Estudo de Cinética Química

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ESCOLA ESTADUAL PROFESSORA ELIZÂNGELA GLÓRIA CARDOSO 
Formando Jovens Autônomos, Solidários e Competentes 
 
ROTEIRO DE ESTUDOS Nº 03 - 2º BIMESTRE/2020 
2ª SÉRIE 
ÁREA DE CONHECIMENTO: Ciências da Natureza 
COMPONENTE CURRICULAR/DISCIPLINA: Química e Práticas Experimentais de Química (PEQ) 
PROFESSOR: David Batista e Mônica Alves TURMA: 23.01 a 23.08 
CRONOGRAMA 
Período de realização das atividades: 06/10 a 21/10/2020 
Término das atividades: 21/10/2020 
CARGA HORÁRIA DAS ATIVIDADES: 12 aulas (9 aulas de Química e 3 aulas de PEQ) 
COMPETÊNCIA ESPECÍFICA DA ÁREA 
Analisar fenômenos naturais e processos tecnológicos, com base nas interações e relações entre matéria 
e energia, para propor ações individuais e coletivas que aperfeiçoem processos e minimizem impactos 
socioambientais e melhorem as condições de vida em âmbito local, regional e global. 
HABILIDADE/OBJETIVO DA ATIVIDADE 
(EM13CNT101) Analisar e representar, com ou sem o uso de dispositivos e de aplicativos digitais 
específicos, as transformações e conservações em sistemas que envolvam quantidade de matéria, de 
energia e de movimento para realizar previsões sobre seus comportamentos em situações cotidianas e 
em processos produtivos que priorizem o desenvolvimento sustentável, o uso consciente dos recursos 
naturais e a preservação da vida em todas as suas formas. 
ESTUDO ORIENTADO 
• Utilize o cantinho da dúvida, no final do conteúdo, para anotar o que não conseguiu entender. 
• Anote em seu caderno ou no bloco de notas do seu celular, ou aplicativo de escrita, as palavras 
chaves que lhe chamaram atenção no novo conteúdo. 
• Estude o conteúdo através do material enviado como anexo deste Roteiro e faça consultas avulsas, 
é claro, com referência confiável (não vá em qualquer site e use seu livro didático-utilize o sumário 
ou índice para encontrar o conteúdo apresentado); 
• Assista, se você puder, as vídeo-aulas dispostas no Item Atividades Complementares; 
• Responda às atividades propostas e devolva somente essa folha ao seu professor; 
• Se houver dúvidas entre em contato com o(a) professor(a) no dia do plantão de dúvidas (no nosso 
caso, será sempre nas sextas-feiras). 
OBJETO DE CONHECIMENTO/CONTEÚDO 
- Cinética Química 
- Fatores que Influenciam na Velocidade das Reações 
 
AVALIAÇÃO 
O (a) estudante será avaliado(a) através da observação, por parte do professor, de sua participação no 
grupo de WhatsApp apresentando dúvidas ou contribuições. Também, por meio da resolução da 
atividade e envio das respostas via Google Forms, no decorrer de cada semana. Assim, prevalecerá a 
avaliação interdimensional, observando a prática do exercício do protagonismo e dos 4 (quatro) pilares 
da educação: Aprender a Ser, a Fazer, a Conhecer e a Conviver). 
 
 
 
PARTE 1 – 06/10/2020 a 13/10/2020 
Vamos estudar Cinética Química! 
Existe um ramo na ciência que estuda a velocidade das reações químicas e os fatores que a influenciam, é a 
chamada Cinética Química. Pode se definir reações químicas como sendo um conjunto de fenômenos nos 
quais duas ou mais substâncias reagem entre si, dando origem a diferentes compostos. Equação química é a 
representação gráfica de uma reação química, onde os reagentes aparecem no primeiro membro, e os produtos 
no segundo. 
A + B C + D 
Reagentes Produtos 
 
O conhecimento e o estudo das reações, além de ser muito importante em termos industriais, também estão 
relacionados ao nosso dia a dia. 
A velocidade de uma reação é a rapidez com que os reagentes são consumidos ou rapidez com que os produtos 
são formados. A combustão de uma vela e a formação de ferrugem são exemplos de reações lentas. Na 
dinamite, a decomposição da nitroglicerina é uma reação rápida. 
As velocidades das reações químicas são determinadas através de leis empíricas, chamadas leis da 
velocidade, deduzidas a partir do efeito da concentração dos reagentes e produtos na velocidade da reação. 
As reações químicas ocorrem com velocidades diferentes e estas podem ser alteradas, porque além da 
concentração de reagentes e produtos, as velocidades das reações dependem também de outros fatores que 
vamos ver na segunda parte desse roteiro. 
Existem reações em nosso cotidiano que são extremamente rápidas, como a explosão da nitroglicerina. Já 
outras são muito lentas, como a reação entre o gás hidrogênio e o oxigênio para a formação de água. Em 
virtude dessas diferenças de velocidade das reações, podemos expressar o tempo em que elas ocorrem com 
unidades convenientes em cada caso. 
Por exemplo, quando falamos do tempo que leva para se formar o petróleo, essa reação é tão lenta que usamos 
“anos” ou alguns de seus múltiplos, como “século” ou “milênio”. No entanto, para calcular a velocidade da 
explosão de certa quantidade de pólvora, uma unidade mais apropriada seria “segundos” ou alguns de seus 
submúltiplos, como o “microssegundo”. 
Baseado na velocidade das reações, temos três categorias para elas: rápidas ou instantâneas, moderadas 
e lentas. Veja alguns exemplos de cada uma: 
 
 
 
Exemplos de algumas reações rápidas, moderadas e lentas 
 
É importante estudar as velocidades com que as reações ocorrem para poder interferir nelas quando 
necessário. Nas indústrias, isso ocorre muito, pois é interessante acelerar reações que ocorrem muito 
lentamente. Já em outros casos, como em reações que trazem algum dano ao meio ambiente e/ou ao ser 
humano, é importante retardá-las o máximo possível. 
EXERCÍCIOS RESOLVIDOS: 
1-Considere a reação química de decomposição do gás pentóxido de dinitrogênio: 
2 N2O5(g) → 4 NO4(g) + O2(g) 
O gráfico abaixo foi construído com os dados obtidos em um experimento envolvendo essa transformação a 
55ºC e que estão descritos na tabela abaixo: 
 
 
Tabela e gráfico de experimento com decomposição de pentóxido de dinitrogênio 
Qual é a velocidade média aproximada de consumo de N2O4 e de formação do NO2 no intervalo de 200 s a 
300s? 
 
RESPOSTA: 
Vm(N2O4) = ∆[N2O4] Vm(NO2) = ∆[NO2] 
 ∆t ∆t 
Vm(N2O4) = [N2O4 final - N2O4 inicial] Vm(NO2) = [ NO2 final - NO2 inicial] 
 tfinal – tinicial tfinal – tinicial 
Vm(N2O4) = [120-142] mol/L Vm(NO2) = [160-116] mol/L 
 (300-200) s (300-200) s 
Vm(N2O4) = [-22]mol/L Vm(NO2) = [44]mol/L 
 100 s 100 s 
Vm(N2O4) = 0,22 mol/L.s Vm(NO2) = 0,44 mol/L.s 
 
2- Foi adicionado 0,50 g de magnésio metálico a uma solução diluída de ácido clorídrico. Após 10 s, restou 0,40 
g de magnésio sem reagir. A interação ocorreu segundo a reação: 
Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq)+ H2(g) 
Qual é a velocidade média aproximada dessa reação no intervalo de tempo de 10 s, expressa em mol/s? Dado: 
Mg = 24 g/mol. 
RESPOSTA: 
Vm(Mg) = ∆[Mg] 
 ∆t 
Vm(Mg) = [ Mg final - Mg inicial] 
 ∆t 
Vm(Mg) = [0,4-0,5] g 
 10 s 
Vm(Mg) = [-0,1]g 
 10 s 
Vm(Mg) = 0,01 g/s 
1 mol ------- 24 g 
 x-------- 0,01g 
x = 0,00042 mol/s 
x = 4,2 . 10-4 mol/s 
3- (UESC) A água oxigenada, H2O2, decompõe-se, produzindo água e gás oxigênio, de acordo com a equação: 
H2O2(aq) → H2O + ½ O2 
O gráfico abaixo foi construído a partir de dados experimentais e mostra a variação da concentração de água 
oxigenada em função do tempo. Qual será a velocidade média de decomposição da água oxigenada nos 
intervalos I, II eIII? 
 
 
Gráfico em exercício sobre velocidade das reações químicas 
RESPOSTA: 
* Intervalo I: * Intervalo II: * IntervaloIII: 
Vm = ∆[ H2O2] Vm = ∆[ H2O2] Vm = ∆[ H2O2] 
 ∆t ∆t ∆t 
Vm = [(H2O2)final-(H2O2)inicial] Vm = [(H2O2)final-(H2O2)inicial] Vm = [(H2O2)final–(H2O2)inicial] 
 tfinal – tinicial tfinal – tinicial tfinal – tinicial 
Vm = [0,5-0,8] Vm = [0,3-0,5] Vm = [0,2-0,3] 
 10-0 20-10 30-20 
Vm = [-0,3] Vm = [-0,2] Vm = [-0,1] 
 10 10 10 
Como está em módulo e não existe velocidade negativa, o resultado é positivo: 
 Vm = 0,03 Vm = 0,02 Vm = 0,01 
 
Agora acesse o LINK DO GOOGLE FORMS para realizar as atividades propostas: 
Roteiro parte 01: 
https://docs.google.com/forms/d/e/1FAIpQLSfS89WjFuRAUlUdZTFKKR__wpbrqtsgbPQkzZw-
lGEMmecG9A/viewform 
 
Caso você tenha acesso à Internet assista as vídeo-aulas propostas abaixo. 
 
VIDEOAULAS: 
Cinética Química 
https://www.youtube.com/watch?v=uP2x22Ovpco 
https://www.youtube.com/watch?v=5lTuLY-ZC1w 
https://www.youtube.com/watch?v=SiVhI3y_PV4 
https://docs.google.com/forms/d/e/1FAIpQLSfS89WjFuRAUlUdZTFKKR__wpbrqtsgbPQkzZw-lGEMmecG9A/viewform
https://docs.google.com/forms/d/e/1FAIpQLSfS89WjFuRAUlUdZTFKKR__wpbrqtsgbPQkzZw-lGEMmecG9A/viewform
https://www.youtube.com/watch?v=uP2x22Ovpco
https://www.youtube.com/watch?v=5lTuLY-ZC1w
https://www.youtube.com/watch?v=SiVhI3y_PV4
PARTE 2 – 14/10/2020 a 21/10/2020 
Agora Vamos estudar Sobre os Fatores que Influenciam na Velocidade das Reações! 
Sabermos os fatores que influenciam a velocidade das reações é algo muito importante, pois existem reações 
que queremos que ocorram mais rápido e também há reações que queremos que demorem mais tempo. 
Por exemplo, nas indústrias, é imprescindível para o lucro econômico que determinadas reações usadas 
resultem no produto com o menor tempo possível, ainda mais se a reação produzir pouco. Por outro lado, a 
reação de decomposição de alimentos é uma que queremos que ocorra o mais lentamente possível. 
Assim, para acelerar ou retardar as reações químicas, precisamos estudar os fatores que influenciam esses 
processos, sendo que os principais são quatro: superfície de contato, temperatura, concentração dos 
reagentes e uso de catalisadores. Vejamos cada caso: 
1. Superfície de contato: 
 
Superfície de contato e velocidade da reação 
Por exemplo, considere que pegamos dois comprimidos efervescentes e os colocamos na água para reagir, 
com a distinção de que um está inteiro e o outro está triturado. Qual irá terminar de reagir primeiro? Isso mesmo, 
o que está totalmente triturado. Isso acontece porque a sua superfície de contato com a água é maior. 
Um dos fatores para a ocorrência de uma reação é que as moléculas dos reagentes devem colidir de modo 
efetivo. Quanto maior a superfície de contato, maior o número de moléculas que irão colidir, aumentando 
também a probabilidade de ocorrerem choques efetivos e, por fim, o aumento da velocidade da reação. 
 
Reação entre antiácido efervescente e água em duas situações diferentes: no primeiro copo, o antiácido está 
em pó; no segundo, está em comprimido 
2. Temperatura: 
 
Temperatura e velocidade da reação 
Por exemplo, para desacelerar a reação de decomposição dos alimentos, costumamos colocá-los na geladeira, 
isto é, diminuímos a temperatura. Porém, se quisermos acelerar o cozimento de um alimento, colocamos em 
uma panela de pressão, que ocasiona temperaturas mais elevadas que o ponto de ebulição da água em 
condições normais. 
 
 
Alimentos na geladeira e na panela de pressão 
 
Isso acontece porque o aumento da temperatura eleva a energia cinética das moléculas, o que faz com que 
elas fiquem mais agitadas, movimentando-se mais rapidamente. Dessa forma, haverá um maior número de 
choques efetivos entre suas partículas e a velocidade da reação aumentará. 
3. Concentração dos reagentes: 
 
Concentração e velocidade da reação 
Por exemplo, o ar é formado por aproximadamente 20% de gás oxigênio, assim, quando queimamos madeira 
para fazer uma fogueira, há também moléculas de outros gases colidindo e atrapalhando a velocidade da 
reação. Agora, se colocássemos essa madeira em brasas dentro de um frasco com gás oxigênio puro, a reação 
processar-se-ia muito mais rapidamente. 
 
Essa reação de combustão da fogueira ocorreria mais rápido se fosse com oxigênio puro 
 
Portanto, com o aumento da concentração de um dos reagentes (oxigênio), a reação ocorreu mais depressa, 
porque houve o aumento do número de partículas reagentes, aumentando também a quantidade de choques 
entre elas e a probabilidade de ocorrerem colisões eficazes que resultem na ocorrência da reação. 
4. Catalisadores: 
 
Catalisadores e velocidade das reações 
 
 
Os catalisadores são substâncias capazes de acelerar a velocidade das reações químicas sem serem 
consumidos, ou seja, são totalmente regenerados no final do processo. 
Por exemplo, um pirulito deixado exposto no ar irá demorar muito tempo para reagir, mas quando colocado na 
boca, rapidamente ele é consumido. Isso acontece porque existem enzimas no nosso organismo que atuam 
como catalisadoras, agindo sobre o açúcar e criando estruturas que reagem mais facilmente com o oxigênio. 
 
O açúcar do pirulito é consumido rapidamente graças às enzimas que agem como catalisadoras 
 
Em indústrias, o uso de catalisadores é imprescindível para tornar economicamente viáveis reações que 
demoram muito ou que geram poucos produtos. 
Os catalisadores conseguem acelerar a reação química porque eles diminuem a energia de ativação, isto é, a 
energia mínima necessária para que as moléculas colidam de modo eficaz, produzindo o complexo ativado e 
os produtos. Quanto maior a energia de ativação, mais difícil será para a reação ocorrer. O catalisador permite 
que a reação ocorra com uma menor energia de ativação, aumentando a sua velocidade. 
EXERCÍCIOS RESOLVIDOS: 
1- Indique a afirmação incorreta: 
a) Quanto menor for a temperatura, maior será a velocidade de uma reação. 
b) O aumento da temperatura aumenta a velocidade tanto da reação endotérmica quanto da reação exotérmica. 
c) A velocidade de um reagente no estado sólido é menor que no estado líquido. 
d) A diferença energética entre os produtos e os reagentes é chamada de entalpia de reação. 
e) A velocidade de uma reação depende da natureza do reagente. 
RESPOSTA: Quanto maior for a temperatura, maior será a velocidade de uma reação. 
 
2- (PUC-RS) Relacione os fenômenos descritos na coluna I com os fatores que influenciam sua velocidade 
mencionados na coluna II. 
Coluna I 
1 - Queimadas alastrando-se rapidamente quando está ventando; 
2 - Conservação dos alimentos no refrigerador; 
3 - Efervescência da água oxigenada na higiene de ferimentos; 
4 - Lascas de madeiras queimando mais rapidamente que uma tora de madeira. 
Coluna II 
A - superfície de contato 
B - catalisador 
C - concentração 
D – temperatura 
 
A alternativa que contém a associação correta entre as duas colunas é 
a)1-C;2-D;3-B;4–A. 
b)1-D;2-C;3-B;4–A. 
c)1-A;2-B;3-C;4–D. 
d)1-B;2-C;3-D;4–A. 
e)1 - C; 2 - D; 3 - A; 4 – B. 
RESPOSTA: Alternativa “a”. 
1 – O vento aumenta a concentração de oxigênio, que atua como comburente da queimada; 
2 – A diminuição da temperatura diminui a velocidade das reações,pois diminui o movimento das partículas 
reagentes e a probabilidade de choques efetivos que resultem em reação. 
3 – A decomposição da água oxigenada é acelerada por uma enzima presente no sangue que atua como 
catalisadora dessa reação. 
4 – A superfície de contato das lascas de madeira com o oxigênio do ar que causa a queima é maior que a de 
uma tora de madeira. 
 
Agora acesse o LINK DO GOOGLE FORMS para realizar as atividades propostas: 
Roteiro parte 02: 
https://docs.google.com/forms/d/e/1FAIpQLSfht0TFefHr6BBA181CdeYDeI9I_73jdHPb4b65Hx8ZXrjZaA/viewf
orm 
 
 
Caso você tenha acesso à Internet assista as vídeo-aulas propostas abaixo. 
 
VIDEOAULAS: 
Fatores que Influenciam a Velocidade das Reações: 
https://www.youtube.com/watch?v=oMmuFiJPhuw 
https://www.youtube.com/watch?v=qXEYZzMv3os 
https://www.youtube.com/watch?v=fwxlnnOxoEE 
 
Referências: 
Peruzzo, Francisco Miragaia. Química na abordagem do cotidiano; 4 ed.- São Paulo: Moderna 2006. 
SOUZA, Líria Alves de. "Cinética Química"; Brasil Escola. Disponível em: 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/cinetica-quimica.htm. Acesso em 28 de setembro de 2020. 
 
MANUAL DA QUÍMICA, DISPONÍVEL EM : https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/fatores-que-
influenciam-velocidade-das-reacoes.htm. ACESSO EM 28 DE SETEMBRO DE 2020. 
 
 
 
 
 
https://docs.google.com/forms/d/e/1FAIpQLSfht0TFefHr6BBA181CdeYDeI9I_73jdHPb4b65Hx8ZXrjZaA/viewform
https://docs.google.com/forms/d/e/1FAIpQLSfht0TFefHr6BBA181CdeYDeI9I_73jdHPb4b65Hx8ZXrjZaA/viewform
https://www.youtube.com/watch?v=oMmuFiJPhuw
https://www.youtube.com/watch?v=qXEYZzMv3os
https://www.youtube.com/watch?v=fwxlnnOxoEE
https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/fatores-que-influenciam-velocidade-das-reacoes.htm
https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/fatores-que-influenciam-velocidade-das-reacoes.htm