12a. LISTA QG Cinetica quimica

Prévia do material em texto

12ª LISTA - EXERCÍCIOS DE PROVAS ANTIGAS – Cinética Química 
 Pg. 1/12 
1a Questão 
 
Considere a reação hipotética representada na equação abaixo e os dados cinéticos da 
tabela, a 25 C, e faça o que se pede. 
 
4A(g) + 3B(g) 2C(g) 
 
Experimento [A]inicial 
(mol L-1) 
[B]inicial 
(mol L-1) 
Velocidade inicial 
(mol L-1 s-1) 
1 0,100 0,100 5,00 
2 0,300 0,100 45,0 
3 0,100 0,200 10,0 
4 0,300 0,200 90,0 
 
a) Calcule a ordem global da reação. 
b) Escreva a lei de velocidade para a reação. 
c) Calcule a constante de velocidade, k. 
d) Calcule a velocidade média da reação (velocidade única) considerando que a 
concentração no instante t foi de 0,300 mol L-1 para A, 0,225 mol L-1 para B e 0,050 mol L-1 
para C e que, após 25 s, as concentrações de A, B e C passaram, respectivamente, para 
0,100 mol L-1, 0,075 mol L-1 e 0,150 mol L-1. 
 
Gabarito: 
a) Ordem global = 3 
b) v = k [A]2[B] 
c) 5,00 x 103 L2 mol-2 s-1 
d) velocidade média = 2,0 x 10-3 mol L-1 s-1 
 
12ª LISTA - EXERCÍCIOS DE PROVAS ANTIGAS – Cinética Química 
 Pg. 2/12 
2a Questão 
 
Considere a reação hipotética representada na equação abaixo e os dados cinéticos da 
tabela, a 37 C, e faça o que se pede. 
 
A(aq) + B(aq)  C(aq) 
 
Tabela: Velocidades e concentrações iniciais da reação. 
Experimento [A] (mol L-1) [B] (mol L-1) v (mol L-1h-1) 
1 1,0 3,0 0,050 
2 2,0 3,0 0,20 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura: Variação da concentração de cada reagente com o tempo, mantendo a 
concentração do outro reagente constante. 
 
a) Determine a ordem da reação em função da concentração de cada um dos reagentes. 
Justifique. 
b) Calcule a quantidade de produto C, em mol, que pode ser formado em 5,0 h em um 
reator de 1,0 L, considerando que foram utilizados inicialmente 3,0 mol de A e que B está 
em excesso. 
c) Calcule a energia de ativação da reação, Ea, em kJ mol
-1, sabendo que a constante de 
velocidade triplica com um aumento na temperatura de 37 °C para 57 °C. 
 
Dados: 
R = 8,3145 J mol-1 K-1 
 
Gabarito: 
a) O primeiro gráfico mostra que a reação não é de ordem zero em relação ao reagente A, 
devido ao fato de ser uma curva podendo ser de qualquer ordem superior. Contudo, pela 
tabela vemos que fixando a [B] e dobrando a [A] a velocidade aumenta 4 x, indicando que 
a reação é de ordem 2 em relação ao reagente A. v = k’ [A]2 
O segundo gráfico mostra que a reação é de ordem zero em relação ao reagente B, pois a 
velocidade (tangente do gráfico, em cada instante é constante), logo, não depende de sua 
concentração. v = k’’ [B]° 
b) 1,3 mol de C 
c) 47 kJ mol-1 
tempo tempo 
[A] [B] 
12ª LISTA - EXERCÍCIOS DE PROVAS ANTIGAS – Cinética Química 
 Pg. 3/12 
3a Questão 
 
O éter dimetílico, (CH3)2O, é um composto orgânico que se decompõe a 540 
oC, como 
representado na equação abaixo, seguindo uma cinética de primeira ordem. 
 
(CH3)2O(g) → CH4(g) + H2CO(g) 
 
A tabela mostra a relação entre a pressão parcial do éter dimetílico e o tempo de 
decomposição. 
Pressão parcial do éter 
dimetílico (Torr) 
Tempo 
(s) 
312 0 
264 390 
224 777 
187 1195 
78,5 3232 
 
Considerando o comportamento ideal dos gases, faça o que se pede. 
a) Escreva a expressão da lei de velocidade da reação. 
b) Calcule o valor da constante de velocidade da reação, k. 
c) Calcule a pressão total dos gases em 390 s, considerando os volumes e temperatura 
constantes. 
d) Explique se a reação é favorecida cinética e termodinamicamente com o aumento da 
temperatura, sabendo que a reação é exotérmica. 
 
Gabarito: 
a) 
    O]CH[ kv ou P kv 23OCH
'
23

 
b) 4,28 x 10-4 s-1 
c) 360 Torr 
d) A reação é favorecida cineticamente porque aumentando a temperatura aumenta a 
velocidade da reação. O aumento da temperatura provoca um aumento da fração de 
colisões com energia suficiente para provocar a ocorrência da reação. Porém, a reação é 
desfavorecida termodinamicamente porque aumentando a temperatura, a constante de 
equilíbrio, Kp, é diminuída, isto é, no equilíbrio a reação deverá possuir uma concentração 
menor dos produtos em relação ao éter dimetílico. Além disso, com o aumento da 
temperatura, a constante de velocidade da reação inversa deverá aumentar em relação a 
constante de velocidade da reação para a direita. 
12ª LISTA - EXERCÍCIOS DE PROVAS ANTIGAS – Cinética Química 
 Pg. 4/12 
4a Questão 
 
O urânio empobrecido é principalmente formado pelo isótopo 
U.
238
92
O tempo de meia-vida 
do U-238 é de 4,60 bilhões de anos, a 25 oC. O U-238 sofre decaimento, liberando uma 
partícula alfa e se transformando em tório-234(Th-234), como mostrado abaixo: 
 
α ThU
4
2
234
90
238
92  
 
O decaimento do U-238, a 25C, segue uma cinética de primeira ordem. Sabendo que a 
concentração de U-238 medida, nos dias de hoje na Terra, é de 50 % da concentração 
inicial em relação à criação do planeta, faça o que se pede. 
a) Calcule a constante de velocidade, k, para o decaimento do U-238. 
b) Escreva a lei da velocidade da reação de decaimento do U-238 e mostre como se pode 
estimar graficamente o valor da constante de velocidade. 
c) Suponha que o pedaço de rocha mais antigo encontrado na Terra possuía, no tempo 
zero (formação do planeta), 6,00 mg de isótopos de urânio kg-1. Entre os isótopos de 
urânio, o mais abundante é o U-238, que ocorre em uma percentagem de 99,3 %. Calcule 
a percentagem de U-238, em relação à quantidade inicial deste isótopo, que irá existir 
quando a Terra atingir 11,5 bilhões de anos, considerando que a temperatura não varie 
significativamente ao longo deste período. 
d) As retas A e B representadas no gráfico de Arrhenius (ln k versus 1/T) pertencem aos 
isótopos de U-238 e Th-234. Sabendo que o tempo de meia-vida do isótopo de Th-234 é 
de 24,5 dias, diga qual das duas retas (A ou B) representa melhor o processo de 
decaimento do U-238. Justifique sua resposta. 
 
 
Gabarito: 
a) 1,51x 10-10 ano-1 
b) 1,51 x 10 -10x [U] 
Pelo gráfico ln [A] versus t : k = - ∆y/∆x 
Pelo gráfico: v versus [A]: k = ∆y/∆x 
c) 18 % 
d) Pelo grande tempo de meia vida, a reação de desintegração do U-238 deve ter energia 
de ativação muito alta. Ea muito alta é a linha que encosta no eixo dos x. Sabe-se que a 
Ea é diretamente proporcional à inclinação da reta. Considerando 2 pontos consecutivos 
em y, observa-se que para um mesmo ∆y, o ∆x para a reta B é muito maior do que o ∆x 
para a reta A, portanto a inclinação da reta B é menor e a Ea também é menor. Portanto, a 
reta que representa melhor a desintegração do U-238 é a reta A. 
Ou 
O tempo de meia vida é menor para o Th-234 do que para o U-238, portanto o k e lnk e 
consequentemente a velocidade é maior para o Th-234 do que para o U-238. Pelo gráfico, 
vê-se que para uma mesma temperatura, a k e consequentemente a velocidade aumenta 
mais para a reta B e a k e consequentemente a velocidade aumenta menos para a reta A 
que é a do U-238, cuja meia vida é maior. 
12ª LISTA - EXERCÍCIOS DE PROVAS ANTIGAS – Cinética Química 
 Pg. 5/12 
5a Questão 
 
A reação de decomposição do pentóxido de dinitrogênio, N2O5, dissolvido em tetracloreto 
de carbono, CCl4, está representada na equação abaixo. 
 
N2O5(em CCl4) N2O4(em CCl4) + ½O2(g) 
 
O gráfico mostra, para esta reação, a relação entre o logaritmo neperiano (também 
chamado de natural) da constante de velocidade de decomposição do N2O5, k, em s
-1, com 
o inverso da temperatura, 1/T, em K-1. 
 
 
 
a) Usando as informações do gráfico determine o valor da energia de ativação da reação, 
Ea, em kJ mol
-1. 
b) Determine a temperatura, em K, na qual o tempo de meia vida é de 2,0 horas. 
c) Considerando que a reação acima apresenta uma constante de equilíbrio, Kc, iguala 
180, calcule o valor da constante de velocidade da reação inversa, ki, na mesma 
temperatura. Considere que os coeficientes estequiométricos são iguais às ordens 
individuais de reagentes e produtos nas reações inversa e direta. 
d) Esboce um gráfico relacionando a velocidade da reação de decomposição do N2O5 em 
função da sua concentração. 
 
Dados: 
R = 8,3145 J mol-1 K-1 
E-03 = 10-3 
 
Gabarito: 
a) Ea  112 kJ mol-1; b) T = 308,6 K; c) k = 5,3 x 10-7 s-1 
d) 
v 
[N2O5] 
12ª LISTA - EXERCÍCIOS DE PROVAS ANTIGAS – Cinética Química 
 Pg. 6/12 
6a Questão 
 
O íon benzenodiamônio, C6H5N2
+, reage com excesso de água, como representado na 
equação abaixo. 
 
C6H5N2
+(aq) + H2O(l)  C6H5OH(aq) + N2(g) + H
+(aq) 
 
A constante de velocidade da reação, k, em s-1, varia conforme mostrado no gráfico ln k 
versus 1/T abaixo. 
 
 
 
a) Escreva a lei de velocidade para a reação a 301 K, incluindo o valor numérico da 
constante de velocidade. 
b) Calcule a concentração, em mol L-1, de C6H5N2
+ e de C6H5OH após 120 s de reação, a 
301 K, considerando que a concentração inicial de C6H5N2
+ é de 1,00 x 10-2 mol L-1. 
c) Calcule o tempo de meia vida do C6H5N2
+ na reação, a 301 K. 
d) Calcule a energia de ativação da reação, Ea, em kJ mol
-1. 
 
Dados: 
R = 8,3145 J mol-1 K-1 
E-03 = 10-3 
 
Gabarito: 
a) v = 0,01526 [C6H5N2
+] 
b) [C6H5N2
+] = 1,6 x 10-3 mol L-1 e [C6H5OH] = 8,4 x 10
-3 mol L-1 
c) 45,42 s 
d) Ea ~ 1,39 kJ mol
-1 
12ª LISTA - EXERCÍCIOS DE PROVAS ANTIGAS – Cinética Química 
 Pg. 7/12 
7a. Questão 
 
A taxa de decomposição do acetaldeído, CH3CHO, foi medida na faixa de temperatura de 
700 a 1000 K. As constantes de velocidade encontradas estão tabeladas abaixo. 
 
T (K) 700 730 760 790 810 840 910 1000 
k (L mol-1 s-1) 0,011 0,035 0,105 0,343 0,789 2,17 20,0 145 
 
a) Qual a ordem da reação de decomposição do acetaldeído? Justifique sua resposta. 
b) Determine a energia de ativação, Ea, em kJ mol
-1. 
 
c) Segundo a teoria das colisões, a colisão entre moléculas é um dos fatores necessários 
para que ocorra uma reação química. Como explicar então, segundo essa mesma teoria, 
que no ar há cerca de um bilhão de colisões por segundo entre as moléculas do gás 
oxigênio e do gás metano e não ocorre reação? (na explicação cite dois fatores 
determinantes para a colisão ser efetiva, ou seja, para que ocorra a reação). 
 
Dados: 
R = 8,3145 J mol-1 K-1 
 
Gabarito: 
a) A reação de decomposição do acetaldeído é de segunda ordem. Esta informação pode 
ser obtida pela unidade da constante cinética, k, uma vez que para segunda ordem a 
unidade de k é L mol-1 s-1 
b) ~ 2 x 102 kJ mol-1 
c) Na teoria da colisão os produtos só se formam se a colisão envolver energia suficiente, 
ou seja, a colisão só será bem sucedida se a energia cinética for maior que um certo valor 
mínimo, a energia de ativação, Ea, da reação. Porém, nem toda colisão provocará a 
reação mesmo que as exigências de energia sejam satisfeitas. Os reagentes devem 
também colidir numa orientação apropriada, é o que se pode chamar de “fator de 
orientação”. Assim, além da colisão entre as partículas, dois outros fatores para a 
ocorrência de uma reação química são energia suficiente e orientação adequada. 
12ª LISTA - EXERCÍCIOS DE PROVAS ANTIGAS – Cinética Química 
 Pg. 8/12 
H2O 
8ª Questão 
 
A hidrólise do etanoato de metila, CH3COOCH3, produz ácido acético, CH3COOH, como 
representado na equação 1 abaixo. 
 
CH3COOCH3 → CH3COOH + CH3OH (eq. 1) 
 
Durante a hidrólise, em diferentes intervalos de tempo, foram retiradas alíquotas de 20,0 
mL da solução e o CH3COOH foi titulado com NaOH, 0,100 mol L
-1, como representado na 
equação 2. Os volumes gastos em cada intervalo de tempo encontram-se na tabela a 
seguir. 
CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O (eq. 2) 
 
Tempo 
(min) 
Volume de NaOH 
(mL) 
[CH3COOH] 
(mol L-1) 
[CH3COOCH3] 
(mol L-1) 
0 0 
5,65 1,12 
20,7 4,12 
45,8 7,92 
75,8 12,1 
Tempo final 28,2 
 
a) Complete a tabela acima, mostrando, com cálculos, que a reação de hidrólise é de 
primeira ordem em relação ao reagente CH3COOCH3, sabendo que a reação se completa 
no tempo final. 
b) Dê a lei de velocidade incluindo o valor da constante de velocidade, k. 
c) Calcule o tempo de meia vida, t1/2, para esta reação e diga qual é a sua relação com a 
concentração inicial de CH3COOCH3. 
d) Explique a Lei de Velocidade e a Lei da Velocidade Integrada. 
 
 
 
12ª LISTA - EXERCÍCIOS DE PROVAS ANTIGAS – Cinética Química 
 Pg. 9/12 
Gabarito: 
a) 
 
 
Opção: Substituir os valores de cada tempo para determinar k, que devem ser 
aproximadamente iguais. 
b) v = k x [CH3COOCH3]
1, onde k = 0,0074 min-1 
c) t1/2 = 94,3 min. Como é de primeira ordem, independe da concentração inicial. 
d) A Lei da velocidade fala que a velocidade inicial de uma reação é diretamente 
proporcional a concentração inicial dos reagentes, elevada a expoentes que, determinados 
experimentalmente, chamados de ordem. 
Já a Lei da Velocidade Integrada fornece a concentração de um reagente ou produto, em 
um determinado tempo após o início de reação, conhecendo a concentração inicial deste. 
12ª LISTA - EXERCÍCIOS DE PROVAS ANTIGAS – Cinética Química 
 Pg. 10/12 
9ª Questão 
 
Em altas temperaturas, o óxido nítrico, NO, pode ser formado a partir da reação do 
nitrogênio, N2, com átomos de oxigênio, O, como nos motores de combustão interna. A 
reação pode ser representada por: 
 
O(g) + N2(g) → NO(g) + N(g) 
 
A tabela a seguir apresenta as constantes de velocidade, k, medidas em três temperaturas. 
k (L mol-1 s-1) Temperatura (K) 
4,40 x 102 2000 
2,50 x 105 3000 
5,90 x 106 4000 
 
a) Diga qual a ordem global desta reação, justificando sua resposta. 
b) Determine a energia de ativação, Ea, da reação em kJ mol
-1. 
c) Calcule o parâmetro de Arrhenius, A. 
d) Dê dois exemplos do dia a dia dos efeitos da temperatura na velocidade das reações. 
e) Explique a teoria das colisões de Arrhenius. 
 
Dados: 
R = 8,3145 J mol-1 K-1 
 
Gabarito: 
a) É possível concluir a ordem da reação observando a unidade de k. Nesta reação como a 
unidade de k é L mol-1 s-1, concluímos que é uma reação de segunda ordem. 
b) 316 kJ mol-1 
c) 8 x 1010 
d) Na conservação dos alimentos a refrigeração diminui a velocidade da reação de 
degradação dos mesmos; o aumento de temperatura favorece o cozimento dos alimentos. 
e) É um modelo que explica o aumento da velocidade das reações com o aumento da 
temperatura. Para que ocorra uma reação química, as moléculas reagentes devem colidir. 
Os choques devem ser efetivos, permitindo uma perfeita interação entre as mesmas. 
Quanto maior for a frequência de choques efetivos, maior será a velocidade da reação. 
Portanto, quanto maior a temperatura, maior a energia cinética, e maior a probabilidade de 
choques eficazes. 
12ª LISTA - EXERCÍCIOS DE PROVAS ANTIGAS – Cinética Química 
 Pg. 11/12 
10ª. Questão 
 
Quando o acetato de etila, CH3COOC2H5, é saponificado com hidróxido de sódio, NaOH, 
ocorre a formação do éster acetato de sódio, CH3COONa, e álcool etílico, CH3CH2OH, 
conforme equação química abaixo. Utilize os dados dos experimentos e faça o que se 
pede. 
 
CH3COOC2H5(aq) + NaOH(aq)  CH3COONa(aq) + CH3CH2OH(aq) 
 
Experimento 
[CH3COOC2H5] 
inicial 
(mol L-1) 
[NaOH] 
inicial 
(mol L-1) 
Velocidade 
inicial 
(mol L-1 s-1) 
1 0,0250 0,0250 6,80 x 10-5 
2 0,0250 0,0500 1,37 x 10-4 
3 0,0500 0,0500 2,72 x 10-4 
 
a) Mostre com cálculos a ordem global para esta reação e escreva a lei de velocidade. 
b) Calcule a concentração do CH3COONa, após 10,0 s de reação, sabendo que as 
concentrações iniciais do CH3COOC2H5e do NaOH são 0,0500 e 0,100 mol L
-1, 
respectivamente. Considere que o valor da constante de velocidade, nestas condições, é 
igual a 5,45 x 10-3 s-1. 
c) Explique como a concentração inicial de um reagente influencia no tempo de meia vida 
em uma reação, utilizando as equações integradas, para os casos abaixo: 
c.1) ordem zero 
c.2) primeira ordem 
c.3) segunda ordem 
 
Gabarito: 
a) Ordem global = 2 
v = k x [CH3COOC2H5] [NaOH] 
b) [CH3COONa] = 0,0026 mol L
-1 
c) Ordem 0 
Quanto maior for a concentração inicial do reagente, maior será o tempo de meia vida. 
1a ordem: 
O tempo de meia vida independe da concentração inicial do reagente. 
2a ordem: 
Quanto maior for a concentração inicial do reagente, menor será o tempo de meia vida. 
12ª LISTA - EXERCÍCIOS DE PROVAS ANTIGAS – Cinética Química 
 Pg. 12/12 
 
11ª. Questão 
 
Antigamente, a revelação de uma imagem fotográfica, em um filme, era um processo 
controlado pela cinética da redução do haleto de prata por um revelador. O inverso do 
tempo necessário para a revelação, a uma determinada temperatura, é igual à constante 
de velocidade, k, do processo. 
O gráfico que correlaciona o logaritmo natural do inverso do tempo de revelação em 
minutos, com o inverso da temperatura, em K-1, encontra-se representado abaixo. A partir 
dos dados do gráfico, faça o que se pede. 
 
 
 
a) Calcule a energia de ativação, Ea, em kJ mol-1, para o processo de revelação. 
b) Determine o tempo, em minutos, de revelação a 22 oC. 
c) Explique o que acontece com a energia de ativação, Ea, e o parâmetro (constante) de 
Arrhenius, A, na presença de um catalisador. 
d) Enuncie: 
d.1) lei de velocidade 
d.2) lei de velocidade integrada 
 
Dados: 
R = 8,3145 J mol-1 K-1 
T (K) = 0 oC + 273,15 K 
 
Gabarito: 
a) 68 kJ mol-1 
b) 7,17 min 
c) O catalisador fornece um caminho alternativo de menor energia dos reagentes até o 
produto, logo a energia de ativação, Ea, na presença de um catalisador diminui. O 
parâmetro (constante) de Arrhenius, A, não se altera na presença do catalisador. 
d) d.1) Lei de velocidade é a expressão da velocidade instantânea de reação em termos da 
concentração de uma espécie em qualquer momento. 
d.2) Lei de velocidade integrada dá a concentração de reagentes ou produtos em qualquer 
instante após o início da reação.