QUÍMICA PRÉ-VESTIBULAR LIVRO DO PROFESSOR Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A, mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br © 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 Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A, mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A, mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A, mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br 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). Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A, mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br 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. IESDE Brasil S.A. 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. Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A, mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br 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. IESDE Brasil S.A. 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. Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A, mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br 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. Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A, mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br 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 Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A, mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br 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 Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A, mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br 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 Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A, mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br 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). Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A, mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br 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. Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A, mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br 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 Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A, mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br 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) Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A, mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br 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. Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A, mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br 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 Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A, mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br 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 Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A, mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br 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. Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A, mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br 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. Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A, mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br 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 Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A, mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br 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. Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A, mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br 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) Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A, mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br 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. Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A, mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br 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 Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A, mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br 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. Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A, mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br 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 EM_V_QUI_020 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5 Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A, mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br 23 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. Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A, mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br 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). Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A, mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br 25 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 3 Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A, mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br EM_V_QUI_020 20. D EM_V_QUI_020 Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A, mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br 27 EM_V_QUI_020 28 Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A, mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br