Termoquímica; Cinética...

APRESENTAÇÃO

Este módulo faz parte da coleção intitulada MATERIAL MODULAR, destinada às três

séries do Ensino Médio e produzida para atender às necessidades das diferentes rea-

lidades brasileiras. Por meio dessa coleção, o professor pode escolher a sequência que

melhor se encaixa à organização curricular de sua escola.

A metodologia de trabalho dos Modulares auxilia os alunos na construção de argumen-

tações; possibilita o diálogo com outras áreas do conhecimento; desenvolve as capaci-

dades de raciocínio, de resolução de problemas e de comunicação, bem como o espírito

crítico e a criatividade. Além disso, trabalha com diferentes gêneros textuais (poemas,

histórias em quadrinhos, obras de arte, gráficos, tabelas, reportagens, etc.), a fim de

dinamizar o processo educativo, assim como aborda temas contemporâneos com o ob-

jetivo de subsidiar e ampliar a compreensão dos assuntos mais debatidos na atualidade.

As atividades propostas priorizam a análise, a avaliação e o posicionamento perante

situações sistematizadas, assim como aplicam conhecimentos relativos aos conteúdos

privilegiados nas unidades de trabalho. Além disso, é apresentada uma diversidade de

questões relacionadas ao ENEM e aos vestibulares das principais universidades de cada

região brasileira.

Desejamos a você, aluno, com a utilização deste material, a aquisição de autonomia

intelectual e a você, professor, sucesso nas escolhas pedagógicas para possibilitar o

aprofundamento do conhecimento de forma prazerosa e eficaz.

Gerente Editorial

Termoquímica; Cinética Química

B333 Batista, Fábio RobertoEnsino médio : modular : química : termoquímica, cinética química / Fábio

Roberto Batista; ilustrações Jack Art, Marcos Gomes, RJ Lages. – Curitiba : Positivo, 2010.

: il.

ISBN 978-85-385-6399-0 (livro do aluno)ISBN 978-85-385-6400-3 (livro do professor)

1. Química. 2. Ensino médio – Currículos. I. Art, Jack. II. Gomes, Marcos. III. RJ Lages . IV. Título.

CDU 373.33

Dados Internacionais para Catalogação na Publicação (CIP)(Maria Teresa A. Gonzati / CRB 9-1584 / Curitiba, PR, Brasil)

© Editora Positivo Ltda., 2010Proibida a reprodução total ou parcial desta obra, por qualquer meio, sem autorização da Editora.

DIRETOR-SUPERINTENDENTE: DIRETOR-GERAL:

DIRETOR EDITORIAL: GERENTE EDITORIAL:

GERENTE DE ARTE E ICONOGRAFIA: AUTORIA:

ORGANIZAÇÃOEDIÇÃO DE CONTEÚDO:

EDIÇÃO:ANALISTAS DE ARTE:

PESQUISA ICONOGRÁFICA:EDIÇÃO DE ARTE:

CARTOGRAFIA:ILUSTRAÇÃO:

PROJETO GRÁFICO:EDITORAÇÃO:

CRÉDITO DAS IMAGENS DE ABERTURA E CAPA:

PRODUÇÃO:

IMPRESSÃO E ACABAMENTO:

CONTATO:

Ruben FormighieriEmerson Walter dos SantosJoseph Razouk JuniorMaria Elenice Costa DantasCláudio Espósito GodoyFábio Roberto BatistaFábio Roberto BatistaGabriela Ido SabinoRose Marie WünschGiselle Alice Pupo / Tatiane Esmanhotto KaminskiIlma Elizabete RodenbuschAngela Giseli de SouzaLuciano Daniel Tulio / Thiago Souza GranadoJack Art / Marcos Gomes / RJ LagesO2 ComunicaçãoRosemara Aparecida Buzeti© iStockphoto.com/Neustockimages; © iStockphoto.com/Monticello; © Shutterstock/Africa Studio; © Shutterstock/ImagwellEditora Positivo Ltda.Rua Major Heitor Guimarães, 17480440-120 Curitiba – PRTel.: (0xx41) 3312-3500 Fax: (0xx41) 3312-3599Gráfica Posigraf S.A.Rua Senador Accioly Filho, 50081300-000 Curitiba – PRFax: (0xx41) 3212-5452E-mail: [email protected]@positivo.com.br

Todos os direitos reservados à Editora Positivo Ltda.

Neste livro, você encontra ícones com códigos de acesso aos conteúdos digitais. Veja o exemplo:

Acesse o Portal e digite o código na Pesquisa Escolar.

@QUI808Regra do

octeto

@QUI808

Unidade 2: Cinética Química

Teoria das colisões 35

Velocidade de uma reação química 37

Fatores que influenciam a velocidade da reação 41

SUMÁRIO

Unidade 1: Termoquímica

Trocas de energia em uma

reação química 6

Equação termoquímica 8

Fatores que alteram a variação de

entalpia da reação 9

Casos especiais de entalpia 13

Métodos teóricos para determinar a variação

de entalpia da reação 23

3. Termoquímica 4

Termoquímica; Cinética Química4

Mede o que é mensurável e torna

mensurável o que não o é.

Galileu Galilei

1 Termoquímica

Ensino Médio | Modular 5

QUÍMICA

Pólvora: fogo!A pólvora mudou estratégias e criou a

demanda por exércitos mais organizados[...] Desde que chegou ao Ocidente, no século XIII, ela aposentou o jeito medieval de guerrear, criou a

tática militar moderna, favoreceu a criação dos Estados Nacionais e tornou a coragem e a força qualidades sem muita importância. Tem mais. Sem as armas de fogo carregadas com pólvora, seria muito mais difícil para os turco-otomanos vencerem Constantinopla e espalharem-se pela Europa Oriental. E a conquista da América pelos portugueses e espanhóis, provavelmente, não aconteceria.

Descoberta por volta do século IX por alquimistas chine-ses, a pólvora passou séculos como um material a ser evitado. Manuais de alquimia chineses recomendavam aos iniciantes não misturar salitre e enxofre – o lugar do experimento poderia voar pelos ares. Só no século XII, os chineses deram-se conta que a huo yao, “droga do fogo”, tinha utilidades bélicas, e não eram só fogos de artifício. Em pouco tempo, a invenção seria conhecida em outro continente. O primeiro relato europeu sobre a pólvora é do monge franciscano Roger Bacon, datado de 1242. Ele advertiu sobre o poder que ela tinha a quem conhecesse “seu truque” – ou seja, a fórmula. Nos séculos XIV e XV, os fogos de artifício eram febre em festas europeias – havia duas escolas de arte renascentistas na Alemanha e outra na Itália que estudavam a arte da pirotecnia. “A descoberta da pólvora não significou uma imediata invenção das armas de fogo”, afirma o historiador Hans Delbrück, autor do livro The dawn of modern warfare (“O amanhecer da guerra moderna”, sem edição brasileira). “Ainda demoraria para o poder de fogo da pólvora se transformar em poder de ataque.”

Até então, o barulho mais alto que as pes-soas ouviam era o de trovões. “A guerra era relativamente quieta, com apenas tambores tocando, gritos dos combatentes e batidas das armas”, diz o historiador Jack Kelly no livro Gunpowder: alchemy, bombards, and pyrotechnics (“Pólvora: alquimia, bombas e pirotecnia”). Antes da pólvora, valiam mais a força e a destreza dos nobres guerreiros, que treinavam a arte da cavalaria montada durante toda a infância e, em combate, usavam armaduras pesadas. GUIA DO ESTUDANTE. Pólvora: fogo! Disponível em: <http://guiadoestudante.abril.com.br/guerra/polvora-fogo-434831.shtml>. Acesso em: 25 abr. 2011.

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Desde a Pré-História, é constante o interesse do ser humano em conseguir controlar a energia. Inicialmente, aprendeu a manipular o fogo, passando a cozinhar os seus alimentos e não mais temendo o frio. Mais tarde, passou a utilizar a energia para moldar metais e também para construir armas, mudando a história das batalhas. Em tempos modernos, a energia ainda o fascina, seja para uso industrial, em sistemas de transporte, ou em ambiente doméstico. Percebe-se que a dependência do ser humano pelas várias formas existentes de energia é cada vez maior. Provavelmente, não seria uma tarefa fácil se hoje fosse necessário abdicar de algumas das facilidades que o uso da energia traz para o cotidiano.

Trocas de energia em

uma reação química

O avanço conquistado sobre as diferentes formas de se controlar a energia advém de reações químicas. As reações químicas são formadas por um rearranjo de átomos em suas diferentes ligações, cujas transformações são, geralmente, acompanhadas por liberação ou absorção de energia, que pode ocorrer na forma de eletricidade, luz ou calor.

A Termoquímica é o segmento da Química responsável pelo estudo das variações da energia que acompanham as reações químicas. O conteúdo energético envolvido em um processo químico é chamado de entalpia. No entanto, não se conhece nenhuma maneira de determinar a entalpia de uma substância. Na prática, o que se consegue é medir, experimentalmente, a variação da entalpia (ΔH) de um processo, com auxílio de um calorímetro.

Calorímetro: dispositivo no qual o fluxo de calor é monitorado pela observação nas mudanças de tempe-ratura do sistema.

Agitador

Condutoreselétricos Termômetro

Isolante térmico

Recipiente quecontém a amostra

Água

+ –

A quantidade de calor absorvida ou liberada medida pelo calorímetro, simplificadamente, é a variação de energia em um processo físico ou químico. Essa quantidade é conhecida, também, como calor de reação.

O funcionamento do aparelho consiste no seguinte princípio: se a reação química libera calor para o meio, aquece a água; se a reação química absorve calor do meio, resfria a água.

O aumento ou a diminuição da temperatura do sistema depende, respectivamente, da quantidade de calor liberada pela reação para a água ou absorvida (retirada) por essa reação e da sua quantidade presente no calorímetro. Mate-maticamente, o calor da reação pode ser calculado por meio da seguinte expressão:

Calor espe-cífico: é a

quantidade de calor

fornecida a 1 g de um

material para elevar a sua tem-

peratura em 1°C.

Q = m ∙ c ∙ ΔTQ = quantidade de calor liberado ou ab-sorvido durante a realização de uma re-ação em um sistema fechado, à pressão constante.m = massa de água presente no sis-tema.c = calor específico da água (4,18 J/g ∙ °C).ΔT = variação da temperatura do sistema.

À pressão constante, a quantidade de calor (Q) é igual ao valor da variação de entalpia (ΔH) do sistema. Portanto, por ser uma propriedade do sistema, depende somente dos estados inicial e final. Assim, pode-se definir a variação de entalpia como sendo a diferença entre as energias das substâncias formadas (produtos) e a energia das substâncias consumidas (reagentes), sendo representada pela equação:

ΔHReação = HProdutos – HReagentes

Com essa equação, é possível calcular os valores de ener-gia sob a forma de calor, liberado ou absorvido. Em função da energia envolvida, as reações podem ser classificadas em exotérmicas e endotérmicas:

Reação EXOtérmica: ocorre com a liberação de calor para o sistema. Dessa forma, a entalpia dos produ-tos é menor que a dos reagentes (HProdutos < HReagentes), ou seja, apresenta ΔH < 0 (negativo).

A representação de uma reação exotérmica pode ser feita de várias maneiras:

Reagente(s) → produto(s) + calorReagente(s) – calor → produto(s) Reagente(s) → produto(s) ΔH = –x calor

Graficamente, as entalpias armazenadas nas substâncias que reagem ou que são formadas podem ser representadas por meio de um diagrama que relaciona a posição entre as espécies envolvidas e a energia envolvida no processo. Para uma reação exotérmica, o diagrama geral é representado a seguir:

Entalpia (H)

Reagente(s)

Produto(s)

Caminho da reação (tempo)

�H = H – HP R H < HP R

HP

HR

�H < 0

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Dig

ital.

Reações

exotérmicas

@QUI175


A análise do gráfico demonstra que, nesse processo, a entalpia dos produtos (HProdutos) é menor que a entalpia dos reagentes (HReagentes), isto é, ocorre liberação de energia.

Exemplo:

Reação de combustão do CO(g):

CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g)

–110,53

–393,51

CO + ½ O(g) 2(g)

CO2(g)

�H < 0

H (kJ)

HReagentes = –110,53 kJHProdutos = –393,51 kJ

ΔH = HProdutos – HReagentes

ΔH = –393,51 – (–110,53)

ΔH = –282,98 kJ ∴ há liberação de 282,98 kJ

Representações:CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) + 282,98 kJ

CO(g) + ½ O2(g) – 282,98 kJ → CO2(g)

CO(g) + ½ O2 (g) → CO2(g) ΔH = –282,98 kJ

A queima completa de combustíveis com carbono em sua composição produz o dióxido de carbono. Mais conhecido como gás carbônico, é um dos grandes responsáveis pelo efeito estufa

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es

Reação ENDOtérmica: ocorre com absorção de calor no sis-tema. Dessa forma, a entalpia dos produtos é maior que a dos reagen-tes (HProdutos > HReagentes), ou seja, apresenta ΔH > 0 (positivo).

A representação de uma reação endotérmica pode ser feita de várias maneiras:

Reagente(s) + calor → produto(s) Reagente(s) → produto(s) – calor Reagente(s) → produto(s) ΔH = +x calor

Graficamente, o diagrama geral de uma reação endotér-mica é apresentado a seguir:

Entalpia (H)

Reagente(s)

Produto(s)

� P RH = H – H

HP

HR


H > HP R �H > 0

A análise do gráfico demonstra que, nesse processo, a entalpia dos produtos (HProdutos) é maior que a entalpia dos reagentes (HReagentes), isto é, ocorre absorção de energia.

Exemplo:

Reação de decomposição do CO2(g):

CO2(g) → CO(g) + ½ O2(g)

–110,53

–393,51

CO + ½ O(g) 2(g)

CO2(g)

�H > 0

H (kJ)

HReagentes = –393,51 kJHProdutos = –110,53 kJ

ΔH = HProdutos – HReagentes

ΔH = –110,53 – (–393,51)

ΔH = +282,98 kJ ∴ há absorção de 282,98 kJ

Representações:

CO2(g) + 282,98 kJ → CO(g) + ½ O2(g)

CO2(g) → CO(g) + ½ O2(g) – 282,98 kJ

CO2(g) → CO(g) + ½ O2 (g) ΔH = + 282,98 kJ

Os calores liberados ou absorvidos pelas reações são ex-pressos no Sistema Internacional de Unidades em joule (J). Em algumas situações, como em rótulos de alimentos, é também expressa em caloria (cal). A equivalência entre a caloria e o joule é:

1 cal = 4,18 J

É comum expressar a quantidade de calor envolvida em uma reação química em quilojoule (kJ) ou em quilocaloria (kcal).

Reações

endotérmicas

@QUI230

Ensino Médio | Modular

QUÍMICA

7

Classifique as transformações a seguir em endotér-micas (1) e exotérmicas (2):

( ) Fe2O3(s) + 3 C(s) + 492,61 kJ → 2 Fe(s) + 3 CO(g)

( ) 4 C(graf) + 5 H2(g) → C4H10(g) + 126,15 kJ

( ) CaO(s) → Ca(s) + ½ O2(g) – 635,09 kJ

( ) Ca(s) + C(graf) + 3 2 O2(g) → CaCO3(s) ΔH = –1 206,9 kJ

( ) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) + 241,82 kJ

( ) H2O(g) → H2(g) + ½ O2(g) ΔH = +241,82 kJ

( ) H2O(ℓ) → H2(g) + ½ O2(g) ΔH = +285,83 kJ

( ) 6 CO2(g) + 6 H2O(ℓ) + calor → C6H12O6(s) + 6 O2(g)

l f ( )

( ) Entalpia (H)

CO2(g)

C + O(graf) 2(g)HP

HR


Equação termoquímica

A informação da quantidade de energia liberada ou absorvida em reações químicas é de extrema importância. Seu valor depende das condições nas quais a reação ocorre, como a temperatura, a pressão, o estado de agregação e a quantidade em matéria das substâncias e, por isso, essa gran-deza é representada junto da equação a que se refere. Assim, numa equação termoquímica em que é fornecida a variação de entalpia (ΔH), é fundamental descrever as condições do sistema reacional.

A equação termoquímica é a representação da reação química na qual devem constar as quan-tidades em matéria, os estados físicos e os alotrópicos (caso existam), a temperatura, a pressão e a quantidade de calor liberada ou absorvida da reação (ΔH).

Exemplos:

1 H2(g) + ½ O2(g) → 1 H2O(ℓ) ΔH = –285,83 kJ

2 H2(g) + 1 O2(g) → 2 H2O(ℓ) ΔH = –571,66 kJ

1 H2(g) + ½ O2(g) → 1 H2O(g) ΔH = –241,82 kJ

1C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH = –393,51 kJ

1C(diamante) + O2(g) → CO2(g) ΔH = –395,40 kJ

Quando não for indicada a temperatura e a pressão em que a reação foi realizada, fica subentendido que ocorreu nas condições-padrão.

Condições- -padrão: corres-ponde à pressão

de 1 atm e temperatura de

25˚C.

Equações

termoquímicas

e variação de

entalpia

@QUI742


Fatores que alteram a variação de

entalpia da reação

Os valores de ΔH de uma equação termoquímica podem ser alterados por alguns fatores relacio-nados ao(s) reagente(s) e ao(s) produto(s) da reação:

a quantidade em matéria (mol); o estado físico; o estado alotrópico.


QUÍMICA

9

Papel que não queima

CuidadoComo envolve a queima, deve-se tomar cuidado com a chama,

já que podem ocorrer acidentes com a sua manipulação.

Materiais e reagentes

1 béquer de 250 mL

Pinça metálica

50 mL de álcool isopropílico

50 mL de água

Bico de Bunsen

Uma cédula de papel (dinheiro)

Procedimentos

1. Misture no béquer 50 mL de álcool isopropílico com 50 mL de água.

2. Molhe, completamente, a cédula de papel na solução.

3. Com o auxílio de uma pinça grande, segure a cédula e coloque fogo.

4. Observe o ocorrido.

Questões para discussão

a) O experimento representa a reação de combustão total do álcool isopropílico (C3H7OH(ℓ)) em presença de oxigênio (O2(g)), em que são produzidos gás carbônico (CO2(g)), água (H2O(g)) e 1 987 kJ de energia. Com essas informações, indique a equação termoquímica balanceada e a variação de entalpia do sistema:

b) Considerando a informação de que toda queima é classificada como um processo exotérmico, pode-se dizer que a energia dos reagentes é maior ou menor que a energia dos produtos?

c) Se a reação envolvida libera calor para o meio, por que o papel não queima?

Bico de Bunsen – utilizado para fazer aquecimento de amostras

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Em Química, usa-se este símbolo quando uma atividade envolve risco de incêndio.

Béquer – frasco para realizar expe-rimentos

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Imag

es Pinça metáli-ca – utilizada para manipular objetos aque-cidos

Propriedade extensiva: propriedade

que depende da quantidade da

amostra.

Quantidade em matéria (mol)Por ser uma propriedade extensiva, a variação de entalpia de uma equação termoquímica é

proporcional à quantidade de reagente(s) e de produto(s) que participam da reação. Pode-se dizer que o valor do ΔH, representado ao lado de uma equação química, refere-se às quantidades em matéria (mol) identificadas na equação.

Exemplo:

1 H2(g) + ½ O2(g) → 1 H2O(ℓ) ΔH = –285,83 kJ

2 H2(g) + 1O2(g) → 2 H2O(ℓ) ΔH = –571,66 kJ

3 H2(g) + 3/2 O2(g) → 3 H2O(ℓ) ΔH = –857,49 kJ

As equações representam a mesma reação química. A única alteração ocorrida foi a mudança na quantidade em matéria dos participantes da reação. Como consequência, houve alteração no valor do ΔH.

Estado físico Ao se compararem reações químicas em que as mesmas substâncias estão envolvidas no processo,

porém em estados físicos diferentes, verifica-se uma mudança na variação de entalpia da equação.

Exemplo:

H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ΔH1 = –241,82 kJ

H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) ΔH2 = –285,83 kJ

H2(g) + ½ O2(g) → H2O(s) ΔH3 = –292,72 kJ

Observa-se que o simples fato de a água formada se apresentar nos estados sólido, líquido ou gasoso, modifica o valor do ΔH da reação. Graficamente, podem-se representar as mudanças de estado da seguinte maneira:

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Por meio do diagrama, verifica-se que a entalpia da água, no estado de vapor, é a mais alta; no estado líquido, intermediária; e, no estado sólido, a mais baixa. Dessa forma, como o líquido e o vapor são estados mais energéticos que o sólido, a energia liberada para a formação da água no estado sólido é maior que nos estados líquido e gasoso. Essa diferença energética ocorre devido ao grau de agitação das moléculas que aumenta do estado sólido para o estado gasoso.

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x3


No gráfico, pode-se observar que as mudanças de estado físico de uma substância também envolvem trocas de calor, isto é, ocorrem com absorção ou liberação de calor, conforme representado no esquema:

Estado alotrópicoQuando um mesmo elemento químico origina substâncias simples diferentes, tem-se uma variedade

alotrópica. Esse fenômeno, conhecido como alotropia, pode ocorrer devido às diferentes estruturas das substâncias no estado sólido ou à diferença quanto ao número de átomos que compõem a molécula.

A mudança no estado alotrópico dos participantes de uma reação também é um fator que altera a variação de entalpia (ΔH) do sistema.

Exemplo:

C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH = –393,51 kJ

C(diamante) + O2(g) → CO2(g) ΔH = –395,40 kJ

Apesar de serem bastante semelhantes, as equações termoquímicas diferem quanto à forma alotrópica do elemento químico. Dessa forma, possuem diferentes valores de ΔH.

O estado alotrópico mais comum é considerado o mais estável, por isso apresenta valores mais baixos de entalpia.

Na natureza existem várias formas alotrópicas. As mais comuns ocorrem com os elementos carbono e oxigênio.

Alótropos do carbono: atualmente, existem quatro formas alotrópicas do carbono (grafite, diamante, buckminsterfulerenos e os nanotubos). Diferem entre si pela estrutura cristalina que apresentam.

As formas naturais são a grafite e o diamante, sendo a grafite a forma mais estável e comum do elemento carbono. O diamante só pode ser obtido a elevadas pressões e temperaturas. É considerada a substância natural mais dura de que se tem conhecimento.

Devido ao seu alto valor comercial, é muito utilizado em joias.

Diferença no rearranjo molecular dos alótropos do carbono, grafite e diamante

Grafite Diamante

Alotropia: do grego allos

(outro) e tropos (maneira) foi

um nome criado por Jöns Jacob

Berzelius (1779- -1848).

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Fusão

Solidificação Liquefação ou condensação

Vaporização

Transformações endotérmicas (com absorção de energia)

Sublimação

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Transformações exotérmicas (com liberação de energia)

Estado

alotrópico

@QUI649

Forma

alotrópica

do carbono:

diamante

@QUI665

Forma

alotrópica

do carbono:

grafite

@QUI545


QUÍMICA

11

Molécula em forma de bola de futebol é encontrada no espaçoAstrônomos detectaram as maiores moléculas já encontradas no espaço

em uma nuvem de poeira cósmica ao redor de uma estrela. As moléculas têm a forma de bola de futebol e são formadas por átomos de carbono.

Descobertas há apenas 25 anos em experimentos de laboratório, essas moléculas, chamadas de fulerenos, consistem de 60 (C60) ou 70 (C70) átomos de carbono organizados na forma de uma esfera, alternando hexágonos e pentágonos.

Os fulerenos são uma terceira forma de carbono. As duas primeiras são grafite e diamante.

Devido a sua estabilidade, esperava-se encontrar a molécula em estrelas bem desenvolvidas, ricas em carbono. O elemento forneceria a matéria-prima para a molécula, e sua estabilidade impediria sua quebra pela radiação interestelar.

Apesar da expectativa, ainda não haviam sido detectados fulerenos no espaço. Agora, um grupo de pesquisas liderado por Jan Cami, da Univer-sidade de Western Ontario, no Canadá, detectou as moléculas usando o telescópio de infravermelho Spitzer da Nasa (agência espacial americana).

Em artigo publicado na revista Science, Cami e sua equipe descrevem ter identificado a assinatura em infravermelho da molécula.

"[As moléculas] oscilam e vibram de várias maneiras e, ao fazerem isso, interagem com a luz infravermelha em comprimentos de onda bem específicos", disse Cami à "BBC News". Quando o telescópio detectou emissões nesses comprimentos de onda, Cami sabia que o sinal vinha de fulerenos.

Harry Kroto, professor da Universidade Estadual da Flórida e Nobel de Física em 1996 pela descoberta dos fulerenos, comemorou a descoberta. "Esse avanço entusiasmante fornece provas convincentes de que os fulerenos, como sempre suspeitei, existiram desde tempos imemoriais nos recantos escuros da nossa galáxia.”

O sinal originou-se em uma estrela de Ara, no hemisfério celestial sul, a 6 500 anos-luz de distância.

FOLHA DE S.PAULO. Molécula em forma de bola de futebol é encontrada no espaço. Disponível em:<http://www1.folha.uol.com.br/ciencia/771152-molecula-em-forma-de-bola-de-futebol-e-encontrada-no-espaco.shtml>. Acesso em: 28 abr. 2011.

Harold Kroto, físico-químico britânico e ganhador do Prêmio Nobel, foi um dos cientistas que, em 1985, postulou pela primeira vez a estrutura tridimensional dessas moléculas. Na foto, está sentado em meio aos modelos da molécula de fulerenos, formadas por átomos de carbono, com formato de bola de futebol

Latin

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Os buckminsterfulerenos e os nanotubos de carbono são duas formas alotrópicas de carbono que até hoje não tiveram suas propriedades totalmente elucidadas.

Buckminsterfulerenos Nanotubos

Os alótropos do carbono, buckminsterfulerenos e nanotubos, apresentam diferentes simetrias

Ao contrário da grafite e do diamante, que possuem uma infinidade de átomos unidos constituindo um retículo cristalino, o fulereno (buckminsterfulereno) e os nanotubos são formados por moléculas contendo no mínimo 60 átomos de carbono (C60), diferindo apenas pela simetria.

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011.

3D

.Fulerenos e

nanotubos de

carbono

@QUI925


Alótropos do oxigênio: as variedades alotrópicas do elemento oxigênio são o gás oxigênio (O2) e o ozô-nio (O3). A diferença entre esses alótropos está na atomicidade da molécula, ou seja, no número de áto-mos que forma a molécula. O oxigênio existente no ar atmosférico é um gás indispensável à respiração. O ozônio, gás que envolve a atmosfera terrestre, faz a proteção contra os raios ultravioleta do Sol.

Casos especiais de entalpia

Dependendo do tipo de reação, as entalpias podem receber nomenclaturas especiais. No entanto, para detalhar as principais é necessário o conhecimento do estado-padrão de uma substância.

Estado-padrão de uma substânciaDiante da impossibilidade de se determinar experimentalmente o valor absoluto da entalpia de

uma substância, foi adotado um referencial chamado de estado-padrão.

Uma substância está no estado-padrão quando se encontra no seu estado físico mais comum ou na sua variedade alotrópica mais estável (menos energética), a 1 atm e a 25ºC.

Arbitrariamente, atribui-se o valor zero às substâncias simples que se encontram no estado-padrão.

Exemplos:

Elemento H O C S N F Cℓ Br ISubstância simples com Ho = 0 H2(g) O2(g) C(grafite) S(rômbico) N2(g) F2(g) Cℓ2(g) Br2(ℓ) I2(s)

Observação: A entalpia-padrão é representada por Hº.

Entalpia-padrão de formação (ΔHof)

A entalpia-padrão de formação de uma substância, também conhecida como calor de formação, corresponde à variação de entalpia na síntese de 1 mol de uma substância a partir de substâncias simples no estado-padrão.

Exemplos:

H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) ΔH°f = –285,83 kJ/mol

C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH°f = –393,51 kJ/mol

½ N2(g) + ½ O2(g) → NO(g) ΔH°f = +90,25 kJ/mol

Ao efetuar a síntese de uma substância a partir de substâncias simples no estado-padrão, com a variação de entalpia (ΔH) determinada experimentalmente, obtém-se a entalpia da substância formada.

Exemplo:

H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) ΔH°f = –285,83 kJ/mol

Substâncias simples no estado-padrão

1 mol da substância formada

Variação de entalpia determi-nada experimentalmente

Matematicamente,ΔH = HP – HR

–285,83 = HH2O(ℓ) – zero

HH2O(ℓ) = –285,83 kJ/mol

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Oxigênio e ozônio, variedades alotrópicas do oxigênio


QUÍMICA

13

Comprova-se que a entalpia-padrão de formação de uma substância (ΔH°f) é numericamente igual à entalpia de 1 mol dessa substância. Assim, os valores das entalpias de várias substâncias são registrados em uma tabela, a qual é utilizada para determinar teoricamente os valores das variações de entalpias para diferentes reações.

A tabela apresenta valores de entalpia para algumas substâncias no estado-padrão: Substância kJ/mol Substância kJ/mol

CH4(g) –74,81 NaCℓ(s) –411,15

C2H2(g) +226,73 NaOH(s) –425,61

C2H4(g) +52,26 NaOH(aq) –470,11

CO(g) –110,53 Ca(OH)2(s) –986,09

CO2(g) –393,51 Ca(OH)2(aq) –1 002,82

SO2(g) –296,83 Aℓ(OH)3(s) –1 276

H2S(g) –20,63 O3(g) +142,7

HF(g) –271,1 AgI(s) –61,84

HBr(g) –36,40 AgI(aq) +50,38

HCℓ(g) –92,31 CH3OH(ℓ) –238,86

H2O(g) –241,82 C2H5OH(ℓ) –277,69

H2O(ℓ) –285,83 CaO(s) –635,09

H2O(s) –292,72 CaCO3(s) –1 206,9

NH3(g) –46,11 HCN(g) +135,1

NO2(g) +33,18 HI(g) +26,48

Fonte: ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2006.

Entalpia-padrão de combustão (ΔHoc)

A entalpia-padrão de combustão corresponde à energia liberada na queima completa de 1 mol de uma substância (combustível) pelo gás oxigênio (O2, comburente).

Por serem sempre reações exotérmicas (liberam energia na forma de calor para o sistema), apresentam valores negativos para as variações de entalpia (ΔH < 0).

Exemplos:

CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + H2O(ℓ) ΔH°c = –890 kJ/mol

C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(ℓ) ΔH°c = –2 220 kJ/mol

Os produtos formados dependem da composição do combustível. Para compostos que apresentam carbono e hidrogênio, a combustão completa libera gás carbônico e água.

Por que o fogo queima?1. O fogo é resultado de uma reação química provocada por três ingredientes: oxigênio, combustível e calor. Quando

eles se juntam, o oxigênio reage com o combustível, numa violenta oxidação*, chamada de combustão.2. O combustível é a substância que "queima" e pode ser sólido, líquido ou gasoso. Para reagir com o oxigênio, ele

deve ser aquecido até uma temperatura mínima – cada material tem a sua. Para iniciar a combustão, a temperatura de ignição da madeira é de 230ºC.

3. A combustão libera energia em forma de calor e de luz – provocando a chama. O calor do fogo na madeira, por volta de 800ºC, é o que alimenta e propaga a combustão. Combustíveis orgânicos, como a madeira – com carbono na com-posição –, geram fumaça ao queimar.

4. A queima da madeira gera cinzas. À medida que o combustível é consumido, a chama e o calor diminuem até o fogo sumir. Para apagar qualquer fogo, é só afastar o oxigênio – abafando o fogo, por exemplo – eliminar o combustível ou diminuir a temperatura da reação.

* Na oxidação, os átomos do gás oxigênio (O2) se separam para se combinar com outros elementos químicos.

POR QUE o fogo queima? Disponível em: <http://mundoestranho.abril.com.br/ciencia/fogo-queima-495841.shtml>. Acesso em: 26 abr. 2011.

Entalpia-

-padrão de

combustão

@QUI471

14

A tabela a seguir apresenta as entalpias de com-bustão de diferentes substâncias, frequentemente utilizadas como combustíveis:

SubstânciaEntalpia de combustão (kJ/mol)

(valores aproximados)

CH4(g) –890

C3H8(g) –2 220

C4H10(g) –2 878

C8H18(ℓ) –5 471

CH3OH(ℓ) –726

C2H5OH(ℓ) –1 368

Fonte: ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química:

questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre:

Bookman, 2006. p. 286.

Com base nessa tabela, resolva as seguintes questões:

1. Escreva as equações termoquímicas que repre-sentam as entalpias de combustão dos com-postos apresentados na tabela de entalpia de combustão:

2. Qual é a quantidade de energia liberada na queima de 2,9 kg de gás butano (C4H10)?

AAAAAA tabela a segu 3. Qual deve ser a quantidade em matéria (mol) de propano queimada para liberar 400 kJ?

4. Além de produzir o mínimo possível de polui-ção, a escolha de um combustível depende da quantidade de calor fornecida. Entre os com-bustíveis citados na tabela, determine:

a) Qual combustível libera a maior quantidade de calor, por mol consumido?

b) Qual combustível libera a maior quantidade de calor, por grama consumido?

5. Determine a massa de etanol (C2H5OH) neces-sária para gerar a mesma quantidade de calor liberada na queima de 1 mol de octano (C8H18), principal componente da gasolina:


QUÍMICA

15

Entalpia-padrão de neutralizaçãoA entalpia-padrão de neutralização corresponde à energia liberada na formação de 1 mol de água,

a partir da neutralização de 1 mol de íons H+ por 1 mol de íons OH–, em soluções aquosas diluídas.

Exemplos:

HCℓ(aq) + NaOH(aq) → NaCℓ(aq) + H2O(ℓ) ΔH = –58,0 kJ/mol

HNO3(aq) + KOH(aq) → KNO3(aq) + H2O(ℓ) ΔH = –58,0 kJ/mol

Na neutralização de ácidos e bases fortes, por estarem praticamente 100% ionizados ou disso-ciados em seus respectivos íons, a variação de entalpia é constante e seu valor será igual a –58,0 kJ por mol de água formada.

H+(aq) + OH–

(aq) → H2O(ℓ) ΔH = –58,0 kJ/mol

1. (UECE) O sal de cozinha, em contato com a água, mesmo na forma de gelo, tende a se dissolver. Essa dissolução é um processo endotérmico, isto é, exige uma quantidade de energia para se con-cretizar. A temperatura da mistura pode chegar a –18ºC e, em 5 minutos, seu isopor será capaz de fazer por uma latinha de cerveja o que o freezer faria em 15 minutos. Assinale a opção que con-tém o gráfico que representa um processo endo-térmico, em uma reação química:

a) b)

c) d)

2. (UFSM – RS) A queima do dirigível Hindenburg, em Nova Jersey, no ano de 1937, marcou o fim do uso de hidrogênio em dirigíveis, potenciali-zando o uso de aviões.

O hidrogênio reage ao ar de acordo com a equação:

2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g) ΔH = –483,6 kJ

Considerando a equação, analise as afirmações:

I. Como o valor de ΔH é negativo, o sistema libera calor para a vizinhança.

II. O valor da variação da entalpia permanece o mesmo, independente da quantidade de rea-gentes consumida no processo.

III. A entalpia dos reagentes é maior que a ental-pia dos produtos.

IV. A reação é endotérmica.

Estão corretas

a) apenas I e II.

b) apenas I e III.

c) apenas II e III.

d) apenas II e IV.

e) apenas I, III e IV.

3. (UESPI) O acetileno é um gás utilizado em ma-çaricos para cortar e soldar metais. Ao queimar, produz uma chama luminosa intensa, alcançan-do uma temperatura ao redor de 3 000°C. Con-sidere a equação termoquímica para a reação de decomposição do acetileno:

C2H2(g) → 2 C(s) + H2(g) ΔH = –230 kJ . mol–1

e analise as seguintes afirmativas:

Determinação

experimental

da entalpia de

neutralização

@QUI820


(1) A reação é exotérmica, pois o calor é liberado.(2) A variação da entalpia da reação inversa é idên-

tica à da reação direta.(3) A entalpia dos produtos é menor que a ental-

pia dos reagentes.

Está(ão) correta(s)

a) 1 apenas. b) 2 apenas.

c) 3 apenas. d) 1 e 3 apenas.

e) 1, 2 e 3.

4. (UFMG) Ao se preparar uma solução aquosa con-centrada de sal de cozinha, NaCℓ, observou-se, du-rante a dissolução, um resfriamento do sistema.

Considerando-se a situação descrita e outros co-nhecimentos sobre o assunto, é correto afirmar que:

a) a dissolução do NaCℓ aumenta a energia ciné-tica média das moléculas da água;

b) a quantidade de NaCℓ dissolvida determina o grau de resfriamento do sistema;

c) a quebra do retículo cristalino do NaCℓ é um processo exotérmico;

d) a solução transfere energia, na forma de calor, para a vizinhança.

5. (UEL – PR) As bolsas térmicas consistem, geral-mente, de dois invólucros selados e separados, onde são armazenadas diferentes substâncias químicas. Quando a camada que separa os dois invólucros é rompida, as substâncias neles con-tidas misturam-se e ocorre o aquecimento ou resfriamento. A seguir estão representadas algu-mas reações químicas que ocorrem após o rom-pimento da camada que separa os invólucros com seus respectivos ΔH°. Analise as reações e os valores correspondentes de ΔH° e assinale a alternativa que correlaciona, adequadamente, as reações com as bolsas térmicas quentes ou frias.

I. CaO(s) + SiO2(s) → CaSiO3(s) ΔH = –89,5 kJ/mol

II. NH4NO3(s) + H2O(ℓ) → NH+4(aq) + NO–

3(aq)

ΔH = +25,69 kJ/mol

III. CaCℓ2(s) + H2O(ℓ) → Ca2+(aq) + 2 Cℓ–

(aq)

ΔH = –82,80 kJ/mol

a) I. fria, II. quente, III. fria.

b) I. quente, II. fria, III. quente.

c) I. fria, II. fria, III. fria.

d) I. quente, II. quente, III. fria.

e) I. quente, II. quente, III. quente.

6. (UFPE) Quando NH4Cℓ é dissolvido em um bé-quer contendo água, e dissocia-se de acordo com a equação:

NH4Cℓ(s) + H2O(ℓ) → NH4+

(aq) + Cℓ–(aq) ΔH = +14,8 kJ/mol

podemos concluir que:

a) o processo de dissolução é endotérmico;

b) os íons aquosos contêm mais energia que o NH4Cℓ(s) e H2O(ℓ) isolados;

c) 14,8 kJ serão liberados na dissolução de 1 mol de NH4Cℓ(s);

d) a dissolução do NH4Cℓ(s) em H2O(ℓ) provoca o esfriamento do líquido;

e) a temperatura do béquer permanecerá cons-tante.

7. (FACULDADE EVANGÉLICA – PR) Na Terra é possí-vel encontrar água nos três estados físicos – sóli-do, líquido e gasoso. Cada um desses três estados apresenta características próprias que podem ser alteradas pela variação de temperatura.

Em relação aos três estados de agregação da água e suas alterações, avalie as afirmativas:

a) Ao mudar de estado físico, a água sofre alte-rações em suas características macroscópicas e microscópicas, não havendo, contudo, alte-ração em sua composição.

b) Para que ocorra a fusão, é necessário fornecer energia ao material, o que caracteriza um pro-cesso exotérmico.

c) Quando a água, substância líquida, à tempe-ratura ambiente, passa espontaneamente do estado gasoso para o líquido, o processo é de-nominado liquefação.

d) Na fervura da água, ocorre o rompimento das ligações covalentes antes das intermole-culares.

e) O ponto de fusão e o ponto de solidificação da água possuem o mesmo valor a uma mes-ma pressão. A mudança de fase irá definir-se, em função de estar absorvendo ou liberando calor.


QUÍMICA

17

8. (UESPI) Em algumas regiões do Brasil, principal-mente aquelas com pouco acesso à energia elé-trica, é comum as pessoas utilizarem potes de barro para conservar água a uma temperatura um pouco mais fria que a do ambiente. Esse fe-nômeno, que para muitos ainda é considerado uma “crendice popular”, pode ser explicado, cientificamente, pelo fato de que:

a) parte da água, ao atravessar os poros do pote de barro, passa do estado líquido para o es-tado gasoso (evaporação). Nesse processo, a água, absorve energia (calor) das paredes do pote, esfriando-o;

b) parte da água, ao passar pelos poros do pote de barro, retira energia das moléculas do vapor-d’água presentes fora do pote. Nesse processo, o vapor-d’água, ao se condensar, absorve energia (calor) das paredes do pote, esfriando-o;

c) parte da água, ao atravessar os poros do pote de barro, reage com as partículas constituin-tes do barro. Como essa reação é endotér-mica, absorve energia (calor) das paredes do pote, esfriando-o;

d) parte da água, ao atravessar os poros do pote de barro, reage com as partículas constituin-tes do barro. Como essa reação é exotérmica, absorve energia (calor) das paredes do pote, esfriando-o;

e) a água, por ficar muito tempo “parada” dentro do pote, perde energia cinética, resfriando-se.

9. (UERN)

O conceito de entalpia-padrão de formação constitui uma das ideias mais brilhantes da ter-moquímica. A partir desse conceito, é possível se determinar o valor da variação de entalpia de uma reação química. O diagrama apresenta as entalpias-padrão de formação de algumas subs-tâncias químicas.

De acordo com essas informações e com esses dados, é correto afirmar:

(01) A formação de CO(g) a partir das substâncias simples C(graf.) e oxigênio é endotérmica.

(02) A entalpia-padrão de formação de CO2(g) é +394,0 kJ.

(03) A variação de entalpia da reação

CO2(g) → C(graf.) + O2(g) é igual a zero.

(04) A transformação de CO2(g) em CO(g) apre-senta variação de entalpia igual a +284,0 kJ.

10. (UFAM)

“...Amazônia está queimando ai, ai que dor, ai, ai que horror...”

(Lamento de raça – Emerson Maia)

O efeito estufa é um fenômeno de graves con-sequências climáticas ocasionado por altas con-centrações de dióxido de carbono no ar. O CO2 é produto da respiração dos seres vivos (animais e vegetais) e da queima de combustíveis (carvão, gasolina, querosene, óleo diesel, etc.) e árvores da floresta. Quando se queima o carbono em ex-cesso de oxigênio à pressão constante, forma-se dióxido de carbono.

(Dados: C = 12 u, O = 16 u.

C(s) + O2(g) → CO2 ΔH = –393,5 kJ/mol)

É correto afirmar que:

a) um mol de carbono sólido reage com 32 g de oxigênio gasoso, liberando 196,75 kJ de ener-gia na formação de dois mols de dióxido de carbono gasoso;

b) a entalpia do produto dióxido de carbono ga-soso é maior que a entalpia dos reagentes car-bono sólido e oxigênio gasoso;

c) trata-se de uma reação endotérmica, pois a variação de entalpia é negativa;

d) dois mols de carbono sólido reagem com 32 g de oxigênio gasoso, absorvendo 787,0 kJ de energia na formação de dois mols de dióxido de carbono gasoso;

e) 12 g de carbono sólido reagem com 32 g de oxigênio gasoso, liberando 393,5 kJ de ener-gia na formação de 44 g de dióxido de carbo-no gasoso.

11. (UFMS) A reação de combustão completa do hi-drocarboneto etino (comercialmente conhecido como acetileno) é representada pela equação:

C2H2(g) + 5 2 O2(g) → 2 CO2(g) + H2O(g) ΔH° = –1 255 kJ/molTermoquímica; Cinética Química18

Numa oficina onde são substituídos escapamen-tos em automóveis, consumiram-se 650 g de acetileno, qual foi a energia liberada?

(Dados: Massas atômicas em g/mol: C = 12; H = 1)

a) –31 375 kJ

b) –26 275 kJ

c) –15 020 kJ

d) –12 410 kJ

e) –25 525 kJ

12. (UEA – AM) Um grupo de estudantes realiza pes-quisa de campo em uma área próxima ao Rio Unini, afluente do Rio Negro. Eles deverão per-noitar no local e utilizarão etanol em gel, com-bustível utilizado em acampamentos. Que massa de etanol precisa ser queimada para fornecer 300 kJ de calor?

Equação termoquímica:

C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) ΔHo = –1 380 kJ

(Dados: C = 12 u; H = 1 u; O = 16 u)

a) m = 10,0 g

b) m = 8,0 g

c) m = 5,0 g

d) m = 7,5 g

e) m = 8,5 g

13. (UERJ) Explosivos, em geral, são formados por substâncias que, ao reagirem, liberam grande quantidade de energia. O nitrato de amônio, um explosivo muito empregado em atividades de mineração, se decompõe segundo a equação química:

2 NH4NO3(s) → 2 N2(g) + O2(g) + 4 H2O(g)

Em um teste, essa decomposição liberou 592,5 kJ de energia e produziu uma mistura de nitrogê-nio e oxigênio com volume de 168 L, medido nas CNTP.

Nas mesmas condições, o teste com 1 mol de nitrato de amônio libera, em quilojoules, a se-guinte quantidade de energia:

a) 39,5

b) 59,3

c) 118,5

d) 158,0

14. (FATEC – SP) Os carboidratos são uma importante fonte de energia em nossa dieta alimentar. Nas células, as moléculas de monossacarídeos são me-tabolizadas pelo organismo, num processo que li-bera energia, representado pela equação:

C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O + energia

Essa equação química corresponde ao processo global popularmente denominado “queima da glicose”. Cada grama desse açúcar metaboliza-do libera cerca de 4 kcal de energia, usada para movimentar músculos, fazer reparos nas células, manter constante a temperatura corporal, etc.

A massa de oxigênio consumida, em gramas, quando a “queima” desse açúcar metabolizado liberar 1 200 kcal é:

(Dados: massas molares (g/mol): H = 1; C = 12; O = 16)

a) 300 b) 320

c) 400 d) 800

e) 1 800

15. (UFAC) O aumento da concentração de CO2 na atmosfera, resultante da queima de combustíveis orgânicos, contribui para a intensificação do efeito estufa e o consequente aumento no aquecimento global do planeta. A 25ºC, a queima do etanol e do metano libera 1 400 kJ/mol e 900 kJ/mol de ener-gia, respectivamente. A razão entre a quantidade de energia liberada por mol de CO2 emitido pela combustão do etanol e do metano são, respectiva-mente:

a) 1 400 e 900 kJ/mol

b) 700 e 900 kJ/mol

c) 700 e 450 kJ/mol

d) 200 e 900 kJ/mol

e) 1 400 e 1 800 kJ/mol

16. (UPE) Uma mistura gasosa de massa total 132,0 g é formada por igual número de mols de etano (C2H6) e butano (C4H10). A combustão total dos gases constituintes dessa mistura libera para o ambiente

(Dados: os calores de combustão dos gases etano e butano, são, respectivamente, –1 428 kJ/mol e –2 658 kJ/mol; ma (C) = 12 u, ma (H) = 1 u)

a) 4 897 kJ b) 8 172 kJ

c) 3 372 kJ d) 4 086 kJ

e) 6 129 kJ


QUÍMICA

19

17. (PUCPR) Nos últimos anos, o mercado financeiro internacional tem mostrado uma tendência na va-lorização das denominadas Commodities agríco-las como, por exemplo, o milho, devido ao maior interesse no uso desses produtos para fins de ob-tenção de combustíveis alternativos ao petróleo que sejam menos poluentes e ainda renováveis.

Entre esses combustíveis, pode-se destacar o metano (CH4 = 16 g . mol–1), o metanol (CH3OH = 32 g . mol–1) e o etanol (CH3CH2OH = 46 g . mol–1).

Segundo as informações apresentadas na tabela a seguir,

Combustível ΔHcombustão / kJ mol–1 d / g mL–1

Metano –890,8 0,717 . 10–3

Metanol –763,7 0,792

Etanol –1 409,4 0,789

pode-se afirmar que os combustíveis que apre-sentam as maiores capacidades energéticas más-sica e volumétrica são, respectivamente

a) metanol e etanol.

b) etanol e metanol.

c) metanol e metano.

d) etanol e metano.

e) metano e etanol.

DesafioDesafio

18. (UFT – TO) Etanol é um dos mais importantes com-bustíveis renováveis do país. Com o progresso da tecnologia dos automóveis flex-fuel houve um im-pulso na comercialização e utilização deste com-bustível. A entalpia-padrão de combustão do etanol líquido é –1 367 kJ/mol e sua densidade é 0,80 g/mL.

Na combustão de 1 L de etanol, é correto afirmar que ocorre:

a) liberação de 23,77 kJ de energia;

b) liberação de 1 367 kJ de energia;

c) liberação de 2,38 . 104 kJ de energia;

d) liberação de 238 kJ de energia.

DesafioDesafio

19. (UPE) Há muito que se conhece que o metanol e o etanol podem ser usados como combustíveis de veículos automotores, pois queimam facil-mente, no ar, liberando energia. Há previsões de

que os álcoois vão crescer em importância como combustíveis automotivos, já que, na atualidade, têm nichos de mercado, em escala internacional, muito promissores.

Utilize a tabela como subsídio à sua resposta:

Combustíveis Densidade (g/mL) ΔHcombustão (kJ/g)

Metanol 0,80 23

Etanol 0,80 30

Gasolina 0,75 43

(Dados: ma (C) = 12 u, ma (H) = 1u, ma (O) = 16 u)

Em relação aos combustíveis metanol, etanol e gasolina, é correto afirmar que:

a) o metanol libera mais energia por mL do que o etanol e a gasolina pura;

b) 1,0 mL de etanol libera mais energia que 1,0 mL de gasolina pura;

c) a diferença entre a energia liberada na com-bustão de 1,0 mL de gasolina pura e 1,0 mL de metanol é 13,85 kJ;

d) 1,0 mL de etanol, quando queimado, libera aproximadamente 50% a mais de energia que 1,0 mL de metanol;

e) a energia liberada, quando se queima 1,0 mL de gasolina, é maior do que quando se queima 1,0 mL de etanol + 1,0 mL de metanol juntos.

DesafioDesafio

20. (UNESP) A tabela apresenta informações sobre as composições químicas e as entalpias de combus-tão para três diferentes combustíveis que podem ser utilizados em motores de combustão interna, como o dos automóveis:

CombustívelΔH combustão

kcal mol–1Massas molares

g mol–1

Gasolina (C8H18) –1 222,5 114,0

Etanol (C2H5OH) –326,7 46,0

Hidrogênio (H2) –68,3 2,0

Com base nas informações apresentadas e com-parando esses três combustíveis, é correto afir-mar que:

a) a gasolina é o que apresenta menor impacto ambiental e vantagem energética;

b) o álcool é o que apresenta maior impacto am-biental e vantagem energética;


c) o hidrogênio é o que apresenta menor impac-to ambiental e maior vantagem energética;

d) a gasolina é o que apresenta menor impacto ambiental e maior vantagem energética;

e) o álcool é o que apresenta menor impacto am-biental e maior vantagem energética.

DesafioDesafio

21. (UNIR – RO) O Brasil é o maior exportador de eta-nol do mundo e a primeira economia a ter atin-gido um uso sustentável dos biocombustíveis. A reação de combustão do etanol pode, grafica-mente, ser representada por:

Reagentes

Produtos

C H OH + 3 O( ) 2(g)2 5l

2 CO + 3 H O(g) ( )l

2 2

�H = –1 368 kJ/mol

�H (kJ)

Sobre essa reação, analise as afirmativas:

I. A 25ºC e 1 atm, 1 mol de etanol líquido rea-ge com 3 mols de oxigênio, formando 2 mols de gás carbônico e 3 mols de água, liberando 1 368 kJ de calor.

II. A combustão de 5 mols de etanol produz 170 g de água.

III. O volume de gás carbônico, medido nas CNTP, produzido quando se queima 23 g de etanol, é 2,24 L.

IV. Considerando detanol = 0,8 g . cm–3, na quei-ma de 1,25 L de etanol, são liberados 29 740 kJ de calor, aproximadamente.

Estão corretas as afirmativas:

a) I e IV, apenas.

b) I, II e III, apenas.

c) II e III, apenas.

d) II e IV, apenas.

e) II, III e IV, apenas.

22. (UFAL) O consumo de um automóvel movido a álcool etílico é de 12 km/kg de álcool. Sabendo que a energia de combustão desse álcool é da ordem de 103 kJ/mol, quantos quilojoules são necessários para o automóvel ir de Maceió para o Recife (ou seja, percorrer 245 km)?

(Dado: álcool etílico: C2H6O)

a) 2 . 103 kJ

b) 3 . 104 kJ

c) 4 . 105 kJ

d) 1 . 106 kJ

e) 4 . 106 kJ

23. (CEFET – SC) A queima de carvão ou de petróleo libera resíduos gasosos, como óxidos de nitro-gênio e de enxofre. A reação dessas substâncias com a água forma ácido nítrico e ácido sulfúrico, presentes nas precipitações de chuva ácida. Os poluentes do ar são carregados pelos ventos e viajam milhares de quilômetros; assim, as chu-vas ácidas podem cair a grandes distâncias das fontes poluidoras, prejudicando outros países. O solo se empobrece, a vegetação fica comprome-tida. A acidificação prejudica os organismos em rios e lagoas, comprometendo a pesca. Monu-mentos de mármore são corroídos, aos poucos, pela chuva ácida. Esse é um dos sérios problemas da maioria das regiões metropolitanas.

Um dos responsáveis pela chuva ácida é o poluen-te SO3 que reage com a água da chuva originando ácido sulfúrico. O SO3 não é um poluente produ-zido diretamente pelas fontes poluidoras, mas é formado quando o poluente SO2, que é liberado por fontes que queimam combustíveis fósseis, rea-ge com o oxigênio do ar, segundo a reação:

2 SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(g)

Com base nas informações anteriores, qual(is) das afirmações está(ão) correta(s)?

(01) A reação acima citada classifica-se como uma reação de síntese ou adição.

(02) Se considerarmos que a entalpia de forma-ção do trióxido de enxofre corresponde a –396 kJ/mol, nas CNTP, podemos afirmar que a reação de formação do SO3 é uma reação exotérmica.

(04) O ácido nítrico e o ácido sulfúrico, respon-sáveis, segundo o texto, pelas chuvas áci-das, possuem respectivamente fórmulas HNO3 e H2SO4.

(08) A molécula de SO3 possui em sua fórmula estrutural duas ligações covalentes simples e uma ligação covalente dativa.

(16) A massa molecular do dióxido de enxofre é 80 u, considerando as massas atômicas do S = 32 u e do O = 16 u.


QUÍMICA

21

DesafioDesafio

24. (UEL – PR)

Texto I

É impossível não partilhar a sensação de excita-ção, autoconfiança e orgulho que empolgava os que viveram a época quando a estrada de fer-ro ligou pela primeira vez o Passo de Calais ao Mediterrâneo e quando os trilhos percorreram o caminho do Oeste norte-americano, o subconti-nente indiano na década de 1860 e o interior da América Latina na década de 1870. Como pode-mos negar a admiração por estas tropas de cho-que da industrialização que construíram tudo isso e que deixaram seus ossos ao longo de cada milha de trilhos?

(Adaptado de: HOBSBAWM, Eric J. A era do capital. 2. ed.

Rio de Janeiro: Paz e Terra, 1979. p. 74.)

Texto II

Essa Maria Fumaça é devagar quase parada

Ô seu foguista, bota fogo na fogueira

Que essa chaleira tem que estar até sexta-feira

Na estação de Pedro Osório, sim senhor

Se esse trem não chega a tempo

vou perder meu casamento

Atraca, atraca-lhe carvão nessa lareira

Esse fogão é que acelera essa banheira...

(KLEITON e KLEDIR. Maria Fumaça. Disponível em: <http://

letras.terra.com.br>. Acesso em: 15 set. 2009.)

MONET. Le train dans le neige. 1875.

No trem Maria Fumaça, as reações químicas que ocorrem dentro da caldeira estão descritas a se-guir:

C(s) + ½ O2(g) → CO(g) ΔH = –111,0 kJ (1)

CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ΔH = –283,0 kJ (2)

C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔH = –394,0 kJ (3)

Com base no texto II, nas equações químicas e sa-bendo que a massa molar do carbono é 12 g/mol, analise as afirmativas:

I. A reação de decomposição do monóxido de carbono em seus constituintes mais estáveis é um processo que absorve energia.

II. Nas equações (1), (2) e (3), as energias dos reagentes são menores que as energias dos produtos.

III. Cinco toneladas de carvão no forno da cal-deira da Maria Fumaça fornecem aproxima-damente 1, 64 . 108 kJ de energia ao se trans-formar em CO2(g).

IV. Os gases representados nas equações (1), (2) e (3) apresentam estruturas lineares.

Assinale a alternativa correta:

a) Somente as afirmativas I e II são corretas.

b) Somente as afirmativas II e IV são corretas.

c) Somente as afirmativas III e IV são corretas.

d) Somente as afirmativas I, II e III são corretas.

e) Somente as afirmativas I, III e IV são corretas.

DesafioDesafio

25. (UNIMONTES – MG) A nutrição parenteral é usa-da em pacientes incapazes de ingerir uma nutri-ção adequada, oralmente. Os lipídeos podem ser utilizados para fornecer energia quando o corpo não pode obter toda a necessidade energética dos carboidratos. A proporção de calorias provi-das por lipídeos é normalmente 30% das calorias diárias totais. Os lipídeos provêm 9 cal de ener-gia por grama, e o limite máximo de gordura para uma dieta saudável deve ser inferior a 65 g.

Foi preparada para um paciente uma dieta de 3 000 calorias diárias. Considerando os padrões de limites aceitáveis, pode-se afirmar que a quantidade de lipídeos na dieta é:

a) aceitável, inferior a 50 g;

b) indesejável, igual a 100 g;

c) indesejável, superior a 100 g;

d) aceitável, igual a 64 g.


Métodos teóricos para determinar a

variação de entalpia da reação

Na prática, com auxílio de um calorímetro, pode-se determinar a variação de entalpia de algumas reações químicas à pressão constante, por meio da energia liberada ou absorvida na forma de calor. Entretanto, isso nem sempre é possível, pois, além de serem muitas as reações, algumas não ocorrem experimentalmente. Dessa forma, existem vários métodos para determinar, teoricamente, a variação de entalpia de uma reação.

Entalpia de formaçãoComo a entalpia de uma substância não pode ser medida, foram definidos e determinados valores

relacionados às quantidades de energia das substâncias quando estão envolvidas numa reação quí-mica. Os valores da entalpia-padrão de formação de uma substância (ΔHºf), predeterminados, foram registrados em tabelas para que, com o auxílio destas, o ΔH teórico de outras reações seja calculado.

Com os valores das entalpias de formação dos participantes da reação, de modo geral, pode-se calcular o ΔH da reação da seguinte maneira:

ΔH°Reação = [Σ Hformação dos produtos] – [Σ Hformação dos reagentes]

Observação: onde Σ significa somatório

A entalpia-padrão de formação de uma substância refere-se à entalpia de 1 mol dessa substância, portanto os valores tabelados devem ser multiplicados pelos coeficientes estequiométricos da referida substância, de acordo com a reação na qual participa.

Exemplo:

O gás metano (CH4), principal componente do gás natural, tem sido a escolha de muitas indústrias e proprietários de veículos, pois, quando comparado com outros combustíveis derivados do petró-leo, produz grande quantidade de calor, por quilograma queimado, resultando em menor impacto ambiental.

Dadas as entalpias de formação do CH4 = –74,81 kJ/mol, do CO2 = –393,51 kJ/mol e da H2O = –285,83 kJ/mol, calcule a variação de entalpia, em kJ, para a reação abaixo, a 25°C e 1 atm:

CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(ℓ)

Resolução:Com as entalpias de formação dadas, coloca-se abaixo de cada substância envolvida o valor cor-respondente, ou seja, se necessário, altera-se o valor da entalpia da substância para a quantidade presente na equação fornecida:

CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(ℓ)

–74,81 + 2 (zero) → –393,51 + 2 (–285,83)

–74,81 → –965,17Σ Hformação dos reagentes → Σ Hformação dos produtos

ΔH°Reação = [Σ Hformação dos produtos] – [Σ Hformação dos reagentes]

ΔH°Reação = –965,17 – (–74,81)

ΔH°Reação = –890,36 kJ

O valor do ΔH de uma reação pode ser expresso em função da quantidade em matéria para qualquer participante.


QUÍMICA

23

Lei de HessEstabelecida com base em resultados experimentais, a Lei de Hess foi enunciada em 1840 pelo

cientista suíço Germain Henri Hess (1802-1850), considerado um dos pioneiros da Físico-Química.

A variação de entalpia em uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação.

Em outras palavras, independente do caminho percorrido, partindo de um estado inicial e che-gando a um estado final, o ΔH será sempre o mesmo, seja uma reação direta ou em etapas. Dessa forma, a Lei de Hess pode ser considerada uma simples consequência do Princípio da Conservação da Energia, que estabelece que esta não pode ser criada nem destruída, apenas convertida em outra forma de energia.

A grande aplicação é permitir a determinação da variação de entalpia das reações que não se realizam na prática ou de reações que se realizam, porém são difíceis de medir diretamente a sua variação de energia. Ou seja, com esse método teórico, é possível fazer uma previsão do ΔH de uma reação sem realizá-la, por meio de outras reações cujos valores de ΔH são disponíveis. Dessa forma, as equações termoquímicas podem ser operadas como se fossem equações algébricas, em que a variação de entalpia da equação global será igual à soma das variações de entalpia das etapas individuais.

Exemplo:

O gás metano (CH4), principal componente do gás natural, tem sido a escolha de muitas in-dústrias e proprietários de veículos, pois, quando comparado com outros combustíveis derivados do petróleo, produz grande quantidade de calor, por quilograma queimado, resultando em menor impacto ambiental.

Determinar o ΔH da reação:

CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(ℓ)

A partir das equações:

I. C(graf) + O2(g) → CO2(g) ΔH = –393,51 kJ

II. H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) ΔH = –285,83 kJ

III. C(graf) + 2 H2(g) → CH4(g) ΔH = –74,81 kJ

Resolução:As equações dadas deverão ser organizadas de tal modo que a sua soma resulte na equação- -problema: CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(ℓ).

Dessa forma, buscam-se as substâncias participantes nas equações fornecidas e, algebricamente, efetua-se a soma daquelas que forem utilizadas para a obtenção da equação na qual se deseja determinar a variação de entalpia. Para isso, deve-se:

Inverter a equação III de modo a obter o CH4(g) como reagente.

III. C(graf) + 2 H2(g) → CH4(g) ΔH = –74,81 kJ (inverter a equação) ∴

III. CH4(g) → C(graf) + 2 H2(g) ΔH = +74,81 kJ

Manter a equação I, pois, dessa forma, obtém-se CO2(g).


Henri Hess, estudando os ca-lores das reações químicas e as relações desses calores com a afinidade entre as substâncias e com as forças de ligação entre os elemen-tos químicos, é considerado um dos pioneiros da Físico- -Química

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Lei de

Hess

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Multiplicar a equação II por 2, para que os coeficientes sejam ajustados.

II. H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) ΔH = – 285,83 kJ (multiplicar por 2 a equação) ∴

II. 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(ℓ) ΔH = –571,66 kJ

Finalmente, fazer a soma algébrica das equações utilizadas. Considera-se que a variação de entalpia de uma reação é a soma das variações de entalpias das equações secundárias.


II. 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(ℓ) ΔH = –571,66 kJ

III. CH4(g) → C(graf) + 2 H2(g) ΔH = +74,81 kJ

CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(ℓ) ΔHReação = –890,36 kJ

Segundo a Lei de Hess, o ΔH de um processo é a soma das variações de entalpia das etapas que ocorrem durante esse processo. Assim, é possível também determinar a variação de entalpia de uma reação por meio de representação gráfica.

ΔHReação = ΔHI + ΔHII + ΔHIII + ... + ΔHn

Energia de ligação

Numa reação química, as substâncias iniciais são consumidas para que novas substâncias sejam formadas. Nesse processo, microscopicamente, ocorre um rearranjo entre os átomos presentes nos reagentes para a obtenção de novas ligações entre esses átomos nos produtos. Portanto, algumas ligações são quebradas e outras, formadas.

Entalpia de ligação é a energia necessária para romper 1 mol de ligações entre átomos no estado gasoso, em condições-padrão.

Para que ocorra a quebra de ligações nos reagentes, é necessário o fornecimento de energia, portanto é um processo endotérmico. Para a formação de ligações nos produtos, há liberação de energia, isto é, um processo exotérmico. A análise dessas energias envolvidas permite determinar a variação de entalpia de uma reação química.

Para romper, por exemplo, um mol de ligações do gás hidrogênio e formar átomos de H(g), é neces-sário fornecer 436 kJ. Diz-se que a energia de ligação H – H é 436 kJ.

H2(g) → 2 H(g) ΔH = 436 kJ/mol de ligação (simples)

ou

H – H → 2 H(g) ΔH = 436 kJ/mol de ligação

Graficamente,

H + H(gasoso)(gasoso)

�H = +436 kJ

H – H(gasoso)


QUÍMICA

25

Assim,O2(g) → 2 O(g) ΔH = 496 kJ/mol de ligação (dupla)

ouO = O → 2 O(g) ΔH = 496 kJ/mol de ligação

N2(g) → 2 N(g) ΔH = 944 kJ/mol de ligação (tripla)

ouN ≡ N → 2 N(g) ΔH = 944 kJ/mol de ligação

A tabela a seguir apresenta valores das entalpias de ligação médias para algumas ligações:

LigaçãoEntalpias de ligação

médias kJ/molLigação

Entalpias de ligação

médias kJ/mol

C – H 412 N – N 163

C – C 348 N ≡ N 944

C = C 612 N – O 210

C ≡ C 837 N = O 630

C – O 360 O – H 463C = O 743 F – F 158C – N 305 Cℓ – Cℓ 242C – F 484 Br – Br 193

C – Cℓ 338 H – F 565

C – Br 276 H – Cℓ 431

N – H 388 H – Br 366

Fonte: ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2006.

Exemplos:

1. A indústria automobilística busca cada vez mais o desenvolvimento de motores que utilizam com-bustíveis alternativos, como o H2. Apesar de ser considerado um combustível que não causa polui-ção, apresenta baixa capacidade energética (mássica e volumétrica). Calcule a energia envolvida na queima de um mol desse combustível:

H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g)

Dadas as energias de ligação:H – H ΔH = 436 kJ/molO = O ΔH = 496 kJ/molH – O ΔH = 463 kJ/mol

Resolução:Primeiramente, representam-se as ligações de todas as substâncias envolvidas. Com os dados apresentados, as ligações são substituídas pelos valores que correspondem à quebra de 1 mol de ligação. Assim, se necessário, altera-se o valor da energia para a quantidade presente na equação. H – H + ½ O = O → H – O – H

Ligações rompidas → Ligações formadas 436 kJ + ½ · 496 kJ → 2 · 463 kJ

684 kJEnergia absorvida para o rompimento de ligações (processo endotérmico)

926 kJEnergia liberada para a formação de ligações (processo exotérmico)

<

Saldo: 242 kJ liberados


2. A hidrazina é um composto químico de fórmula N2H4, utilizado entre outras aplicações em prope-lentes de satélites artificiais. Sabendo-se que a síntese da hidrazina pode ser representada pela equação a seguir:

2 H2(g) + N2(g) → N2H4(g)

Ligação Energia (kJ/mol)

H – H 436

H – N 388

N – N 163

N ≡ N 944

Por meio dos valores das energias de ligação, na tabela apresentada, calcule a variação de entalpia obtida na sua formação:Resolução: 2 H – H + N ≡ N → H – N – N – H

H H

Ligações rompidas → Ligações formadas2 · 436 kJ + 944 kJ → 4 · 388 kJ + 163 kJ

Saldo: 101 kJ absorvidos

1 816 kJEnergia absorvida para o rompimento de ligações (processo endotérmico)

1 715 kJEnergia liberada para a formação de ligações (processo exotérmico)

>

O saldo resultante indica se a reação química ocorre com absorção ou liberação de energia. Na realidade, há tanto a absorção de energia (nos reagentes) quanto a liberação de energia (nos produtos), porém o saldo determina qual processo prevalece na reação química em questão.

1. (UDESC) Determine o calor de combustão (ΔH°) para o metanol (CH3OH) quando ele é queimado, sabendo-se que ele libera dióxido de carbono e vapor-d’água, conforme reação descrita abaixo:

Substância ΔHof kJ . mol–1

CH3OH –239,0

CO2 –393,5

H2O –241,8

CH3OH + 3/2 O2 → CO2 + 2 H2O

a) ° = +638,1 kJ . mol–1

b) . mol–1

c)

d) . mol–1

e) . mol–1

2. (UFRN) A civilização moderna consome muita energia. Uma grande quantidade dessa energia é produzida pela queima de derivados do petró-leo, como a gasolina, da qual um dos compostos fundamentais é o octano (C8H18).

A seguir, representa-se a equação ajustada da combustão completa do octano, a 298 K e 1 atm:

C8H18(ℓ) + 25 2 O2(g) → 8 CO2(g) + 9 H2O(ℓ)


QUÍMICA

27

a) Se ΔH°Reação = Σ ΔHf°P – Σ ΔHfoR, calcule a variação

de entalpia para a combustão de um mol de octa-no, de acordo com os dados da tabela abaixo:(Dados: a 298 K e 1 atm)

Substância ΔHof kJ . mol

C8H18(ℓ) –5 110,0

CO2(g) –394,0

H2O(ℓ) –286,0

b) Uma alternativa para se diminuir o impacto poluente do CO2(g) produzido pela combustão da gasolina é o uso de etanol (C2H5OH).

Escreva a equação da combustão completa do eta-nol e explique, considerando o impacto do CO2(g), por que ele é menos poluente que a gasolina:

3. (CESUPA) Estalactites e estalagmites são forma-ções rochosas sedimentares que se originam, respectivamente, no teto e no chão de grutas ou cavernas, pela deposição de carbonato de cálcio (CaCO3), arrastado pela água que goteja do teto. Nessas formações, o carbonato de cálcio reage com uma solução diluída de ácido carbô-nico (CO2 dissolvido em água), de acordo com a equação química, não balanceada, a seguir:

CaCO3(s) + H2CO3(aq) → Ca2+(aq) + HCO3–

(aq)A partir dos valores dos calores de formação me-didos a 25°C apresentados a seguir, encontra-se que o ΔH° para a reação em questão, expresso em kJ/mol, é aproximadamente igual a:

Espéciequímica

CaCO3 H2CO3 Ca2+ HCO–3

ΔHof

(kJ/mol)–1 207,10 –699,65 –542,83 –692

a) –4,6 b) –20,0

c) –160,5 d) –294,0

4. (UESPI) Sulfetos metálicos têm importante papel na química analítica para a identificação de metais. Uma das primeiras etapas na refinação desses sul-fetos é o processo de ustulação, na qual o minério é aquecido com oxigênio para formar o óxido me-tálico e SO2(g). Em um processo de ustulação da esfalerita (ZnS), qual será, em kJ, o ΔH298?

Dados de calor de formação em kcal . mol–1 (25°C): ZnS = –49,23; ZnO(s) = –83,24; SO2(g) = –70,994 (1 kcal equivale a 4,184 kJ).

a) –105,00 kJ b) –205,97 kJ

c) –296,83 kJ d) –348,27 kJ

e) –439,32 kJ

5. (UEM – PR) É possível preparar gás oxigênio em laboratório pelo aquecimento cuidadoso de clo-rato de potássio, de acordo com a reação:

2 KCℓO3(s) → 2 KCℓ (s) + 3 O2(g) ΔH = +812 kJ

Supondo-se que a entalpia do KCℓ(s) vale +486 kJ/mol e considerando o sistema a 25°C e 1 atm, qual é o valor da entalpia-padrão do KCℓO3(s) em kJ/mol?

6. (UFC – CE) Considerando a reação de combustão completa da sacarose (C12H22O11) e de acordo com os valores de entalpia-padrão de formação abaixo, assinale a alternativa que expressa corre-tamente o valor da entalpia-padrão de formação (em kJ/mol) de um mol de sacarose.

(Dados: ΔH°f (H2O, ℓ) = –286 kJ/mol; ΔH°f (CO2, g) = –394 kJ/mol;

ΔH°f (O2, g) = 0; ΔH°combustão (C12H22O11, s) = –5 654 kJ/mol)

a) 220 b) 110 c) –1 110

d) –2 220 e) –4 440


7. (UECE) A gasolina utilizada atualmente no Brasil é constituída por vários hidrocarbonetos e álcool anidro cujo percentual máximo recomendado é de 25%. Considere, neste caso, a gasolina lim-pa constituída apenas de 2,3,4-trimetilpentano, cuja combustão completa produz CO2 e H2O e tem como valor de entalpia (ΔH), –5 069 kJ/mol. As entalpias-padrão de formação (ΔH°) de CO2(g) e de H2O(g) são, respectivamente, –393,5 kJ/mol e –241,82 kJ/mol. A entalpia de formação do octano mencionado é:

a) –255,38 kJ/mol b) +255,38 kJ/mol

c) –635,32 kJ/mol d) +635,32 kJ/mol

Observação: A reação de combustão é:

C8H18(ℓ) + 25 2 O2(g) → 8 CO2(g) + 9 H2O(g)

DesafioDesafio

8. (UEMG) Considere os dados apresentados na ta-bela a seguir:

SubstânciaEntalpia-padrão de formação (kJ/mol)

Dióxido de carbono –394

Vapor-d‘água –242

Metanol –320

Etanol –296

Levando-se em conta o aspecto energético, entre os álcoois constantes nessa tabela, o melhor com-bustível apresenta entalpia de combustão igual a:

a) –956 kJ/mol b) –1 198 kJ/mol

c) –1 218 kJ/mol d) –1 810 kJ/mol

9. (UFPB) O consumo de carboidratos é essencial à dieta humana, pois eles têm a função de suprir as necessidades energéticas do organismo. A sacaro-se (C12H22O11) é um exemplo dessa classe de com-postos, cujo suprimento de energia ocorre pela sua queima representada pela equação abaixo:

C12H22O11(s) + 12 O2(g) → 12 CO2(g) + 11 H2O(ℓ)

Sabendo-se que a variação de entalpia-padrão dessa reação (ΔHo

r) é igual a –5 653 kJ mol–1 e que as entalpias-padrão de formação (ΔHo

f) de CO2(g) e H2O(ℓ) são, respectivamente, –395 kJ mol–1 e –285 kJ mol–1, identifique as afirmativas corretas:

a) A ingestão de 100 g de sacarose consome 1 653 kJ de energia do organismo.

b) A queima da sacarose é uma reação exotérmica.

c) A queima de um mol de sacarose fornece 1 653 kJ de energia ao organismo.

d) A entalpia-padrão de formação (ΔH°f) do O2(g) é igual a zero.

e) A entalpia-padrão de formação (DH°f) da sa-carose é –2 222 kJ mol–1.

10. (UFS – SE) Considere os seguintes dados, a 25°C:

I. Mg(s) + 2 H2O(ℓ) = Mg(OH)2(s) + H2(g)

II. Mg(s) + 2 H2O(g) = Mg(OH)2(s) + H2(g)

III. Mg(s) + ½ O2(g) = MgO(s)

Entalpia de formação, em kJ/mol:

H2O(ℓ) 2O(g) 2(s)MgO(s)

Sendo a entalpia molar de formação de uma substância simples, a 25°C, igual a zero, pode-se calcular a variação de entalpia que ocorre na:

a) transformação de um mol de água líquida em um mol de vapor-d’água. Seu valor é igual a +528 kJ/mol;

b) reação representada em III. Seu valor é igual a +602 kJ/mol de MgO(s);

c) reação representada em I;

d) reação representada em II;

e) reação de hidratação do MgO(s) produzindo Mg(OH)2(s), ou seja, MgO(s) + H2O(ℓ) → Mg(OH)2(s).

DesafioDesafio

11. (UFES) A equação abaixo representa um grande problema causado pela poluição atmosférica: a desintegração lenta e gradual que ocorre nas estátuas e monumentos de mármore (CaCO3), exercida pelo ácido sulfúrico formado pela inte-ração entre SO2, o oxigênio do ar e a umidade.

CaCO3(s) + H2SO4(aq) → CaSO4(s) + H2O(ℓ) + CO2(g)

Calor de for-

mação (kJ/mol,

25oC e 1 atm)

CaCO3 H2SO4 CaSO4 H2O CO2 CaO

–1 207 –813,8 –1 434,5 –286 –393,5 –635,5

De acordo com os dados acima:

a) Determine a variação de entalpia da reação entre o ácido e o calcário (CaCO3).

b) Escreva a equação da reação de decomposi-ção do carbonato de cálcio (CaCO3).

c) Determine a entalpia de decomposição do car-bonato de cálcio (CaCO3).

d) Calcule a quantidade máxima de gesso (CaSO4) que pode ser formada pela reação de 44,8 li-tros de SO2(g) lançado na atmosfera, nas CNTP.


QUÍMICA

29

DesafioDesafio

12. (UNICAMP – SP) O nadador Michael Phelps sur-giu na Olimpíada de Beijing como um verda-deiro fenômeno, tanto pelo seu desempenho quanto pelo seu consumo alimentar. Divulgou--se que ele ingere uma quantidade diária de alimentos capaz de lhe oferecer uma energia de 50 MJ. Quanto disto é assimilado, ou não, é uma incógnita. Só no almoço, ele ingere um pacote de macarrão de 500 gramas, além de acompanhamentos.

a) Suponha que o macarrão seja constituído es-sencialmente de glicose (C6H12O6) e que, no metabolismo, toda essa glicose seja transfor-mada em dióxido de carbono e água. Conside-rando-se apenas o metabolismo do macarrão diário, qual é a contribuição do nadador para o efeito estufa, em gramas de dióxido de car-bono?

b) Qual é a quantidade de energia, em kJ, as-sociada à combustão completa e total do macarrão (glicose) ingerido diariamente pelo nadador?

(Dados de entalpia de formação em kJ mol–1: glicose = –1 274, água = –242, dióxido de

carbono = –394)

DesafioDesafio

13. (UDESC) O oxigênio consumido por uma pessoa é utilizado para produzir energia por meio da combustão da glicose (C6H12O6). Considerando que em média uma pessoa em repouso consuma por hora e por quilograma de massa 180 mL de oxigênio a 25ºC e 1 atm, calcule:

a) Quanto de massa de glicose uma pessoa de 70 kg, em repouso, precisa consumir durante um dia?

b) Para as mesmas condições anteriores, qual é a quantidade de energia produzida pela queima da glicose?

Dados:

ΔH°CO2 = –393,5 kJ . mol–1

ΔH°H2O = –285,8 kJ . mol–1

ΔH°glicose = 1 268 kJ . mol–1

14. (UFAL) Dadas as reações:

2 Fe(s) + 3 2 O2(g) → Fe2O3(s) ΔH = –822 kJ . mol–1

2 Aℓ(s) + 3 2 O2(g) → Aℓ2O3(s) ΔH = –1 670 kJ . mol–1

Para a reação Aℓ2O3(s) + 2 Fe(s) → Fe2O3(s) + 2 Aℓ(s), prevê-se que:

a) ocorra com liberação de calor.

b)

c) ocorra espontaneamente.

d) ΔH = –848 kJ . mol–1.

e) ΔH = –2 492 kJ . mol–1.

15. (UEM – PR) Dadas as reações abaixo, assinale o que for correto:

NO(g) + ½ O2(g) → NO2(g) ΔH = –14 kcal (reação 1)

½ N2(g) + O2(g) → NO2(g) ΔH = +7,9 kcal (reação 2)

(01) A variação de entalpia da reação

½ N2(g) + ½ O2(g) → NO(g) é igual a 31,9 kcal.

(02) A reação 1 absorve energia equivalente a 14 000 calorias.

(04) A reação 2 libera energia equivalente a 33 022 joules.

(08) A reação NO(g) → ½ N2(g) + ½ O2(g) absorve 21,9 kcal.

(16) A reação 1 é exotérmica.

16. (UFAC) O dióxido de enxofre é um subproduto da queima de combustíveis fósseis, podendo com-binar-se com a água para formar ácido sulfuro-so. Alternativamente, o dióxido de enxofre pode reagir com o oxigênio da atmosfera para formar trióxido de enxofre, que, por sua vez, forma em água, o ácido sulfúrico. As reações de formação do dióxido de enxofre e do trióxido de enxofre e as respectivas variações de entalpia, ΔH, são:

S(s) + O2(g) → SO2(g) ΔH = –297 kJ/mol

S(s) + 3 2O2(g) → SO3(g) ΔH = –396 kJ/mol

A formação de trióxido de enxofre a partir do dióxido de enxofre é dada pela reação:

x SO2(g) + y O2(g) → z SO3(g) ΔH = w

A alternativa que representa os valores indicados por x, y, z e w é:

a) x

b)

c) x = 1, y = 1/2, z = 1 e w = 99 kJ/mol.

d) x = 1, y = 1/2, z = 1 e w = 693 kJ/mol.

e) Termoquímica; Cinética Química30

17. (UFBA)

I. O3(g) (g) → 2 O2(g)

II. O3(g) + Cℓ (g) → Cℓ (g) + O2(g) Δ III. Cℓ (g) (g) → Cℓ (g) + O2(g) ΔAtualmente, os propelentes usados em aerossóis substituíram, em parte, os clorofluormetanos, responsáveis pela redução da blindagem de ozô-nio, O3(g), na estratosfera. Os clorofluorcarbonos absorvem radiações de elevada energia e liberam átomos de cloro, Cℓ(g), que provocam reações em cadeia e reduzem a concentração de ozônio na alta atmosfera, como evidenciam, resumidamen-te, as equações termoquímicas II e III.

(g), que participam da reação química representada em III, têm origem na dissociação de moléculas de O2(g) causada pela absorção de radiações de alta energia.

Considerando essas informações e as equações termoquímicas II e III, determine – aplicando a Lei de Hess – a variação de entalpia da reação química representada em I.

18. (UFMS) Calcule a entalpia, ΔH, em kcal/mol, da rea-ção:

CO2(g) → C(s, grafite) + O2(g), nas condições ambien-tes (25°C e 1 atm), sabendo-se que:

I. C2H6(g) + 7 2O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ)

ΔH° = –372,7 kcal/mol

II. 2 C(s, grafite) + 3 H2(g) → C2H6(g)


III. H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ)


19. (UNIFOR – CE) A partir das equações termoquímicas:

I. H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ); ΔH = –285 kJ/mol de H2(g)

II. H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g); ΔH = –242 kJ/mol de H2O(g)

conclui-se que a condensação de 36,0 g de água:

a) libera 43 kJ de energia;

b) absorve 86 kJ de energia;

c) libera 86 kJ de energia;

d) absorve 527 kJ de energia;

e) libera 527 kJ de energia.

20. (UFSCAR – SP) O cultivo da cana-de-açúcar faz parte da nossa história, desde o Brasil Colônia. O açúcar e o álcool são seus principais produtos. Com a crise mundial do petróleo, o incentivo à fabricação de carros a álcool surgiu, na década de 1970, com o Proálcool. Esse Programa Nacio-nal acabou sendo extinto no final da década de 1990. Um dos pontos altos nas discussões em Joanesburgo sobre desenvolvimento sustentável foi o pacto entre Brasil e Alemanha para investi-mento na produção de carros a álcool.a) Escreva a equação de combustão do etanol,

devidamente balanceada. Calcule o calor de combustão de 1 mol de etanol, a partir das seguintes equações:

ΔH°f (kJ/mol)

C(s) + O2(g) → CO2(g) –394

H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) –286

2 C(s) + 3 H2(g) + ½ O2(g) → C2H5OH(ℓ) –278

b) A reação de combustão do etanol é endotér-mica ou exotémica? Justifique:

21. (EMESCAM – ES) Em nosso estado, uma atividade econômica de grande importância é a mineração de rochas. Nessa atividade, utilizam-se brocas e máquinas de corte e perfuração fabricadas com o carbeto de tungstênio (WC). Esse composto é obtido, a partir de seus elementos, pela reação:

W(s) + C(grafita) → WC(s)

A variação de entalpia (ΔH) dessa reação não é facilmente medida, já que ela se processa a mais de 1 000°C. Desse modo, obtém-se o valor de ΔH da reação a partir do cálculo dos calores de combustão a seguir:


QUÍMICA

31

I. 2 W(s) + 3 O2(g) → 2 WO3(s)

ΔH = –1 681 kJ/mol

II. C(grafita) + O2(g) → CO2(g)

ΔH = –394 kJ/mol

III. 2 WC(s) + 5 O2(g) → 2 WO3(s) + 2 CO2(g)

ΔH = –2 392 kJ/mol

A partir da Lei de Hess, pode-se determinar que o calor de formação do carbeto de tungstênio (em kJ/mol) é igual a:

a) –38,5 b) –77,0

c) +38,5 d) +77,0

e) –4 467

22. (UEG – GO) A variação de entalpia envolvida numa reação química, em determinadas condi-ções, depende exclusivamente da etapa inicial dos reagentes e da etapa final dos produtos, seja a reação executada em uma única etapa ou em várias etapas sucessivas.

Sabendo que

C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ)

ΔH = –326,71 kcal

C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔH = –94,05 kcal

H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) ΔH = –68,32 kcal

faça o que se pede:

a) Calcule o ΔH para:

2 C(s) + 3 H2(g) + ½ O2(g) → C2H5OH(ℓ) ΔH = ?

b) Responda: a reação de formação do etanol é endotérmica ou exotérmica?

23. (UEG – GO) Nos processos industriais, a termo-química tem sido muito empregada para o apro-veitamento do calor do sistema em trocas térmi-cas, as quais geram benefícios econômicos para as indústrias. Muitas reações químicas liberam calor, e esse calor pode ser estimado a partir da variação de entalpia de outras reações químicas.

Considerando esse assunto e a reação de forma-ção do benzeno (C6H6), responda ao que se pede:

6 C(grafite) + 3 H2(g) → C6H6(ℓ)

I. C(grafite) + O2(g) → CO2(g)

ΔH = –94,1 kcal . mol–1

II. H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ)

ΔH = –68,4 kcal . mol–1

III. C6H6(ℓ) + 15 2 O2(g) → 6 CO2(g) + 3 H2O(ℓ)

ΔH = –781,0 kcal . mol–1

a) Calcule a variação de entalpia para a reação de formação do benzeno (C6H6), a partir das demais reações, cuja variação de entalpia é conhecida.

b) Classifique a reação de formação do benzeno em exotérmica ou endotérmica.

24. (UFRPE) O NO2 (dióxido de nitrogênio) pode, em reações que ocorrem na atmosfera, produzir áci-do nítrico e nitratos orgânicos, que contribuem para fenômenos com elevado impacto ambien-tal, como as chuvas ácidas e a eutrofização de la-gos e rios. Ele pode ainda ser formado nas reações de combustão dos motores a explosão, a partir da reação de óxido nítrico (NO) com oxigênio (O2). Dadas as reações a seguir, determine o ΔH° da reação NO(g) + O(g) → NO2(g) em kJ:

2 O3(g) → 3 O2(g) ΔH° = –427 kJ

O2(g) → 2 O(g) ΔH° = +495 kJ

NO(g) + O3(g) → NO2(g) + O2(g) ΔH° = –199 kJ

a) –131 kJ b) +131 kJ

c) –233 kJ d) +233 kJ

e) +267 kJ

25. (UTFPR) O metanol é um excelente combustível alternativo para motores de alta compressão, bem como um dos combustíveis usados em aviões a jato e foguetes. Ele pode ser produzido através da reação controlada do oxigênio do ar com me-tano do gás natural.

CH4(g) + ½ O2(g) → CH3OH(ℓ)

Dadas as equações abaixo,

CO(g) + 3 H2(g) → CH4(g) + H2O(g) ΔH = –206,1 kJ

2 H2(g) + CO(g) → CH3OH(ℓ) ΔH = –128,3 kJ

2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g) ΔH = –483,6 kJ

podemos afirmar que a entalpia-padrão de rea-ção para a formação de 1 mol de metanol a par-tir de metano e oxigênio é igual a:

a) –164,0 kJ b) –818,0 kJ

c) –405,8 kJ d) –576,2 kJ

e) –92,6 kJ

26. (CEFET – RJ) As paredes das casas são feitas com ti-jolos (argila), unidos por uma massa feita com água, areia e cimento. Os cimentos comuns apresentam em sua composição 0,4% de óxido de potássio (K2O).

Sendo dados:

K(s) + H2O(ℓ) → KOH(aq) + ½ H2(g) ΔH = –314 kJ

K2O(s) + H2O(ℓ) → 2 KOH(aq) ΔH = –335 kJ

H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) ΔH = –286 kJTermoquímica; Cinética Química32

A energia liberada em kJ, necessária para forma-ção de um mol de óxido de potássio a partir dos seus elementos, é de:

a) 265

b) 360

c) 579

d) 620

DesafioDesafio

27. (CEFET – PI) O gráfico abaixo representa a varia-ção de entalpia para a reação entre o N2 e o O2, produzindo o NO2, em duas etapas ou em uma única etapa:

Analise o gráfico e assinale a alternativa correta:

a) X = –33,85 kJ/mol, e a reação total

½ N2(g) + O2(g) → NO2(g) é exotérmica.

b) X = 33,85 kJ/mol, e a reação total

½ N2(g) + O2(g) → NO2(g) é endotérmica.

c) X = 146,89 kJ/mol, e a reação total

½ N2(g) + O2(g) → NO2(g) é endotérmica.

d) O ΔH para a reação NO2(g) → NO(g) + ½ O2(g) é –56,52 kJ/mol.

e) Na reação endotérmica ½ N2(g) + O2(g) → NO2(g) são liberados 16,92 kJ.

DesafioDesafio

28. (FGV – SP) É um pequeno passo para um ho-mem, mas um gigantesco salto para a humani-dade, disse Neil Armstrong, ao pisar na Lua há 40 anos, em julho de 1969. Para realizar essa fa-çanha, o foguete utilizou, na época, oxigênio e hidrogênio líquidos como combustíveis, que rea-giam na câmara de combustão, produzindo um gás que era expelido em alta pressão, lançando a Apollo 11 rumo ao espaço. A reação química é representada na equação:

H2(ℓ) + ½ O2(ℓ) → H2O(g)

Na tabela, são dados os valores de entalpia-pa-drão de formação e de vaporização:

Substâncias Entalpia (ΔH°) de

H2O(ℓ) Formação = –285,83 kJ/mol

H2(ℓ) Vaporização = +0,45 kJ/mol

O2(ℓ) Vaporização = +3,40 kJ/mol

H2O(ℓ) Vaporização = +44,0 kJ/mol

O valor que mais se aproxima da entalpia de rea-ção para a reação descrita na equação é

a) –330 kJ b) –240 kJ

c) +240 kJ d) +245 kJ

e) +330

29. (UFC – CE) Dadas as reações:

I. H2(g) + Cℓ2(g) → 2 HCℓ(g)

II. N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)

e as energias de ligação:

Ligação Entalpia de ligação (kJ/mol)

H – H 432

N ≡ N 942

H – Cℓ 428

Cℓ – Cℓ 240

N – H 386

a) Determine o ΔH para as reações I e II:

b) Baseado apenas nos valores de ΔH, qual das reações é mais favorável? Por quê?


QUÍMICA

33

34 Termoquímica; Cinética Química

2 Cinética Química

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O coral Gerardia, com idade estimada de quase 2 700 anos

Cientistas descobrem corais que vivem mais de 4 000 anosUm deles "nasceu" quando pirâmides ainda estavam sendo construídas no Egito; o outro começou a se

formar quando o Império Assírio ameaçava destruir as tribos de Israel. Estamos falando de dois tipos de corais, que podem ser encontrados nas profundezas do mar perto do Havaí, no Pacífico. Datações impressionantes feitas por pesquisadores americanos mostram que eles têm 4 265 anos e 2 742 anos, respectivamente. Estão, portanto, entre os seres vivos mais antigos da Terra.

[...] A equipe liderada por Brendan Roark, da Universidade Stanford, extraiu amostras de dois gêneros de coral, o Gerardia (que pode ser visto na foto ao lado) e o Leiopathes, que podem ser encontrados a profundidades que vão de 300 m a 500 m em águas havaianas. Esses invertebrados usam protuberâncias do solo marinho para se fixar e crescer.

Ao realizar datações por carbono-14, semelhantes às que servem para estimar a idade de fósseis, os pesquisadores che-garam às idades inacreditáveis citadas acima. Os corais são organismos coloniais, ou seja, vários "indivíduos" se juntam num só corpo e crescem juntos, dividindo funções como cap-tura de alimento e excreção. Ao que parece, enquanto partes desses superorganismos iam morrendo, outras cresciam no lugar, chegando a vários milênios de existência contínua num único "corpo".

Segundo os pesquisadores, não é incomum que animais de regiões muito profundas tenham crescimento lento e grande longevidade, mas o caso dos corais é fora de série. É praticamente certo que eles sejam os organismos coloniais mais antigos da Terra. Como eles são explorados para fazer joias, os cientistas alertam que isso pode levar ao extermínio das espécies, uma vez que elas crescem muitíssimo devagar.LOPES, Reinaldo José. Cientistas descobrem corais que vivem mais de 4 000 anos. Disponível em: <http://g1.globo.com/Noticias/Ciencia/0,,MUL1055013-5603,00-CIENTISTAS+DESCOBREM+CORAIS+QUE+VIVEM+MAIS+DE+ANOS.html>. Acesso em: 8 maio 2011.

1. Os recifes de corais formam um dos mais antigos e complexos ecossistemas marinhos do planeta. Compostos por finas camadas de carbonato de cálcio, foram formados ao longo de milhares de anos por colônias de pequenos animais chamados pólipos de corais. De acordo com o texto, como foi possível estimar a idade dos corais dos gêneros Gerardia e Leiopathes?

2. Em diversos estados do Brasil, comunidades recifais se instalaram sobre bancos de arenito de praia, em geral estreitos, alongados e situados adjacentes à praia. Pesquise três estados brasileiros que possuem região litorânea privilegiada com recifes de corais.

3. Pesquise a qual filo pertencem os corais dos gêneros Gerardia e Leiopathes.

2.a série – 2.o volume

Quí

mic

a

35


QUÍMICA

A formação de grandes recifes de corais envolve uma série de reações químicas que levaram mi-lhares de anos para ocorrer. De maneira semelhante, o petróleo foi formado por materiais orgânicos que se decompuseram num longo período de tempo.

Além de reações lentas, como as citadas anteriormente, há fenômenos que ocorrem com uma rapidez impressionante, como a queima de fogos de artifício, por exemplo. Algumas reações são tão rápidas (instantâneas) que é praticamente impossível medir a sua velocidade.

Como as velocidades das reações químicas podem variar por uma longa faixa de tempo, interferir na rapidez desses processos é um dos maiores interesses da sociedade. As indústrias podem obter benefícios ao produzir maior quantidade de produto em menor quantidade de tempo, o que garante melhor relação custo/benefício.

O conhecimento e o estudo da velocidade das reações tornam possível um controle sobre elas. Existem reações lentas que podem ser aceleradas, dependendo da necessidade para a qual se destinam, e existem reações rápidas, que podem ser retardadas pelo mesmo motivo.

Quantificar a rapidez de uma reação química e compreender quais fatores a influenciam fazem parte do estudo da Cinética Química.

Teoria das colisões

As reações químicas não ocorrem pelo simples contato e afinidade entre os reagentes. É necessário que as ligações dos reagentes sejam rompidas para que se formem outros compostos por rearranjo de átomos. Pode-se dizer que a condição necessária para que ocorra a reação é apresentar a colisão efetiva entre as moléculas iniciais.

Na colisão efetiva, as moléculas devem apresentar orientação favorável e energia suficiente para que as ligações dos reagentes se rompam e se formem novas ligações nos produtos.

Colisão efetiva – orien-tação favorável e energia suficiente

Se a orientação não for adequada ou não tiver a energia suficiente, há uma colisão não efetiva e a reação não acontece.

Essa teoria que determina a ocorrência de uma reação química é conhecida como teoria das colisões, e a quantidade mínima de energia necessária para que a colisão entre as moléculas dos reagentes seja efetiva com orientação adequada é chamada de energia de ativação.

Colisão não efetiva – energia insuficiente e/ou orientação desfavorável

Reações

químicas

que ocorrem

rapidamente

@QUI668

Reações

químicas

que ocorrem

lentamente

@QUI712

Energia de ativação (Ea) é a quantidade mínima de energia necessária para romper as ligações presentes nos reagentes e formar novas ligações nos produtos.

Quando ocorre o choque entre as moléculas dos reagentes com orientação adequada e com ener-gia igual ou superior à energia de ativação, forma-se uma estrutura intermediária instável entre os reagentes e produtos, o complexo ativado.

Reagente(s) → <complexo ativado> → produto(s)

ReagentesComplexo ativado

(estrutura intermediária instável)

Produtos

A

B

X

Y BB

A

A

XX

Y

Y

Graficamente, demonstra-se o caminho energético de uma reação por meio de diagramas:

Ene

rgia

Reagente(s)

Calor liberadoProduto(s)

Caminho da reação

E=

Ene

rgia

de

ativ

ação

a

Complexo ativado

Ene

rgia

Reagente(s)Calor absorvido

Produto(s)

Caminho da reação

E=

Ene

rgia

de

ativ

ação

a

Complexo ativado

Reação exotérmica Reação endotérmica

Com os diagramas, pode-se interpretar a energia de ativação como um obstáculo para a ocorrência de uma reação química, seja exotérmica seja endotérmica. Assim, processos químicos que apresen-tam baixa energia de ativação, ou seja, que não necessitam de valores elevados de energia para que ocorram as colisões efetivas, indicam reações rápidas. As reações lentas, ao contrário, apresentam elevados valores de energia de ativação, sendo necessário fornecer muita energia para que ocorram as colisões efetivas.

Pode-se afirmar que a velocidade de uma reação depende da energia de ativação e da frequência das colisões entre as moléculas dos reagentes.

Quanto maior a frequência existente entre as moléculas, maior será a probabilidade de que as colisões sejam efetivas e, consequentemente, menor a energia de ativação, isto é, maior a velocidade da reação.

Energia de

ativação

@QUI699


Velocidade de uma reação química

A velocidade ou a rapidez de uma reação é a grandeza que mede as quantidades de reagentes que são consumidas e/ou as quantidades de produtos que se formam no decorrer do processo, por unidade de tempo. Com a velocidade de um dos componentes (reagente ou produto), pode-se deduzir a velocidade de outro componente. Isso é possível, pois há uma relação estequiométrica entre as espécies envolvidas na equação.

Reagentes � Produtos

Div

o. 2

011.

Dig

ital.

Portanto, pode-se determinar a velocidade média de uma reação, em relação a um componente, pela razão entre a variação da quantidade do reagente ou do produto e o intervalo de tempo necessário para que ocorra a reação.

Velocidade média (em relação a um componente) =Q

t =

Q

t

Reagente Produto−Δ

Δ

Δ

Δ

É possível apresentar a velocidade média única de uma reação sem especificar a espécie. Nesse caso, divide-se a velocidade média em relação a um componente pelo seu coeficiente estequiométrico:

Velocidade média de reação =

Q

t =

Q

t

Reagente Produto

coeficiente coeficiente−

Δ

ΔΔ

Δ

1. (UFAC) Considerando o diagrama abaixo, qual das alternativas representa respectivamente o valor da energia de ativação e da energia do complexo ativado? Como essa reação pode ser classificada conside-rando as trocas de calor com o ambiente? A reação hipotética está indicada a seguir:

a) 150 J, 120 J, reação exotérmica.

b) 60 J, 180 J, reação endotérmica.

c) 60 J, 120 J, reação endotérmica.

d) 60 J, 180 J, reação exotérmica.

e) 150 J, 120 J, reação endotérmica.


QUÍMICA

37

2. (UERN)

Energia (kJ)

Coordenada da reação

N O + NO2

N + NO2 2

N O3 2

x

y

Existe uma barreira a ser vencida para que as mo-léculas de reagente se transformem em moléculas de produto. A energia para vencer essa barreira é denominada de energia de ativação. Assim, ape-nas as moléculas dotadas de energia suficiente conseguem, ao se aproximar com geometria fa-vorável, produzir colisões eficazes. O diagrama representa a variação de energia em função do caminho de reação de N2O(g) com NO(g).

Uma análise dessas informações e do diagrama permite concluir:

(01) A reação química que ocorre entre os dois gases é representada pela equação química N2O(g) + NO(g) → N3O2(g).

(02) A reação química representada é endotér-mica.

(03) O complexo ativado é formado a partir da colisão efetiva entre uma molécula de N2O com uma molécula de NO.

(04) A variação de entalpia da reação química e a energia de ativação estão representadas no diagrama, respectivamente, por x e y.

3. (ITA – SP) Considere a reação química represen-tada pela seguinte equação:

4 NO2(g) + O2(g) → 2 N2O5(g)

Num determinado instante de tempo t da rea-ção, verifica-se que o oxigênio está sendo consu-mido a uma velocidade de 2,4 . 10–2 mol L–1 s–1. Nesse tempo t, a velocidade de consumo de NO2 será de:

a) 6 . 10–3 mol L–1 s–1

b) 1,2 . 10–2 mol L–1 s–1

c) 2,4 . 10–2 mol L–1 s–1

d) 4,8 . 10–2 mol L–1 s–1

e) 9,6 . 10–2 mol L–1 s–1

4. (UFC – CE) Metano (CH4) é o gás produzido a partir da biomassa, e a sua queima na indústria, para obtenção de energia térmica, corresponde à seguinte reação:

CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(ℓ)

Se a velocidade de consumo do metano é 0,01 moI . min–1, assinale a alternativa que cor-retamente expressa o número de moles de CO2 produzido durante uma hora de reação:

a) 0,3 b) 0,4

c) 0,5 d) 0,6

e) 0,7

5. (UDESC) Um bico de Bunsen está consumindo 2,24 litros/minuto de butano, C4H10 (medido nas CNTP). A combustão é completa, de modo a pro-duzir dióxido de carbono e água. Pode-se afirmar que a velocidade de formação do dióxido de car-bono é de:

a) 0,50 moles/min

b) 0,20 moles/min

c) 0,30 moles/min

d) 0,40 moles/min

e) 0,10 moles/min

6. (UFES) O metano, em presença de oxigênio, pro-duz o dióxido de carbono, conforme descrito pela equação abaixo:

CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(ℓ)

Calor de formação kcal/mol,

(25oC e 1 atm)

CH4 CO2 H2O

–17,9 –94,1 –68,3

De acordo com os dados acima,

a) determine a variação de entalpia da reação entre o metano e o oxigênio.


b) determine a massa, em gramas, de CO2 produ-zida em meia hora de reação, se a velocidade de consumo de CH4 for de 0,05 mol/min.

7. (CEFET – PI) O nome “nitroglicerina” vem de sua estrutura: ela é derivada da molécula glicerina (uma molécula biológica comum que serve de base para os triglicerídeos) onde os grupos –OH são substituídos por –NO2. O poder dos explo-sivos deve-se ao fato de que o volume ocupado por um gás é muito maior do que o ocupado por um sólido ou por um líquido. Com base na reação de decomposição da nitroglicerina sólida, marque a alternativa correta:

(Dados: Massas Molares: C3H5N3O9 = 227 g/mol; Vmolar = 22,4 L/mol)

4 C3H5N3O9(s)→ 6 N2(g) + 12 CO2(g) + 10 H2O(g) + 7 O2(g)

Nitroglicerina

a) Uma vantagem da nitroglicerina em relação aos outros explosivos, como o TNT (trinitroto-lueno), é que, ao contrário deste, uma forma sólida de carbono é produzida.

b) Pela estequiometria da reação acima, 4 mols de nitroglicerina são capazes de gerar quase 784 litros de gases, nas CNTP.

c) 227 gramas de nitroglicerina produzem 35 mols de gases nas CNTP.

d) A velocidade de formação de N2(g) é duas vezes maior que a velocidade de formação de CO2(g).

e) Quando a nitroglicerina explode libera novas moléculas, menos estáveis, e com baixa ener-gia cinética.

8. (UNIR – RO) Um químico, medindo a quantidade de matéria de C em função do tempo e nas con-dições em que se processa, obteve, para a reação A + 2 B → C, os resultados mostrados na tabela:

Tempo (min)Quantidade em matéria (em mols)

de C formada

0 0

4 12

6 15

10 20

A partir da análise da tabela, assinale a afirmati-va correta:

a) O gráfico “quantidade em matéria (em mols) de C formada” × tempo (min) apresenta uma curva decrescente.

b) A maior velocidade média dessa reação ocorre no intervalo de tempo de 0 a 4 minutos.

c) No total, a cada minuto formam-se, em mé-dia, 3 mols de moléculas de C.

d) A quantidade de C é a mesma no início e no final da reação.

e) A velocidade da reação é constante em todos os intervalos mostrados.

9. (UERJ) A água oxigenada consiste em uma solu-ção aquosa de peróxido de hidrogênio, que se decompõe, sob a ação da luz e do calor, segundo a equação química:

2 H2O2(aq) → 2 H2O(ℓ) + O2(g)

Em um experimento, foi monitorada a quantidade de peróxido de hidrogênio em três frascos idênti-cos – A, B e C – de 1 L de água oxigenada, man-tidos em diferentes condições de luminosidade e temperatura. Observe os resultados no gráfico:

Qua

ntid

ade

de H

O(m

ols)

22

24

22

20

12

100

Tempo (anos)

Ausência de luz(10 C)o

Ausência de luz(25 C)o

Presença de luz(25 C)o

1

A

B

C

Na condição em que ocorreu a menor taxa de de-composição do peróxido de hidrogênio, a veloci-dade média de formação de O2, em mol . ano–1, foi igual a:

a) 1 b) 2

c) 6 d) 12


QUÍMICA

39

DesafioDesafio

10. (ACAFE – SC) O composto pentóxido de nitro-gênio decompõe-se segundo a equação devida-mente balanceada a seguir:

2 N2O5(g) → 4 NO2(g) + O2(g)

O gráfico a seguir representa a variação da con-centração em mol . L–1 do N2O5 em determinado intervalo de tempo em min:

(Dados:Vm = – Δ[reagentes]/ΔtVm = Δ[produtos]/Δt)

De acordo com essas informações, assinale a al-ternativa correta.

a) A velocidade média de formação do NO2 no intervalo de tempo indicado é 0,6 mol . L–1.

b) O valor da velocidade média do N2O5 no inter-valo de tempo indicado é 0,01 mol . L–1. min–1.

c) O valor da velocidade média da reação é 0,04 mol . L–1. min–1.

d) O valor da concentração do O2 após 40 minu-tos de reação é 0,4 mol . L–1.

DesafioDesafio

11. (UEPB) Para calcular a velocidade de uma reação, podemos medir a quantidade de reagentes con-sumidos ou a quantidade de produtos formados por unidade de tempo. A figura a seguir represen-ta um experimento no qual misturaram-se 50 mL de uma solução de ácido clorídrico 0,1 mol . L–1 com um grama de magnésio metálico. Observe o gráfico do volume do gás hidrogênio formado versus tempo:

40

35

30

25

20

15

10

5

00 20 40 60 80

Tempo (s)

Vol

ume

de H

(mL)

2

40,37 cm3

Mg 1 g + 50 cm deHC 0,1 mol . L

3

–1(s)

l

A equação química não balanceada que repre-senta o sistema é a seguinte:

HCℓ(aq) + Mg(s) → MgCℓ2 + H2

Julgue os itens que seguem:

I. No instante t = 60 s, a velocidade da produ-ção do gás hidrogênio é maior que a veloci-dade de consumo de Mg (em mols/s).

II. Em qualquer instante após o início da reação, a quantidade de matéria (mol) produzida de gás hidrogênio é o dobro da consumida de ácido clorídrico.

III. A massa de gás hidrogênio produzida é sem-pre menor que a massa de ácido consumida, em qualquer instante.

Está(ão) correto(s):

a) I e II. b) apenas II.

c) apenas I. d) II e III.

e) apenas III.


Fatores que influenciam a velocidade

da reação

A velocidade de ocorrência dos processos químicos está diretamente relacionada ao número de colisões efetivas entre as moléculas iniciais. Por isso, para melhor controle de sua rapidez, é necessário conhecer os fatores que podem influenciar a quantidade de choques efetivos, permitindo acelerar reações lentas ou retardar reações rápidas.

Superfície de contatoComo o contato entre os reagentes é uma condição indispensável para que a reação ocorra, quanto

maior for a superfície de contato entre as espécies participantes maior será a rapidez da reação. A superfície de contato é a área de determinado reagente efetivamente exposta aos demais participan-tes. Ocorre em reações das quais participam reagentes que se encontram em diferentes fases, sendo, comumente, um no estado sólido.

Quanto maior o grau de dispersão (subdivisão) do reagente, maior será a superfície de contato entre os participantes da reação. Consequentemente, a probabilidade de colisões efetivas aumenta e isso provoca aumento na velocidade da reação.

Fatores que

influenciam a

velocidade de

uma reação

química

@QUI911

Efeito da

superfície

de contato

sobre a

velocidade

de reação

@QUI1177


QUÍMICA

41


2 béqueres de 100 mL

Almofariz e pistilo

Água na temperatura ambiente

2 comprimidos efervescente

Procedimentos

1. Coloque 50 mL de água em dois béqueres.

2. Triture um dos comprimidos com auxílio do almofariz e do pistilo.

3. Adicione, simultaneamente, o comprimido efervescente não triturado em um béquer e o triturado em outro béquer.

4. Observe.

Descarte

Os resíduos podem ser descartados diretamente na pia.


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Almofariz e pistilo – utilizados para triturar e pulve-rizar sólidos

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Fenômenos que ocorrem no cotidiano são exemplos de como a superfície de contato afeta a rapidez de uma reação. Quando um combustível líquido, como a gasolina ou o etanol, pega fogo, o fogo fica na superfície do líquido, pois há o contato com o oxigênio do ar. Por isso, ao ser pulverizado no ar, a reação com o oxigênio é praticamente instantânea. É por esse motivo que não se deve fumar em postos de gasolina, pois os vapores de combustível se inflamam com facilidade (maior área de contato com o oxigênio).

Pelo mesmo motivo, em locais com suspeita de vazamento de gás de cozinha não se devem acender lâmpadas.

Pressão (gases)A pressão só influenciará, de maneira significativa, a velocidade das reações quando pelo menos

um dos reagentes estiver no estado gasoso. Isso ocorre porque o volume de um gás sofre grandes alterações quando há variação da pressão. Ao aumentar a pressão sobre um sistema que apresenta pelo menos uma substância gasosa, ocorre diminuição do volume ocupado pelas moléculas de maneira a aproximá-las. Isto garante aumento na frequência das colisões. Consequentemente, a existência de maior número de colisões efetivas aumenta a rapidez da reação.

A elevação da pressão aproxima as moléculas, aumentando a probabilidade de colisões efetivas

Quanto maior for a pressão exercida sobre um sistema em que há pelo menos uma substância no estado gasoso, menor será o volume ocupado pelas suas moléculas. Com o aumento na frequência das colisões, há aumento na velocidade da reação.

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.

Efeito da

pressão

sobre a

velocidade

da reação

@QUI2465



a) Em qual dos dois béqueres ocorreu uma efervescência mais rápida?

b) Que fator foi determinante para a análise da rapidez da reação?

c) Como o fator verificado com o experimento influencia a velocidade de uma reação?

42

Temperatura


QUÍMICA

43

Armazenamento a frioA refrigeração é o método de preservação mais conhecido. Provavelmente tudo começou com o

armazenamento de mantimentos em câmaras subterrâneas perto de uma correnteza fria ou do gelo. Sabia- -se desde o século XVI que os sais diminuíam o ponto de congelamento da água; no século XVIII, os –33ºC foram alcançados com o uso dessa tecnologia. O congelamento em grande escala surgiu por volta de 1880, e os navios com câmaras frigoríficas fizeram furor em princípios do século XIX.

A ideia básica da refrigeração consiste em fazer com que tanto as bactérias como as enzimas funcionem menos ativamente a baixas temperaturas. Apesar disso, a deterioração dos mantimentos continua. Por exemplo, uma porção de frango que contenha 10 mil bactérias por centímetro quadrado, mantida seis dias a 4ºC, incrementará sua população de bactérias 10 mil vezes.

O congelamento muda a situação de modo drástico, já que os processos biológicos dependentes da água líquida desaparecem, embora algumas reações químicas – como a oxidação – continuem lentamente. Os russos parecem acreditar cegamente nesse método, já que dizem ter comido a carne de um mamute de 20 mil anos encontrada nas geleiras da Sibéria.

O que acontece durante o congelamento? Para poder entender o mecanismo, temos de lembrar pelo menos três coisas. Quanto mais sal a água tiver, mais baixa será a temperatura em que se congelará. Outro fato importante é que a concentração de sais é mais alta dentro da célula do que fora dela. Por último, o gelo é menos denso do que a água, ou seja, quando a água líquida se transforma em gelo, este ocupa um volume maior.

À medida que a temperatura da carne atinge o ponto de congelamento, começam a se formar cristais de gelo entre as células musculares, onde a concentração de sais é mais baixa. Esses pequenos cristais, que agora ocupam mais lugar do que a água original, irrompem nas membranas das células, criando buracos pelos quais conseguem expor as proteínas musculares (que estavam dentro das células) ao fluido externo. Agora os cristais podem crescer, tomando água de dentro e de fora das células, produzindo danos celulares. É como se tivéssemos uma bolsa com compartimentos internos cheios de água, que se rompem um a um e perdem o líquido.

Quando elevamos novamente a temperatura ao descongelar, a carne perde muito líquido, torna-se mais seca e, portanto, mais dura do que deveria.

Qual é o truque, então? Para começar, convém que o congelamento seja feito o mais rapidamente possível, já que, quanto mais rápido, menor será o tamanho dos cristais, o que reduzirá o dano potencial sobre a carne. Ou seja, quanto mais frio for o freezer e mais fino o pedaço de carne (com maior superfície de exposição), mais rápido ele irá congelar.

Outro efeito de freezer é que, após certo tempo de congelamento, a superfície da carne parece perder a cor. Isso ocorre pela sublimação (passagem de uma substância do estado sólido para o gasoso; nesse caso, quando o gelo passa a vapor) dos cristais de gelo da superfície: a concentração de água da carne é muito maior do que no ar circundante do freezer, ou seja, a superfície da carne tenderá a secar. Isso pode ser facilmente evitado se a carne for envolvida com um filme impermeável à água.

O último problema do congelamento é que ele promove a oxidação das gorduras. As gorduras podem ser divididas em saturadas e não saturadas (conforme a quantidade de hidrogênio unido aos carbonos que fazem parte da molécula); essas últimas são suscetíveis à oxidação porque é mais fácil que o oxigênio consiga atacá-las.

Pela mesma razão que o congelamento danifica as proteínas, ele também facilita a alteração das moléculas de gordura, o que favorece os sabores rançosos. Tudo isso pode ser evitado em grande medida com os procedimentos já mencionados, ou seja, congelar rapidamente e embrulhar tudo com filme impermeável à água. A carne bovina, cujas gorduras estão saturadas e são estáveis, pode se manter congelada por anos. Em contrapartida, nas outras carnes (porco, aves, peixes), as gorduras tendem a se oxidar e, por isso, elas sobrevivem apenas alguns meses no freezer.

GOLEMBEK, Diego; SCHWARZBAUM, Pablo. O cozinheiro cientista. Tradução de Maria Alzira Brum. Rio de Janeiro: Civilização Brasileira, 2009. p. 97-99.

Segundo informações do texto, quanto mais frio for o freezer e mais fino o pedaço de carne (com maior superfície de exposição), mais rápido ele congelará. É evidente que além da superfície de contato outro fator que favorece a rapidez da reação é a temperatura.

O fornecimento de energia para provocar a ruptura de ligações e o rearranjo dos átomos para a formação de novas ligações indicam que as variações nas quantidades de energia das moléculas fazem com que as reações ocorram com maior ou menor rapidez. Sendo a rapidez proporcional à temperatura, verifica-se que o aumento da temperatura faz com que as moléculas fiquem mais agitadas. Com o aumento na probabilidade de colisões efetivas, maior será a rapidez da reação.

Além de ser utilizado frequentemente para diminuir a velocidade das reações responsáveis pela decomposição dos alimentos e conservar as suas características por mais tempo, conforme o texto registra, o efeito da temperatura tem essencial importância na Medicina.

O corpo humano apresenta temperatura média de 37°C. Entretanto, algumas cirurgias do coração devem ser realizadas com temperatura em torno de 15°C, de modo a diminuir a velocidade de reações metabólicas e retardar as chances de ocorrerem lesões cerebrais causadas por deficiência no fornecimento de oxigênio.

Quanto maior a temperatura do sistema, maior a agitação entre as moléculas. Como consequência, a probabilidade de colisões efetivas acresce e isso provoca aumento na velocidade da reação.


3 béqueres de 100 mL 3 comprimidos efervescentes

Água na temperatura ambiente Água quente Água fria

Alimentos congelados mantêm suas proprie-dades preservadas por muito mais tempo

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Procedimentos1. Identifique os béqueres em 1, 2 e 3.2. Coloque 50 mL de água à temperatura ambiente no béquer 1; 50 mL de água quente no béquer 2; e 50 mL de água

fria no béquer 3.3. Adicione simultaneamente um comprimido efervescente em cada béquer. 4. Observe e registre, na tabela, a ordem em que se finalizam as reações:

Temperatura da água Ambiente Quente Fria

Ordem de término da reação

Descarte

Os resíduos podem ser descartados diretamente na pia.


a) Em qual dos béqueres a reação terminou primeiro?

b) Que fator foi determinante para a análise da rapidez da reação?

c) Como o fator verificado com o experimento influencia a velocidade de uma reação?

muito mamais tempoRelação entre

a temperatura

e a velocidade

de uma reação

química

@QUI711


Catalisador

Experimentalmente, observa-se que a água oxigenada espuma com mais intensidade na presença de um pedaço de batata. Na realidade, esse fato se deve à enzima catalase, presente no tubérculo. Essa proteína tem a função de acelerar as reações químicas, sem ser efetivamente consumida na reação. O mesmo acontece no caso de um ferimento exposto, em que a catalase, prove-niente das células vermelhas do sangue, favorece a decomposição da solução de peróxido de hidrogênio (H2O2(aq)).

A substância capaz de aumentar a velocidade de uma reação sem ser consumida durante o processo é conhecida como catalisador. As transfor-mações químicas, que ocorrem em sua presença, são chamadas de catálise.

O aumento na velocidade da reação é explicado pelo abaixamento na energia de ativação do processo. Ao interagir com os reagentes, o catali-sador fornece um caminho alternativo mais simples para que a reação se efetive. Nesse novo mecanismo de reação, a energia de ativação diminui e a velocidade da reação aumenta.

CuidadosNenhum dos reagentes deve ter contato com a pele, boca e olhos.


1 pipeta graduada 3 tubos de ensaio Água oxigenada (H2O2(aq)) 10 volumes Batata crua

Procedimentos

1. Coloque 2 mL de água oxigenada em dois tubos de ensaio.

2. Corte a batata em uma fina fatia e coloque-a em um dos tubos de ensaio.

3. Observe atentamente os dois tubos (com e sem batata).

DescarteOs resíduos podem ser descartados no lixo comum.


a) A solução de peróxido de hidrogênio, utilizada no experimento, ao ser exposta à luz, sofre uma reação de decompo-sição conhecida como fotólise. Escreva a equação que representa esse fenômeno:

b) De que forma foi evidenciada a ocorrência dessa reação?

c) Em qual dos tubos de ensaio a reação foi mais intensa?

d) O pedaço de batata utilizado para o experimento poderia ser reaproveitado? Justifique:

Tubo de ensaio – serve para efetuar testes de reações

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Pipeta graduada – usada para medir e transferir peque-nos volumes de líquidos

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Enzimas: são catalisadores biológicos, formados por longas cadeias de aminoácidos. Essas

proteínas especiais, encontradas nos seres vivos, são responsáveis pelo aumento da velocidade de

diversas reações que ocorrem no organismo.

A aplicação de enzimas específicas, que têm afinidades com células adi-posas, é bastante utilizada em clínicas de tratamento estético para combater a gordura localizada

Thin

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esCat


QUÍMICA

45

O gráfico apresentado a seguir representa a rea-ção genérica:

A + B → C + D

Utilizando seus conhecimentos adquiridos até en-tão, responda às questões:

a) Qual é a energia do complexo ativado com e sem catalisador?

b) Determine a energia de ativação da equação catalisada e não catalisada:

c) Calcule a variação de entalpia:

d) A reação representada é exotérmica ou endo-térmica? Justifique:

e) A variação de entalpia da reação catalisada é a mesma que para a reação não catalisada? Jus-tifique:

O mecanismo de reação na ausência e na presença de catalisador pode ser representado conforme o gráfico a seguir:

Ene

rgia

Reagentes

�HProdutos

Caminho da reação

Ea2

Ea1

E = energia de ativação com catalisadora1E = energia de ativação sem catalisadora2

�H = variação de entalpia

No gráfico, a curva com menor energia de ativação indica a reação na presença do catalisador. Confirma-se que, na sua ausência, representada pela curva maior, o caminho necessário para que a reação ocorra é maior, isto é, com mais energia para a formação do complexo ativado. Entretanto, para ambos os casos, a variação de entalpia da reação (ΔH) tem o mesmo valor, o que confirma que o catalisador não interfere na formação do(s) produto(s), mas apenas na velocidade para a ocorrência da reação.

Quando um catalisador é adicionado à reação, há um abaixamento na energia de ativação. Dessa forma, a velocidade da reação aumenta sem que ocorra qualquer alteração, seja qualitativa seja quantitativa, com o catalisador, durante todo o processo.


Algumas das reações que ocorrem nesse processo podem ser representadas pelas equações:

2 CO(g) + O2(g) Pt/Pd 2 CO2(g)

2 CO(g) + 2 NO(g) Pt/Pd 2 CO2(g) + N2(g)

2 NO2(g) Pt/Pd N2(g) + 2 O2(g)

Catalisadores de automóveis funcionam de forma diferente do que se pensava

O catalisador do seu carro já funcionava bem e continuará funcionando. Mas não pelos motivos que os cientistas acreditavam até agora. Pesquisadores holandeses descobriram que, embora o resultado seja o esperado, os catalisadores de automóveis na realidade têm um funcionamento diferente daquele apresentado nas explicações dadas pelos químicos.

Conversão de CO em CO2A conversão do monóxido de carbono em dióxido de carbono não acontece em um único passo, como

se acreditava, mas em pelo menos duas etapas distintas. E, pelos experimentos iniciais, os pesquisadores concluíram que essa segunda reação é muito mais eficiente do que a primeira. A descoberta deverá permitir a fabricação de catalisadores melhores e mais eficientes.

Até hoje ninguém conhecia essa segunda reação química. Por causa disso, os químicos sabiam, por exemplo, que um catalisador era bom e outro era ruim, mas não sabiam explicar por que isso acontecia. A nova descoberta agora vai permitir que se determine com precisão a estrutura atômica que faz com que o catalisador funcione de forma mais ou menos eficiente.

Camada de óxidoConsiderava-se que a formação de uma finíssima camada de óxido sobre o catalisador atrapalhava a

catálise. O pesquisador Marcelo Ackermann descobriu como essa camada se forma e foi capaz de demons-trar que ela na verdade melhora o funcionamento do catalisador.

No entendimento tradicional da reação química que acontece no interior dos catalisadores, o óxido de carbono (CO) e uma molécula de oxigênio (O2) são adsorvidas (fenômeno de adsorção, com d mesmo) sobre a superfície do catalisador, fazendo com que a molécula de oxigênio se quebre em dois átomos separados. A seguir, O e CO se juntam na superfície, resultando na produção de CO2.

Em um automóvel, a função do catalisador é acelerar a reação de oxidação de poluentes em com-postos menos tóxicos. Esses catalisadores especiais, conhecidos como conversores catalíticos, conseguem transformar alguns gases tóxicos, entre eles CO, NO e NO2, emitidos na queima dos combustíveis, em gases menos prejudiciais ao meio ambiente.

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Motor Gasesexpelidos

Conversorcatalítico

CO �

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CO2 �

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Os conversores catalíticos usados em automóveis convertem gases tóxicos em gases não tóxicos

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.

Conversores

catalíticos

@QUI733


QUÍMICA

47

Oxidação diretaMas o processo pode se dar também de uma forma inteiramente diferente – esta é a segunda reação, descoberta

por Ackermann. Neste caso, a superfície do catalisador primeiro forma uma camada de um átomo de espessura de óxido de platina ou óxido de paládio. As moléculas de CO que entram em contato com essa camada de óxido ime-diatamente se oxidam em CO2. Esse processo se dá somente se a pressão do O2 for alta em relação à pressão do CO.

Até mesmo o ganhador do Prêmio Nobel de Química deste ano, Gerhard Ertl, vinha interpretando incorreta-mente o papel dessa camada de óxido em seus trabalhos, assumindo que ela seria desvantajosa para o processo de catálise. Como os cientistas sempre trabalham em condições de laboratório cuidadosamente controladas, estudando os catalisadores sob baixa pressão e baixa temperatura, essa segunda reação nunca ocorria.

INOVAÇÃO TECNOLÓGICA. Catalisadores de automóveis funcionam de forma diferente do que se pensava. Disponível em: <http://www.inovacaotecnologica.com.br/noticias/noticia.php?artigo=010170071122>. Acesso em: 31 maio 2011.

Por meio do texto, pode-se perceber o dinamismo da ciência e compreender que os conhecimentos científicos não correspondem a verdades absolutas. É atributo dessa área e dos profissionais que trabalham com a ciên-cia elucidar, da melhor forma possível, os processos que ocorrem cotidianamente, na busca por uma melhor explicação dos fenômenos.

a) Grife o trecho do texto correspondente à afirmação acima.

b) Responda com suas palavras: de que forma os profissionais que trabalham com a ciência, como os pes-quisadores, contribuem para a evolução dessa área?


Conforme apresentado anteriormente, os catalisadores desempenham um papel muito importante na luta contra a poluição do ar. Mesmo com o desenvolvimento de motores com injeção eletrônica e com o aumento da qualidade dos combustíveis, a ação dos conversores catalíticos (catalisadores automotivos) é necessária para reduzir a concen-tração de poluentes a níveis aceitáveis, a fim de melhorar a qualidade do ar e, consequentemente, do meio ambiente.

Com base nas informações apresentadas no texto sobre catalisadores de automóveis, responda:

a) Como a nova descoberta tecnológica sobre o funcionamento de catalisadores automotivos vem ao encontro das preocupações atuais com o meio ambiente?

b) O uso de conversores catalíticos passou a ser obrigatório em todos os carros fabricados a partir de 1997. Mesmo com a utilização desses catalisadores, ainda há muita poluição gerada pelo excesso da frota de veículos que circula nos grandes centros urbanos. De que maneira se pode contribuir para minimizar os efeitos ambientais gerados pela utilização de carros?

48

Inibidor catalíticoO inibidor catalítico age de modo contrário ao catalisador, ou seja, sua função é diminuir a veloci-

dade de ocorrência de uma reação. Ao interagir com as moléculas dos reagentes, fornece um caminho alternativo, que exige mais energia para que a reação se efetive. Com o aumento da energia de ativação do sistema, a presença de um inibidor adequado diminui a velocidade da reação.

Há várias formas de atuação dos inibidores, que podem diminuir ou até mesmo destruir a ação do catalisador. Uma espécie de inibição ocorre quando o veneno de catalisador, como também é conhecido, se combina com o catalisador em potencial e torna-o inativo.

Os inibidores são frequentemente utilizados como conservantes, nas indústrias de alimentos, medicamentos e cosméticos, para aumentar a vida útil dos produtos.

Materiais e reagentes 3 béqueres de 50 mL Solução de sulfato de cobre II (CuSO4) – 1 mol/L Solução de sulfato de cobre II (CuSO4) – 0,1 mol/L Solução de sulfato de cobre II (CuSO4) – 0,01 mol/L Linha 3 pregos (pequenos) Água na temperatura ambiente

Procedimentos

1. Coloque 20 mL de solução de sulfato de cobre, separadamente, em cada um dos béqueres, conforme a sequência: 1º. béquer: 1,0 mol/L 2º. béquer: 0,1 mol/L 3º. béquer: 0,01 mol/L

2. Coloque, em cada um dos béqueres, um prego amarrado a um pedaço de linha e deixe-os mergulhados por dois minutos.

3. Puxe a linha para retirar os pregos, com o cuidado de não misturá-los.

4. Observe.

DescarteAs soluções residuais não podem ser descartadas na pia, pois possuem cobre. Ao final da prática, armazene os resíduos gerados em um frasco, para que o professor defina o seu destino final.


a) Qual a diferença observada entre os pregos que foram colocados nas soluções de sulfato de cobre?

b) Com base na resposta do item anterior, que fator foi determinante para verificar a diferença na velocidade da reação?

c) Que conclusão pode ser obtida após a realização do experimento?

Concentração do(s) reagente(s)


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medic

Con


QUÍMICA

49

Ao considerar a teoria das colisões, verifica-se que, quanto maior for a frequência de choques entre as partículas do(s) reagente(s), maior será a probabilidade de colisões efetivas e maior será a rapidez da reação. Portanto, é fácil perceber que o número de partículas dos reagentes, normalmente indicado pela concentração da solução, é um fator que influencia na velocidade de uma reação.

O aumento na concentração das moléculas (representadas por bolinhas de cores diferen-tes) aumenta a frequência de colisões em um mesmo intervalo de tempo

Quanto maior a concentração do(s) reagente(s), mais próximas as moléculas se encontram. Isso faz com que fique mais intensa a frequência de seus choques. Com mais colisões efetivas, maior será a velocidade da reação.

Todas as reações químicas se processam com determinada velocidade, por isso é importante verificar qual fator é determinante para alterar a rapidez de uma reação. A seguir, há situações cotidianas que envolvem um dos fatores estuda-dos. Indique qual é o fator determinante para a análise da rapidez, em cada um dos itens apre-sentados, e explique como esse fator contribuiu para aumentar ou diminuir a velocidade da rea-ção:

a)

O cozimento dos alimentos numa panela de pressão é mais rápido do que numa panela comum

P. Im

agen

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b)

c)

Um pedaço de palha de aço em cima da pia enferruja mais rapida-mente do que um prego com a mesma massa e nas mesmas condições

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O carvão em bra-sa, numa chur-rasqueira, quando abanado, fica mais incandescente

50

Lei da velocidadeA velocidade de uma reação química depende de vários fatores, entre os quais

a(s) concentração(ões) do(s) reagente(s). Quanto maior for a concentração das espécies inicialmente envolvidas, maior será a rapidez da reação. Entretanto, essa influência só pode ser determinada experimentalmente de modo que a pressão e a temperatura sejam mantidas constantes, e a variação é feita apenas com a concentração do reagente em análise.

A relação entre a(s) concentração(ões) do(s) reagente(s) e a rapidez de uma reação é dada pela expressão matemática chamada lei da velocidade. Proposta no ano de 1864, pelo químico e matemático norueguês Cato Maximilian Guldberg (1836-1902), com o seu cunhado, Peter Waage (1833-1900), é também conhecida como Lei de Guldberg-Waage.

Segundo essa lei, a velocidade instantânea de uma reação química em certa temperatura é pro-porcional ao produto das concentrações em quantidade de matéria do(s) reagente(s) que influencia(m) diretamente na sua rapidez.

Genericamente, a expressão matemática que representa a lei da velocidade é dada por:

v = k [Reagente(s)]x

v = velocidade instantânea da reaçãok = constante de velocidade[Reagente(s)] = concentração em quantidade de matéria do(s) reagente(s)x = ordem da reação

Experimentalmente, foi verificado que, microscopicamente, quando uma reação ocorre em uma única etapa, conhecida como reação elementar, a lei da velocidade apresenta expoentes iguais aos coeficientes da reação balanceada.

Exemplos:N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) v = k ∙ [N2] ∙ [H2]

3

H2(g) + I2(g) → 2 HI(g) v = k ∙ [H2] ∙ [I2]

A maioria das reações, na prática, ocorre em mais de uma etapa, em que cada uma apresenta a sua própria velocidade. Nesse caso, a reação é não elementar. As etapas de uma reação não elementar constituem um mecanismo, no qual a etapa lenta é quem determina a expressão da lei da velocidade da reação.

Cato Maximilian Guldberg e seu cunhado Peter Waage. A publicação do trabalho em norueguês ocasionou um atraso de quinze anos, até que os grandes químicos alemães e franceses tivessem conhecimento dele

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ikip

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Com

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s/A

rmin

Küb

elbe

ck

Velocidade instantânea: é a velocidade em cada instante de

tempo.

Ordem da reação: a ordem corresponde ao número de

moléculas do(s) reagente(s) que sofrem colisões efetivas

para que a reação ocorra. É obtida pela soma de todos os

expoentes que aparecem na expressão da lei da velocida-

de da reação. Assim, genericamente:a A + b B → c C + d D

v = k · [A]x · [B]y

x = ordem da reação em relação a A

y = ordem da reação em relação a B

x + y = ordem global da reação

Exemplo:N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)

v = k · [N2] · [H2]3

Classificação: 1ª. ordem para o N2 3ª. ordem para o H2

4ª. ordem para a reação

A etapa determinante da velocidade da rea-ção é aquela que pos-sui a maior energia de ativação (etapa mais lenta)


QUÍMICA

51

Exemplo:

Etapa 1: NO2(g) + O3(g) → NO3(g) + O2(g) (lenta)

Etapa 2: NO3(g) + NO2(g) → N2O5(g) (rápida)

Reação: 2 NO2(g) + O3 (g) → N2O5(g) + O2(g) v = k ∙ [NO2] ∙ [O3]

Quando forem fornecidos dados experimentais da(s) concentração(ões) do(s) reagente(s) e da ve-locidade para cada experimento realizado, deve-se determinar experimentalmente a expressão da lei da velocidade, para que seja possível verificar se a reação em estudo é elementar ou não elementar.

Exemplo:

Dada a reação genérica: A + B → PRODUTOSAo repetir esse experimento três vezes, variando a concentração dos reagentes e mantendo a

temperatura constante, foram obtidos os seguintes resultados:

[A] [B] Velocidade (mol ∙ L–1 ∙ min–1)

Experimento 1 0,25 0,3 0,1



Para determinar a ordem da reação em relação ao reagente A, é necessário analisar dois expe-rimentos em que a concentração de B não influencia diretamente a velocidade da reação, isto é, a concentração de B permanece constante.

Com os dados tabelados, isso ocorre nos experimentos 2 e 3.





A análise dos experimentos permite concluir que, ao dobrar a concentração de A, a velocidade da reação aumenta em quatro vezes, ou seja, 22. Portanto, a velocidade é proporcional ao quadrado da con-centração de A, ou seja, a reação é de segunda ordem (ordem 2) em relação ao reagente A. Pelo mesmo procedimento, determina-se a ordem da reação em relação ao reagente B. No entanto, nesse caso são utilizados os experimentos 1 e 2, em que a concentração de A é constante.





Comprova-se que, ao dobrar a concentração de B, mantendo a concentração de A constante, a velocidade da reação também duplica. Isso indica que a velocidade da reação é proporcional à con-centração de B, ou seja, a reação é de primeira ordem em relação ao reagente B.

Pode-se escrever a lei da velocidade para esse processo como v = k ∙ [A]2 ∙ [B]. Dessa maneira, de acordo com a representação da reação genérica A + B → PRODUTOS, afirma-se que é uma reação não elementar.

Há situações em que um reagente não influencia na velocidade da reação. Nesse caso, diz-se que apresenta ordem zero; não sendo representado na expressão da lei da velocidade. Assim, a velocidade da reação não depende da concentração daquele reagente em específico.


1. (UNIFAP) A velocidade de uma reação é depen-dente de vários fatores. Considere a reação do ferro com ácidos, conforme representado pela equação de reação abaixo:

Fe(s) + 2 H+(aq) → Fe2+

(aq) + H2(g)

Baseado no exposto acima, faça o que se pede:

a) Compare a velocidade da reação quando se uti-liza 1,0 g de prego de ferro e quando se utiliza 1,0 g de palha de aço. Justifique a sua resposta:

b) Escreva a equação química balanceada que re-presenta a reação do Fe(s) com o HCℓ(aq):

2. (UNESP) Nas embalagens dos alimentos pere-cíveis, é comum encontrar a recomendação: “manter sob refrigeração”. A carne vermelha, por exemplo, mantém-se própria para o consu-mo por poucas horas sob temperatura ambiente (temperatura próxima de 25°C), por poucos dias quando armazenada numa geladeira domés-tica (temperatura próxima de 5°C) e por cerca de doze meses quando armazenada num free-zer (temperatura abaixo de –15°C). Dos gráficos apresentados a seguir, o que melhor representa a variação da velocidade das reações químicas responsáveis pela decomposição da carne, em função da temperatura de armazenamento, no intervalo entre –15°C e 25°C, é:

a) b)

c) d)

e)

3. (PUCSP) As substâncias nitrato de chumbo (II) e iodeto de potássio reagem entre si tanto no esta-do sólido quanto em solução aquosa, formando o iodeto de chumbo (II), sólido amarelo insolúvel em água a temperatura ambiente.Reação 1: Pb(NO3)2(s) + 2 KΙ(s) → PbΙ2(s) + 2 KNO3(s)

Reação 2: Pb(NO3)2(aq) + 2 KΙ(aq) → PbΙ2(s) + 2 KNO3(aq)

Sob determinadas condições, o carvão reage em contato com o oxigênio. Nas churrasquei-ras, pedaços de carvão são queimados, forne-cendo calor suficiente para assar a carne. Em minas de carvão, muitas vezes, o pó de carvão disperso no ar entra em combustão, causando acidentes.

Reação 3: C(pedaços) + O2(g) → CO2(g)

Reação 4: C(em pó) + O2(g) → CO2(g)

A síntese da amônia é um processo exotérmico, realizado a partir da reação do gás nitrogênio e do gás hidrogênio.

Em um reator foram realizadas duas sínteses, a pri-meira a 300°C e a segunda a 500°C. A pressão no sis-tema reacional foi a mesma nos dois experimentos.

Reação 5: N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) t = 300°C

Reação 6: N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) t = 500°C

Analisando os fatores envolvidos nos processos acima que influenciam na rapidez das reações descritas, pode-se afirmar sobre a velocidade (v) de cada reação que:

a) v1 > v2, v3 > v4, v5 > v6.

b) v1 < v2, v3 > v4, v5 > v6.

c) v1 < v2, v3 < v4, v5 < v6.

d) v1 < v2, v3 > v4, v5 < v6.

e) v1 > v2, v3 < v4, v5 < v6.

4. (PUC-Rio – RJ) Os antiácidos efervescentes con-têm em sua formulação o ácido cítrico (H3C6H5O7) e o bicarbonato de sódio (NaHCO3), os quais, à medida que o comprimido se dissolve em água, reagem entre si segundo a equação:H3C6H5O7(aq) + 3 NaHCO3(aq) → Na3C6H5O7(aq) + 3 H2O(ℓ) + 3 CO2(g)A liberação de gás carbônico explica a eferves-cência (evolução de CO2) observada quando se dissolve um desses antiácidos.Com base nessas informações, é correto afirmar que:


QUÍMICA

53

a) a efervescência será mais intensa se houver pedras de gelo na água;

b) um comprimido triturado de antiácido se dis-solverá mais lentamente do que um comprimi-do inteiro;

c) a efervescência será menos intensa se a água estiver quente;

d) a temperatura tem papel essencial na veloci-dade de dissolução do comprimido;

e) os componentes do antiácido no estado sóli-do reagem mais rapidamente do que em solu-ção aquosa.

5. (UTFPR) Com a finalidade de abordar os assuntos corrosão e Cinética Química, alguns experimen-tos foram realizados por um professor de Ensino Médio no laboratório de sua escola:

I. Dois pedaços de papel alumínio foram colo-cados em dois copos diferentes, sendo um pedaço em cada copo. Um copo continha so-lução limpa-piso (HCℓ 6 mol/L) pura e o outro a mesma solução diluída 1:10.

II. O processo foi repetido, agora com as con-centrações iguais nos dois copos, porém um deles estava em banho de gelo e o outro não.

III. O processo foi novamente repetido, usando--se somente a solução diluída em banho de gelo. Em um dos copos o alumínio estava amassado e no outro não.

(Adaptado de COSTA, T. S. et al. A corrosão na aborda-gem da Cinética Química. Química Nova na Escola, n. 22, p. 31-34, 2005.)

Dos resultados apresentados acima, é de se es-perar que a reação mais rápida ocorra, se usar-mos simultaneamente:

a) solução 6 mol/L, banho de gelo, alumínio amassado;

b) solução diluída, banho de gelo, alumínio amas-sado;

c) solução 6 mol/L, temperatura ambiente, alu-mínio liso;

d) solução diluída, temperatura ambiente, alumí-nio amassado;

e) solução 6 mol/L, banho de gelo, alumínio liso.

6. (UFAM) O quadro a seguir mostra situações ex-perimentais realizadas por um estudante sobre a reação:

Mg(s) + 2 HCℓ(aq) → MgCℓ2(aq) + H2(g)

ReaçãoMassa

de Mg(g)

Forma do Mg(s)

Concentra-ção do ácido em mol L–1

Tempera-tura (oC)

1 2,0 barra 0,2 20

2 2,0 pó 0,2 20

3 2,0 barra 0,4 60

4 2,0 pó 0,4 60

Considere as seguintes afirmativas: I. A velocidade da reação 4 é maior que a da

reação 2. II. A velocidade da reação 3 é igual à da reação 4. III. A velocidade da reação 1 é igual à da reação 2. IV. A velocidade da reação 2 é menor que a da

reação 1. V. A velocidade da reação 3 é maior que a da

reação 1.

A opção que apresenta as afirmativas corretas é

a) I, III e V. b) II e IV.

c) I, II e IV. d) I e V.

e) III e V.

7. (IF – TO) O ramo da ciência que estuda a velo-cidade das reações químicas e os fatores que a influenciam é denominado Cinética Química. Podem-se definir reações químicas como sendo um conjunto de fenômenos nos quais duas ou mais substâncias reagem entre si, dando origem a diferentes compostos. De acordo com a Cinética Química, analise as afirmativas abaixo:

I. A energia de ativação das reações endotérmi-cas aumenta com o aumento da temperatura.

II. Quando a energia potencial do estado de transição é alta, é necessária uma grande quantidade de energia durante a colisão para formar o complexo ativado.

III. Todas as colisões que ocorrem entre as mo-léculas das substâncias reagentes no estado gasoso são efetivas, razão pela qual os gases são bastante reativos.

IV. Ação catalítica em última análise é propor-cional à reação química, um mecanismo al-ternativo de mais baixa energia, para a for-mação dos produtos.

São verdadeiras

a) I, II e IV. b) I, II, III e IV.

c) II e IV. d) I, III e IV.

e) I e IV.Termoquímica; Cinética Química54

8. (UPF – RS) A queima de gasolina e álcool etílico produz gases tóxicos, como, por exemplo, o CO(g), especialmente em motores mal regulados, pois estes não fornecem uma adequada mistura de ar- -combustível, gerando combustões não completas. Os conversores catalíticos (ou catalisadores de au-tomóveis) transformam os gases tóxicos em gases não tóxicos/menos tóxicos. Assim, nesses conver-sores o CO(g) é transformado em CO2(g), conforme apresentado na equação química abaixo:

CO + ½ O2(g) catalisador CO2(g)

A respeito dos catalisadores, pode-se afirmar que atuam numa reação química para:

a) alterar a espontaneidade da reação;

b) reduzir a energia de ativação da reação;

c) reduzir a rapidez da reação;

d) originar novos produtos numa reação;

e) tornar espontâneas reações não espontâneas.

9. (UESPI) O desenvolvimento de catalisadores é um ramo da Cinética Química que é crucial para a solução de problemas importantes, tais como: a fome no mundo e o desenvolvimento de novos combustíveis. Dentro desse contexto, podemos dizer que um catalisador atua:

a) aumentando a variação da entalpia de uma reação;

b) aumentando a constante de equilíbrio da reação;

c) diminuindo a energia de ativação da reação;

d) diminuindo a velocidade da reação;

e) aumentando a concentração dos reagentes.

10. (FUVEST – SP) Um estudante desejava estudar, experimentalmente, o efeito da temperatura so-bre a velocidade de uma transformação química. Essa transformação pode ser representada por:

A + B catalisador P

Após uma série de quatro experimentos, o estudan-te representou os dados obtidos em uma tabela:

Número do experimento

1 2 3 4

Temperatura (oC) 15 20 30 10

Massa do catalisador (mg) 1 2 3 4

Concentração inicial de A (mol/L) 0,1 0,1 0,1 0,1

Concentração inicial de B (mol/L) 0,2 0,2 0,2 0,2

Tempo decorrido até que a transfor-mação se completasse (em segundos)

47 15 4 18

Que modificação deveria ser feita no procedi-mento para obter resultados experimentais mais adequados ao objetivo proposto?

a) Manter as amostras à mesma temperatura em todos os experimentos.

b) Manter iguais os tempos necessários para completar as transformações.

c) Usar a mesma massa de catalisador em todos os experimentos.

d) Aumentar a concentração dos reagentes A e B.

e) Diminuir a concentração do reagente B.

11. (UESC – BA)

Os catalisadores são usados em pequenas quan-tidades e podem acelerar reações químicas, o que torna econômico um determinado processo industrial. Essas substâncias químicas têm larga aplicação na indústria petroquímica, nos conver-sores catalíticos de veículos automotivos e nas células de combustível. O desenvolvimento de ca-talisadores cada vez mais eficientes constitui um dos trabalhos de pesquisa mais importantes da atualidade.

A partir dessas informações e da análise do grá-fico que representa o rendimento de uma reação química com e sem catalisador, é correto afirmar que os catalisadores:

a) permitem obter os produtos de uma reação química mais rapidamente, em razão de dimi-nuir a energia de ativação dessa reação;

b) causam alterações na variação de entalpia de uma reação química;

c) agem nos processos reversíveis apenas em um dos sentidos das reações químicas;

d) aumentam a concentração de substâncias po-luentes nos gases de escapamento dos veícu-los movidos à gasolina;

e) alteram o rendimento de uma reação química.


QUÍMICA

55

12. (UFRN) O desenvolvimento sustentável pode ser considerado como a busca por alternativas para melhorar as condições de vida sem que se degra-de o meio ambiente. A química pode colaborar nessa busca, controlando as reações das subs-tâncias lançadas no ambiente.

Um exemplo típico dessa colaboração é o uso, nos conversores catalíticos dos automóveis, de catalisadores, cuja função, nessa situação, é au-mentar a velocidade da reação de poluentes pro-duzidos pela combustão, transformando-os em substâncias menos poluentes, uma vez que:

a) a energia de ativação do complexo ativado, na etapa lenta do mecanismo da reação, diminui;

b) a energia de ativação do complexo ativado, na etapa lenta do mecanismo da reação, au-menta;

c) a frequência dos choques entre as partículas aumenta, sem que a energia de ativação varie;

d) a frequência dos choques entre as partículas diminui, sem que a energia de ativação varie.

13. (UFV – MG) A decomposição da água oxigenada (H2O2) em água e oxigênio, conforme represen-tada abaixo, é lenta à temperatura ambiente:

H2O2(ℓ) → H2O(ℓ) + ½ O2(g) ΔH < 0

O gráfico que representa a variação da energia, em função do caminho da reação de decompo-sição da água oxigenada pura (—) e na presença do catalisador (- - -), é:

a)

b)

c)

d)

14. (UFOP – MG) Considere o gráfico a seguir, que mostra a variação de energia de uma reação que ocorre na ausência e na presença de catali-sador:

a) Qual das duas curvas refere-se à reação não catalisada?

b) Qual a função do catalisador nesse processo?

c) Qual a energia do complexo ativado na reação catalisada?

d)


15. (UFRJ) A figura a seguir apresenta a variação da entalpia ao longo do caminho de uma reação:

a) Determine o valor da entalpia dessa reação, classificando-a como endotérmica ou exotér-mica:

b) Explique qual o efeito de um catalisador sobre a energia de ativação e sobre a entalpia da reação:

16. (UFSC) O gráfico abaixo refere-se à reação representa-da pela equação N2(g) + 2 O2(g) + 68 kJ 2 NO2(g), realizada sob pressão e temperatura constantes:

UTIMURA, Teruko Y.; LINGUANOTO, Maria. Química. São Pau-

lo: FTD, 1998. p. 252. v. único. [Adaptado]

Em relação a essa reação, assinale a(s) propo-sição(ões) correta(s):

(01) Os reagentes N2 e O2 são consumidos com a mesma velocidade.

(02) Um aumento de temperatura acarretaria uma diminuição na velocidade da reação acima representada.

(04) A presença de um catalisador reduzirá a energia de ativação da reação.

(08) A entalpia de formação do NO2(g) é 68 kJ . mol .

(16) A curva II refere-se à reação catalisada e a curva I refere-se à reação não catalisada.

(32) A reação representada pela curva II é mais rápida do que a representada pela curva I.

17. (UFTM – MG) A água oxigenada pode ser decom-posta em condições ambiente por ação de cata-lisadores, como, por exemplo, o óxido de cobre (II), um sólido preto de elevado ponto de fusão. Em um tubo de ensaio, que contém água oxige-nada e CuO, ao final da reação de decomposi-ção, observa-se um sólido:

a) marrom-avermelhado e uma solução incolor.

b) preto e uma solução azul.

c) azul-claro e uma solução incolor.

d) preto e uma solução incolor.

e) marrom-avermelhado e uma solução preta.

18. (UFSM – RS) A pólvora, uma invenção revolu-cionária, descoberta em 1044, teve grande im-pacto nas civilizações. Uma reação que pode re-presentar a explosão da pólvora provocada por ignição é:

2 NaNO3(s) + S(s) + 3 C(s) → Na2S(s) + N2(g) + 3 CO2(g)

Assinale verdadeira (V) ou falsa (F) em cada afir-mativa:

( ) O fornecimento de calor acelera a reação.

( ) Os reagentes NaNO3 e S são consumidos com a mesma velocidade.

( ) Quanto mais pulverizados estiverem os rea-gentes, mais rápida será a reação.

( ) A presença de um catalisador não influencia a velocidade dessa reação.

A sequência correta é:

a) V – V – V – F.

b) F – V – F – V.

c) V – F – F – F.

d) V – F – V – F.

e) F – V – V – V.


QUÍMICA

57

19. (UFMG) Define-se o prazo de validade de um me-dicamento como o tempo transcorrido para de-composição de 10% do princípio ativo presente em sua formulação.

Neste gráfico, está representada a variação de concentração do princípio ativo de um medica-mento, em função do tempo, nas temperaturas I e II:

Temperatura I

Temperatura II

Con

cent

raçã

o/(g

/L)

Tempo/ano

6

5

4

3

2

1

00 4 8 12 16 20 24

Considerando-se essas informações, é correto afirmar que:

a) a concentração do princípio ativo, na tempe-ratura I, após 5 anos, é de 3 g/L;

b) a temperatura II é menor que a temperatura I;

c) o prazo de validade, na temperatura I, é maior;

d) o prazo de validade, na temperatura II, é de 22 anos.

20. (UFRN) A camada de ozônio é considerada a ca-mada protetora do planeta Terra, pois controla a passagem de raios ultravioleta, que, em exces-so, são considerados prejudiciais aos seres vivos. Ambientalistas, pesquisadores e outros grupos da sociedade vêm observando o aumento da in-cidência desses raios sobre a Terra. A decomposi-ção do ozônio constitui um processo natural que pode ser acelerado pela presença de poluentes atmosféricos. A equação a seguir representa o equilíbrio da transformação espontânea do ozô-nio em oxigênio:

2 O3(g) → 3 O2(g)Supõe-se que o processo dessa reação de de-composição ocorra em duas etapas, segundo o mecanismo:1ª. etapa: rápida, reversível O3(g) → O2(g) + O(g)2ª. etapa: lenta O3(g) + O(g) → 2 O2(g)

A lei que expressa a velocidade da decomposição do ozônio é:

a) v = k [O2]2

b) v = k [O3]

c) v = k [O3] . [O]

d) v = k [O2] . [O]

21. (ITA – SP) Considere o seguinte mecanismo de reação genérica:

A4+ + B2+ → A3+ + B3+ (etapa lenta)A4+ + B3+ → A3+ + B4+ (etapa rápida)C+ + B4+ → C3+ + B2+ (etapa rápida)

Com relação a esse mecanismo, assinale a opção errada:

a) A reação global é representada pela equação C++ 2 A4+ → C3++ 2 A3+.

b) B2+ é catalisador.

c) B3+ e B4+ são intermediários da reação.

d) A lei de velocidade é descrita pela equação v = k [C+] [A4+].

e) A reação é de segunda ordem.

22. (UFG – GO) Uma das formas de representar me-canismos de reações químicas é apresentada no gráfico a seguir, que representa as várias etapas de uma reação.

Ene

rgia

pot

enci

al

Reagentes

Ea1

Ea2

Ea3 Produtos

�H

Progresso da reação

De acordo com esse gráfico:

a) o uso de um catalisador aumentará a energia liberada pela reação;

b) o uso de um catalisador diminuirá a energia liberada pela reação;

c) o uso do catalisador, para aumentar a velo-cidade da reação, é mais efetivo na segunda etapa;

d) a primeira etapa é a que determina a velocida-de da reação;

e) a terceira etapa é a que determina a velocida-de da reação.


23. (UNIT – SE) Ao estudar a reação A(g) + B(g) → C(g), verifica-se que a velocidade de formação de C quadru-plica quando as concentrações de A e de B são dobradas. A expressão matemática da lei de velocidade para essa reação é:

a) v = 2 k [A]2 [B]2

b) v = k [A]2 [B]

c) v = k 2 [A]2 [B]

d) v = k [A] [B]

e) v = k [A]1/2 [B]1/2

24. (UEL – PR) Os dados experimentais para a velocidade de reação, v, indicados no quadro a seguir, foram obtidos a partir dos resultados em diferentes concentrações de reagentes iniciais para a combustão do monóxido de carbono, em temperatura constante:

Experimento CO (mol/L) O2 (mol/L) v (mol/L s)

1 1,0 2,0 4 ∙ 10–5

2 2,0 2,0 8 ∙ 10–5

3 1,0 1,0 1 ∙ 10–5

A equação de velocidade para essa reação pode ser escrita como v = k . [CO]m [O2]n, onde m e n são,

respectivamente, as ordens de reação em relação aos componentes CO e O2. De acordo com os dados experimentais, é correto afirmar que respectivamente os valores de m e n são:

a) 1 e 2

b) 2 e 1

c) 3 e 2

d) 0 e 1

e) 1 e 1

25. (UNESP) O gás cloreto de carbonila, COCℓ2 (fosgênio), extremamente tóxico, é usado na síntese de mui-tos compostos orgânicos.Conhecendo os seguintes dados coletados a uma dada temperatura:

ExperimentoConcentração inicial (mol L–1)

CO(g) Cℓ2(g)

Velocidade inicial

(mol COCℓ2 L–1 . s–1)

1 0,12 0,20 0,09

2 0,24 0,20 0,18

3 0,24 0,40 0,72

a expressão da lei de velocidade e o valor da constante k de velocidade para a reação que produz o clo-reto de carbonila, CO(g) + Cℓ2(g) → COCℓ2(g), são, respectivamente:

a) v = k [CO(g)]1 + [Cℓ2(g)]

2; k = 0,56 L2 . mol–2 . s–1

b) v = k [CO(g)]2 . [Cℓ2(g)]

1; k = 31,3 L2 . mol–2 . s–1

c) v = k [Cℓ2(g)]2; k = 2,25 L2 . mol–2 . s–1

d) v = k [CO(g)]1 . [Cℓ2(g)]

2; k = 18,8 L2 . mol–2 . s–1

e) v = k [CO(g)]1 . [Cℓ2(g)]

1; k = 0,28 L2 . mol–2 . s–1


QUÍMICA

59

26. (UEG – GO) A velocidade de uma reação é proporcional às concentrações molares dos reagentes, eleva-das a expoentes que são determinados experimentalmente.

Em uma reação química X + Y + Z → W, pode-se constatar que a velocidade será dada pela fórmula v = k [X]α [Y]β [Z]γ, em que α, β e γ são determinados experimentalmente.

Os dados da tabela a seguir referem-se ao processo químico X + Y + Z → W:

[X] mols L–1 [Y] mols L–1 [Z] mols L–1 Velocidade da reação mols L–1

1a. experiência 0,5 0,5 0,5 0,015

2a. experiência 0,5 1,0 0,5 0,015

3a. experiência 0,5 1,0 1,0 0,060

4a. experiência 1,0 0,5 0,5 0,030

5a. experiência 1,0 1,0 1,0 0,120

Baseando-se nas informações acima, faça o que se pede:

a) Determine, por meio de cálculos, a equação da velocidade dessa reação:

b) Dê a ordem dessa reação:

27. (UFC – CE) A tabela abaixo apresenta os resultados obtidos para o estudo cinético de uma reação química elementar genérica na forma a A + b B + c C → D + E:

Experimento [A] [B] [C] Velocidade da reação mols L–1 s–1

1 0,10 0,10 0,10 8,0 . 10–4

2 0,20 0,10 0,10 1,6 . 10–3

3 0,10 0,20 0,10 1,6 . 10–3

4 0,10 0,10 0,20 3,2 . 10–3

A partir desses resultados, determinea) a lei de velocidade da reação;

b) o valor da velocidade da reação quando [A] = [B] = [C] = 0,20 mol L–1.

DesafioDesafio

28. (UFCG – PB) A oxidação da amônia, conhecida como nitrificação, é um processo que produz energia através de duas reações:

– a nitrosação: a oxidação da amônia dando nitrito (NO–2) através da seguinte equação química:

2 NH3 + 3 O2 → 2 NO–2 + 2 H+ + 2 H2O

– e a nitratação: oxidação do nitrito, formando nitrato (NO–2), segundo a equação química:

2 NO–2 + O2 → 2 NO–

3Considerando as informações dadas na tabela seguinte, é possível afirmar que:

2 NH3 + 3 O2 → 2 NO–2 + 2 H+ + 2 H2O 2 NO–

2 + O2 → 2 NO–3

[NH3] (mol/L) [O2] / mol/L Velocidade (mol/L . s) [NO2] / mol/L [O2] / mol / L Velocidade (mol/L . s)

0,1 0,05 1,4 . 10–3 0,25 0,1 2,3 . 10–3

0,2 0,05 5,6 . 10–3 0,5 0,1 9,2 . 10–3

0,1 0,1 5,6 . 10–3 0,5 0,2 1,84 . 10–2

a) quando a concentração da amônia duplica, a velocidade da reação triplica.b) as duas reações de oxidação são reações complexas.c) a ordem de reação em relação ao oxigênio é a mesma nas duas reações. d) na reação de oxidação do nitrito, a ordem global da reação é 3.e) na reação de oxidação da amônia, a ordem global da reação é 3.


Material de apoio

61

QUÍMICA

61

Reação EXOtérmica Reagente(s) → Produto(s) + calorReagente(s) – calor → Produto(s) Reagente(s) → Produto(s) ΔH = –x calor

Reação ENDOtérmicaReagente(s) + calor → Produto(s) Reagente(s) → Produto(s) – calor Reagente(s) → Produto(s) ΔH = +x calor

Entalpia (H)

HP

HR


Reagente(s)

Produto(s)

�H = H – HP R

H < HP R

�H < 0

Entalpia (H)

HP

HR


Reagente(s)

Produto(s)

�H = H – HP R

H > HP R

�H > 0

Termoquímica

Elemento H O C S N F Cℓ Br I

Substância simples com Ho = 0 H2(g) O2(g) C(grafite) S(rômbico) N2(g) F2(g) Cℓ2(g) Br2(ℓ) I2(s)

Cinética Química

Colisão efetiva Reagente(s) → <complexo ativado> → Produto(s)

ReagentesComplexo ativado

(estrutura intermediária instável)

Produtos

A

B

X

Y BB

A

A

XX

Y

Y

Representação do caminho energético de uma reação

Ene

rgia

Reagente(s)

Calor liberadoProduto(s)

Caminho da reação

E=

aE

nerg

ia d

e at

ivaç

ão

Complexo ativado

Reação exotérmica

Ene

rgia

Reagente(s) Calor absorvido

Produto(s)

Caminho da reação

E=

Ene

rgia

de

ativ

ação

a

Complexo ativado

Reação endotérmica

Velocidade de uma reação

Velocidade média (em relação a um componente)

Velocidade médiade reação

=Q

t =

Q

t

Reagente Produto−Δ

Δ

Δ

Δ

=

Q

t =

Q

t

Reagente Produto

coeficiente coeficiente−

Δ

ΔΔ

Δ

Lei da velocidadev = k [Reagente(s)]x

v = velocidade instantânea da reaçãok = constante de velocidade[Reagente(s)] = concentração em quantidade de matéria do(s) reagente(s)x = ordem da reação

Estado-padrão de uma substância



Anotações

QUÍMICA

64

Anotações

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