20110808165403_qui_p..

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Química – Parte 04
Prof. Oromar
As
reações
químicas
costumam
ocorrer
acompanhadas de alguns efeitos que podem dar uma
dica de que elas estão acontecendo:
 Saída de gases
 Formas de precipitado
 Mudança de cor
 Alterações de calor
Reações Endotérmicas
Um exemplo de processo endotérmico é a
reação de decomposição do carbonato de cálcio com
formação de gás carbônico.
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
Δ
ΔH = +178 kJ
TERMOQUÍMICA
É o estudo das quantidades de calor liberados e
absorvidos durante as reações químicas e mudanças de
estado físico de uma substância.
A queima do carvão, da madeira, da gasolina, são
processos químicos que ocorrem com liberação de
energia, são reações denominadas EXOTÉRMICAS.
O derretimento do gelo, a luz usada na
fotossíntese, são processos químicos que ocorrem com
absorção de energia, logo são denominados
ENDOTÉRMICOS.
Hinicial
Entalpia (H)
CaO(s) + CO2(g) produtos
ΔH = -285,5 kJ
Hfinal
CaCO3(s) reagentes
Conclui-se:
Unidades
Exotérmicos
Utiliza-se as unidades de energia joule (J) no SI e
a unidade usual caloria (cal).
1 caloria (cal) = 4,18 J 1 quilocaloria (kcal) = 1000 cal
 Sempre ocorre perda de calor para o meio
externo.
 Diminui a entalpia do sistema (HR > HP)
 ΔH < 0
Endotérmico
Transformações Exotérmicas e Endotérmicas
Nas transformações exotérmicas e endotérmicas,
a energia global de um sistema é denominado entalpia
(H).
Para as reações que ocorrem à pressão
constante (frascos abertos), o calor de reaação é
determinado pela diferença entre a ental pia dos
produtos e a dos reagentes.
ΔH = HP ‐ HR Um exemplo de processo exotérmico é a reação
de combustão do gás hidrogênio, com formação da água
líquida.
Hinicial
ΔH = -285,5 kJ
Entalpia (H)
1H2(g) + 1/2 O2(g) reagentes
ΔH = -285,5 kJ
Hfinal
Atualizada
em
29/7/2011
1H2O(ℓ) produtos
Estado Padrão
No cálculo do calor ou variação de entalpia
envolvida nos processos químicos e físicos, observamos
os fatores:
 Estado físico dos reagentes e produtos.
 Estado alotrópico dos reagentes.
 O fato dos reagentes e produtos estarem ou não
em solução e a concentração da mesma.
 Temperatura na qual o processo se realiza.
Reações Exotérmicas
1H2(g) + 1/2 O2(g) → 1H2O(ℓ)
 Sempre ocorre ganho de calor do meio externo.
 Aumenta a entalpia do sistema (HR < HP).
 ΔH > 0
Os químicos criaram uma referência, ou seja, uma
situação padrão.
 Estado físico e alotrópico mais estável.
 25º C
 1 atm
Por convenção (referencia) – substância simples,
no estado padrão, possui entalpia zero.
Equação Termoquímica
Os
diversos
processos
exotérmicos
e
endotérmicos são representados por meio das equações
termoquímicas.
As equações termoquímicas devem apresentar as
seguintes informações:
Esta apostila é uma referência bibliográfica composta por coletânea de leis e textos para o aluno complementar suas anotações de aula.
A apostila é de uso exclusivo de alunos matriculados na turma e não pode ser vendida separadamente ou copiada por terceiros.
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 Os coeficientes estequiométricos dos reagentes
e produtos.
 Estado físico de todos os participantes.
 Indicação da variedade alotrópica.
 A temperatura e a pressão de realização da
reação.
 ΔH da reação
Exemplo:
kJ/mol
1CH4(g) + 2O2(g) → 1CO2(g) + 2H2O(ℓ) ΔH = -213,0
25º C, 1atm
Cálculo da Variação de Entalpia (ΔH)
Podemos utilizar 3 maneiras para calcularmos a
variação de entalpia de uma reação:
Química – Parte 04
 Invertendo uma equação termoquímica, invertese o sinal do ΔH.
Exemplo:
Dadas as equações termoquímicas:
I.H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(ℓ)
68,3kcal
II.C(graf) + O2(g) → CO2(g)
94,1kcal
III.CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(ℓ)
ΔH=ΔH=ΔH=-212kcal
Calcule o valor da variação de entalpia (ΔH) em
kcal/mol para a reação de formação do gás metano.
Resolução:
Equação “pergunta”
 Através das entalpias de formação
 Através da Lei de Hess
 Através das energias de ligação
Exemplos
Lei de Hess
Entalpia de Formação
Determine o calor liberado na combustão
completa de 1,0 kg do álcool etílico (etanol) líquido.
Dados:
substância
Entalpia de formação no estado padrão
(kJ/mol)
-286,0
-394,0
-278,0
H2O(ℓ)
CO2(g)
C2H5OH(ℓ)
Resolução:
Utilizamos a relação:
ΔH = ΣHprodutos - ΣHreagentes
Equação:
Cálculos:
Energia de Ligação
Trata-se do cálculo da variação de entalpia (ΔH)
das reações em que estão envolvidas espécies
moleculares gasosas, usando a tabela das energias de
ligação e aplicando a Lei de Hess.
Exemplo:
Dado os valores da energia de ligação, determine
o ΔH para a reação dada:
ENERGIAS PARA ROMPER 1 MOL DE LIGAÇÕES
kJ/mol 25º C, 1 atm (ESTADO GASOSO)
H–H
436
C–H
414
C–C
347
Cℓ - Cℓ
243
C - Cℓ
331
H - Cℓ
431
Equação:
CH4(g) + Cℓ2(g) → CH3Cℓ(g) + HCℓ(g) ΔH = ?
Resolução:
Lei de Hess
Variação de entalpia numa reação química
depende apenas dos estados inicial e final da reação.
 As equações termoquímicas podem ser
somadas como se fossem equações matemáticas.
 Multiplicando ou dividindo uma equação
termoquímica por um valor diferente de zero, o valor do
ΔH será também multiplicado ou dividido pelo mesmo
valor.
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Atualizada
em
29/7/2011
 Ligações entre átomos dos reagentes são
rompidas, processo endotérmico ΔH > 0, energia
absorvida.
 Ligações entre os átomos dos produtos são
formadas, processo exotérmico ΔH < 0, energia
liberada.
 Aplica-se a lei de Hess.
a
a
ΔH = ΔH1 + ΔH2
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Cálculos:
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02. UFRS) A reação cujo efeito técnico representa o
calor de formação do ácido sulfúrico é:
a) H2O(ℓ) + SO3(g)→ H2SO4(ℓ)
b) H2(g) + SO2(g) → H2SO4(ℓ)
c) H2O(g) + S(r) +3 O2(g) → H2SO4(ℓ)
d) H2S(g) + 2O2(g) → H2SO4(ℓ)
e) H2(g) + S(r) + 2O2(g) → H2SO4(ℓ)
ENTROPIA E ENERGIA LIVRE
Observa-se que, a princípio, uma reação química
será progressivamente mais espontânea, à medida que
for mais exotérmica.
Porém, este não é o único critério que deve ser
considerado para prever a espontaneidade de uma
reação, pois existem processos que são espontâneos,
apesar de absorver calor durante sua realização.
Exemplo: evaporação da água.
Portanto, concluímos que existe um outro fator,
além da liberação de calor, que infllui na espontaneidade
dos processos. Este fator é denominado ENTROPIA.
03.(UEPG PR) A respeito das equações abaixo, assinale
o que for correto.
I) H 2 (g )  1 2 O 2 (g )  H 2 O (l) H  285,8kJ
ENTROPIA (S) → é a grandeza termodinâmica
que nos fornece a medida da desordem de um sistema.
04. Quando 1 mol de HgO(s) absorve 90,7 kJ, ocorre
decomposição.
A tendência natural de todo sistema é o aumento
da desordem (entropia).
Exemplo: mudança de estado físico.
08. A reação I é exotérmica.
ΔS = Sfinal ‐ Sinicial Para determinarmos a espontaneidade de um
processo, criou-se a grandeza energia livre ΔG (energia
livre de Gibbs), sendo sua variação obedece a equação:
ΔG = ΔH ‐ T . ΔS ΔG = variação da energia livre
ΔH = variação da entalpia
T = temperatura (K)
ΔS = variação da entropia
CONCLUSÃO
 Uma reação é espontânea quando ΔG < 0.
 Uma reação não espontânea quando ΔG > 0.
Um processo apresentará maior tendência à
espontaneidade, quanto maior a desordem (entropia) e
maior o calor liberado (ΔH < 0).
ATIVIDADES
01. Dada a equação:
6C(graf) + 6H2(g) + 3O2(g) → C6H12O6(s)
ΔHo = -1257kJ
é correto afirmar que:
a) Representa uma reação endotérmica
b) O calor de combustão da glicose é -1257kJ/mol
c) O calor de neutralização da glicose é -1257 kJ/mol
d) O calor de formação da glicose é -1257 kJ/mol
e) A glicose tem entalpia zero.
II) HgO (s )  Hg (l)  1 2 O 2 (g )
H  90,7kJ
01. Na reação I, a entalpia dos reagentes é menor do
que a entalpia dos produtos.
02. A reação II apresenta H positivo, ou seja, ela é
espontânea.
04. (FUVEST SP) Quimicamente falando, não se deve
tomar água ..................., mas apenas água ................... .
A água .................. inúmeros sais, por exemplo, o cloreto
de .................., o mais abundante na água do mar. Em
regiões litorâneas, ameniza variações bruscas de
temperatura, graças à sua capacidade de armazenar
grande quantidade de energia térmica, o que se deve ao
seu alto .................... . Na forma de suor, sua evaporação
abaixa a temperatura do corpo humano, para o que
contribui seu elevado .................... .
Completa-se corretamente o texto, obedecendo-se a
ordem em que as lacunas aparecem, por:
a) pura, potável, dissolve, sódio, calor específico, calor de
vaporização.
b) de poço, pura, dissolve, magnésio, calor específico,
calor de vaporização.
c) destilada, potável, dilui, sódio, calor de vaporização,
calor específico.
d) de poço, destilada, dissolve, magnésio, calor de
vaporização, calor específico.
e) pura, destilada, dilui, sódio, calor de vaporização, calor
específico.
05. (UCS RS) Atletas que sofrem problemas musculares
durante uma competição podem utilizar bolsas
instantâneas frias ou quentes como dispositivos para
primeiros socorros. Esses dispositivos normalmente são
constituídos por uma bolsa de plástico que contém água
em uma seção e uma substância química seca em outra
seção. Ao golpear a bolsa, a água dissolve a substância,
de acordo com as equações químicas representadas
abaixo.
Equação 1:

 Ca2+(aq) + 2Cl–(aq) H = –82,8 kJ/mol
CaCl2s água
Equação 2:

 NH4+(aq) + NO3–(aq) H = +26,2
NH4NO3(s) água
kJ/mol
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Se um atleta precisasse utilizar uma bolsa instantânea
fria, escolheria a bolsa que contém o
a) CaCl2(s), pois sua dissociação iônica é exotérmica.
b) NH4NO3(s), pois sua reação de deslocamento com a
água deixa a bolsa fria.
c) CaCl2(s), pois sua dissociação iônica absorve o calor.
d) NH4NO3(s), pois sua dissociação iônica é endotérmica.
e) CaCl2(s), pois sua reação de dupla troca com a água
deixa a bolsa fria.
06. (UMG) O cloreto de sódio, NaCl, é um composto
iônico, solúvel em água. Sua dissolução pode ser assim
representada:
Dissolução do cristal: NaCl (s)  Na+(aq) + Cl-(aq)
Esse processo também pode ser representado,
formalmente, em duas etapas:
I) Dissociação do cristal : NaCl(s)  Na+(g) + Cl–(g)
H2O
+
–
II) Solvatação : Na(g) + Cl(g)  
 Na (aq) + Cl
(aq)
Considerando-se essas etapas da dissolução do cristal, é
CORRETO afirmar que,
a) na etapa da solvatação dos íons do cloreto de sódio,
ocorre liberação de energia.
b) na água pura, as interações entre as moléculas são
mais fortes que as interações entre os íons no cristal.
c) na solução de cloreto de sódio, as moléculas de água
estabelecem ligações de hidrogênio com os íons sódio.
d) na etapa da dissociação do cloreto de sódio, a energia
do retículo cristalino é liberada.
07.(PUC RJ) Considere a seguinte reação termoquímica:
2NO(g) + O2(g)  2NO2(g)
de NO
H = -13,5 kcal / mol
Assinale a alternativa falsa.
a) A reação é exotérmica.
b) São libertados 13,5 kcal para cada mol de NO (g) que
reagir.
c) A entalpia padrão de formação do O2 (g) é diferente de
zero nas condições–padrão.
d) A reação de oxidação do NO (g) pode ocorrer no ar
atmosférico.
e) Nenhuma das alternativas é falsa.
08. (VUNESP SP) Em uma cozinha, estão ocorrendo os
seguintes processos:
I. gás queimando em uma das “bocas” do fogão e
II. água fervendo em uma panela que se encontra sobre
esta “boca” do fogão.
Com relação a esses processos, pode-se afirmar que:
a) I e II são exotérmicos.
b) I é exotérmico e II é endotérmico.
c) I é endotérmico e II é exotérmico.
d) I é isotérmico e II é exotérmico.
e) I é endotérmico e II é isotérmico.
09. (UNIFOR CE) Durante o ciclo hidrológico natural a
água muda constantemente de estado físico e de lugar.
Entre os fenômenos que ocorrem estão:
I. derretimento de “icebergs”
II. formação de gotículas de água na atmosfera a partir
do vapor
III. formação de neve
4
Atualizada
em
29/7/2011
IV. dissipação de nevoeiros
Dentre esses fenômenos, são exotérmicos SOMENTE
a) I e II
b) I e III
c) II e III
d) II e IV
e) III e IV
10. (UFAC) A reação: H2
exotérmica porque:
a) absorve calor
b) libera oxigênio
c) é higroscópica
d) perde água
e) libera calor
(g)
+ ½ O2
(g)
 H2 O
(L)
é
11. (MACK SP)
Fe2O3(s) + 3C(s) + 491,5 kJ  2Fe(s) + 3CO(g)
Da transformação do óxido de ferro III em ferro metálico,
segundo a equação acima, pode-se afirmar que :
a) é uma reação endotérmica.
b) é uma reação exotérmica.
c) é necessário 1 mol de carbono para cada mol de
Fe2O3(s) transformado.
d) o número de mols de carbono consumido é diferente
do número de mols de monóxido de carbono
produzido.
e) a energia absorvida na transformação de 2 mols de
Fe2O3(s) é igual a 491,5 kJ .
12. (UFOP MG) O ácido clorídrico é um importante ácido
industrial, e uma das etapas de sua obtenção é
representada pela seguinte equação química:
H 2(g)  Cl 2(g)  2HCl (g)
Considere a seguinte tabela de valores de energia de
ligação:
Substância Energia de ligação (kJ/mol)
H 2(g)
436,0
Cl 2(g)
243,0
HCl (g)
432,0
Com base nessa tabela, pode-se afirmar que a entalpia
de formação do HCl(g), em kJ/mol, é de:
a) 247,0
b) 123,0
c) –247,0
d) –92,5
13. (UNIFEI MG) Considerando os dados de entalpia de
ligação abaixo, o calor associado (kJ/mol) à reação:
CH 4 (g)  4 Cl 2 (g)  CCl 4 (g)  4 HCl
(g) ,
à
pressão
constante, deverá ser :
(C – H = 414 kJ/mol, H – Cl = 431 kJ/mol, Cl – Cl = 243
kJ/mol, C – Cl = 331 kJ/mol)
a) + 420 kJ/mol
b) + 105 kJ/mol
c) – 105 kJ/mol
d) – 420 kJ/mol
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14. (UNIFESP SP) Com base nos dados da tabela:
Ligação
O–H
H–H
O=O
Energia média de ligação (kJ/mol)
460
436
490
pode-se estimar que o H da reação representada por:
2H2O(g)  2H2(g) + O2(g), dado em kJ por mol de
H2O(g), é igual a:
a) + 239.
b) + 478.
c) + 1101.
d) – 239.
e) – 478.
15. (PUC RJ) Dadas as energias de ligação (estado
gasoso) abaixo
H - H, H = + 104 Kcal/mol
H - F, H = + 135 Kcal/mol
F – F, H = + 37 Kcal/mol
a) O gráfico representa uma reação endotérmica.
b) O gráfico representa uma reação exotérmica.
c) A entalpia dos reagentes é igual à dos produtos.
d) A entalpia dos produtos é maior que a dos reagentes.
e) A variação de entalpia é maior que zero.
18. (FUVEST SP) A dissolução de um sal em água
pode ocorrer com liberação de calor, absorção de calor
ou sem efeito térmico. Conhecidos os calores envolvidos
nas transformações, mostradas no diagrama que segue,
é possível calcular o calor da dissolução de cloreto de
+
sódio sólido em água, produzindo Na (aq) e Cl (aq).
O calor (H) da reação H2(g) + F2(g)  2HF(g), em
Kcal/mol, será igual a:
a) - 276
b) -195
c) -129
d) - 276
e) 129
16. (UFG GO) Determine a entalpia de formação de
ácido clorídrico gasoso, segundo a reação representada
pela equação:
H2 (g) + Cl2 (g)  2HCl (g)
Dados:
Ho = 436 kJ/mol
H2 (g)  2H (g)
Ho = 243 kJ/mol
Cl2 (g)  2Cl (g)
HCl (g)  H (g) + Cl (g)
Ho = 431 kJ/mol
Indique os cálculos.
Com os dados fornecidos, pode-se afirmar que a
dissolução de 1 mol desse sal
a) é acentuadamente exotérmica, envolvendo cerca de
3
10 kJ.
b) é acentuadamente endotérmica, envolvendo cerca de
103 kJ.
c) ocorre sem troca de calor.
d) é pouco exotérmica, envolvendo menos de 10 kJ.
e) é pouco endotérmica, envolvendo menos de 10 kJ.
19. (Unimontes MG) O diagrama de entalpia a seguir
representa os calores envolvidos na reação de obtenção
de dois óxidos de cobre, a partir deste metal e do
oxigênio.
2Cu(s) + O2(g)
17. (UFRRJ) Desde a pré-história, quando aprendeu a
manipular o fogo para cozinhar seus alimentos e se
aquecer, o homem vem percebendo sua dependência
cada vez maior das várias formas de energia. A energia
é importante para uso industrial e doméstico, nos
transportes, etc.
Existem reações químicas que ocorrem com liberação ou
absorção de energia, sob a forma de calor,
denominadas, respectivamente, como exotérmicas e
endotérmicas. Observe o gráfico a seguir e assinale a
alternativa correta:
-169 kJ
-310kJ
Cu2O(s) + 1/2 O2(g)
2CuO(s)
Analisando-se esse diagrama, a variação de entalpia,
H o (kJ), para a reação
Cu 2 O(s)  1 / 2O 2 (g )  2CuO(s) , é igual a
a) +141.
b) 479.
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c) 141.
d) +310.
20. (UESPI) Observe o gráfico abaixo.
Entre os processos que ela pode representar figuram:
01. a fusão da água
02. a vaporização da água
04. a oxidação da gordura
08. a combustão da gasolina
16. o preparo de uma solução aquosa de NaOH, com
aquecimento espontâneo do frasco
23. (UMG) A variação de energia ocorrida na queima de
um mol de álcool combustível é corretamente
representada pelo gráfico:
1. O gráfico corresponde a um processo endotérmico.
2. A entalpia da reação é igual a + 226 kcal.
3. A energia de ativação da reação é igual a 560kcal.
Está(ão) correta(s):
a) 1 apenas
b) 2 apenas
c) 2 e 3 apenas
d) 1 e 3 apenas
e) 1, 2 e 3
21. (UFTM MG) O gráfico apresenta os valores de
entalpia para uma reação genérica X + Y  Z + W, em
duas situações: na presença e na ausência de
catalisador.
TEXTO: 1 - Comum à questão: 24
Parece claro que o desenvolvimento tem gerado um
gasto considerável de energia (especialmente das
formas que incrementam gás carbônico na atmosfera). E
tudo foi alavancado quando, na Inglaterra, entre 1760 e
1800, a máquina a vapor foi aperfeiçoada, exigindo uma
demanda maior de carvão mineral (substituindo o carvão
vegetal), também utilizado na fusão de minérios de ferro.
Uma das primeiras inovações metalúrgicas da época foi
a fusão de minério de ferro (hematita) com carvão
coque*. Isso levou à produção de ferro batido de alta
qualidade, o qual começou a ser empregado na
fabricação de máquinas, na construção civil e nas
ferrovias, substituindo a madeira.
*Ao ser queimado junto com o minério, o carvão coque
tem por finalidade produzir CO para a reação (equação
abaixo) e fornecer o calor necessário para essa reação
ocorrer.

Fe 2 O 3  3 CO  2 Fe  3 CO 2
Os valores da energia de ativação na presença do
catalisador e o tipo de reação quanto à liberação ou
absorção de calor são, respectivamente,
a) 30 kJ e endotérmica.
b) 50 kJ e endotérmica.
c) 50 kJ e exotérmica.
d) 110 kJ e endotérmica.
e) 110 kJ e exotérmica.
22. (UEPG PR) Considere a representação gráfica da
variação de entalpia abaixo.
6
Atualizada
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24. (UFPEL RS) Assinale a alternativa com as palavras
que completam corretamente as lacunas do texto abaixo.
Pelas informações contidas no texto, é possível concluir
que a reação representada pela equação é
..............................., e que o símbolo  significa
.............................. .
a) exotérmica; luz
b) exotérmica; calor
c) endotérmica; calor
d) endotérmica; luz
e) endotérmica; fotólise
GABARITO:
01. D
02. B
03. 12
04. A
05. D
06. A
07. C
08. B
09. C
10. E
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11. A A reação é endotérmica, isto é, ocorre com
absorção de energia (491,5 kJ/mol Fe2O3).
11. D
12. D
13. A
14. C
15. Aplicando os cálculos pela Lei de Hess temos
o
que : H = -91,5 kJ/mol
16. B
17. E
18. C
19. E
20. B
21. 28
22. A
23. C
CINÉTICA QUÍMICA:
É a parte da química que estuda a velocidade das
reações químicas.
De modo geral:
V = | variação da quantidade de uma substância | ¸
intervalo de tempo.
A unidade da velocidade pode ser expressa em:
* mol / L x s
* mol / L x min
* mol / L x h
Química – Parte 04
A lei de Guldberg-Waage:
Considere a seguinte reação: a A + b B ----------> c
C+dD
a
b
Segundo a lei de Guldberg-Waage; V = k [A] [B] .
Onde:
 V = velocidade da reação;
 [ ] = concentração da substância em mol / L;
 k = constante da velocidade específica para
cada temperatura.
A ordem de uma reação é a soma dos expoentes
das concentrações da equação da velocidade. Utilizando
a equação anterior, calculamos a ordem de tal reação
pela soma de (a + b).
Energia de ativação:
É a energia mínima necessária para que os
reagentes possam se transformar em produtos. Quanto
maior a energia de ativação, menor será a velocidade da
reação.
Ao atingir a energia de ativação, é formado o
complexo ativado. O complexo ativado possui entalpia
maior que a dos reagentes e dos produtos, sendo
bastante instável; com isso, o complexo é desfeito e dá
origem aos produtos da reação. Observe o gráfico:
A velocidade de produção ou consumo de um
substância, está diretamente relacionada com os
coeficientes da reação, devidamente balanceada.
Reação: a A + b B ----------> c C + d D
Velocidade: VA ¸ a = VB ¸ b = VC ¸ c = VD ¸ d.
Fatores que influenciam na velocidade da reação:
- Superfície de contato: Quanto maior a superfície
de contato, maior será a velocidade da reação.
- Temperatura: Quanto maior a tempertatura,
maior será a velocidade da reação.
- Concentração dos reagentes: Aumentando a
concentração dos reagentes, aumentará a velocidade da
reação.
Numa reação química, a etapa mais lenta é a que
determina sua velocidade. Observe o exemplo a seguir:
O peróxido de hidrogênio reagindo com íons iodeto,
formando água e oxigênio gasoso.
Onde:
I - H2O2 + I ------> H2O + IO (Lenta)
II - H2O2 + IO ------> H2O + O2 + I- (Rápida)





Equação simplificada: 2 H2O2 ------> 2 H2O + O2.
Catalisador:
A equação simplificada corresponde a soma das
equações I e II. Como a etapa I é a etapa lenta, para
aumentar a velocidade da reação, deve-se atuar nela.
Tanto para aumentar ou diminuir a velocidade da reação,
a etapa II (rápida) não vai influir; sendo a etapa I a mais
importante.
Atualizada
em
29/7/2011
C.A.= Complexo ativado.
Eat. = Energia de ativação.
Hr. = Entalpia dos reagentes.
Hp. = Entalpia dos produtos.
DH = Variação de entalpia.
O catalisador é uma substância que aumenta a
velocidade da reação, sem ser consumida durante tal
processo.
A principal função do catalisador é diminuir a
energia de ativação, facilitando a transformação de
reagentes em produtos. Observe o gráfico que
demonstra uma reação com e sem catalisador:
Esta apostila é uma referência bibliográfica composta por coletânea de leis e textos para o aluno complementar suas anotações de aula.
A apostila é de uso exclusivo de alunos matriculados na turma e não pode ser vendida separadamente ou copiada por terceiros.
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Prof. Oromar
nº de mols do revelador
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21
20
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Química – Parte 04
tempo de revelação (min)
6
7
8
9
10
A velocidade média (vm) de revelação, no intervalo de
tempo de 7 min a 10 min, é:
a) 3,14 mols de revelador / min.
b) 2,62 mols de revelador / min.
c) 1,80 mols de revelador / min.
d) 1,33 mols de revelador / min.
e) 0,70 mol de revelador / min.
Inibidor: é uma substância que retarda a
velocidade da reação.
Veneno: é uma substância que anula o efeito de
um catalisador.
04) A relação a seguir mostra a variação da
concentração de uma substância A, em função do
tempo, em uma reação química:
aA+bB_cC+dD
ATIVIDADES
01.(UFV-MG) Assinale o fenômeno que apresenta
velocidade média maior.
a) A combustão de um palito de fósforo.
b) A transformação de rochas em solos.
c) A corrosão de um automóvel.
d) O crescimento de um ser humano.
e) A formação do petróleo a partir de seres vivos.
02) (Fuvest-SP) O seguinte gráfico refere-se ao estudo
cinético de uma reação química.
Qual será o valor da velocidade média da reação de A
correspondente ao intervalo entre 4 e 14 min?
a) 4,0 mol/L.min.
b) 0,4 mol/L.min.
c) 1,4 mol/L.min.
d) 25 mol/L.min.
e) 2,5 mol/L.min.
05) Seja a reação: X _ Y + Z. A variação na
concentração de X em função do tempo é:
A velocidade média da reação no intervalo de 2 a 5
minutos é:
a) 0,3 mol/L.min.
b) 0,1 mol/L.min.
c) 0,5 mol/L.min.
d) 1,0 mol/L.min.
e) 1,5 mol/L.min.
06) (Covest-2006) A reação de decomposição da amônia
gasosa foi realizada em um recipiente fechado:
2 NH3 _ N2 + 3 H2
O exame desse gráfico sugere que, à temperatura T1, a
reação em questão é:
a) lenta.
b) explosiva.
c) reversível.
d) endotérmica.
e) de oxidoredução.
03) A revelação de uma imagem fotográfica em um filme
é um processo controlado pela cinética química da
redução do halogeneto de prata por um revelador. A
tabela abaixo mostra o tempo de revelação de um
determinado filme, usando um revelador D-76.
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Atualizada
em
29/7/2011
A tabela abaixo indica a variação na concentração de
reagente em função do tempo.
Concentração de NH3 em mol L-1 8,0 6,0 4,0 1,0
Tempo em horas 0 1,0 2,0 3,0
Qual é a velocidade média de consumo do reagente nas
duas primeiras horas de reação?
a) 4,0 mol L-1h-1
b) 2,0 mol L-1h-1
c) 10 km h-1
d) 1,0 mol L-1h-1
e) 2,3 mol h-1
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07) (Mack-SP) Na reação a seguir: X + 2 Y _ Z,
observou-se a variação da concentração de X em função
do tempo, segundo a tabela abaixo:
No intervalo de 4 a 6 minutos a velocidade média da
reação, em mol/L.min, é:
a) 0,010.
b) 0,255.
c) 0,005.
d) 0,100.
e) 0,200.
Química – Parte 04
Gabarito
01. A
02. B
03. D
04. A
05. A
06. B
07. C
08. D
09. C
10. E
08) (UFRGS-RS) A isomerização de 1 mol de 1, 2 dicloro
eteno foi realizada em um frasco fechado,
obtendo-se os seguintes valores de conversão em
função do tempo:
Nos primeiros 10 minutos de reação a velocidade de
isomerização em mol/min é:
a) 8,00 x 10– 3.
b) 1,00 x 10– 3.
c) 9,00 x 10– 2.
d) 1,00 x 10– 2.
e) 1,25 x 103.
09) A decomposição da água oxigenada em
determinadas condições experimentais produz 3,2 g de
oxigênio por minuto. A velocidade de decomposição do
peróxido em mol/min é:
Dado: O = 16 u.
a) 0,05.
b) 0,10.
c) 0,20.
d) 1,70.
e) 3,40.
10) Com relação à reação: 2 A + 3 B _ 2 C + D podemos
afirmar que:
a)os reagentes (A e B) são consumidos com a mesma
velocidade.
b)a velocidade de desaparecimento de A é igual à
velocidade de aparecimento de C.
c)a velocidade de aparecimento de D é três vezes maior
que a velocidade de desaparecimento de B.
d)os produtos (C e D) são formados com a mesma
velocidade.
e)a velocidade de desaparecimento de A é a metade da
velocidade de aparecimento de D.
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