Slide 1 fisico quimica

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Profa. MSc. Sandra Moretto
MATERIAL COMPLEMENTAR 
Físico-Química
 Um químico, medindo a quantidade de matéria de etano (C2H6) em função do tempo e nas 
condições em que a reação se processa, obteve os seguintes resultados:
Exercícios sobre cinética das reações químicas
C2H2 + 2H2  C2H6
(eteno) (etano)
 Qual o valor da velocidade média de formação do 
etano dessa reação no intervalo entre:
a) 4 e 10 minutos?
b) 0 a 6 minutos? 
Resposta:
a) 
b) 
Fonte: Adaptado de: Livro-texto.
Exercícios sobre cinética das reações químicas
 Um químico, medindo a quantidade de matéria de etano (C2H6) em função do tempo e nas 
condições em que a reação se processa, obteve os seguintes resultados:
C2H2 + 2H2 C2H6
(eteno) (etano)
 Qual o valor da velocidade 
média de consumo do eteno 
nessa reação no intervalo 
entre 0 e 4 minutos?Fonte: http://profjoaoneto.com/fisicoq/cineticaquimica.htm
Resposta:
 Seja a decomposição de água oxigenada: 2H2O2 2H2O + O2
 Em um minuto, observa-se um consumo de 17 g de água oxigenada. Qual a velocidade 
média dessa reação em relação ao gás oxigênio em mol/min?
Exercícios sobre cinética das reações químicas
17 g ................................................ x
x = 17 = 0,25 mol/min
68
Fonte: Adaptado de: Livro-texto.
Exercícios sobre cinética das reações químicas
 A combustão do butano é representada pela equação:
 Se houver um consumo de 2 mols de butano a cada 10 minutos de reação, qual o 
número de mols de dióxido de carbono produzido em uma hora?
1 mol ........................................... 4 mols
2 mols .......................................... x
x = 8 mols em 10 min
Calculando para uma hora, temos:
8 mols .............. 10 min
x ...................... 60 min
x = 48 mol/h Fonte: Adaptado de: Livro-texto.
(ENEM – modificado) – 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 mais 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 uma panela de pressão.
3. Na preparação de iogurtes, adicionam-se ao leite bactérias produtoras de enzimas, que 
aceleram as reações envolvendo açúcares e proteínas lácteas.
 Quais fatores influenciam nas reações citadas acima?
Resposta:
1. Temperatura.
2. Superfície de contato.
3. Catalisador.
Exercícios sobre cinética das reações químicas
 Analise as afirmativas abaixo e classifique-as como verdadeiras ou falsas:
I. O processo é endotérmico.
II. A reação tem variação de entalpia igual a +30 kcal.
III. A energia de ativação vale +80 kcal.
IV. O valor do complexo ativado é de +40 kcal.
Resposta: 
I. O processo é endotérmico, pois a energia dos produtos (+40) é maior que a dos reagentes 
(+10). (V)
II. A variação de entalpia é de +30 kcal, ou seja, 40-10. (V)
III. A energia de ativação é de 80 kcal (90-10 kcal), pois inicia 
em 10 kcal (entalpia dos reagentes) e vai até 90 kcal 
(complexo ativado). (V)
IV. O complexo ativado é o ápice da curvatura do gráfico 
(90 kcal). (F)
Exercícios sobre cinética das reações químicas
Fonte: Adaptado de: Livro-texto.
Energia (kcal/mol)
Caminho da reação
90
40
10
 A Lei da Velocidade ou a Lei de Guldberg-Waage:
Velocidade das reações
 Pode-se dizer que a Lei da Velocidade é uma
forma de indicar que a velocidade dessa reação
depende, diretamente, da concentração dos
reagentes.
v = velocidade da reação
k = constante da reação (depende da temperatura)
[A] = concentração molar do reagente A
[B] = concentração molar do reagente B
a, b = expoentes determinados experimentalmente 
(são conhecidos como ordem de reação)
aA + bB → cC + dD
v = k. [A]a . [B]b
Velocidade das reações 
a) Qual a equação da velocidade para essa reação? 
b) Qual a ordem da reação? 
Resposta:
a) V = k [A]2.
b) Ordem 2.
 Os dados a seguir foram obtidos 
para a reação:
A + B → AB
Fonte: Adaptado de: Livro-texto.
Velocidade das reações 
 O óxido nítrico é um poluente 
atmosférico que pode ser reduzido na 
presença de hidrogênio, levando à 
formação de gás nitrogênio e água, 
conforme a seguinte equação global:
2NO (g) + 2H2 (g) → N2 (g) + 2H2O (g)
 A velocidade inicial de formação de 
N2 foi medida para várias 
concentrações iniciais diferentes de 
NO e H2, e os resultados são os 
seguintes:
Resposta:
a) v = k[NO]2 [H2].
b) Sim, pois a equação da velocidade não condiz com a global.
a) Dê a equação da velocidade, após avaliar o 
comportamento da velocidade em função da concentração 
dos reagentes.
b) Essa reação ocorre em mais de uma etapa, ou seja, não é 
elementar?
Fonte: Adaptado de: Livro-texto.
 Considere a reação: A (g) + B (g) → C (g)
 Observa-se, experimentalmente, que, dobrando-se a concentração de B, a velocidade de 
formação de C quadruplica; e, dobrando-se a concentração de A, a velocidade da reação 
não é afetada. A equação da velocidade v dessa reação é:
a) v = k[A]²
b) v = k[B]²
c) v = k[A]
d) v = k[A][B]
e) v = k[A][B]² 
Resposta: B
Se duplicar a concentração do reagente, e a velocidade 
quadruplicar, a ordem será 2 para o reagente que teve a 
concentração dobrada.
Velocidade das reações 
INTERVALO
 Kc = constante de equilíbrio em termos de concentração molar.
Equilíbrio químico
   
   ba
dc
c
BA
DC
K
.
.

][
][
reagentes
produtos
Kc 
 Seja a equação genérica:
 Então, a expressão do Kc será:
aA + bB
Reação 1
Reação 2
cC + dD
Fonte: Adaptado de: Livro-texto.
 Expressão do Kc =
 Em termos de 
concentração molar:
 Sólido não entra!
Equilíbrio químico
Fonte: https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/constantes-equilibrio-kc-kp.htm
Equilíbrio químico
 Expressão para Kp =
 Somente para gases!
Fonte: https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/constantes-equilibrio-kc-kp.htm
 Cálculo do Kc
 O pentacloreto de fósforo é um reagente muito importante em Química Orgânica. Ele é 
preparado em fase gasosa pela reação:
 Um frasco de 4,00L contém as seguintes quantidades de equilíbrio, a 200 °C: 0,10 mol de 
PCl5; 0,30 mol de PCl3; e 0,01 mol de Cl2. Calcule o valor da constante de equilíbrio, em 
mol/L, a essa temperatura.
PCl5 = 0,10 = 0,025 mol Kc = [PCl5]
1
4 [PCl3]
1.[Cl2]
PCl3 = 0,30 = 0,075 mol/L
4 Kc = [0,025]1 = 133,3 mol/L-1 
Cl2 = 0,01 = 0,0025 mol/L [0,075]
1.[0,0025]1
4
Equilíbrio químico
Fonte: Adaptado de: Livro-texto.
 Em uma dada temperatura, as pressões parciais de cada componente da reação abaixo são:
Equilíbrio químico
0,6 atm para o gás nitrogênio, 2 atm para o gás oxigênio e 1 atm para o gás NO. 
 Qual é o valor de Kp para esse equilíbrio?
Kp = (pNO)2 = (1)2 = 1 = 0,83 
(pN2)
1.(pO2)
1 (0,6)1.(2)1 1,2
Fonte: Adaptado de: Livro-texto.
 O processo Haber-Bosch, para a síntese da amônia, foi desenvolvido no início deste século, 
sendo largamente utilizado hoje em dia. Nesse processo, a mistura de nitrogênio e 
hidrogênio gasosos é submetida à elevada pressão, na presença de catalisadores em 
temperatura de 500 °C. A reação pode ser representada a seguir: 
N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g) ΔH < 0 
a) Justifique o uso da pressão elevada durante essa síntese.
a) Aumento da pressão desloca no sentido da produção de amônia.
b) O que acontece se houver um aumento na temperatura?
b) Vai deslocar no sentido oposto à formação da amônia, pois a 
reação é exotérmica.
c) Qual a finalidade do uso do catalisador?
c) Aumentar a velocidade da reação,apenas.
Deslocamento de equilíbrio
 Na preparação do ácido sulfúrico, em uma das etapas do processo, ocorre a seguinte reação 
de equilíbrio: 
2 SO2(g) + O2(g) ⇌ 2 SO3(g) ∆H < 0 
 O que se deve fazer para aumentar a concentração de SO3?
Resposta:
Aumentar a concentração de reagentes; aumentar a pressão; diminuir a temperatura; 
retirar SO3.
Equilíbrio químico
1) Qual o pH e o pOH de uma solução cuja concentração hidrogeniônica [H+] é de 10-8 mol/L?
[H+] = 10-8 mol/L 
pH = -log [H+] 
pH = -log 10-8
pH = 8 
pH + pOH = 14
8 + pOH = 14 pOH = 6
2) Qual o pH de uma solução 0,1 mol/L de HCl?
Equilíbrio iônico
HCl H+ + Cl-
0,1 M 0,1 M 0,1M
pH = -log [H+] 
pH = -log 0,1 ou 10-1
pH = 1
 Qual o pH de uma solução-tampão que contém 0,0411 mol de NH4Cl em 250 mL de solução 
0,12M de NH4OH? Kb = 1,8.10
-5
 Em 250 mL, a concentração de NH4+ (íons amônio) em mol/L é de: 
 M = 0,0411 = 0,1645 mol/L
0,25
 Cloreto de amônio = sal solúvel = 100% dissociado NH4Cl NH4
+ + Cl-
0,1645 mol 0,1645 mol 0,1645 mol 
 Cálculo do pH da solução: 
Soluções-tampão
pOH = pKb - log[NH4OH] pKb = -log Kb
NH4
+
pOH = -log 1,8.10-5 - log[0,12]
[0,1645]
pOH = 4,74 – (-0,13)
pOH = 4,87
Logo, pH = 9,13
sal
Fonte: Adaptado de: Livro-texto.
ATÉ A PRÓXIMA!