Termoquímica-Cinética Química. - Portal

EsPCEX 2016 Química
Termoquímica
Entalpia Padrão
Reações Exotérmicas
São reações que liberam calor.
HReagentes  HProdutos
H
HR
As substâncias simples, no seu estado padrão e
na sua forma alotrópica mais estável (mais
comum) tem entalpia (H) igual a zero.
As substâncias simples H2(g), O2(g), Fe(s), Hg(l),
Cl2(g), no estado padrão (à 25 ºC e 1 atm),
apresentam entalpia H0 = 0.
H = HP - HR
H é negativo
A+B
H
HP
Calor de Formação
C+D
Caminho da reação
É o calor liberado ou absorvido na formação de
1 mol de um composto químico, a partir das
substâncias simples no estado-padrão (H = 0 à
25ºC e 1 atm).
Representação: A + B → C + D + calor
A + B – calor → C + D
A+B→C+D
H < 0
Reações Endotérmicas
Exemplo: H2(g) + ½ O2(g) → 1 H2O(l) ∆H = –286
kJ/mol
Cgraf + O2(g) → 1 CO2(g) ∆H = –394 kJ
São reações que absorvem calor.
HReagentes  HProdutos
H
H = HP - HR
H é positivo
C+D
HP
Calor de Combustão
H
HR
É o calor liberado na combustão completa de 1
mol de substância, estando todos os reagentes
no estado-padrão.
A+B
Caminho da reação
Exemplo: C4H10(g) + 13/2 O2(g) → 4 CO2(g) + 5
H2O(l)
C2H6O(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(l)
∆H = –1368 kJ/mol
OBS: Quanto mais exotérmica for a reação,
mais espontânea ela será (mais rápida ela
ocorrerá).
Representação: A + B + calor → C + D
A + B – calor → C + D – calor
A+B→C+D
H > 0
Calor de Solução
Estado Físico
É o calor liberado ou absorvido ao se dissolver
um mol de substância numa quantidade de
água suficiente para que a solução obtida seja
diluída.
Mudando-se o estado físico dos reagentes ou
dos produtos, muda o valor de H.
H2(g) +1/2 O2(g)  H2O(v) H = - 58 Kcal
H2(g) +1/2 O2(g)  H2O(l) H = - 68 Kcal
H2(g) +1/2 O2(g)  H2O(s) H = - 70 Kcal
Calor de Neutralização
Alotropia
É a quantidade de calor liberada na
neutralização de um equivalente de um ácido
por um equivalente de uma base, ambos em
soluções aquosas.
Mudando-se o estado alotrópico de um
elemento participante, também se altera o
valor de H.
C(graf) + O2(g)  CO2(v) H = - 94,0 Kcal
C(diam) + O2(g)  CO2(v) H = - 94,5 Kcal
H
Lei de Hess
É um método que permite encontrar o ΔH de
uma determinada reação, a partir de reações
de ΔH conhecidos.
A  B H1
B  C H2
C  D H3
A  D H = H1 + H2 + H3
C(graf) + O2(g)
C(diam) + O2(g)
CO2(v)
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Energia de Ligação
É a energia necessária para romper um mol de
ligações no estado gasoso.
OBS: Os reagentes absorvem energia para
romper suas ligações, logo H  0. Os produtos
liberam energia ao formar ligações, logo H 
0.
Questões EsPCEx
1. EsPCEx–1990: A energia necessária para
decompor um mol de metanol (CH3OH) em
seus átomos constituintes é:
Dados:
Tipos de
Energia para romper a ligação
Ligação
(em kcal/mol de ligações)
C–H
98,8
C–O
85,5
H–O
110,6
[A] 294,9 kcal.
[B] 393,7 kcal.
[C] 492,5 kcal.
[D] 591,3 kcal.
Resp: [C]
A fórmula estrutural do metanol (CH3OH) é:
Temos 3 ligações C-H , uma ligação
H
C-O e uma ligação O-H para serem
rompidas:
H–C–O–H
3(+ 98,8) + 1(+ 85,5) + 1(+ 110,6) =
H
+ 492,5 kcal
OBS: o sinal + significa que é necessário calor para
romper as ligações, ou seja, é endotérmica.
2. EsPCEx–1991: Nas condições-padrão, tem-se
a seguinte equação termoquímica:
2 NH3(g) → N2(g) + 3 H2(g)
ΔH = + 22 kcal/mol
A entalpia de formação do gás amoníaco, em
kcal/mol é:
[A] + 22.
[B] – 22.
[C] + 11.
[D] – 11.
Resp: [D]
Entalpia de formação é a energia necessária
para formar 1 mol de uma substância composta
a partir de substâncias simples. Para formar
NH3 deve-se inverter a equação acima e trocar
o sinal do ΔH:
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
ΔH = - 22 kcal
Para formar 2 mols de NH3 ocorre a
liberação de 22 kcal, então, para formar 1 mol
de NH3 o ΔH = - 11 kcal
3. EsPCEx–2001: Quando, nas condições padrão,
a combustão total de álcool etílico produz 176
g de gás carbônico, são liberadas 653,62 kcal.
Portanto, o calor da combustão completa
desse álcool, em kcal/mol, é em módulo:
[A] 14,21
[B] 163,41
[C] 326,81
[D] 653,62
[E] 1307,24
Resp: [E]
A reação de combustão total do álcool etílico:
C2H5OH +3O2 →2CO2 + 3H2O ΔH = - 653,62 kcal
1 mol de C2H5OH produz 2 mols de CO2 (2.44)
2 mols de CO2 (2.44) g ------ libera 653,62 kcal
176 g ----x = 130724 kcal
4. EsPCEx-2001: A produção de ferro, realizada
em siderúrgicas, baseia-se de maneira
genérica nas equações abaixo, onde a adição
de carbonato de cálcio tem a função de
retirar as impurezas, que interferem na
qualidade do ferro obtido.
(I) 2C + O2 → 2CO H < 0.
(II) Minério + 3CO + Q → 2Fe + 3CO2
(III) CaCO3 → CaO + CO2
(IV) CaO + SiO2 → CaSiO3
Obs: O minério além de Fe2O3 (constituinte
básico) possui somente o SiO2 como impureza.
Sobre as reações pode-se afirmar que:
[A] IV é um deslocamento.
[B] II é uma dupla troca entre o oxigênio e o
carbono.
[C] III é uma análise.
[D] II é um processo exotérmico.
[E] I é uma síntese endotérmica.
Resp: [C]
(I) Errado. Esta é uma reação de síntese ou
adição.
(II) Errado. É uma reação de deslocamento ou
simples troca.
(III) Correto. É uma reação de análise ou
decomposição.
(IV) Errado. Como H < 0 a reação é exotérmica.
5. EsPCEx–2002: O metanol é um combustível
que pode ser obtido através da fermentação
do caldo da cana-de-açúcar ou da reação
controlada do oxigênio do ar com o gás
metano.
Dados:
CH4(g) + H2O(g) → CO(g) + 3H2(g) ΔH°= + 206,10 kJ
2H2(g) + CO(g) → CH3OH(l)
ΔH°= - 128,33 kJ
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)
ΔH°= - 483,64 kJ
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[B] as três reações são exotérmicas, e o ΔH =
-520 kJ.
[C] a reação II é endotérmica, e o ΔH = -36 kJ.
[D] a reação II é exotérmica, e o ΔH= +3550 kJ.
[E] as três reações são exotérmicas, e o ΔH =
+36 kJ.
Com base nos dados, pode-se concluir que a
variação de entalpia (em kJ/mol), na
formação do metanol a partir do metano, é
[A] – 405,87.
[B] – 164,05.
[C] – 149,21.
[D] + 149,21.
[E] + 164,05.
Resp: [E]
Essa é uma questão que se aplica a Lei de Hess.
Devemos mexer nas reações de modo a ter
como reagente o metano e o metanol como
produto, pois é pedido o ΔH na formação do
metanol a partir do metano.
O metano é reagente da 1ª equação, então
devemos conservar esta reação. O metanol é
produto na 2ª reação, então, conservaremos
também esta reação e a 3ª reação também
conservaremos devido a necessidade de
eliminar a água da 1ª reação, com isso
teremos:
2CH4(g) + 2H2O(g) → 2CO(g) + 6H2(g) ΔH°=+206,10kx2 =+412,20 kJ
4H2(g) +2CO(g) →2CH3OH(l)
ΔH°= - 128,33 kJ x 2 = - 256,66 kJ
2H2(g) + O2(g) →2H2O(g)
ΔH°= - 483,64 kJ
= - 483,64 kJ
2CH4(g) + O2(g) →2CH3OH(l)
ΔH° = - 328,1 kJ
Resp: [E]
Utilizando a Lei de Hess, temos:
 Para obtermos o B2H6 devemos colocá-lo
como produto, por isso invertemos a 2ª
reação e troca-se o sinal do ΔH.
 Para eliminar totalmente a H2O, multiplicase a 3ª reação por 3, e o seu ΔH também.
2 B(g) +3/2O2 (g) → B2O3(s) ΔH°= - 1273 kJ
B2O3(s) +3H2O(v) → B2H6(g) +3O2(g) ΔH°= +2035 kJ
H2(g) +1/2 O2(g) → H2O(g) ΔH°= - 242 kJ (x 3)
2 B(g) +3H2(g) → B2H6(g) ΔH°= + 36 kJ
7. EsPCEx – 2008: Em condições adequadas, a
água vaporiza-se, passando do estado líquido
para vapor.
Considerando o processo de vaporização da
água, nas condições fornecidas:
H2O(l) → H2O(v)
A quantidade de calor necessária para
provocar a vaporização de 900 mL de água
líquida nesse processo é:
A primeira reação foi multiplicada por 2 para
podermos cancelar a água, que na 3ª reação
tem com 2 mol de água como produto.
A 2ª reação foi multiplicada por 2 para
cancelar o CO do reagente com o 2 mol de CO,
como produto, da 1ª reação.
Com isso elimina-se o 6 mols de H2 como
produto da 1ª reação, com o 4 H2 da 2ª reação
e o 2 H2 da 3ª reação.
Para formar 2 mols de CH3OH libera-se 328,10
kJ, então, para formar 1 mol 
ΔH°= - 164,05 kJ.
6. EsPCEx–2005: O diborano (B2H6) é um hidreto
de boro altamente reativo, considerado um
possível combustível de foguetes em
programas espaciais. O cálculo da energia
envolvida na síntese de um mol de diborano
pode ser feito utilizando-se a Lei de Hess e
conhecendo-se as reações e calores envolvidos
nas reações, conforme as equações abaixo:
I. 2 B(s) + 3/2 O2(g) → B2O3(s) + 1273 kJ
II. B2H6(g) + 3 O2(g) - 2035 kJ → B2O3(s) + 3 H2O(v)
III. H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) + 242 kJ
A respeito das reações e do calor envolvido no
processo de síntese, é correto afirmar que
[A] a reação II é exotérmica, e o ΔH=-3550 kJ.
ΔH= + 44 kJ/mol
Dados:
Densidade da água = 1,0 g/mL
Massas atômicas : H=1 u; O=16 u
[A]
[B]
[C]
[D]
[E]
3000 kJ.
1500 kJ.
2200 kJ.
2000 kJ.
1800 kJ.
Resp: [C]
Usando-se a densidade temos: 1 g ---- 1 mL,
então, 900 mL = 900 g de água.
Para vaporizar um mol de H2O (18 g) são
necessários 44 kJ, então, para vaporizar 900 g
de água usa-se:
18 g ---- 44 kJ
900 g ---- x = 2200kJ
8. EsPCEx–2009: São
dadas as seguintes
informações relativas às reações que ocorrem
à temperatura de 25 °C e à pressão de 1
atm.
I. 4 Fe(s) + 12H2O(l) → 4Fe(OH)3(s) + 6H2(g)
ΔH = +643,96 kJ
II. 6H2O(l) + 2Fe2O3(s) → 4Fe(OH)3(s) ΔH = +577,38 kJ
III. 6 H2(g) + 3 O2(g) → 6 H2O(l)
ΔH = -1714,98 kJ
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Com base nesses dados, é possível afirmar que,
quando há produção de somente 1(um) mol de
óxido de ferro III, a partir de substâncias
simples, ocorre
[A] absorção de 1012,6 kJ.
[B] liberação de 1012,6 kJ.
[C] absorção de 824,2 kJ.
[D] liberação de 824,2 kJ.
[E] liberação de 577,38 kJ.
Resp: [D]
Utilizando a Lei de Hess, temos:
 Para obtermos o Fe2O3 devemos colocá-lo
como produto, por isso invertemos a 2ª
reação e troca-se o sinal do ΔH.
4 Fe +12 H2O →4 Fe(OH)3 + 6 H2 ΔH= +643,96 kJ
4 Fe(OH)3 →2 Fe2O3 +6H2O
ΔH = -577,38 kJ
6 H2 +3 O2 →6 H2O
ΔH = -1714,98 kJ
4 Fe(s) +3 O2(g) →2 Fe2O3(s)
ΔH = -1648,40 kJ

A obtenção de 2 mols de Fe2O3 libera
1648,40 kJ, então um mol libera 824,20 kJ.
9. EsPCEx–2009: Considere o gráfico abaixo da
reação representada pela equação química:
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
Resp: [C]
I. Errado. Para a formação de 2 mols de NH3
tem-se 22 kcal de energia envolvida, então,
um mol, tem-se a metade, ou seja, 11 kcal.
II. Correto.
III. Errado. É um processo exotérmico, pois
houve liberação de calor: Hproduto < Hreagente.
10. EsPCEx–2015: Quantidades enormes de
energia podem ser armazenadas em ligações
químicas e a quantidade empírica estimada
de energia produzida numa reação pode ser
calculada a partir das energias de ligação
das espécies envolvidas. Talvez a ilustração
mais próxima deste conceito no cotidiano
seja a utilização de combustíveis em
veículos automotivos. No Brasil alguns
veículos utilizam como combustível o Álcool
Etílico Hidratado Combustível, conhecido
pela sigla AEHC (atualmente denominado
comercialmente apenas por ETANOL).
Considerando um veículo movido a AEHC,
com um tanque de capacidade de 40 L
completamente cheio, além dos dados de
energia de ligação química fornecidos e
admitindo-se rendimento energético da
reação de 100 %, densidade do AEHC de
0,80 g/cm3 e que o AEHC é composto, em
massa, por 96% da substância etanol e 4% de
água, a quantidade aproximada de calor
liberada pela combustão completa do
combustível deste veículo será de
Massas atômicas: C= 12 u; O=16u; H =1u
Relativo ao gráfico envolvendo essa reação e
suas informações são feitas as seguintes
afirmações:
I. O valor da energia envolvida por um mol de
NH3 formado é 22 kcal.
II. O valor da energia de ativação dessa reação
é 80 kcal.
III. O processo que envolve a reação N2(g) + 3
H2(g) → 2 NH3(g) é endotérmico.
Das afirmações feitas, está(ão) correta(s)
[A] apenas III.
[B] apenas II e III.
[C] apenas I e II.
[D] apenas II.
[E] todas
[A] 2,11.105 kJ
[B] 3,45·103 kJ
[C] 8,38·105 kJ
[D] 4,11·104 kJ
[E] 0,99·104 kJ
Resp:[C]
Quantidade de alcool: 96% de álcool:
40 L ---- 100%
x ---- 96%
x = 38,4 L = 38.400 mL
Transformando volume em massa:
d = 0,80 g/cm3
0,80 g ------- 1 cm3 (1 mL)
x ------- 38.400 mL
x = 32.720 g
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Reação balanceada de combustão do etanol:
Cl
(C
Fórmulas estruturais:
3
2
Reagentes
Endotérmico (absorve
calor para quebrar as
ligações
+
5 (C-H)
1 (C-O)
1 (O-H)
1 (C-C)
3 (O=O)
Total
O +
C
C2H5OH + 3 O2  2 CO2 + 3 H2O
Nos reagentes as entalpias são positivas,
pois, para quebrar as ligações necessita-se de
calor (processo endotérmico) e, ao formar os
produtos, há liberação de calor (processo
exotérmico), sendo as entalpias negativas.
Fazendo-se
o
somatório
das
energias
envolvidas, obtém-se como resultado -87 kJ
(esta é a entalpia desta reação).
Produtos
Exotérmico (libera calor
para formar as ligações)
–
C2H5OH + 3 O2  2 CO2 + 3 H2O
Massa molar do C2H5OH = 46 g/mol
1 mol (46 g) ------------- libera 1255 kJ
30.720 g -------------- x = 838.121 kJ
x = 8,38 x 105 kJ
11. [EsPCEx-2014] O fosgênio é um gás
extremamente venenoso, tendo sido usado
em combates durante a Primeira Guerra
Mundial como agente químico de guerra. É
assim chamado porque foi primeiro
preparado pela ação da luz do sol em uma
mistura dos gases monóxido de carbono (CO)
e cloro (Cl2) conforme a equação balanceada
da reação descrita a seguir:
O ) + (Cl – Cl)  1(O = C) + 2(C – Cl)
(+1080 kJ) + (243 kJ)  1(-745 kJ) + 2(-328 kJ)
∆H = - 78 kJ
3
5 ( + 413)
1 ( + 358)
4 (C=O)
4 ( - 799)
1 ( + 463)
1 ( + 348)
6 (H-O)
6 ( -463)
3 ( + 495)
Total
- 5974
+ 4719
ΔH = + 4719 – 5974 = - 1255 kJ
Cl – Cl  O = C – Cl
12. [EsPCEx-2013] Reações conhecidas pelo
nome de Termita são comumente utilizadas
em granadas incendiárias para destruição de
artefatos, como peças de morteiro, por
atingir temperaturas altíssimas devido à
intensa quantidade de calor liberada e por
produzir ferro metálico na alma das peças,
inutilizando-as. Uma reação de Termita
muito comum envolve a mistura entre
alumínio metálico e óxido de ferro III, na
proporção adequada, e gera como produtos
o ferro metálico e o óxido de alumínio, além
de calor, conforme mostra a equação da
reação:
2Al(s) + Fe2O3(s) → 2Fe(s) + Al2O3(s) + calor
Reação de Termita
Considerando a equação de reação de
Termita apresentada e os valores de entalpia
(calor) padrão das substâncias componentes
da mistura, a variação de entalpia da reação
de Termita é de:
CO(g) + Cl2(g)  COCl2(g)
[A]
[B]
[C]
[D]
[E]
Considerando os dados termoquímicos
empíricos de energia de ligação das
espécies, a entalpia da reação de síntese do
fosgênio é
Dados:
[A] + 522 kJ
[B] - 78 kJ
[C] - 300 kJ
[D] + 100 kJ
[E] - 141 kJ
∆H0r
∆H0r
∆H0r
∆H0r
∆H0r
=
=
=
=
=
+ 2111,5 kJ
-1030,7 kJ
-851,5 kJ
-332,2 kJ
-1421,6 kJ
Resp: opção [C]
∆H = HP –HR
∆H = 1675,7 – (-824,2)
∆H = - 851,5 KJ
Resp.: opção [B]
CO(g) + Cl2(g)  COCl2(g)
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13. [EsPCEx-2011] Considere, no quadro abaixo,
as seguintes entalpias de combustão nas
condições-padrão (25 °C e 1 atm), expressas
em kJ·mol-1.
Velocidade de Reação
Velocidade de reação é uma grandeza que
indica como a concentração de um reagente ou
produto varia com o passar do tempo.
Define-se velocidade média de formação de um
produto ou de consumo de um reagente por
meio da expressão:
A alternativa que corresponde ao valor da
entalpia da reação abaixo, nas condiçõespadrão, é:
aA + bB  cC + dD
4 C(grafita)(s) + 5 H2(g)  C4H10(g)
[A]
[B]
[C]
[D]
[E]
Lei da Velocidade
Para reações elementares (ocorrem numa só
etapa):
v = k [A]a[B]b
+ 68,6 kJ·mol-1
- 123,6 kJ·mol-1
+ 248,8 kJ·mol-1
+ 174,4 kJ·mol-1
- 352,5 kJ·mol-1
vmvm
COLISÃO EFICAZ E NÃO EFICAZ
Para que uma colisão entre moléculas
de reagentes seja eficaz, é necessário que ela
ocorra com geometria adequada e energia
suficiente.
Resp.: opção [B]
Sabendo que a entalpia dos reagentes é
positiva, pois há quebra de ligações e que a dos
produtos é negativa, pois há formação de
ligações; e com os dados tabelados, chega-se a
resposta pedida. A dificuldade da questão é
meramente teórica, ou seja, saber que
reagentes tem sinal mantido, enquanto os
produtos têm sinal invertido, antes de
somarem-se todas as entalpias envolvidas.
∆H = [4.(-393,3) + 5.(-285,8)]-[-2878,6)]
 ∆H = -123,6 kJ/mol.
ENERGIA DE ATIVAÇÃO
É o valor mínimo de energia que as
moléculas de reagentes devem possuir para que
uma colisão ente elas seja eficaz.
ΔH
TEMPERATURA
Quanto maior for a temperatura, maior será a
velocidade de uma reação.
SUPERFÍCIE DE CONTATO
A velocidade das reações das quais um sólido
participa será tanto maior quanto maior for a
superfície de contato desse sólido.
CATALISADOR
Aumenta a velocidade de uma reação química
sem ser efetivamente consumida no processo.
Um catalisador diminui a Energia de Ativação
de uma reação, aumentando, assim, sua
velocidade.
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realizado alterando-se fatores como a
temperatura e o emprego de catalisadores,
seguindo as condições experimentais listadas
na tabela a seguir:
Questões da EsPCEx
1. [EsPCEx-2015] “Uma amostra de açúcar
exposta ao oxigênio do ar pode demorar
muito tempo para reagir. Entretanto, em
nosso organismo, o açúcar é consumido em
poucos segundos quando entra em contato
com o oxigênio. Tal fato se deve à presença
de enzimas que agem sobre as moléculas do
açúcar, criando estruturas que reagem mais
facilmente com o oxigênio ...”.
Analisando os dados fornecidos, assinale a
alternativa correta que indica a ordem
crescente dos tempos de duração dos
experimentos.
(Referência: adaptado de Usberco e Salvador,Química, vol 2,
FTD, SP, pág 377, 2009.)
Baseado no texto acima, a alternativa que
justifica corretamente a ação química dessas
enzimas é:
[A] As enzimas atuam como inibidoras da
reação, por ocasionarem a diminuição
da energia de ativação do processo e,
consequentemente,
acelerarem
a
reação entre o açúcar e o oxigênio.
[B] As enzimas atuam como inibidoras da
reação, por ocasionarem o aumento da
energia de ativação do processo e,
consequentemente,
acelerarem
a
reação entre o açúcar e o oxigênio.
[C] As enzimas atuam como catalisadores da
reação, por ocasionarem o aumento da
energia de ativação do processo,
fornecendo mais energia para o
realização da reação entre o açúcar e o
oxigênio.
[D] As enzimas atuam como catalisadores da
reação, por ocasionarem a diminuição
da energia de ativação do processo,
provendo rotas alternativas de reação
menos energéticas, acelerando a reação
entre o açúcar e o oxigênio.
[E] As enzimas atuam como catalisadores da
reação, por ocasionarem a diminuição
da energia de ativação do processo ao
inibirem a ação oxidante do oxigênio,
desacelerando a reação entre o açúcar e
o oxigênio.
Resp.: opção [D]
[A]
[B]
[C]
[D]
[E]
t1
t3
t3
t4
t1
<
<
<
<
<
t2 <
t4 <
t2 <
t2 <
t3 <
t3 <
t2 <
t1 <
t3 <
t4 <
t4.
t1.
t4.
t1.
t2.
Resp.: opção [B]
Para uma reação qualquer, quanto maior a
temperatura, mais rápida é a reação e, para
uma mesma temperatura, a reação catalisada é
mais rápida, pois, o catalisador diminui a
energia de ativação, logo, a ordem decrescente
em relação à velocidade é v1 < v2 < v4 < v3,
então, a ordem decrescente em relação ao
tempo de reação, será: t3 < t4 < t2 < t1.
3. [EsPCEx-2011] Os dados da tabela abaixo,
obtidos experimentalmente em idênticas
condições, referem-se à reação:
3A + 2B C + 2D
Baseando-se na tabela, são feitas as seguintes
afirmações:
I. A reação é elementar.
II. A expressão da velocidade da reação é
v=K·[A]3·[B]2.
III. A expressão da velocidade da reação é
v=K·[A]2·[B]0.
IV. Dobrando-se a concentração de B, o valor
da velocidade da reação não se altera.
V. A ordem da reação em relação a B é 1 (1ª
ordem).
2. [EsPCEx-2012] A água oxigenada ou solução
aquosa de peróxido de hidrogênio (H2O2) é
uma espécie bastante utilizando no dia a dia
na desinfecção de lentes de contato e
ferimentos. A sua decomposição produz
oxigênio gasoso e pode ser acelerada por
alguns fatores como o incremento da
temperatura e a adição de catalisadores. Um
estudo experimental da cinética da reação
de decomposição da água oxigenada foi
Das afirmações feitas, utilizando os dados
acima, estão corretas apenas:
[A] I e II.
[B] I, II e III.
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EsPCEX 2016 Química
(B1 = 2B e v1 = 8v)  v1 = k.[B1]b 
8v = k.[2B]b  8v = k.[B]b.2b, então: 8 = 2b
b=3
v = k.[B]3
[C] II e III.
[D] III e IV.
[E] III, IV e V.
Resp.: opção [D]
Considerando a equação da velocidade
de reação: v = k[A]x.[B]y e analisando-se as
experiências, temos:



15. EsPCEx–1991:
Em
determinada
experiência, a reação de combustão total
do álcool etílico está se processando numa
velocidade de 1,0 mol/min. Portanto, a
velocidade de formação do CO2, nestas
condições, em mol/min, é:
[A] 0,5.
[B] 1,0.
[C] 2,0.
[D] 3,0.
Experiências 1 e 2: mantendo-se a
concentração de B constante e dobrando-se
a concentração de A, a velocidade
quadriplica, logo: 4 = 2x  x = 2
Experiências 2 e 4: mantendo-se a
concentração de A constante e dobrando-se
a concentração de B, a velocidade não se
altera, logo: 1 = 2x  x = 0
Então, a equação da velocidade da reação
é: v = k[A]2.[B]0
Resp: [C]
Reação de combustão do álcool etílico:
C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O vR = v(CO2)/2 
v(CO2) = 2.vR = 2x1,0 = 2,0 mol/min
I. Falsa. A reação não é elementar, pois
pela tabela chegamos a equação da reação
como sendo
v = k[A]2.[B]0. Se fosse
elementar, a equação da velocidade seria v
= k [A]3.[B]2, ou seja, os coeficientes da
reação
seriam
os
expoentes
das
concentrações dos reagentes.
II. Falsa.
Como calculado acima, v = k[A]2.[B]0 ou
v = k [A]2.
III. Correta. Conforme explicação acima.
IV. Correta. Conforme explicações acima.
V. Falsa.
Pela equação da velocidade percebe-se que
a ordem da reação em relação a B é zero,
pois está elevado ao expoente zero.
16. EsPCEx – 2001: No processo industrial da
produção de uma substância F, onde a
energia total dos produtos é menor do que
a da matéria prima A, são necessárias
várias etapas, como descritas nas equações
abaixo.
I. B
II. B + C  D + E (lenta)
III. E + A  2 F
O gráfico “energia ‘versus’ caminho da
reação” que melhor representa o processo
global da produção de F é:
14. EsPCEx–1990: Num laboratório observou-se
que a velocidade de formação dos produtos
através da reação A(g) + 3B(g) → produtos,
é independente da concentração de A e
fica 8 (oito) vezes maior quando dobramos
a concentração de B.
Determine a expressão da velocidade da
reação, admitindo-se que K é a constante
de velocidade específica.
[A] V = K[A].[B]3.
[B] V = K[A]3.[B].
[C] V = K[A].
[D] V = K[B]3.
Resp: [A]
Sendo a energia total dos produtos é
menor do que a da matéria prima, a reação
apresentada é um processo exotérmico (Hp <
HR), pois ocorreu liberação de energia.
A reação II é a etapa mais lenta do
processo, então, precisa de maior energia de
ativação.
Analisando os gráficos, verifica-se que os
itens A, C e E satisfaz, porém, o item A é o
Resp:[D]
v = k.[A]a.[B]b
v é independente da concentração de A,
então a = 0, logo [A]o = 1  v = k.[B]b
Ao dobrarmos a concentração de B, a
velocidade 8 vezes maior, então, v1 = k.[B1]b
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único em que a reação é exotérmica, sendo a
única correta.
[D] II e IV.
[E] III e IV.
Resp: [E]
Errado. A reação catalisada tem menores
energia de ativação e, essa reação corre
em várias etapas, devido ter várias
energias de ativação (picos);
II. Errado. ΔH = HP – HR = (-84) – (+52) = - 136
III. Correto. HP < HR
IV. Correto. A reação não catalisada tem
apenas um pico.
17. EsPCEx–2001:
O airbag, dispositivo de
segurança usado em automóveis, é inflado
pelo gás nitrogênio produzido segundo a
reação:
6NaN3(l) + 2Fe2O3(s) → 3Na2O2(s) + 4Fe(s) + 9N2(g)
No caso da expansão desse equipamento se
completar em 42,0 g de gás nitrogênio, e da
velocidade de consumo do nitreto ser de 20
mol/s, o tempo em segundos necessário
para a referida expansão será:
[A] 0,025.
[B] 0,075.
[C] 0,09.
[D] 0,05.
[E] 0,06.
I.
19. EsPCEx–2008:
A tabela abaixo indica
valores das velocidades da reação (v)em
três experimentos e as correspondentes
concentrações em mol/L dos reagentes X e
Y em idênticas condições.
Resp: [A]
Cálculo da velocidade de formação do N2:
6 NaN3 .......... 9N2
6mol
------- 9 mol
20mol/s ----- x
 x = 60 mol/s
O processo químico é representado pela
equação abaixo, na qual a,b e c
representam seus coeficientes.
aX + bY  cZ
A equação da velocidade desse processo é:
Cálculo do nº mol existente em 42 g de N2
formado:
1 mol N2 ----- 28 g (massa molar do N2)
x
----- 42 g  x = 1,5 mol
[A]
[B]
[C]
[D]
[E]
Cálculo do tempo: 60 mol ----- 1 s
1,5 mol ----- x  x = 0,025s
18. EsPCEx–2003: As quantidades de energia
envolvidas nos processos de transformação
de um alceno em alcano, com e sem
catalisador, encontram-se representadas
no gráfico abaixo.
v
v
v
v
v
=
=
=
=
=
k.[X]2.[Y].
k.[X].[Y]2.
k.[X].
k.[X].[Y].
k.[Y].
Resp: [B] Equação geral da velocidade:
v = k[X]a.[Y]b
No experimento 1, temos: 0,3 = k(0,1)a.(0,1)b
No experimento 2, temos: 0,6 = k(0,2)a.(0,1)b
No experimento 3, temos: 2,4 = k(0,2)a.(0,2)b
Dividindo-se (1) por (2), temos:
Sobre esses processos de transformação, são
feitas as seguintes afirmações:
I. a reação catalisada possui uma única
etapa;
II. a variação da entalpia é igual a 32;
III. as reações são exotérmicas;
IV. a reação não catalisada possui um
complexo ativado.
É correto o que se afirma apenas em
[A] I e II.
[B] I e IV.
[C] II, III.
Dividindo-se (1) por (2), temos:
Então a equação geral da velocidade é:
v = k[X].[Y]2
0,3
20. EsPCEx – 2009: Considere a sequência de
reações associadas ao processo de oxidação
do dióxido de enxofre.
ETAPA 1: SO2(g) + NO2(g)  SO3(g) + NO(g) LENTA
ETAPA 2: 2 NO(g) + O2(g)  2NO2(g)
RÁPIDA
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A alternativa que apresenta corretamente o
catalisador e a expressão da lei da
velocidade para a reação global é:
[A]
[B]
[C]
[D]
[E]
catalisador
catalisador
catalisador
catalisador
catalisador
NO e v = k.[SO]2.[O2].
NO2 e v = k.[SO2]2.[O2].
NO2 e v = k.[SO2].[NO2].
NO e v = k.[SO2].[NO2].
O2 e v = k.[SO2].[NO2].
Resp: [D]
O catalisador é o NO, pois, ele é obtido na 1ª
etapa e utilizado na ª etapa, não participando
da reação.
A velocidade da reação é determinada pela
reação da etapa mais lenta, ou seja, da etapa
1: v = k[SO2].[NO2]
21. EsPCEx–2010:
Considere a equação
balanceada:
4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O
Admita a variação de concentração em mol
por litro (mol·L-1) do monóxido de
nitrogênio (NO) em função do tempo em
segundos (s), conforme os dados, da tabela
abaixo:
[NO] (mol.L-1)
Tempo (s)
0
0
0,15
180
0,25
360
0,31
540
0,34
720
A velocidade média, em função do
monóxido de nitrogênio (NO), e a
velocidade média da reação acima
representada, no intervalo de tempo de 6 a
9 minutos (min), são, respectivamente, em
mol·L-1·min-1:
[A]
[B]
[C]
[D]
[E]
2·10-2
5·10-2
3·10-2
2·10-2
2·10-3
e
e
e
e
e
5·10-3.
2·10-2.
2·10-2.
2·10-3.
8·10-2.
Resp:[A]
6 min = 360 s  [NO] = 0,25
9 min = 540 s  [NO] = 0,31
Cálculo da velocidade de NO:
v = Δ[NO]/ Δt
v = (0,31 – 0,25)/(540 – 360)
v = 0,02 = 2.10-2
Cálculo da velocidade da reação:
vR = vNO/4 = 0,02/4 = 0,005 = 5.10-3
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