14.

K = 0,215.

B16.

D17.

D18.

B19.

D20.

E21.

V22. m = 0,3

3 = 0,1 mol/L . min

C23.

Devido à maior temperatura, à melhor superfície de contato e também por apresentar maior concentração.

Em II, a velocidade será maior, pois a pressão P24. 2 é maior que P1. Quanto maior a pressão, maior o número de choques entre as moléculas, logo, maior a velocidade.

C25.

B26.

B27.

28.

Va) m = 0,5

1 = 0,5g/min.

I – maior massa de reagente, determina maior des-b) prendimento de gás.

C29.

D30.

C31.

A velocidade de uma reação é diretamente proporcional 32. ao produto das concentrações molares dos reagentes elevados a potências que são seus coeficientes na equação ajustada.

São aquelas que se realizam em um conjunto de etapas, 33. chamado mecanismo de reação, em que cada etapa é uma reação elementar.

Sim, a etapa lenta é a mais importante de um meca-34. nismo, uma vez que é esta que determina a velocidade da reação.

35.

Há um aumento na superfície de contato entre os a) reagentes.

Quanto maior a temperatura, maior a velocidade de b) uma reação.

36.

Ao dobrar a [NO], a velocidade aumenta quatro ve-a) zes; logo 2.ª ordem. Ao dobrar [H2], a velocidade dobra, logo 1.ª ordem.

v = k . [NO]2[H2]1

2 + 1 ⇒ 3.ª ordem

k = b) 2,4 . 10–6

(25 . 10–3)2 . 10 . 10–3 =

2 400

6 250 = 0,384


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QUÍMICA - Vestibular UERJ · PRÉ-VESTIBULAR LIVRO DO PROFESSOR QUÍMICA E Aulas Particulares on-line IESDE BRASIL S/A