06 cinética química parte i

1 Cinética Química

Colégio Salesiano Sagrado Coração Aluna(o): _____________________________________________ Nº: _________ Turma: 2º ano ________

Recife, ______ de ________________ de 2011

Disciplina: Físico–Química Professor: Eber Barbosa

Cinética Química – I ]

01 – Introdução

A cinética química é a parte da química que estuda a velocidade ou rapidez das reações e os fatores que influenciam essa velocidade.

Exemplo: Qual dos dois fenômenos é mais rápido?

Percebemos então que existem fenômenos rápidos e lentos. Isso nos faz entender que é possível dimensionar a velocidade com que as reações ocorrem.

Mas qual é a concepção de velocidade em química?

Para responder essa pergunta, primeiro temos que entender que durante uma reação química ocorrem variações das concentrações das substâncias reagentes e produtos.

Por exemplo: em uma cozinha supostamente fechada, antes de ligarmos a boca do fogão, no início do dia há uma grande quantidade de gás no botijão e de oxigênio no ar...

...Ao final do dia temos a seguinte situação...

Ao longo do dia, constantemente o corre a seguinte reação na boca do fogão...

1C4H10(g) + 13/2O2(g) 4CO2(g) + 5H2O(g) ...onde observamos o consumo de gás de cozinha, C4H10(g), e do oxigênio do ar, O2(g), ao passo em que se dá a produção de gás carbônico, CO2(g), e vapores de água, H2O(g).

CO2(g)

CO2(g)

O2(g)

H2O(g)

CO2(g)

C4H10(g)

H2O(g)

H2O(g) CO2(g)

CO2(g) CO2(g) H2O(g)

H2O(g)

O2(g)

C4H10(g)

O2(g)

O2(g) O2(g)

O2(g) O2(g)

C4H10(g)

C4H10(g)

C4H10(g)

O2(g)

O2(g)

O2(g)

C4H10(g)

O2(g)


Testes dos Maiores Vestibulares de Pernambuco

Esse fato pode ser descrito em linguagem gráfica conforme indicado a seguir...

Agora fica fácil entender que...

Onde a “quantidade” pode ser expressa em massa, volume, quantidade de mols, concentração molar, etc e o tempo pode ser dado em minutos, horas, segundos... Exemplo: Considere que um botijão de gás contém 10 litros de gás de cozinha e suponha que após cozinhar um pacote

de macarrão restavam apenas 4 litros de gás. Admitindo que o macarrão levou 3 horas para cozinhar em panela de pressão, determine a velocidade de consumo do gás de cozinha em litros/hora.

Quantidade = 6 litros VC4H10 = 2 litros/hora

Tempo = 3 horas Significado desse resultado: Em média, a cada hora que se passa, são consumidos 2 litros de gás de cozinha.

Agora determine a velocidade de produção de CO2(g) e a velocidade de formação de H2O(g) supondo todos os gases sob as mesmas condições de temperatura e pressão...

1 C4H10(g) + 13/2 O2(g) 4 CO2(g) + 5 H2O(g) Conclusão:

As velocidades de consumo e produção das substâncias em uma reação química são diretamente proporcionais aos coeficientes de cada substância na equação química

devidamente balanceada.

01 – (UFPE – 2a fase/99) Uma boca de fogão a gás queima 5,0 de butano (C4H10) por hora. Qual a velocidade da

produção de gás carbônico nesta reação em /hora nas mesmas condições de temperatura e pressão? 02 – (FESP – UPE/97) A reação de decomposição do amoníaco produz 8,40 g/min de nitrogênio. A velocidade dessa

reação em mols de NH3 por hora é: (Dados: N = 14; H = 1)

a) 0,30 mols/h b) 60 mols/h c) 18 mols/h d) 36 mols/h e) 1,80 mols/h

O2(g)

Concentração

Tempo

CO2(g)

Concentração

Tempo

O2(g)

Concentração

Tempo

CO2(g) ... o oxigênio do ar é gasto enquanto a quantidade de

gás carbônico vai aumentando...

2 litros/h 8 litros/h 10 litros/h

VSubstância = | Quantidade |

Tempo

...a cinética química se preocupa em determinar com que velocidade as substâncias são consumidas

ou produzidas durante uma ração química:


03 – (UFPE – 1a fase/2006)A reação de decomposição da amônia gasosa foi realizada em um recipiente fechado:

2 NH3 N2 + 3 H2

A tabela abaixo indica a variação na concentração de reagente em função do tempo.

Concentração de NH3 em mol L–1

8,0 6,0 4,0 1,0

Tempo em horas 0 1,0 2,0 3,0

Qual é a velocidade média de consumo do reagente nas duas primeiras horas de reação?

a) 4,0 mol L–1

h–1

b) 2,0 mol L–1

h–1

c) 10 km h–1

d) 1,0 mol L–1

h–1

e) 2,3 mol h–1

04 – (UFPE – 1

a fase/2002) Óxidos de nitrogênio, NOx, são substâncias de interesse ambiental, pois são responsáveis pela

destruição de ozônio na atmosfera, e, portanto, suas reações são amplamente estudadas. Num dado experimento, em um recipiente fechado, a concentração de NO2 em função do tempo apresentou o seguinte comportamento:

O papel do NO2 neste sistema reacional é:

a) reagente. b) intermediário. c) produto. d) catalisador. e) inerte. 05 – (UFPE – 1

a fase/2001) A produção de trióxido de enxofre durante a combustão de carvão em usinas termoelétricas

(sistema aberto ao ar) causa problemas ambientais relacionados com a chuva ácida. Esta reação para a produção de trióxido de enxofre, na presença de óxido de nitrogênio é descrita pelo mecanismo a seguir:

Qual dos gráficos abaixo melhor representa a concentração molar (eixo das ordenadas) das principais espécies envolvidas na produção de trióxido de enxofre em função do tempo (eixo das abcissas)?

06 – (FESP – UPE/89) Considere a equação abaixo:

2 N2O5(g) 4 NO2(g) + O2(g)

Admita que a formação do O2 tem uma velocidade média constante e igual a 0,05 mol/s. A massa de NO2 formada em 1 minuto será: (Dados: N = 14 u; O 16 u)

a) 96g b) 55,2g c) 12,0g d) 552g e) 5,52g

2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g)

2 NO2(g) + 2 SO2(g) 2 SO3(g) +2 NO(g)

2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) (reação global)

a)

d)

b)

c)

e)


07 – (FESP – UPE/98) O gráfico abaixo mostra as variações das concentrações dos reagentes e produtos de uma reação em função do tempo.

Qual das equações abaixo balanceada está de acordo com o gráfico acima ?

a) A + B 3 C + D d) 4 A + 2 B 2 C + 2 D b) 3 A + B 3 C + 2 D e) A + 2 B 2 C + D c) 3 A + B 2 C + D

08 – (UFPE – 1

a fase/96) O gráfico abaixo representa a variação de concentração das espécies A, B e C com o tempo:

Qual das alternativas abaixo contém a equação que melhor descreve a reação representada pelo gráfico?

a) 2A + B C d) 2B + C A b) A 2B + C e) B + C A c) B + 2C A

09 – (UFPE – 1

a fase/2003) No início do século XX, a expectativa da Primeira Guerra Mundial gerou uma grande

necessidade de compostos nitrogenados. Haber foi o pioneiro na produção de amônia, a partir do nitrogênio do ar. Se a amônia for colocada num recipiente fechado, sua decomposição ocorre de acordo com a seguinte equação química não balanceada:

NH3(g) N2(g) + H2(g).

As variações das concentrações com o tempo estão ilustradas na figura abaixo:

A partir da análise da figura acima, podemos afirmar que as curvas A, B e C representam a variação temporal das concentrações dos seguintes componentes da reação, respectivamente:

a) H2, N2 e NH3 c) NH3, N2 e H2 e) H2, NH3 e N2 b) NH3, H2 e N2 d) N2, H2 e NH3

A

B

C

Conc. (mol/L)

Tempo

1,0

0,5

0,0

0,50

1,50

1,00 C

D

A

B

mol/

L


02 – Teoria das Colisões

Segundo essa teoria as reações dependem dos choques (colisões) entre as moléculas.

Vamos ilustrar essa teoria utilizando a reação de síntese do HI(g), a partir de H2(g) e I2(g).

H2(g) + I2(g) 2 HI(g) + Energia

2.A – Análise da teoria das colisões

Colisões Eficazes

As moléculas não reagem com apenas uma colisão. Uma reação ocorre através de muitas colisões sucessivas entre as moléculas, porém nem todas as colisões intermoleculares de fato redundam em reação, ou seja, nem todas as colisões intermoleculares são eficazes.

Colisões eficazes são aquelas que realmente provocam reações químicas.

Três fatores caracterizam colisões eficazes:

1o ) Intensidade: É necessário que haja uma grande energia envolvida no momento da colisão.

2o ) Freqüência: Não é suficiente a ocorrência de colisões violentas; é necessário que ocorra uma grande quantidade de

colisões em um curto espaço de tempo, ou seja, as colisões devem ocorrer com elevada freqüência.

3o ) Geometria ou Orientação: Além de intensas e freqüentes, as colisões devem ser bem orientadas. Uma colisão

frontal entre as moléculas é mais eficaz (mais bem orientada) que uma colisão lateral.

Colisão bem orientada. Colisão eficaz.

Colisão mal orientada. Colisão não eficaz.

1o ) É necessário agitar, ou seja, aumentar a

energia das moléculas para que se aproximem com grande velocidade (dotadas de elevada energia cinética).

2o ) As moléculas colidem violentamente,

proporcionando uma colisão eficaz...

3o ) As ligações químicas das moléculas

iniciais são enfraquecidas e novas ligações são fortalecidas... Forma-se o complexo ativado

4o ) Tem-se a formação das novas moléculas

(produtos finais)...

H

H

I

I

I

I

H

H

I

I H

I H

I

H

H

I

I H

H

I

I

H

H


Complexo ativado

É o início efetivo da reação. É o estado de mais alta energia de todo processo podendo resultar nos produtos ou voltar à forma de reagentes. O complexo ativado é muito instável, razão pela qual apresenta vida muito curta (é instantâneo).

Observação: A energia necessária para que se forme o complexo ativado é chamada de energia de ativação.

Energia de ativação (EAT)

É a energia necessária para que haja a formação do complexo ativado. É a menor energia necessária para se iniciar a reação. É a energia que se deve fornecer aos reagentes para que esses alcancem o complexo ativado.

Importante: Quanto maior for a energia necessária para se formar o complexo ativado, mais difícil será o início da

reação. Dessa forma entendemos que quanto maior é a energia de ativação, mais lenta é a reação.

Análise gráfica da teoria das colisões

Pergunta: Qual das duas reações é mais rápida?

2.B – Catalisadores e Inibidores Os catalisadores e inibidores são os únicos fatores que podem alterar a energia de ativação de uma reação.

Catalisadores são substâncias que aumentam a velocidade das reações, diminuindo a energia de ativação. Na verdade o catalisador cria um caminho alternativo para ocorrência da reação, caminho esse que exige

menor energia para ser processado. De forma simplificada dizemos que o catalisador diminui a energia de ativação.

Os inibidores apresentam uma atuação oposta a dos catalisadores, pois diminuem a velocidade das reações aumentando a energia de ativação do processo. O mecanismo de ação do inibidor consiste, na verdade, na destruição dos catalisadores já presentes no sistema.

Por exemplo: a reação 2 H2O2 2 H2O + O2 é rápida em função da presença das impurezas que atuam como catalisadores. Se o meio reacional torna-se ácido ocorre o consumo, a destruição do catalisador e conseqüente aumento da energia de ativação com diminuição da velocidade do processo.

2 H2O2 2 H2O + O2 (muito lenta)

Ocorrência da reação I II

Reag. Reag.

Prod. Prod.

A reação II é mais rápida porque exige menor energia para ser ativada, ou seja, a reação II ocorre com maior facilidade.

Eat

H

Complexo Ativado

Energia

HR

HP

Energia

Reação

H+

Impurezas



Análise gráfica da teoria das colisões

Como perceber o catalisador em um conjunto de reações sucessivas?

A + B D

D + C E + B

A + C E (Reação global) 10 – (UFPE – 1

a fase/2002) O metano é um poluente atmosférico e sua combustão completa é descrita pela equação

química balanceada e pode ser esquematizada pelo diagrama abaixo.

CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(g)

Sobre este processo químico, podemos afirmar que:

a) A variação de entalpia é –890 kJ/mol, e portanto é exotérmico. b) A entalpia de ativação é –1140 kJ/mol. c) A variação de entalpia é –1140 kJ/mol, e portanto é endotérmico. d) A entalpia de ativação é 890 kJ/mol. e) A entalpia de ativação é –890 kJ/mol.

I – Caminho da reação não catalisada

II – Caminho da reação catalisada

E1 – Eat da reação não catalisada

E2 – Eat da reação inversa

E3 – Abaixamento da energia de ativação

E4 – Eat da reação catalisada

E5 – H da reação

Obs1: No caminho II, por haver menor energia de ativação, a reação é mais rápida.

Obs2: Os catalisadores não alteram o H da reação.

Obs3: Os catalisadores não são consumidos pela reação.

Ocorrência da reação

Energia

HR

HP

E1

E2

E3

E5

E4

I

II

III

D é um composto intermediário porque foi produzido na 1

a reação e consumido pela 2

a reação.

B é um catalisador porque foi consumido na 1ª reação, mas foi reposto na 2

a reação, ou seja, B não foi

consumido pela reação. O catalisador também pode ser consumido e reposto em uma mesma reação.


11 – (UPE/2002) Analise o gráfico a seguir, que mostra a variação da energia potencial em função do caminho da reação

química, representada pela equação X Y, e assinale a alternativa correta.

a) O gráfico corresponde à variação da energia de uma reação (X Y) exotérmica. b) A variação da entalpia da reação direta é + 10 kJ/mol. c) A energia de ativação da reação X Y é 50 kJ/mol. d) A energia de ativação da reação direta é duas vezes maior que a energia de ativação da reação

inversa (Y X). e) A variação de entalpia da reação X Y é – 30kJ/mol.

12 – (UFPE – 2

a fase/2000) O gráfico abaixo indica na abscissa o andamento de uma reação química desde os reagentes (

A + B ) até os produtos ( C + D ) e na ordenada as energias envolvidas na reação. Qual o valor indicado pelo gráfico para a energia de ativação da reação

A + B C + D 13 – (FESP – UPE/99) Analise as afirmativas abaixo.

I) A energia de ativação das reações endotérmicas aumenta com o aumento de 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 moléculas das substâncias reagentes no estado gasoso são efetivas,

razão pela qual os gases são bastante reativos. IV) Ação catalítica em última análise é proporcionar á reação química, um mecanismo alternativo de mais baixa

energia, para formação dos produtos.

São verdadeiras:

a) I, II, III, e IV b) II e IV c) I, II e IV d) I, III, e IV e) I e IV

Caminho da Reação

kJ/mol

50

40

30

20

10

0,0

X

Y

Energia

20 40 60 80 100

– 10

– 20

– 30

– 40

– 50

A + B

C + D


14 – (UFPE – 2a fase/2002) Uma descrição simplificada da destruição do ozônio por óxido de nitrogênio é dada pelas

seguintes reações:

O3(g) + NO(g) O2(g) + NO2(g)

NO2(g) + O(g) NO(g) + O2(g)

Com relação a este processo, pode-se afirmar que:

I II 0 0 A reação global para a destruição do ozônio é: O3(g) + O(g) 2 O2(g), e o óxido de nitrogênio atua como

catalisador. 1 1 A reação global para a destruição do ozônio é: O3(g) + O(g) 2 O2(g), e o dióxido de nitrogênio atua como

catalisador. 2 2 A reação global para a destruição do ozônio é: O3(g) + NO(g) O2(g) + NO2(g), e o óxido de nitrogênio atua

como intermediário da reação. 3 3 A reação global para a destruição do ozônio é: O3(g) + O(g) 2 O2(g), e o dióxido de nitrogênio atua como um

intermediário da reação. 4 4 A reação global para a destruição do ozônio é: ½ O3(g) + ½ O(g) O2(g), e o dióxido de nitrogênio atua como

inibidor. 15 – (UFPE – 2

a fase/2001) A respiração celular produz dióxido de carbono, que precisa ser transportado até os pulmões

para ser eliminado do organismo. Este processo envolve a transformação do dióxido de carbono em hidrogeno-carbonato (bicarbonato), através da reação com água, representada como:

CO2(g) + H2O(l) HCO3(aq) + H+

(aq).

O perfil desta reação, isto é, a variação da entalpia (eixo da ordenada) com relação à coordenada de reação (eixo da abscissa) está representado abaixo pela curva I. Na presença da anidrase carbônica, este perfil muda, de acordo com a curva II da figura abaixo.

Considerando estes perfis de reação, julgue os itens abaixo.

I II 0 0 A anidrase carbônica atua como catalisador. 1 1 A presença da anidrase carbônica torna a reação endotérmica. 2 2 A reação é endotérmica, independente da presença da anidrase carbônica. 3 3 A reação na ausência da anidrase carbônica apresenta energia de ativação menor. 4 4 A presença da anidrase carbônica não altera a variação de entalpia da reação.

16 – (UFPE – Vitória e Caruaru/2007.2) O peróxido de hidrogênio (H2O2), conhecido comercialmente como água

oxigenada, sofre uma decomposição lenta em água (H2O) e oxigênio (O2). A velocidade desta reação pode ser aumentada pela presença da enzima catalase (hidroperoxidase), que atua nesta reação como catalisador. Nas reações químicas, o catalisador tem o papel de:

a) alterar a variação de entalpia da reação. b) diminuir a energia dos reagentes em uma reação. c) diminuir a energia dos produtos em uma reação. d) encontrar um novo caminho reacional, com uma maior energia de ativação. e) encontrar um novo caminho reacional, com uma menor energia de ativação.


17 – (UFPE – 1a fase/97) Considere os seguintes diagramas de energia de reação nas mesmas condições de temperatura e

pressão e em função deles indique a alternativa correta:

a) Quando o equilíbrio for atingido as concentrações de C e D serão maiores no caso do diagrama 1. b) A reação A + B C + D é endotérmica. c) A variação de entalpia padrão é maior no caso do diagrama 1. d) No caso do diagrama 2 tem-se um catalisador. e) No caso do diagrama 1 a reação é mais rápida.

18 – (UFPE – Serra Telhada/2007) Algumas substâncias químicas apresentam a capacidade de acelerar uma determinada

reação. Estas substâncias são chamadas de catalisadores. Qual o papel de um catalisador em uma reação química?

a) Alterar as energias de reagentes e produtos. b) Encontrar um novo caminho reacional com uma menor energia de ativação. c) Ser consumido durante a reação, ocasionando uma maior quantidade de reagente. d) Eliminar completamente a energia de ativação. e) Inibir os choques efetivos de reagentes e produtos, durante o processo reacional.

19 – (UFPE – Serra Telhada / 2007: Prova de Biologia) Sabendo-se que a velocidade das reações enzimáticas pode ser

influenciada por diferentes fatores, um dos quais é a temperatura, qual dos cinco gráficos abaixo melhor representa a velocidade das reações enzimáticas em humanos, em relação à temperatura?

a) b) c)

d) e)

C + D Produtos

Reagentes A + B

Energia de ativação

Reagentes A + B

C + D Produtos

H0

Diagrama 1

Energia de ativação

H0

Diagrama 2

0 40oC

0 40oC

0 40

oC

0 40oC

0 40

oC


03 – Fatores que modificam a velocidade da reação

De acordo com a teoria das colisões, todos os fatores que aumentam a intensidade e afrequência das colisões intermoleculares, serão capazes de aumentar a velocidade das reações...

3.A – Estado físico dos reagentes

A velocidade entre gases é maior porque neste estado físico há maior agitação molecular, tornando

os choques mais freqüentes e violentos (intensos), o que aumenta a quantidade de colisões eficazes.

3.B – Temperatura

De forma geral as reações são mais rápidas em temperaturas mais elevadas.

Isto ocorre porque em temperaturas mais elevadas as moléculas se apresentam mais agitadas, os choques intermoleculares ocorrem com maior energia e as moléculas são quebradas com maior facilidade, tornando a reação mais rápida.

Exemplo1: As frutas amadurecem mais rápido em local abafado. Isso porque em temperaturas altas as reações químicas que envolvem o amadurecimento ocorrem com maior intensidade.

Exemplo2: Um comprimido efervescente é dissolvido rapidamente em água quente e lentamente em água gelada. Isso porque com água quente as colisões intermoleculares são mais intensas e freqüentes.

Importante: Aumentar a temperatura proporciona aumento da velocidade da reação não porque provoca diminuição da

energia de ativação.

Cuidado, acelerar uma reação através de aquecimento não é o mesmo que catalisar a reação.

O aquecimento acelera o processo porque faz com que as moléculas reagentes alcancem ou superem a energia necessária para ativar a reação

3.C – Concentração dos Reagentes

Quanto maior a concentração do reagente, mais rápida é a reação.

Isto ocorre porque meios mais concentrados apresentam grande quantidade de moléculas em um pequeno volume. Dessa forma há maior probabilidade de ocorrência de colisões intermoleculares (maior freqüência), proporcionando maior velocidade à reação.

Exemplo: Dissolução de uma barra de ferro em solução de ácido sulfúrico. Importante: No caso dos sistemas gasosos o aumento da pressão total do sistema produz redução do volume e

conseqüente aumento da concentração dos reagentes gasosos. Em função disso podemos afirmar que o

aumento da pressão aumenta a velocidade das reações em que participam reagentes gasosos.

VSólidos < VLiquidos < VGases

I

Fe(s)

H2SO4 2,0 M

No caso II o consumo do ferro é mais rápido porque o ácido está mais concentrado.

H2SO4 1,0 M

Fe(s)

II



3.D – Superfície de Contato

Superfície de contato é a área superficial de um material que entra em contato efetivo com os demais reagentes.

Conforme a teoria das colisões as reações ocorrem através do contato entre os reagentes. Em função disso

concluímos que quanto maior a superfície de contato, mais rápida é a reação.

Exemplo: Dissolução de um comprimido efervescente em água. Observação1: Quanto mais fracionado (pulverizado) estiver o material, maior será sua superfície de contato fazendo com

que seja maior a velocidade da ração.

Observação2: É importante perceber que nos fenômenos naturais as transformações ocorrem do exterior para o interior dos materiais.

Exemplo: O apodrecimento de uma fruta, verdura ou um pedaço de carne começa pelas superfícies externas. 20 – (UFPE – 2

a fase/2007) Sobre os parâmetros e variáveis que governam a velocidade de reações químicas, podemos

afirmar que:

I II 0 0 Em geral, as reações aumentam de velocidade com o aumento da temperatura. 1 1 Em geral, as reações diminuem de velocidade com o aumento da concentração dos reagentes em solução. 2 2 A uma dada temperatura, a velocidade de uma reação será maior quanto menor for sua energia de ativação. 3 3 O aumento da pressão parcial dos reagentes provoca um aumento na velocidade de uma reação entre

substâncias no estado gasoso. 4 4 Um catalisador atua aumentando a energia de ativação para uma determinada etapa de uma reação química.

21 – (UFPE – 1a fase/98) Em qual das situações abaixo o processo de deterioração de 1 Kg de carne de boi será mais

lento?

a) Peça inteira colocada em nitrogênio líquido. b) Fatiada e colocada em gelo comum. c) Fatiada e colocada em gelo seco (CO2 sólido). d) Peça inteira em gelo comum. e) Fatiada, cada fatia envolvida individualmente em plástico e colocada em uma freezer de uso doméstico.

22 – (UFPE – 1a fase/99) A dissolução de um comprimido efervescente foi realizada de dois modos:

1) Em água natural, com o comprimido quebrado em pequenos pedaços; 2) Em água gelada, com o comprimido inteiro.

A dissolução será:

a) Mais lenta em 1, porque, com a temperatura mais alta, a reação é mais lenta. b) Mais lenta em 2, porque a área de contato do comprimido com a água é maior. c) Mais rápida em 1, porque a temperatura é mais alta, e a área de contato é maior. d) Igualmente rápida nas duas, pois a temperatura da água não afeta a velocidade da reação. e) Mais rápida em 2, porque o comprimido inteiro possui maior área de contato com a água.

No caso II a dissolução do comprimido é mais rápida porque há uma maior

superfície de contato entre o comprimido e a água.

I II


23 – (UFPE – 1a fase/92) Quais dos itens abaixo que, associados, aumentam a velocidade da reação entre ferro metálico e

ácido clorídrico.

I) Ferro em lâminas III) Ácido clorídrico 6 mols/L II) Ferro finamente dividido IV) Ácido clorídrico 1,0 mol/L

Assinale, entre as alternativas abaixo, aquela que responde corretamente a questão.

a) III e IV b) I e III c) II e III d) I e II e) II e IV

24 – (UFPE – 1a fase/95) Você está cozinhando batatas e fazendo carne grelhada, tudo em fogo baixo, num fogão a gás.

Se você passar as duas bocas do fogão para fogo alto, o que acontecerá com o tempo de preparo?

a) Diminuirá para os dois alimentos. b) Diminuirá para a carne e aumentará para as batatas. c) Não será afetado. d) Diminuirá para as batatas e não será afetado para a carne. e) Diminuirá para a carne e permanecerá o mesmo para as batatas.

25 – (UFPE – 1a fase/90) O que você faria para aumentar a velocidade de dissolução de um comprimido efervescente em

água?

I) Usaria água gelada. III) Dissolveria o comprimido inteiro. II) Usaria água a temperatura ambiente. IV) Dissolveria o comprimido partido em 4 partes.

Assinale das alternativas abaixo aquela que responde corretamente a questão.

a) I e IV b) I e III c) III d) II e III e) II e IV 26 – (UPE – 2001) Assinale dentre as afirmativas abaixo a verdadeira.

a) Conforme os fundamentos da teoria das colisões, as colisões moleculares efetivas, envolvendo três moléculas simultaneamente, são muito mais freqüentes que as colisões bimoleculares.

b) Todas as moléculas de um sistema reacional têm, na mesma temperatura, valores iguais de energia cinética e de ativação.

c) O catalisador é uma substância que, presente em uma reação química, aumenta progressivamente a energia de ativação da reação sem alterar o seu rendimento.

d) O cozimento dos alimentos é mais rápido numa panela de pressão do que numa panela comum pelo fato de a água, na panela de pressão, estar a uma temperatura mais alta, o que favorece as reações envolvidas.

e) As enzimas atuam como catalisadores em processos biológicos nos quais sua função é aumentar a concentração do complexo ativado, mantendo constante a energia de ativação do processo.

27 – (Unicap – Quí. I/2000)

I II 0 0 Toda reação que libera calor só pode ser de combustão, não importando o estado físico da substância

queimada. 1 1 A dissolução de alguns sais em água é um processo que absorve calor, sendo um processo endotérmico; logo

ao segurarmos um tubo de ensaio, com esse procedimento sentimos frio na mão. 2 2 Em qualquer combustão a velocidade de consumo do combustível será sempre igual à velocidade de consumo

do comburente. 3 3 Em água natural e estando pulverizado, um comprimido efervescente se dissolverá mais rapidamente do que

em água gelada, se estiver inteiro. 4 4 Uma reação só será exotérmica se a entalpia dos produtos for maior que a dos reagentes.

28 – (UFPE – 1a fase/94) Em qual das cidades indicadas abaixo, é mais demorado o cozimento de uma feijoada em panela

de barro ?

a) Rio de Janeiro b) São Paulo c) Recife d) La Paz e) Brasília


29 – (UPE – Quí. II/2005)

I II 0 0 É mais fácil conservar 500,0g de carne de boi não fatiada em nitrogênio líquido do que a mesma quantidade

de carne fatiada em gelo comum. 1 1 A irrigação artificial intensa pode levar à salinização do solo, tornando-o impróprio para a agricultura, o

mesmo acontecendo em regiões onde chove regularmente e não se utiliza a irrigação. 2 2 Quando se coloca água gelada em copo de vidro, constata-se que o copo fica molhado por fora, fato esse

explicado pela passagem lenta, mas contínua de moléculas de água pelas paredes do vidro. 3 3 O gás carbônico é menos solúvel em água destilada do que em água destilada adicionada de hidróxido de

sódio. 4 4 O cloreto de sódio e o cloreto de potássio originam soluções eletrolíticas, quando dissolvidos em água

destilada, mas, quando no estado sólido, o cloreto de potássio é um melhor condutor de corrente elétrica do que o cloreto de sódio, porque o raio atômico do potássio é maior do que o raio atômico do sódio.

30 – (UFPE – 2

a fase/2001) Quando colocamos água oxigenada num ferimento observamos a formação de bolhas devido

à liberação de gás oxigênio, de acordo com a seguinte equação química:

2 H2O2() 2 H2O() + O2(g)

Num recipiente fechado, podemos observar a variação da pressão, à medida que a reação de decomposição se processa, e assim, determinar a dependência da concentração molar de H2O2 com o tempo de reação. A cinética desta reação foi determinada para duas condições, I e II, e estão representadas na figura abaixo.

Julgue os itens abaixo referentes a esta cinética:

I II 0 0 A velocidade da reação para a condição I é maior que para a condição II. 1 1 A condição II contém um catalisador. 2 2 O número de mols de oxigênio formado, após 4 minutos do início da reação, é maior para a condição II do que

para a condição I. 3 3 A concentração de água oxigenada, após 2 minutos do início da reação, é maior para a condição II do que para

a condição I. 4 4 Se inicialmente os dois recipientes contiverem, exclusivamente, água oxigenada, então a temperatura da

condição I é diferente da temperatura da condição II.

31 – (UFPE – Serra Talhada/2007) Em uma reação química ocorrem transformações de um ou mais reagentes, dando origem a um ou mais produtos. Em geral, estas reações não acontecem de maneira espontânea. As reações necessitam, na sua grande maioria, de uma energia para que possa ter início. Esta energia é chamada de:

a) energia de combustão. c) energia de solubilização. e) energia de ativação. b) energia de vaporização. d) energia de neutralização.


32 – (ENEM – 2ª aplicação/2010) Alguns fatores podem alterar a rapidez das reações químicas. A seguir destacam-se três exemplos no contexto da preparação e da conservação de alimentos:

1. A maioria dos produtos alimentícios se conserva por muito tempo quando submetidos à refrigeração. Esse procedimento diminui a rapidez das reações que contribuem para a degradação de certos alimentos.

2. Um procedimento muito comum utilizado em práticas de culinária é o corte dos alimentos para acelerar o seu cozimento, caso não se tenha panela de pressão.

3. Na preparação de iogurtes, adicionam-se ao leite bactérias produtoras de enzimas que aceleram as reações envolvendo açúcares e proteinas lácteas.

Com base no texto, quais são os fatores que influenciam a rapidez das transformações químicas relacionadas aos exemplos 1, 2 e 3, respectivamente?

a) Temperatura, superfície de contato e concentração. d) Superfície de contato, temperatura e concentração. b) Concentração, superfície de contato e catalisadores. e) Temperatura, concentração e catalisadores. c) Temperatura, superfície de contato e catalisadores.

No

Resposta No

Resposta No

Resposta No

Resposta

01 20 10 A 19 B 28 D

02 D 11 C 20 VFVVF 29 VFFVF

03 B 12 30 21 A 30 VFFVV

04 A 13 B 22 C 31 E

05 B 14 VFFVF 23 C 32 C

06 D 15 VFFFV 24 E

07 C 16 E 25 E

08 C 17 D 26 D

09 D 18 B 27 FVFVF

Comunique-se com seu professor: [email protected]

Gabarito de Cinética Química (32 quesitos)

Resoluções de Testes Comentários Adicionais

06 cinética química parte i

Documents