Lista de exercícios - Cinética - Ext-M

química EXTENSIVO -­‐ MANHÃ CINÉTICA QUÍMICA Lista de Exercícios
1. (Fuvest 2013) Quando certos metais são colocados em contato com soluções ácidas, pode haver formação de
gás hidrogênio. Abaixo, segue uma tabela elaborada por uma estudante de Química, contendo resultados de
experimentos que ela realizou em diferentes condições.
Experimento
1
Reagentes
Solução de
HCl ( aq) de
Metal
concentração
0,2 mol/L
1,0 g de Zn
200 mL
(raspas)
2
200 mL
3
200 mL
4
200 mL
1,0 g de Cu
(fio)
1,0 g de Zn
(pó)
1,0 g de Zn
(raspas) +
1,0 g de Cu
(fio)
Tempo
para
liberar
30 mL
Observações
de H2
30 s
Liberação de
H2 e calor
Não
liberou
H2
Sem
alterações
18 s
8s
Liberação de
H2 e calor
Liberação de
H2 e calor;
massa de Cu
não se alterou
Após realizar esses experimentos, a estudante fez três afirmações:
I. A velocidade da reação de Zn com ácido aumenta na presença de Cu.
II. O aumento na concentração inicial do ácido causa o aumento da velocidade de liberação do gás H2.
III. Os resultados dos experimentos 1 e 3 mostram que, quanto maior o quociente superfície de contato/massa total
de amostra de Zn, maior a velocidade de reação.
Com os dados contidos na tabela, a estudante somente poderia concluir o que se afirma em
a) I.
b) II.
c) I e II.
d) I e III.
e) II e III.
2. (Ita 2013) A reação entre os íons brometo e bromato, em meio aquoso e ácido, pode ser representada pela
seguinte equação química balanceada:
5Br −(aq) + BrO3−(aq) + 6H+(aq) → 3Br2(aq) + 3H2O( l )
Sabendo que a velocidade de desaparecimento do íon bromato é igual a 5,63 × 10−6 mol ⋅ L−1 ⋅ s−1, assinale a
alternativa que apresenta o valor CORRETO para a velocidade de aparecimento do bromo, Br2 , expressa em
mol ⋅ L−1 ⋅ s−1.
a) 1,69 × 10−5
b) 5,63 × 10−6
c) 1,90 × 10−6
d) 1,13 × 10−6
e) 1,80 × 10−16
3. (Ufg 2013) O diagnóstico de doenças tropicais pode ser realizado por meio do uso de biossensores. Esses
dispositivos monitoram a reação entre antígenos e anticorpos, que normalmente resultam na formação de um
complexo colorido. A tabela a seguir apresenta as concentrações do complexo AB formado em função do tempo em
uma reação entre um antígeno A e um anticorpo B na proporção estequiométrica de 1:1.
Tempo (s)
–6
[AB] (x10 mol/L)
0
0
5
40
10
65
15
80
20
87
A partir dos dados apresentados,
a) esboce o gráfico que represente a cinética de formação do complexo AB colorido;
b) calcule a velocidade média da reação.
4. (Ufmg 2012) Estanho metálico pode ser oxidado por iodo molecular dissolvido em benzeno. Nessa reação,
produz-se o iodeto de estanho (IV), como representado nesta equação:
Sn (s) + 2 l2 (benzeno) → Snl 4 (benzeno)
Na figura abaixo, mostra-se uma montagem experimental, em que um disco de estanho está imerso em benzeno e
preso a uma balança. Observe que a massa do béquer e da solução nele contida não estão sendo pesados. Desde
o início do experimento, a massa do disco é medida, algumas vezes, durante cerca de 15 minutos.
No gráfico abaixo estão representados os resultados de quatro experimentos, que envolvem a reação acima
descrita e em que foram usados discos de massas ligeiramente diferentes, mergulhados em soluções de iodo em
benzeno, em concentrações iniciais de 0,02 g/mL, 0,03 g/mL, 0,05 g/mL e 0,06 g/mL:
a) A partir da análise desse gráfico, indique, entre as quatro concentrações iniciais de iodo – 0,02 g/mL; 0,03 g/mL;
0,05 g/mL ou 0,06 g/mL – aquela que resulta na reação mais lenta e a que resulta na reação mais rápida.
Justifique suas indicações, comparando a variação de massa que ocorre nos experimentos.
b) Considerando os resultados para o experimento em que se usou a solução de I2 de concentração 0,05 g/mL,
calcule a velocidade da reação com as unidades gramas de estanho que reagem por minuto. Use dados
referentes ao intervalo de tempo entre 0 e 12 minutos.
c) Indique o tipo de interação intermolecular mais forte entre o benzeno e o iodo nele dissolvido. Justifique sua
indicação.
5. (Ufpr 2012) Muitas reações que são extremamente lentas em condições “normais” tornam-se rápidas na
presença de luz. Esse fenômeno consiste no estudo da fotoquímica. Num exemplo, uma certa molécula A é
convertida num produto B, através da irradiação de luz ultravioleta (hν) e na presença de um catalisador, conforme
indicado na equação ao lado. Numa sequência de três experimentos, a concentração inicial de A foi variada de 1,0
-3
a 0,25 mol.dm , mantendo-se a mesma quantidade de catalisador e a mesma potência da fonte de luz ultravioleta.
O gráfico abaixo corresponde ao monitoramento da concentração de A nos três experimentos em função do tempo.
a) Escreva a equação da Lei de velocidade para a reação de conversão de A em B. Qual a ordem em relação à
espécie A?
b) A partir dos dados fornecidos, estime o valor da constante cinética k para essa reação.
6. (Uerj 2012) O açúcar invertido é composto por uma mistura de glicose e frutose; já o açúcar comum é constituído
somente por sacarose.
A solução aquosa do açúcar invertido mantém-se no estado líquido sob condições ambientes, pois possui menor
temperatura de congelamento do que a do açúcar comum.
Observe a equação química que representa a produção do açúcar invertido:
H+
C12H22O11 + H2O ⎯⎯⎯
→ C6H12O6 + C6H12O6
sacarose
glicose
frutose
Em um processo de fabricação de açúcar invertido, a velocidade da reação foi medida em função da concentração
de sacarose, uma vez que a concentração de água não afeta essa velocidade.
O gráfico abaixo indica os resultados obtidos:
Determine a constante cinética dessa reação. Em seguida, aponte o fator responsável pela menor temperatura de
congelamento da solução aquosa de açúcar invertido.
7. (Unesp 2011) Um professor de química apresentou a figura como sendo a representação de um sistema
reacional espontâneo.
Em seguida, solicitou aos estudantes que traçassem um gráfico da energia em função do caminho da reação, para
o sistema representado.
Para atender corretamente à solicitação do professor, os estudantes devem apresentar um gráfico como o que está
representado em
a)
b)
c)
d)
e)
8. (Uerj 2011) A irradiação de micro-ondas vem sendo utilizada como fonte de energia para determinadas reações
químicas, em substituição à chama de gás convencional.
Em um laboratório, foram realizados dois experimentos envolvendo a reação de oxidação do metilbenzeno com
KMnO4 em excesso. A fonte de energia de cada um, no entanto, era distinta: irradiação de micro-ondas e chama de
gás convencional.
Observe, no gráfico abaixo, a variação da concentração de metilbenzeno ao longo do tempo para os experimentos:
Observe, agora, a equação química que representa esses experimentos:
Para o experimento que proporcionou a maior taxa de reação química, determine a velocidade média de formação
-1
-1
de produto, nos quatro minutos iniciais, em g.L .min .
Em seguida, calcule o rendimento da reação.
9. (Fuvest) A reação de acetato de fenila com água, na presença de catalisador, produz ácido acético e fenol. Os
seguintes dados de concentração de acetato de fenila, [A], em função do tempo de reação, t, foram obtidos na
°
temperatura de 5 C:
a) Com esses dados, construa um gráfico da concentração de acetato de fenila (eixo y) em função do tempo de
reação (eixo x), utilizando o quadriculado da figura.
b) Calcule a velocidade média de reação no intervalo de 0,25 a 0,50 min e no intervalo de 1,00 a 1,25 min.
c) Utilizando dados do item b, verifique se a equação de velocidade dessa reação pode ser dada por:
v = k[A]
onde v = velocidade da reação
k= constante, grandeza que independe de v e de [A]
[A] = concentração de acetato de fenila
d) Escreva a equação química que representa a hidrólise do acetato de fenila.
10. (Ufpr 2014) O ácido acetilsalicílico, analgésico largamente utilizado, submete-se a reações de hidrólise em meio
ácido ou básico. A fim de estudar a estabilidade do ácido acetilsalicílico em meio básico, acompanhou-se a
velocidade de sua hidrólise, que leva à produção de acetato e salicilato, em função do pH do meio e da sua
concentração inicial. Os dados coletados estão na tabela a seguir.
Velocidade inicial, molL−1 min−1
pH
[Aspirina] t =0 ,mol L−1
1× 10 −6
10
1× 10 −3
1× 10 −4
12
1× 10 −3
2 × 10−2
14
2 × 10−3
1× 10 −5
12
1× 10 −4
a) Qual é a lei de velocidade para a reação estudada?
b) Qual é o valor da constante (incluindo sua unidade) de velocidade para a reação?
11. (Fuvest 2014) Investigou-se a velocidade de formação de gás hidrogênio proveniente da reação de Mg metálico
com solução aquosa de HCl . Uma solução aquosa de HCl foi adicionada em grande excesso, e de uma só vez,
sobre uma pequena chapa de magnésio metálico, colocada no fundo de um erlenmeyer. Imediatamente após a
adição, uma seringa, com êmbolo móvel, livre de atrito, foi adaptada ao sistema para medir o volume de gás
hidrogênio produzido, conforme mostra o esquema abaixo.
Os dados obtidos, sob temperatura e pressão constantes, estão representados na tabela abaixo e no gráfico
abaixo.
Tempo (min)
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
3
Volume de H2 acumulado (cm )
0
15
27
36
44
51
57
62
66
69
71
a) Analisando os dados da tabela, um estudante de Química afirmou que a velocidade de formação do gás H2 varia
durante o experimento. Explique como ele chegou a essa conclusão.
Em um novo experimento, a chapa de Mg foi substituída por raspas do mesmo metal, mantendo-se iguais a massa
da substância metálica e todas as demais condições experimentais.
b) No gráfico abaixo, esboce a curva que seria obtida no experimento em que se utilizou raspas de Mg.
12. (Uerj 2014) A reação química entre o gás hidrogênio e o monóxido de nitrogênio, representada a seguir, foi
analisada em duas séries de experimentos.
2 H2 (g) + 2 NO(g) → N2 (g) + 2 H2O (g)
Na primeira série, a velocidade de reação foi medida em função da concentração de hidrogênio, mantendo-se a
-1
concentração de monóxido de nitrogênio constante em 1 mol.L . Na segunda série, determinou-se a velocidade em
função da concentração de monóxido de nitrogênio, mantendo-se a concentração de hidrogênio constante em 1
-1
mol.L . Os resultados dos experimentos estão apresentados nos gráficos.
Determine a ordem de reação de cada um dos reagentes e calcule o valor da constante cinética.
13. (Unesp 2013) Uma forma de obter hidrogênio no laboratório é mergulhar zinco metálico em uma solução de
ácido clorídrico, conforme a reação descrita pela equação apresentada a seguir.
Zn(s) + 2HCl (aq) → ZnCl (aq) + H2 (g)
Considere que uma tira de zinco metálico foi colocada em um recipiente contendo HCl em solução aquosa na
concentração de 1 mol/L. Em 20 segundos a temperatura do recipiente elevou-se em 0,05 °C e 25 mL de hidrogênio
foram produzidos.
Considerando que essa reação ocorreu a 27 °C e 1 atm, determine a velocidade da reação em mL H2/s e em mol
H2/s.
Use: R = 0,082 L ⋅ atm ⋅ K –1 ⋅ mol–1
Gabarito:
Resposta da questão 1:
[D]
Análise das afirmações:
I. Correta. A velocidade da reação de Zn com ácido aumenta na presença de Cu.
4
1,0 g de Zn (raspas) +
1,0 g de Cu (fio)
200 mL
8s
(menor tempo)
Liberação de H2 e calor;
massa de Cu não se alterou
Cu
O zinco reage com o ácido clorídrico: Zn(s) + HCl (aq) ⎯⎯⎯
→ H2 (g) + ZnCl 2 (aq) .
II. Incorreta. Nas experiências, verifica-se a utilização de mesma concentração de ácido clorídrico (0,2 mol/L) e
mesmo volume (200 mL), como na quarta experiência a velocidade foi maior (menor tempo) conclui-se que o
cobre atuou como catalisador.
III. Correta. Os resultados dos experimentos 1 (raspas) e 3 (pó) mostram que, quanto maior o quociente superfície
de contato/massa total de amostra de Zn, maior a velocidade de reação.
Resposta da questão 2:
[A]
Teremos, a partir da equação química, balanceada, fornecida no enunciado:
5Br −(aq) + 1BrO3−(aq) + 6H+(aq) → 3Br2(aq) + 3H2O( l )
v
v
Br −
BrO3−
5
v
BrO3−
1
1
=
5,63 × 10
v
H+
vBr2
vH2O
6
3
3
vBr2
3
−6
mol.L−1.s−1 vBr2
=
1
3
vBr2 = 16,89 × 10−6 mol.L−1.s−1 = 1,689 × 10−6 mol.L−1.s−1
vBr2 = 1,69 × 10−6 mol.L−1.s−1
Resposta da questão 3:
a)
b) De acordo com o enunciado, podemos inferir que a equação de reação pode ser representada por:
A + B → 2AB
Assim:
V
VMÉDIA = VA = VB = AB
2
VAB =
Δ[AB] 87 ⋅ 10−6
mol
=
= 4,35 ⋅ 10~−6
ΔT
20
L⋅s
Esta conta expressa a velocidade média em função da produção de AB. Se quisermos expressar a velocidade
média da reação, teremos:
VMÉDIA = 2,175 × 10−6 mol × L−1 × s−1.
Resposta da questão 4:
a) A partir do gráfico, observa-se que a maior variação de massa ocorre para a concentração de 0,06 g/mL de
iodo. Consequentemente, a reação mais rápida ocorre nesta concentração.
Analogamente, a reação mais lenta ocorre na concentração de 0,02 g/mL onde se encontra menor variação de
massa e o número de colisões efetivas é menor.
b) No intervalo entre 0 e 12 minutos, observa-se:
c) O tipo de interação se deve à dispersão instantânea dos elétrons (nuvem eletrônica) conhecida como dispersões
de London, neste caso temos a atração do tipo dipolo-induzido.
Resposta da questão 5:
a) A partir do gráfico, podemos calcular a velocidade dos experimentos 1, 2 e 3.
Como a velocidade é constante (0,00833 mol.dm .s ): v = k[A]0 ⇒ v = k . A ordem em relação à espécie A é
zero.
-3
-1
b) Teremos:
v = 0,00833 mol.dm−3 .s−1
v =k
k = 0,00833 mol.dm−3 .s−1 = 8,33 × 10−3 mol.dm−3 .s−1
Resposta da questão 6:
No processo de fabricação de açúcar invertido, a velocidade da reação foi medida em função da concentração de
sacarose, uma vez que a concentração de água não afeta essa velocidade, então:
v = k[C12H22O11]
k=
v
[C12H22O11]
A partir da análise do gráfico, vem:
k=
2,5 × 10−6 mol.L−1.h−1
−1
0,5 mol.L
= 5,0 × 10−6 h−1
O açúcar invertido é composto por uma mistura de glicose e frutose. O fator responsável pela menor temperatura de
congelamento da solução aquosa de açúcar invertido é o maior número de partículas de soluto.
Resposta da questão 7:
[D]
De acordo com a figura temos duas etapas de reação, uma rápida (energia de ativação menor) e uma lenta (energia
de ativação maior). O gráfico que melhor explica o processo é:
Resposta da questão 8:
−1
De acordo com o gráfico temos a seguinte variação no consumo de reagente: 2,0 – 1,2 = 0,8 mol.L .
−1
Produto formado: 0,8 mol.L
−1
Massa molar do produto: 12 x 7 + 6 x 1 + 16 x 2 = 122 g.mol .
Cálculo da velocidade média de formação de produto:
Δ m = 0,8 × 122 g.mol-1 = 97,6 g
Δ T = 4 minutos.
v=
Δm 97,6 g
=
= 24,4 g.min−1
ΔT 4 min.
Cálculo do rendimento:
2,0 mol.L−1
100 %
0,8 mol.L−1
X%
X = 40 %
Resposta da questão 9:
Observe o gráfico:
b) Intervalo de 0,25 min a 0,50 min:
vm =
−
Δ (A)
⎡ (0, 43 − 0, 59mol / L ) ⎤
1
= − ⎢
⎥ = 0,64mol/L.min
Δt
0,
5
0
−
0,
25min
) ⎥⎦
⎢⎣ (
Intervalo de 1,00 min a 1,25 min:
vm =
−
Δ (A)
Δt
=
⎡ (0,17 − 0, 23mol / L ) ⎤
− ⎢
⎥ =
⎢⎣ (1, 25 − 1,00min) ⎥⎦
= 0,24 mol/L.min
1
c) Para uma reação de primeira ordem, a velocidade instantânea para a concentração 0,51mol/L (concentração
média) é igual à velocidade média no intervalo 0,25 min a 0,50min.
Para uma reação de primeira ordem, a velocidade instantânea para a concentração
0,20 mol/L (concentração média) é igual à velocidade média no intervalo 1,00 min a
1,25 min.
A relação entre as velocidades é:
(0, 64 mol / L.min) = 2,66
(0, 24 mol / L.min)
A relação entre as concentrações é:
(0, 51mol / L ) = 2,55
(0, 20mol / L )
a
Concluímos que a equação de velocidade dessa reação é de 1 ordem.
Resposta da questão 10:
a) Teremos:
Velocidade inicial,
+
-
[Aspirina] t =0 ,mol L−1
molL−1 min−1
[H ]
[OH ]
1× 10 −6
10−10
10 −4
1× 10 −3
1× 10 −4
10−12
10 −2
1× 10 −3
2 × 10−2
10−14
100
2 × 10−3
1× 10 −5
10−12
10 −2
1× 10 −4
-
A cinética da reação é de primeira ordem para a aspirina e para o OH .
Lei da velocidade: v = k[aspirina]1 [OH− ]1 .
b) Teremos:
-
Velocidade inicial,
[OH ]
molL−1 min−1
molL−1
1× 10 −6
10 −4
1× 10 −3
1× 10 −4
10 −2
1× 10 −3
2 × 10−2
100
2 × 10−3
1× 10 −5
10 −2
1× 10 −4
[Aspirina] t =0 ,mol L−1
Substituindo os valores da primeira linha da tabela na equação que representa a Lei da velocidade, vem:
v = k[aspirina]1 [OH− ]1
1× 10−6 mol ⋅ L−1 ⋅ min−1 = k(1× 10 −3 mol ⋅ L−1 )1 × (10 −4 mol ⋅ L−1)1
k = 10 min−1⋅ mol−1 ⋅ L
Resposta da questão 11:
a) De acordo com a tabela fornecida, verifica-se que a cada intervalo de tempo varia o volume de H2 .
3
Tempo (min)
Volume de H2 acumulado (cm )
0
0
1
15
2
27
3
36
4
44
5
51
6
57
7
62
8
66
9
69
10
71
Velocidade =
var iação de volume
var iação de tempo
15 − 0
= 15 cm3 / min
1− 0
27 − 15
v1→2 =
= 12 cm3 / min
2 −1
36 − 27
v 2→3 =
= cm3 / min
3−2
e assim sucessivamente.
v 0→1 =
b) Utilizando-se raspas de magnésio, a reação seria mais rápida, devido ao aumento da superfície de contato do
reagente sólido.
HCl (aq) + Mg(s) → H2 (g) + MgCl 2 (aq)
Resposta da questão 12:
A velocidade de uma reação química é obtida pelo valor das concentrações dos reagentes, assim teremos:
v = k[H2 ]x ⋅ [NO]y
Onde, k é a constante cinética da reação.
Escolhendo 2 pontos quaisquer do primeiro gráfico:
⎡⎣H2 ⎤⎦ = 1 mol ⋅ L–1 e 3 mol ⋅ L–1 ⋅ min–1
⎡⎣H2 ⎤⎦ = 2 mol ⋅ L–1 e 6 mol ⋅ L–1 ⋅ min–1
Percebe-se que, ao duplicar a concentração, a velocidade também irá dobrar, ou seja, a reação é de primeira
ordem (função de 1º grau).
Escolhendo 2 pontos quaisquer do primeiro gráfico:
⎡⎣NO ⎤⎦ = 1 mol ⋅ L–1 e 3 mol ⋅ L–1 ⋅ min –1
⎡⎣NO ⎤⎦ = 2 mol ⋅ L–1 e 12 mol ⋅ L–1 ⋅ min –1
Nesse caso, ao duplicar a concentração, observe que a velocidade quadruplica, ou seja, a reação é de segunda
ordem (função de 2º grau).
Assim, substituindo o valor de x e y, teremos:
v = k[H2 ]1 ⋅ [NO]2
O valor de k (constante cinética) é obtido substituindo os valores em qualquer um dos experimentos:
3 mol ⋅ L–1 ⋅min–1 = k ⋅ 1 mol ⋅ L–1 ⋅ 1 mol ⋅ L–1
k = 3 L2 ⋅ mol–2 ⋅ min–1
Resposta da questão 13:
Cálculo da velocidade da reação em mL H2/s:
v=
Volume de H2 produzido 25 mL
=
= 1,25 mL / s
tempo
20 s
Cálculo da velocidade da reação em mol H2/s:
P× V = n×R × T
−3
1× 25
{
1 4×210
43 = n × 0,082 × 300
25 mL
27 + 273
n = 1,02 × 10−3 mol
vH2 =
1,02 × 10−3 mol
= 5,1× 10−5 mol / s
20 s