∆H = HP

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As reações químicas costumam ocorrer
acompanhadas de alguns efeitos que podem dar
uma dica de que elas estão acontecendo:
¾ Saída de gases
¾ Formas de precipitado
¾ Mudança de cor
¾ Alterações de calor
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.
∆H = -285,5 kJ
Hfinal
1H2O(ℓ) produtos
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)
∆
Hinicial
Unidades
∆H = +178 kJ
Entalpia (H)
CaO(s) + CO2(g) produtos
Utiliza-se as unidades de energia joule (J) no SI
e a unidade usual caloria (cal).
∆H = -285,5 kJ
1 caloria (cal) = 4,18 J
1 quilocaloria (kcal) = 1000 cal
Hfinal
CaCO3(s) reagentes
Transformações Exotérmicas e Endotérmicas
Conclui-se:
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.
Exotérmicos
9 Sempre ocorre perda de calor para o meio
externo.
9 Diminui a entalpia do sistema (HR > HP)
9 ∆H < 0
Endotérmico
9 Sempre ocorre ganho de calor do meio
externo.
9 Aumenta a entalpia do sistema (HR < HP).
9 ∆H > 0
∆H = HP - HR
Reações Exotérmicas
Estado Padrão
Um exemplo de processo exotérmico é a reação
de combustão do gás hidrogênio, com formação da
água líquida.
No cálculo do calor ou variação de entalpia
envolvida nos processos químicos e físicos,
observamos os fatores:
¾ Estado físico dos reagentes e produtos.
¾ Estado alotrópico dos reagentes.
¾ O fato dos reagentes e produtos estarem
ou não em solução e a concentração da
mesma.
1H2(g) + 1/2 O2(g) → 1H2O(ℓ)
Hinicial
∆H = -285,5 kJ
Entalpia (H)
1H2(g) + 1/2 O2(g) reagentes
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¾ Temperatura na qual o processo se realiza.
Resolução:
Os químicos criaram uma referência, ou seja,
uma situação padrão.
¾
¾
¾
Estado físico e alotrópico mais estável.
25º C
1 atm
Utilizamos a relação:
∆H = ΣHprodutos - ΣHreagentes
Equação:
Por convenção (referencia) – substância
simples, no estado padrão, possui entalpia zero.
Equação Termoquímica
Cálculos:
Os diversos processos exotérmicos e
endotérmicos são representados por meio das
equações termoquímicas.
As
equações
termoquímicas
devem
apresentar as seguintes informações:
• 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.
• ∆H da reação
Exemplo:
Lei de Hess
Variação de entalpia numa reação química
depende apenas dos estados inicial e final da
reação.
¾ As equações termoquímicas podem ser
somadas como se fossem equações
matemáticas.
¾ Multiplicando ou dividindo uma equação
termoquímica por um valor diferente de
zero, o valor do ∆H será também
multiplicado ou dividido pelo mesmo valor.
¾ Invertendo uma equação termoquímica,
inverte-se o sinal do ∆H.
1CH4(g) + 2O2(g) → 1CO2(g) + 2H2O(ℓ) ∆H = -213,0
kJ/mol
25º C, 1atm
Cálculo da Variação de Entalpia (∆H)
Podemos utilizar 3 maneiras para
calcularmos a variação de entalpia de uma reação:
¾ Através das entalpias de formação
¾ Através da Lei de Hess
¾ Através das energias de ligação
Exemplo:
Dadas as equações termoquímicas:
I.
Exemplos
II.
Entalpia de Formação
III.
Determine o calor liberado na combustão
completa de 1,0 kg do álcool etílico (etanol) líquido.
Dados:
substância
H2O(ℓ)
CO2(g)
C2H5OH(ℓ)
2
Entalpia de formação no estado
padrão (kJ/mol)
-286,0
-394,0
-278,0
H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(ℓ)
∆H=-68,3kcal
C(graf) + O2(g) → CO2(g)
∆H=94,1kcal
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(ℓ)
∆H=-212kcal
Calcule o valor da variação de entalpia (∆H) em
kcal/mol para a reação de formação do gás metano.
Resolução:
Equação “pergunta”
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Lei de Hess
ENTROPIA E ENERGIA LIVRE
Exemplo:
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.
Dado os valores da energia de ligação, determine o
∆H para a reação dada:
ENTROPIA (S) → é a grandeza termodinâmica que
nos fornece a medida da desordem de um sistema.
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
A tendência natural de todo sistema é o
aumento da desordem (entropia).
Exemplo: mudança de estado físico.
Equação:
Para determinarmos a espontaneidade de
um processo, criou-se a grandeza energia livre ∆G
(energia livre de Gibbs), sendo sua variação
obedece a equação:
Energia de Ligação
Trata-se do cálculo da variação de entalpia
(∆H) das reações em que estão envolvidas
espécies moleculares gasosas, usando a tabela
das energias de ligação e aplicando a Lei de Hess.
CH4(g) + Cℓ2(g) → CH3Cℓ(g) + HCℓ(g) ∆H = ?
Resolução:
¾ Ligações entre átomos dos reagentes são
rompidas, processo endotérmico ∆H > 0,
energia absorvida.
¾ Ligações entre os átomos dos produtos são
formadas, processo exotérmico ∆H < 0,
energia liberada.
¾ Aplica-se a lei de Hess.
∆H = ∆H1a + ∆H2a
Cálculos:
∆S = Sfinal - Sinicial
∆G = ∆H - T . ∆S
∆G = variação da energia livre
∆H = variação da entalpia
T = temperatura (K)
∆S = variação da entropia
CONCLUSÃO
¾ Uma reação é espontânea quando ∆G < 0.
¾ Uma reação não espontânea quando ∆G >
0.
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Um processo apresentará maior tendência à
espontaneidade, quanto maior a desordem
(entropia) e maior o calor liberado (∆H < 0).
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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
ATIVIDADES
humano, para o que contribui seu elevado
01. Dada a equação:
.................... .
∆Ho = -
6C(graf) + 6H2(g) + 3O2(g) → C6H12O6(s)
1257kJ
Completa-se
a) pura,
I) H 2 (g ) + 1 2 O 2 (g ) → H 2 O (l)
∆H = −285,8kJ
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. Quando 1 mol de HgO(s) absorve 90,7 kJ,
ocorre decomposição.
08. A reação I é exotérmica.
04. (FUVEST SP) Quimicamente falando, não se
deve tomar água ..................., mas apenas
.
A
água
..................
inúmeros sais, por exemplo, o cloreto de
.................., o mais abundante na água do mar.
Em regiões litorâneas, ameniza variações
4
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
assinale o que for correto.
...................
texto,
aparecem, por:
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)
água
o
obedecendo-se a ordem em que as lacunas
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.
03.(UEPG PR) A respeito das equações abaixo,
corretamente
bolsas
instantâneas
dispositivos
para
frias
primeiros
ou
quentes
socorros.
como
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:
2+
–
⎯
⎯→ Ca (aq) + 2Cl (aq) ∆H = –82,8
CaCl2s ⎯água
kJ/mol
Equação 2:
+
–
⎯
⎯→ NH4 (aq) + NO3 (aq) ∆H = +26,2
NH4NO3(s) ⎯água
kJ/mol
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d) na etapa da dissociação do cloreto de
Se
um
atleta
precisasse
utilizar
uma
bolsa
sódio, a energia do retículo cristalino é
instantânea fria, escolheria a bolsa que contém o
liberada.
a) CaCl2(s), pois sua dissociação iônica é
exotérmica.
07.
b) NH4NO3(s),
pois
sua
reação
de
(PUC RJ) Considere a seguinte reação
termoquímica:
deslocamento com a água deixa a bolsa
fria.
2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g)
c) CaCl2(s),
pois
sua
dissociação
iônica
∆H = -13,5 kcal /
mol de NO
absorve o calor.
d) NH4NO3(s), pois sua dissociação iônica é
endotérmica.
Assinale a alternativa falsa.
a) A reação é exotérmica.
e) CaCl2(s), pois sua reação de dupla troca
b) São libertados 13,5 kcal para cada mol de
com a água deixa a bolsa fria.
NO (g) que reagir.
c) A entalpia padrão de formação do O2 (g) é
06.
(UMG) O cloreto de sódio, NaCl, é um
composto
iônico,
solúvel
em
água.
Sua
diferente de zero nas condições–padrão.
d) A reação de oxidação do NO (g) pode
dissolução pode ser assim representada:
ocorrer no ar atmosférico.
+
Dissolução do cristal: NaCl (s) → Na (aq) + Cl
-
e) Nenhuma das alternativas é falsa.
(aq)
Esse processo também pode ser representado,
08. (VUNESP SP) Em uma cozinha, estão
ocorrendo os seguintes processos:
formalmente, em duas etapas:
I.
I)
Dissociação do cristal : NaCl(s) → Na+(g)
–
gás queimando em uma das “bocas” do
fogão e
II. água fervendo em uma panela que se
+ Cl (g)
II) Solvatação : Na(g) +
encontra sobre esta “boca” do fogão.
H O
Cl(g)
⎯⎯2⎯
⎯→
Com relação a esses processos, pode-se
Na+(aq) + Cl–(aq)
afirmar que:
Considerando-se essas etapas da dissolução
b) I é exotérmico e II é endotérmico.
do cristal, é CORRETO afirmar que,
a) na etapa da solvatação dos íons do cloreto
b) na água pura, as interações entre as
são
mais
fortes
que
solução
de
cloreto
de
sódio, as
moléculas de água estabelecem ligações
de hidrogênio com os íons sódio.
e) I é endotérmico e II é isotérmico.
as
interações entre os íons no cristal.
c) na
c) I é endotérmico e II é exotérmico.
d) I é isotérmico e II é exotérmico.
de sódio, ocorre liberação de energia.
moléculas
a) I e II são exotérmicos.
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”
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II. formação
de
gotículas
de
água
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na
atmosfera a partir do vapor
Considere a seguinte tabela de valores de
III. formação de neve
energia de ligação:
IV. dissipação de nevoeiros
Dentre esses fenômenos, são exotérmicos
Substância Energia de ligação (kJ/mol)
H 2(g)
436,0
Cl 2(g)
243,0
HCl (g)
432,0
SOMENTE
a) I e II
b) I e III
c) II e III
Com base nessa tabela, pode-se afirmar que a
d) II e IV
entalpia de formação do HCl(g), em kJ/mol, é
e) III e IV
de:
10. (UFAC) A reação: H2 (g) + ½ O2 (g) → H2 O (L)
a) 247,0
é
b) 123,0
exotérmica porque:
c) –247,0
a) absorve calor
d) –92,5
b) libera oxigênio
c) é higroscópica
13. (UNIFEI MG)
d) perde água
Considerando os dados de
entalpia de ligação abaixo,
e) libera calor
o calor associado
(kJ/mol) à reação:
11. (MACK SP)
CH 4 (g) + 4 Cl 2 (g) → CCl 4 (g) + 4 HCl
Fe2O3(s) + 3C(s) + 491,5 kJ → 2Fe(s) + 3CO(g)
metálico, segundo a equação acima, pode-
(C – H = 414 kJ/mol, H – Cl = 431 kJ/mol, Cl –
se afirmar que :
Cl = 243 kJ/mol, C – Cl = 331 kJ/mol)
a) é uma reação endotérmica.
b) é uma reação exotérmica.
a) + 420 kJ/mol
c) é necessário 1 mol de carbono para cada
b) + 105 kJ/mol
mol de Fe2O3(s) transformado.
c) – 105 kJ/mol
d) o número de mols de carbono consumido é
d) – 420 kJ/mol
diferente do número de mols de monóxido
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:
à pressão
constante, deverá ser :
Da transformação do óxido de ferro III em ferro
de carbono produzido.
(g) ,
14.
(UNIFESP SP)
Com base nos dados da
tabela:
Ligação
Energia média de ligação (kJ/mol)
O–H
460
H–H
436
O=O
490
H 2(g) + Cl 2(g) → 2HCl (g)
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pode-se estimar que o ∆H da reação representada
17. (UFRRJ)
por: 2H2O(g) → 2H2(g) + O2(g), dado em kJ por mol
aprendeu a manipular o fogo para cozinhar seus
de H2O(g), é igual a:
alimentos e se aquecer, o homem vem percebendo
Desde a pré-história, quando
a) + 239.
sua dependência cada vez maior das várias formas
b) + 478.
de energia. A energia é importante para uso
c) + 1101.
industrial e doméstico, nos transportes, etc.
d) – 239.
Existem reações químicas que ocorrem
e) – 478.
com liberação ou absorção de energia, sob a forma
de calor, denominadas, respectivamente, como
15.
(PUC RJ) Dadas as energias de ligação
exotérmicas e endotérmicas. Observe o gráfico a
seguir e assinale a alternativa correta:
(estado gasoso) abaixo
H - H, ∆H = + 104 Kcal/mol
H - F, ∆H = + 135 Kcal/mol
F – F, ∆H = + 37 Kcal/mol
O calor (∆H) da reação H2(g) + F2(g) → 2HF(g),
em Kcal/mol, será igual a:
a) - 276
a) O
b) -195
gráfico
representa
uma
reação
representa
uma
reação
endotérmica.
c) -129
b) O
d) - 276
gráfico
exotérmica.
e) 129
c) A entalpia dos reagentes é igual à dos
produtos.
16. (UFG GO) Determine a entalpia de formação
de ácido clorídrico gasoso, segundo a reação
representada pela equação:
d) A entalpia dos produtos é maior que a dos
reagentes.
H2 (g) + Cl2 (g) → 2HCl (g)
Dados:
H2 (g) → 2H (g)
Cl2 (g) → 2Cl (g)
Ho = 436 kJ/mol
Ho = 243 kJ/mol
HCl (g) → H (g) + Cl (g)
Indique os cálculos.
Ho = 431 kJ/mol
e) A variação de entalpia é maior que zero.
18.
água
(FUVEST SP)
pode ocorrer
absorção
de
Conhecidos
calor
os
transformações,
A dissolução de um sal em
com
ou
liberação
sem
calores
mostradas
efeito
de
calor,
térmico.
envolvidos
no
diagrama
nas
que
segue, é possível calcular o calor da dissolução de
cloreto de sódio sólido em água, produzindo
Na+(aq) e Cl-(aq).
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d) +310.
20. (UESPI) Observe o gráfico abaixo.
Com os dados fornecidos, pode-se afirmar que
a dissolução de 1 mol desse sal
a) é acentuadamente exotérmica, envolvendo
cerca de 103 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)
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
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.
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.
2Cu(s) + O2(g)
-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
Os valores da energia de ativação na presença
do catalisador e o tipo de reação quanto à
Cu 2 O(s) + 1 / 2O 2 (g ) → 2CuO(s) , é igual a
liberação
ou
absorção
de
calor
são,
respectivamente,
a) +141.
a) 30 kJ e endotérmica.
b) −479.
b) 50 kJ e endotérmica.
c) −141.
8
c) 50 kJ e exotérmica.
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d) 110 kJ e endotérmica.
mineral (substituindo o carvão vegetal), também
e) 110 kJ e exotérmica.
utilizado na fusão de minérios de ferro.
Uma das primeiras inovações metalúrgicas da
22. (UEPG PR) Considere a representação gráfica
época foi a fusão de minério de ferro (hematita)
da variação de entalpia abaixo.
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
Entre os processos que ela pode representar
reação (equação abaixo) e fornecer o calor
figuram:
necessário para essa reação ocorrer.
01. a fusão da água
∆
Fe 2 O 3 + 3 CO ⎯⎯→ 2 Fe + 3 CO 2
02. a vaporização da água
04. a oxidação da gordura
08. a combustão da gasolina
24.
16. o preparo de uma solução aquosa de
palavras que completam corretamente as lacunas
NaOH, com aquecimento espontâneo do
(UFPEL RS)
Assinale a alternativa com as
do texto abaixo.
Pelas informações contidas no texto, é possível
frasco
concluir que a reação representada pela
23. (UMG)
A variação de energia ocorrida na
equação é ..............................., e que o símbolo
queima de um mol de álcool combustível é
∆ significa .............................. .
corretamente representada pelo gráfico:
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
Parece claro que o desenvolvimento tem
10. E
11. A A reação é endotérmica, isto
gerado um gasto considerável de energia
é, ocorre com absorção de energia (491,5 kJ/mol
(especialmente das formas que incrementam
Fe2O3).
TEXTO: 1 - Comum à questão: 24
gás carbônico na atmosfera). E tudo foi
alavancado quando, na Inglaterra, entre 1760 e
11. D
12. D
1800, a máquina a vapor foi aperfeiçoada,
14. C
15. Aplicando os cálculos pela Lei
exigindo uma demanda maior de carvão
de Hess temos que :
16. B
17. E
13. A
Ho = -91,5 kJ/mol
18. C
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19. E
20. B
22. A
23. C
21. 28
CINÉTICA QUÍMICA:
É a parte da química que estuda a velocidade das
reações químicas.
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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.
A lei de Guldberg-Waage:
Considere a seguinte reação: a A + b B ----------> c
C+dD
De modo geral:
V = | variação da quantidade de uma substância | ¸
intervalo de tempo.
Segundo a lei de Guldberg-Waage; V = k [A]a [B]b.
Onde:
A unidade da velocidade pode ser expressa em:
* mol / L x s
•
•
* mol / L x min
•
* mol / L x h
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.
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:
- 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.
I - H2O2 + I- ------> H2O + IO- (Lenta)
II - H2O2 + IO- ------> H2O + O2 + I- (Rápida)
Equação simplificada: 2 H2O2 ------> 2 H2O + O2.
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Onde:
•
•
•
•
•
C.A.= Complexo ativado.
Eat. = Energia de ativação.
Hr. = Entalpia dos reagentes.
Hp. = Entalpia dos produtos.
DH = Variação de entalpia.
Catalisador:
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:
Inibidor: é uma substância que retarda a velocidade
da reação.
Veneno: é uma substância que anula o efeito de um
catalisador.
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.
velocidade
da reação
T temperatura 1
Ciencias Da Natureza Aula 05
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.
nº de mols do revelador tempo de revelação (min)
24 6
22 7
21 8
20 9
18 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.
04) A relação a seguir mostra a variação da
concentração de uma substância A, em função do
tempo, em
uma reação química: a A + b B _ c C + d D
T(min) 0,0 2,0 4,0 6,0 8,0 10,0 12,0 14,0 16,0 18,0
[A] 11,0 7,0 4,3 3,0 2,0 1,0 0,5 0,3 0,2 0,2
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:
X (mol/L) 1,0 0,7 0,4 0,3
tempo(s) 0 120 300 540
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
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
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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
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:
Tempo (s) 0 120 240 360 720
[X] mol/L 0,225 0,220 0,200 0,190 0,100
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.
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:
tempo / min 0 10 20 30
Quantidade de matéria de A 1,00 0,90 0,81 0,73
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.
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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.
12
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11) A velocidade média da reação N2 + 3 H2 _ 2
NH3 vale 2 mols/min. A velocidade média em
função do
hidrogênio vale:
a) 6 mols / min.
b) 3 mols / min.
c) 2 mols / min.
d) 0,5 mols / min.
e) 5 mols / min.
12) A formação do dióxido de carbono (CO2) pode
ser representada pela equação:
C(s) + O2(g) _ CO2(g)
Se a velocidade de formação do CO2(g) for de 4
mol/min, o consumo de oxigênio, em mol/min, será:
a) 8.
b) 16.
c) 2.
d) 12.
e) 4.
13) (UFES) A hidrazina (N2H4) é líquida e
recentemente chamou a atenção como possível
combustível para
foguetes, por causa de suas fortes propriedades
redutoras. Uma reação típica da hidrazina é:
N2H4 + 2 I2 _ 4 HI + N2
Supondo as velocidades expressas em mol/L,
V1 = velocidade de consumo de N2H4
V2 = velocidade de consumo de I2
V3 = velocidade de formação de HI
V4 = velocidade de formação de N2
Podemos afirmar que:
a) V1 = V2 = V3 = V4.
b) V1 = V2/2 = V3/4 = V4.
c) V1 = 2V2 = 4V3 = V4.
d) V1 = V2/4 = V3/4 = V4/2.
e) V1 = 4V2 = 4V3 = 2V4.
14) (FMIt-MG) Numa reação completa de
combustão, foi consumido, em 5 minutos, 0,25 mol
de metano,
que foi transformado em CO2 e H2O. A velocidade
da reação será:
a) 0,80 mol/min.
b) 0,40 mol/min.
c) 0,05 mol/min.
d) 0,60 mol/min.
e) 0,30 mol/min.
15) (Marckenzie-SP) A combustão da gasolina
pode ser equacionada por C8H18 + O2 _ CO2 +
H2O
(equação não-balanceada). Considere que após
uma hora e meia de reação foram produzidos 36
mols
de CO2. Dessa forma, a velocidade de reação,
expressa em número de mols de gasolina
consumida por
minuto, é de:
a) 3,00 mol/min.
b) 4,50 mol/min.
c) 0,10 mol/min.
d) 0,40 mol/min.
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e) 0,05 mol/min.
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16) O Harber é um importante processo industrial
para produzir amônia, conforme a reação:
N2 (g) + 3 H2 (g) _ 2 NH3 (g)
Colocados, num reator, nitrogênio e hidrogênio,
obtiveram-se os seguintes dados em minutos e
mols/litro.
tempo ( min ) [N2] [H2] [H2]
0 0,50 1,50 ----10 0,45 1,35 0,10
Calculando-se a velocidade média em função de
NH3, N2, H2 e velocidade média da reação, obtêmse,
respectivamente:
a) 0,01; – 0,005; – 0,015 e 0,005.
b) 0,01; 0,135; 0,045 e 0,005.
c) 0,01; – 0,130; – 0,045 e 0,005.
d) 0,01; 0,005; 0,015 e 0,005.
e) 0,10; 1,350; 0,450 e 0,005.
17) (Covest-2002) Óxidos de nitrogênio, NOx, são
substâncias de interesse ambiental, pois são
responsáveis pela destruição de ozônio na
atmosfera, e, portanto, suas reações são
amplamente
estudadas. Num dado experimento, em um
recipiente fechado, a concentração de NO2 em
função do
tempo apresentou o seguinte comportamento:
0
concentração
tempo
O papel do NO2 neste sistema reacional é:
a) reagente.
b) intermediário.
c) produto.
d) catalisador.
e) inerte
18) (UnB-DF-Modificado) considere os estudos
cinéticos de uma reação química e julgue os itens
abaixo.
1) Toda reação é produzida por colisões, mas nem
toda colisão gera uma reação.
2) Uma colisão altamente energética pode produzir
uma reação.
3) Toda colisão com orientação adequada produz
uma reação.
4) A velocidade média de uma reação pode ser
determinada pela expressão:
v=
quantidade dos produtos
quantidade dos reagentes
Assinalando V para verdadeiro e F para falso e,
lendo de cima para baixo, teremos:
a) V, V, F, F.
b) V, V, V, F.
c) F, V, F, F.
d) V, F, V, F.
e) V, V, V, V.
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19) (UNIB-BA) A amônia é produzida
industrialmente a partir do gás nitrogênio (N2) e do
gás hidrogênio
(H2), segundo a equação: N2(g) + 3 H2(g) _ 2
NH3(g). Numa determinada experiência, a
velocidade média
de consumo de gás hidrogênio foi de 120g por
minuto. A velocidade de formação do gás amônia,
nessa
experiência, em mols por minuto, será de:
a) 10.
b) 20.
c) 30.
d) 40.
e) 50.
20) (Covest-2003) No início do século XX, a
expectativa da Primeira Guerra Mundial gerou uma
grande
necessidade de compostos nitrogenados. Haber foi
o pioneiro na produção de amônia, a partir do
nitrogênio do ar. Se a amônia for colocada num
recipiente fechado, sua decomposição ocorre de
acordo
com a seguinte equação química não balanceada:
NH3(g) _ N2(g) + H2(g).
As variações das concentrações com o tempo
estão ilustradas na figura abaixo:
B
A
C
concentração
tempo
A partir da análise da figura acima, podemos
afirmar que as curvas A, B e C representam a
variação
temporal das concentrações dos seguintes
componentes da reação, respectivamente:
a) H2, N2 e NH3
b) NH3, H2 e N2
c) NH3, N2 e H2
d) N2, H2 e NH3
e) H2, NH3 e N2
21) Para que duas substâncias possam reagir, é
necessário que suas moléculas colidam entre si, de
modo
que ligações são rompidas e formadas, originando
novas substâncias. Analise o quadro abaixo para
julgar os itens que se seguem.
I
II
II
I
I
II
II
I
H
H
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H
HH
H
H
H
H
HH
H
caso I
caso II
caso III
0 0 Todo tipo de colisão provoca uma reação.
1 1 Para que a reação ocorra, é necessário que a
colisão tenha boa orientação e energia
elevada.
2 2 Nos casos I e II, a reação não ocorre devido à
má orientação dos choques.
3 3 No caso III, observar-se-á reação química.
4 4 Todas as colisões citadas são efetivas ou
produtivas.
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22) (Covest-2001) A produção de trióxido de
enxofre durante a combustão de carvão em usinas
termoelétricas (sistema aberto ao ar) causa
problemas ambientais relacionados com a chuva
ácida.
Esta reação para a produção de trióxido de enxofre,
na presença de óxido de nitrogênio é descrita pelo
mecanismo a seguir:
2 NO(g) + O2(g) _ 2 NO2(g)
2 NO2(g) + 2 SO2(g) _ 2 SO3(g) +2 NO(g)
2 SO2(g) + O2(g) _ 2 SO3(g) (reação global)
Qual dos gráficos abaixo melhor representa a
concentração molar (eixo das ordenadas) das
principais
espécies envolvidas na produção de trióxido de
enxofre em função do tempo (eixo das abcissas)?
a)
.
b)
c)
d)
e)
23) (Unisinos-RS) Nas reações químicas, de um
modo geral, aumenta-se a velocidade da reação
por meio
da elevação de temperatura. Isto ocorre porque
aumenta:
I. a velocidade média das moléculas reagentes.
II. a energia cinética média das moléculas dos
reagentes.
III. a freqüência das colisões entre as moléculas.
Das afirmações acima são corretas:
a) I apenas.
b) II apenas.
c) III apenas.
d) I e III apenas.
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