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121 (UFMT) As entalpias padrão de formação do CO2 e H2O são #394 kJ " mol#1 e #286 kJ " mol#1, respectivamente. Sabendo-se que
a reação de combustão completa de 0,46 g de etanol libera 13.700 J de calor, nas condições padrão, julgue as proposições.
0 A combustão do etanol pode ser representada pela equação termoquímica:
C2H5OH (l) " 3 O2 (g) 2 CO2 (g) " 3 H2O (l) ∆H0
f % #1.370 kcal " mol#1
" A entalpia padrão de formação do etanol é #276 kJ " mol#1.
# O poder calorífico ou energético do etanol é #29,8 kJ " g#1 ou #7,1 kcal " g#1.
$ 200 mL de uma “batidinha” contendo 230 g de etanol/dm3 liberarão 1.370 kJ de energia quando a quantidade de
etanol for queimada nos tecidos da pessoa que a ingerir.
122 (UFMS) Uma das propriedades desejáveis em um combustível é apresentar alto poder calorífico. O poder calorífico, kcal/kg,
do hidrogênio, H2 (g), é 28.900; o da gasolina (sem etanol) é 11.220; o da gasolina com 20% de etanol é 9.700 e o do
etanol (álcool etílico) é 7.090. Observe as reações abaixo e o respectivo calor liberado, a 25 °C e 1 atm.
Sabendo-se que 1 cal % 4,184 J, é correto afirmar que:
(01) a variação da entalpia de combustão do etanol, a 25 °C e 1 atm, é #1.359,8 kJ/mol, de acordo com a reação:
C2H6O (l) " 3 O2 (g) 2 CO2 (g) " 3 H2O (l)
(02) a variação da entalpia de vaporização da H2O (l), a 25 °C e 1 atm, é "46,9 kJ/mol.
(04) não há dados suficientes para calcular o calor de combustão do etanol.
(08) baseado no poder calorífico dos combustíveis apresentados, o hidrogênio, H2 (g), é o pior combustível, enquanto o
etanol é o melhor.
(16) a combustão de um quilograma de gasolina sem álcool libera uma quantidade de calor 15,7% maior do que a
liberada na combustão de um quilograma de gasolina com 20% de etanol.
(32) o calor de combustão é sempre exotérmico.
123 (ITA-SP) A figura ao lado mostra como a entalpia dos reagentes e dos produtos de
uma reação química do tipo A (g) " B (g) C (g) varia com a temperatura.
Levando em consideração as informações fornecidas nessa figura e sabendo que a
variação de entalpia (∆H) é igual ao calor trocado pelo sistema à pressão constante,
é errado afirmar que:
a) na temperatura T1, a reação ocorre com liberação de calor.
b) na temperatura T1, a capacidade calorífica dos reagentes é maior que a dos pro-
dutos.
c) no intervalo de temperatura compreendido entre T1 e T2, a reação ocorre com
absorção de calor (∆H ( zero).
d) o ∆H, em módulo, da reação aumenta com o aumento de temperatura.
e) tanto a capacidade calorífica dos reagentes como a dos produtos aumentam com o aumento da temperatura.
124 (Uespi) A primeira energia de ionização de um átomo X é 567 kJ/mol. 1 mol de átomos X reage com 1 mol de átomos Y
para formar 1 mol de X"Y#, absorvendo 380 kJ de calor no processo. A afinidade eletrônica de Y, sabendo que reagentes
e produtos são partículas gasosas, é:
a) 940 kJ/mol b) 192 kJ/mol c) 760 kJ/mol d) 187 kJ/mol e) nda
Reação Calor liberado
I C (s) " O2 (g) CO2 (g) 96 kcal
II H2 (g) "
1
2
O2 (g) H2O (l) 69 kcal
III 2 C (s) " 3 H2 (g) "
1
2
O2 (g) C2H6O (l) 74 kcal
IV H2 (g) "
1
2
O2 (g) H2O (g) 57,8 kcal
Temperatura
A (g) "
B (g)
C (g)
Entalpia
T1 T2
Capitulo 03C-QF2-PNLEM 4/6/05, 16:24142
CINÉTICA QUÍMICA4C
ap
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Apresentação do capítulo
Numa geladeira, a velocidade de deterioração dos alimentos é reduzida.
Tópicos do capítulo
1 Velocidade das reações químicas
2 Como as reações ocorrem?
3 O efeito das várias formas
de energia sobre a velocidade
das reações químicas
4 O efeito da concentração
dos reagentes na velocidade
das reações químicas
5 O efeito dos catalisadores na
velocidade das reações químicas
Leitura: Catalisadores automotivos
Algumas vezes precisamos acelerar uma reação química para que possamos obter
o produto desejado e conseguir maior rentabilidade (rendimento) do processo. Outras vezes,
precisamos desacelerar uma reação para retardar um processo químico. Neste último caso,
podemos, por exemplo, retardar a deterioração dos alimentos, conservando-os numa geladeira
ou num freezer.
Neste capítulo, estudaremos a velocidade (ou rapidez) das reações químicas e os fatores
e leis que influem na velocidade dessas reações. Vamos analisar também o mecanismo
das reações, ou seja, a maneira íntima (microscópica) de as moléculas reagirem.
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1 VELOCIDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS
1.1. Introdução
Verificamos em nosso dia-a-dia que há reações químicas mais lentas e outras mais rápidas. Veja:
Às vezes nos interessa acelerar uma reação. Isso pode ser conseguido, usando-se, por exemplo:
• panela de pressão, que acelera o cozimento dos alimentos;
• gesso ortopédico, cuja secagem é rápida;
• airbag, que infla por meio de uma reação química praticamente instantânea.
Outras vezes, nos interessa desacelerar uma reação. Para que isso possa ocorrer, pode-se, por
exemplo:
• usar a geladeira e/ou o freezer para retardar a decomposição dos alimentos;
• retardar a ferrugem utilizando-se produtos químicos e tintas especiais;
• combater uma febre alta (que envolve aceleração do metabolismo orgânico) por meio de me-
dicamentos específicos.
Freqüentemente precisamos obter uma velocidade de reação que não seja nem muito rápida nem
muito lenta. Por exemplo:
• não queremos que a gasolina pegue fogo sozinha (pois seria um desastre), mas queremos uma
queima “vigorosa” no motor do automóvel, para melhorar seu desempenho;
• nas fábricas de vinho, é interessante que a fermentação do suco de uva seja lenta, produzindo um
vinho de melhor paladar; no entanto não deve ser lenta demais para não atrasar a produção e
causar prejuízos ao fabricante.
Enfim, um dos objetivos da Química é o de controlar a velocidade das reações químicas, de modo
que sejam rápidas o suficiente para proporcionar o melhor aproveitamento do ponto de vista prático e
econômico, mas não tão rápidas a ponto de oferecer risco de acidentes. Em resumo, o ideal é ter
reações com velocidades controladas.
1.2. Conceito de velocidade média de uma reação química
Em Física o estudo da velocidade diz respeito ao des-
locamento de um corpo na unidade de tempo.
Se um automóvel percorre 160 km em duas horas,
dizemos que sua velocidade média é 80 km/h.
Em Química o conceito é semelhante. Medir a velocidade de uma reação significa medir a quanti-
dade de reagente que desaparece ou a quantidade de produto que se forma, por unidade de tempo.
Por exemplo, seja a equação:
N2 " 3 H2 2 NH3
À proporção que a reação caminha, os reagentes N2 e H2 vão sumindo (isto é, vão sendo consumi-
dos) e o produto NH3 vai aparecendo (isto é, vai sendo produzido).
A ferrugem leva anos para corroer um
objeto de ferro.
A explosão da dinamite ocorre numa fração
de segundo.
A queima de uma vela
demora algumas horas.
160 km
t % 2 h
vm
t % 0
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145Capítulo 4 • CINÉTICA QUÍMICA
Se a reação for completa e em quantidades estequiométricas, a
representação gráfica do andamento dessa reação será a que mostra-
mos ao lado. Após certo tempo t, os reagentes N2 e H2 acabam e a
reação pára. Teremos então a quantidade máxima possível de NH3.
Lembrando que, em Química, a melhor maneira de medir a quan-
tidade de uma substância é usando a unidade mol, diremos que, no
estudo da cinética química, é interessante o emprego da quantidade de
mols da substância por litro de mistura reagente. Essa grandeza é cha-
mada molaridade. Assim, define-se:
Velocidade média de uma reação química é o quociente da variação da molaridade
de um dos reagentes(ou produtos) da reação pelo intervalo de tempo em que essa
variação ocorre.
Voltando à reação N2 " 3 H2 2 NH3, podemos dizer que a velocidade média dessa reação,
em relação ao NH3, é:
(Velocidade média)
(Variação da molaridade do NH em mol/L)
(Intervalo de tempo)
3%
No estudo da cinética química, é comum indicarmos molaridades usando colchetes; assim, [NH3]
indica a molaridade do NH3. Considerando que, na Matemática, é comum o uso da letra grega delta (∆)
para indicar variações, a fórmula acima pode ser abreviada para:
v
tm
3[NH
%
∆
∆
]
Nessa expressão, ∆[NH3] é a diferença entre a molaridade final e a molaridade inicial do NH3 no
intervalo de tempo ∆t.
Vamos agora considerar, por exemplo, que a reação N2 " 3 H2 2 NH3 nos forneça os se-
guintes resultados, sob determinadas condições experimentais:
Reagentes (N
2 e H
2)
Q
ua
nt
id
ad
es
Produto (NH3)
t (tempo)0
Utilizando os dados dessa tabela, obtemos, de acordo com a definição, as seguintes velocida-
des médias:
• no intervalo de 0 a 5 min: vm
0
0
%
#
#
20 0
5
, ⇒ vm % 4,0 mol/L " min
• no intervalo de 5 a 10 min: vm
2,5 20,0
0 5
%
#
#
3
1
⇒ vm % 2,5 mol/L " min
• no intervalo de 10 a 15 min: vm
0,0 32,5
5 10
%
#
#
4
1
⇒ vm % 1,5 mol/L " min
• no intervalo de 15 a 20 min: vm
3,5 40,0
0 15
%
#
#
4
2
⇒ vm % 0,7 mol/L " min
Perceba que esse cálculo é muito semelhante ao cálculo de velocidade média feito em Física. De
fato, se, na segunda coluna da tabela anterior, no lugar de “molaridade” tivéssemos “quilômetros roda-
dos por um automóvel”, o mesmo cálculo teria nos fornecido a velocidade média do automóvel em
cada um dos intervalos de tempo.
Tempo de reação (min) Variação da molaridade do NH3 (mol/L)
0 0
5 20,0
10 32,5
15 40,0
20 43,5
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1.3. A velocidade e a estequiometria das reações
Em Física costuma-se dizer que a velocidade depende do referencial. Assim, por exemplo, conside-
re uma pessoa andando devagar, dentro do vagão de um trem em alta velocidade. A velocidade da
pessoa em relação ao vagão é baixa, mas sua velocidade em relação ao chão é alta.
Em Química ocorre algo semelhante. Para evitar confusões que costumam acontecer em certos
tipos de problemas, devemos ajustar a fórmula da velocidade média das reações. Para tanto, voltemos
à reação: N2 " 3 H2 2 NH3. Analisando as duas primeiras linhas da tabela da página anterior,
concluímos que, nos primeiros 5 minutos, essa reação produziu 20 mol/L de NH3 — quantidade esta
que, pelos cálculos já apresentados, corresponde a uma velocidade média de 4,0 mol/L de NH3 por
minuto. Acontece que o NH3 é produzido a partir de N2 e de H2. Desse modo, de acordo com a
estequiometria da equação, temos:
Concluímos, portanto, que são necessários 10 mol/L de N2 e 30 mol/L de H2 para produzir os
citados 20 mol/L de NH3. Sendo assim, naqueles 5 minutos iniciais da reação, teríamos as seguintes
velocidades médias:
• em relação ao N2: vm
0
5
%
1 ⇒ vm % 2,0 mol/L " min
• em relação ao H2: vm
0
5
%
3 ⇒ vm % 6,0 mol/L " min
• em relação ao NH3: vm
0
5
%
2 ⇒ vm % 4,0 mol/L " min
Para evitar essa confusão — isto é, para obtermos um resultado único que expresse a velocidade
média da reação —, convencionou-se dividir cada um desses valores pelo coeficiente estequiomé-
trico da substância na equação química considerada. Com isso, os valores da velocidade média
passam a ser:
• em relação ao N2: vm 1
10
5
%
1
" ⇒ vm % 2,0 mol/L " min
• em relação ao H2: vm 3
30
5
%
1
" ⇒ vm % 2,0 mol/L " min
• em relação ao NH3: vm 2
20
5
%
1
" ⇒ vm % 2,0 mol/L " min
Com esse artifício, consegue-se expressar a velocidade da reação por um único valor (no caso
2,0 mol/L " min).
Outro ajuste na fórmula da velocidade média de uma reação resulta do seguinte fato: à medida
que a reação (N2 " 3 H2 2 NH3) vai se processando, a molaridade do produto — NH3 — vai
aumentando; conseqüentemente, ∆[NH3] será uma variação positiva, assim como a própria vm. Pelo
contrário, a molaridade de cada um dos reagentes — [N2] e [H2] — diminui com o tempo; conse-
qüentemente, as variações ∆[N2] e ∆[H2] serão negativas, bem como a vm relacionada ao N2 e a vm
relativa ao H2. Para evitar que isso aconteça, convencionou-se trocar o sinal algébrico dos valores
relativos aos reagentes. Desse modo, a velocidade média da reação N2 " 3 H2 2 NH3 é melhor
definida pelas igualdades:
v
t t tm
2 2 3
1
[N ]
3
[H ] 1
2
[NH ]
% # % # % "
1 1
" " "
∆
∆
∆
∆
∆
∆
1 N2 " 3 H2 2 NH3
10 mol/L 20 mol/L30 mol/L
Capitulo 04A-QF2-PNLEM 4/6/05, 16:30146