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NEEJA- NÚCLEO DE EDUCAÇÃO DE JOVENS E ADULTOS- CULTURA POPULAR CONSTRUÍNDO UM MUNDO NOVO. APOSTILA DE QUÍMICA MÓDULO 08 PROFESSOR ALESSANDRO CANSSI

NEEJA- NÚCLEO DE EDUCAÇÃO DE JOVENS E ADULTOS- … · oxigênio estão presentes nas fórmulas moleculares em uma relação de 1:2:1. Além disso, o único que apresenta a fórmula

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NEEJA- NÚCLEO DE EDUCAÇÃO DE JOVENS E

ADULTOS- CULTURA POPULAR CONSTRUÍNDO

UM MUNDO NOVO.

APOSTILA DE QUÍMICA

MÓDULO 08

PROFESSOR ALESSANDRO CANSSI

CÁLCULOS QUÍMICOS

A função do químico.

O papel do químico, em relação ás transformações químicas, não é o de estudar

somente aquelas que ocorrem na natureza, mas também o de provocar transformações

que produzam novas substâncias com propriedades características. O químico provoca

essas transformações não ao acaso, como um mero misturador de materiais, mas usado

a integração razão e experimentação, ou seja, aliando teoria à prática.

Assim o químico constrói uma transformação que a natureza não construiu, por um

motivo justo, pois ela é harmoniosa, não teve a “ ousadia” de construir.

É assim que surgem os medicamentos para curar ou prevenir doenças, os plásticos, os

fertilizantes, os produtos de limpeza e de higiene pessoal.

Quando se estudam as transformações, verifica-se que existem relações entre as

quantidades das substâncias que participam dessas transformações. Conhecer essas

relações e determinar essas quantidades é importante e faz parte do trabalho do

químico.

Na indústria, a fabricação de certo produto exige cálculos antecipados para conhecer a

quantidade exata da matéria-prima a ser usada e, assim, evitar desperdícios- é a

importância econômica.

Fórmulas

Como consequência direta dessas leis, pode-se estabelecer a composição centesimal

em massa de uma substância e assim tem-se a fórmula porcentual dessa substância

A partir da fórmula porcentual, outros tipos de fórmulas são obtidos, como a fórmula

mínima e a fórmula molecular.

Fórmula porcentual

A fórmula porcentual indica a percentagem em massa de cada elemento que forma uma

substância.

Ela pode ser obtida a partir de resultados experimentais. Por exemplo, verifica-se

experimentalmente que 4g de hidrogênio reagem com 32g de oxigênio, produzindo 36g

de água.

Hidrogênio+ oxigênio....................água

4g 32g 36

Xg yg 100

Xg yg 100

X=11,11g(11,11%)

Y=88,88g(88,88%)

Às vezes pode acontecer de a fórmula mínima ser igual à fórmula molecular do

composto; no entanto, isso nem sempre é verdadeiro.

Por exemplo, a fórmula empírica ou mínima da água é H2O, indicando que há a

proporção de 2:1 entre os elementos que formam as moléculas de água. E,

coincidentemente, essa também é a fórmula molecular da água. Porém, para você ver

que isso não ocorre sempre, observe os dois exemplos a seguir:

Visto que a fórmula mínima é somente a relação dos átomos de cada elemento e não a

quantidade real deles na fórmula molecular, pode ocorrer de compostos diferentes

terem a mesma fórmula empírica e até mesmo a fórmula mínima de um composto pode

ser igual à fórmula molecular de outro. Observe, no exemplo abaixo, como isso pode

ocorrer:

Veja que a fórmula mínima CH2O é a mesma para todas as substâncias, isto é, essa

fórmula mínima expressa que, em todos os casos, os átomos de carbono, hidrogênio e

oxigênio estão presentes nas fórmulas moleculares em uma relação de 1:2:1. Além

disso, o único que apresenta a fórmula molecular igual à fórmula empírica é o

formaldeído.

Cálculo da Fórmula Mínima ou Empírica:

Para determinar a fórmula empírica de um composto é necessário saber primeiro qual é

a sua fórmula percentual ou centesimal. Isso pode ser feito medindo a massa de cada

elemento em 100g de uma amostra. O texto “Fórmula Percentual ou Centesimal”

esclarece melhor esse assunto.

Por exemplo, digamos que a composição centesimal de determinado composto é dada

por: 40,00% de C, 6,67% de H e 53,33% de O. Passamos esses valores para grama,

considerando uma massa de 100 g de amostra do composto. Assim, temos: 40 g de C,

6,67 g de H e 53,33 g de O.

Agora é necessário passar esses valores para a quantidade de matéria (mol). Fazemos

isso dividindo cada um dos valores encontrados por suas respectivas massas molares:

C: 40/12 = 3,33

H: 6,67/1 = 6,67

O: 53,33/16 = 3,33

Visto que os valores não são inteiros, usamos o seguinte artifício: dividimos todos os

valores pelo menor deles, pois dessa maneira a proporção existente entre eles não é

alterada.

Nesse caso, o menor valor é 3,33, de modo que o resultado será:

C: 3,33/3,33 = 1

H: 6,67/3,33 = 2

O: 3,33/3,33 = 1

Assim, a fórmula mínima dessa substância desconhecida é igual a: C1H2O1 ou CH2O.

Resumidamente, os passos necessários para encontrar a fórmula empírica ou mínima

de uma substância são:

Fórmula molecular

A fórmula molecular indica a quantidade de átomos de cada elemento que

forma uma molécula de determinada substância.

A fórmula mínima do ácido acético é CH2Oe sua massa molar é 60g/mol.

Então:

( CH2O)n

(12+2+16)n= 60

30n=60

n=2

fórmula mínima= (CH2O )2

Fórmula molécula C2H4O2

EXERCÍCIO

1.Determine a composição centesimal do:

a) Ácido sulfúrico H2SO4

b) Ácido clorídrico HCl

c) Hidróxido de sódio NaOH

2.Determine as fórmulas mínimas das substâncias a partir das respectivas

composições centesimais:

a)1,54% de hidrogênio

49,23% de enxofre

49,23% de oxigênio

3. Um dos gases responsáveis pela chuva ácida apresenta 50% de enxofre e 50%

de oxigênio em massa. Descubra a fórmula molecular desse gás, sabendo que sua

massa molar é 64g/mol.

INTRODUÇÃO À ESTEQUIOMETRIA

Estequiometria ou cálculo estequiométrico (do grego: stoikheion – elemento; metron –

medição) é o termo usado para descrever as relações quantitativas na química. Ou seja,

quando se refere a “quanto” de uma substância será consumida ou formada durante

uma reação química é um problema de estequiometria.

Para relacionar a estequiometria com o nosso cotidiano podemos citar a preparação de

um bolo, onde para que ocorra a reação entre os ingredientes teremos que usar as

quantidades adequadas, ou seja, ao aumentarmos algum ingrediente teremos que

aumentar os demais na mesma proporção.

Para resolvermos problemas com cálculos estequiométricos devemos seguir as

seguintes regras:

Montar a equação química;

Fazer o balanceamento da equação;

Escrever as proporções em mols;

Montar a estequiometria com dados e descobrir o que o problema quer resolver;

Conferir se os dados do problema estão nas unidades corretas:

I. Volume = L

II. Massa = g

III. Moléculas, átomos = mol

Resolver a regra de três.

EXERCÍCIOS

1. Quantas moléculas de gás carbônico podem ser obtidas pela queima completa

de 4,8 g de carbono puro? (massa atômica: C = 12)

C + O2 → CO2

12g 6,02x1023

moléculas

4,8g x

x= 2,4x1023

moléculas de CO2

2. Quantos mols de N2(g) são necessários para produzir 5 mols de NH3(g)?

N2 + 3H2 → 2NH3

1mol 2mol

x 5 mols

x= 2,5 mols de NH3

3. Calcule o número de mols de CO2(g) que pode ser obtido na combustão

completa de 2,4 mols de C3H8(g)?

C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O

1mol 3mols

2,4 mols x

x= 7,2 mols

4. Calcule a massa de óxido cúprico (CuO) obtida a partir de 2,54 g de cobre

metálico (Cu). Dados: (O = 16; Cu = 63,5).

2Cu + O2 → 2CuO

127g 159g

2,54g x

x= 3,18g de CuO

5. Para transformar mármore em gesso, precisamos atacá-lo com ácido sulfúrico,

segundo a reação:

H2SO4 + CaCO3 → CaSO4 + CO2 + H2O

Para 2 kg de mármore, quantos de gesso precisamos produzir?

Dados: (Ca = 40; C = 12; S = 32; O = 16)

100Kg 136g

2Kg x

x= 2,72Kg

6. Combustível e importante reagente na obtenção de amônia e compostos

orgânicos saturados, o hidrogênio pode ser obtido pela reação:

NaH(s) + H2O(l) → NaOH(aq) + H2(g)

Quantos litros do gás, nas condições ambiente podem ser obtidos pela hidrólise de

60,0 g de hidreto de sódio. Dados: (volume molar = 24,5L/mol; massa molar = 24

g/mol.

24g/mol 24,5L/mol

60,0 g x

x= 61,25L/mol

7. Considerando a reação:

N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)

Calcule quantos litros de NH3(g) são obtidos a partir de 3 litros de N2(g). Considere

todos os gases nas CNTP.

22,4L 44,8L

3L x

x= 6L

8. Quantos mols de ácido clorídrico são necessários para produzir 23,4 gramas de

cloreto de sódio? (massas atômicas: Na = 23; Cl = 35,5)

HCl + NaOH → NaCl + H2O

1mol 58,5g

x 23,4g

x= 0,4mol

9. (UCB-MS) Dada a equação química não-balanceada:

Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2 + H2O

A massa de carbonato de sódio que reage completamente com 0,25 mol de ácido

clorídrico é:

a) 6,62 g b) 26,50 g c) 13,25 g d) 10,37 g e) 20,75 g

106g 2mol

x 0,25mol

x= 13,25g

10. Quantos mols de níquel (Ni) há em 4,50 g deste elemento?

1mol 59g

x 4,50g

x= 0,076mol

11. Quantos gramas de ouro (Au) existem em 0,250 mol deste metal?

1mol 197g

0,250mol x

x= 49,25g

12. O alumínio é obtido pela eletrólise da bauxita. Nessa eletrólise, ocorre a

formação de oxigênio que reage com um dos eletrodos de carbono utilizados no

processo. A equação não balanceada que representa o processo global é:

2Al2O3 + 3C → 3CO2 + 4Al.

Para dois mols de Al2O3, quantos mols de CO2‚ e de Al, respectivamente, são

produzidos esse processo?

a) 3 e 2 b) 1 e 4 c) 2 e 3 d) 2 e 1 e) 3 e 4

13. Dados: massas molares em g/mol de MgO = 40 e SO‚ = 64

MgO(s)+ SO2(g)+ 1/2O2(g) → MgSO4(s)

Quantas toneladas de óxido de magnésio são consumidas no tratamento de

9,6x103 toneladas de SO2?

a) 1,5 x 103

b) 3,0 x 103 c) 1,0 x 10

3

d) 6,0 x 103 e) 2,5 x 10

3

40t 64t

x 9,6x103

x= 6x103t de MgO

14. Quantos gramas de NH3(g) serão produzidas a partir de 12 g de H2(g)? (massas

molares em g/mol: H2 = 2 e NH3 = 17.

N2 + 3 H2 → 2 NH3

6g 34g

12g x

x= 68g

15. Calcule a massa, em gramas de CO2 que pode ser obtida na combustão

completa de 2,4 mols de C3H8. Dados: CO2 = 44 g/mol (massa molar)

C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O

1mol 132g

2,4mols x

x= 316,8g

16. Quantos mols de O2 reagem com 8átomos de Fe?

1 mol 6,02x10 23

átomos

X 8 átomos

X= 1,3x1023

átomos

17. Qual a massa de CO2 obtida da queima de 6 mols de carvão?

1 mol 44g

6 mol x

x= 264g

18. Considere a combustão completa de propano,

C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4H2O.

Se 3,04 mols de propano são queimados no ar, qual será a quantidade de matéria

de CO2 produzida? Qual será a quantidade de matéria de O2 consumida?

1mol 132g

3,04 mol x

x= 401,28 g

1 mol 160 g

3,04 mols x

x= 486,4g

19. Que massa do composto desconhecido é formada nas seguintes reações?

a) C2H4 + H2 → C2H6.

3,4 g de C2H4 reagem para produzir x g de C2H6.

28g 30g

3,4g x

X= 3,6g

b) CS2 + 3Cl2 → CCl4 + S2Cl2

5,78 g de Cl2 reagem para produzir x g de S2Cl2.

210g 134g

5,78g x

X= 3,68g

X= 3,68g

20. Para as seguintes reações, determine o valor de x .

a) 4C + S8 → 4CS2

3,2 mols e S8 produzem x mols de CS2

1 mol 4 mols

3,2mols x

x= 12,8mols

b) CS2 + 3O2 → CO2 + 2SO2

1,8 mols de CS2 produz x mols de SO2

1 mol 2 mols

1,8mols x

x= 3,6mols

c) N2H4 + 3O2 → 2NO2 + 2H2O

7,3 mols de O2 produzem x mols de NO2

3 mols 2 mols

7,3mols x

x= 4,9mols

SOLUÇÕES: SOLUTO, SOLVENTE, CONCENTRAÇÃO E CURVA DE

SOLUBILIDADE

Aproximadamente 90% das reações químicas acontecem com os reagentes dissolvidos

em algum líquido. Muitas das coisas que consumimos também são soluções. Daí a

importância de entendermos algumas coisas sobre soluções.

Uma solução é sempre composta de duas coisas: uma que dissolve, que chamaremos de

solvente, e outra que é dissolvida, que chamaremos de soluto. Assim, quando tomamos

um susto e nossa avó prepara um copo de água com açúcar para que nos acalmemos, ela

prepara uma solução onde a água é o solvente e o açúcar é o soluto. O que talvez ela não

saiba é que água com açúcar não tem o mínimo efeito calmante...

Nosso "calmante da vovó" pode estar muito ou pouco doce. Quimicamente falando, o

que está variando é a concentração. Quanto mais doce estiver, mais açúcar encontra-se

dissolvido e mais concentrada a solução estará.

Concentração

A concentração é a relação entre a quantidade de soluto e o volume da solução. É

bastante óbvio que se colocarmos uma colher de chá de açúcar em um copo com água o

resultado será menos doce do que se colocarmos uma colher de sopa de açúcar no

mesmo copo com água. A primeira solução é menos concentrada que a segunda, ou

seja, possui menos massa de soluto do que a segunda, para o mesmo volume de

solvente.

Matematicamente podemos escrever uma expressão para calcular a concentração:

Todos sabemos que a quantidade de soluto que pode ser adicionado a um solvente não é

infinita. Se nossa avó, ao preparar nosso copo de água com açúcar, exagerar no açúcar,

parte dele não será dissolvido, permanecendo sólido no fundo do copo. Podemos então

concluir que existe um limite para a quantidade de soluto. É o que chamamos de

coeficiente de solubilidade.

As coisas agora podem parecer meio confusas, mas leia com atenção que você

entenderá esses conceitos com clareza:

Concentração máxima

Temos um certo volume de solvente puro, ou seja, não adicionamos nada nele - ainda.

Começamos a colocar vagarosamente pequenas quantidades de soluto. À medida que

isso é feito, a concentração começa a aumentar. Continuamos adicionando soluto, a

concentração continua aumentando até que colocamos uma pitada do soluto e este não

mais se dissolve. Atingimos a máxima concentração que essa solução pode ter e, mesmo

que adicionemos mais soluto, a concentração não se alterará mais.

Entenda que a concentração é a relação da massa do soluto dissolvido em um certo

volume de solução. Se colocamos soluto em excesso e ele não se dissolver, ele não fará

parte da solução, ficará depositado no fundo do recipiente no estado sólido e

portantonão influenciará na concentração.

Perceba que isso nos remete a algo muito interessante: se gostamos de café bem doce,

existe um limite de quantidade de açúcar que podemos colocar no café para que ele

dissolva. Toda a quantidade que colocarmos a mais ficará depositada no fundo da xícara

e não tornará o café mais doce, apenas desperdiçará mais açúcar.

Concentração e densidade

Algum leitor deve ter batido os olhos na figura da lousa e se perguntado: A relação da

massa e volume não é a densidade?

É sim, mas fique atento ao seguinte detalhe: embora possamos escrever as duas

expressões como m/V, na concentração "m" representa a massa apenas do soluto,

enquanto que na densidade o "m" representa a massa total da solução (soluto +

solvente). Perceba também que quando a concentração aumenta (adição de soluto), a

densidade também aumenta, pois estamos adicionando mais massa à solução.

Tipos de soluções

Dependendo da quantidade de soluto que uma solução contém, podemos classificar as

soluções. Tenha novamente em mente que existe um limite para a quantidade de soluto

que pode ser adicionado a um determinado volume de solvente e que chamamos isso de

coeficiente de solubilidade.

Quando uma solução contém soluto abaixo do coeficiente de solubilidade, dizemos que

essa solução é insaturada. Quando a quantidade de soluto é igual ao coeficiente de

solubilidade, ou seja, está no limite, dizemos que ela é saturada. Finalmente, quando a

quantidade de soluto supera o limite, dizemos que ela é super-saturada.

Você deve estar se perguntando como é possível ter uma quantidade de soluto superior

ao limite. Afinal é o limite ou não? As soluções ditas super-saturadas, que contêm uma

quantidade de soluto superior ao coeficiente de solubilidade são extremamente difícies

de preparar e muito instáveis.

Imagine a seguinte situação: você quer empilhar latas de refrigerante e, o máximo que

consegue empilhar são quatro latas. Você tentou empilhar milhões de vezes e o limite é

quatro latas. De repente, você utiliza toda concentração e cuidado dignas de um monge

budista e consegue empilhar a quinta lata. Nesse momento alguém bate a porta do seu

laboratório e a quinta lata cai, restando apenas quatro empilhadas. Você se concentra

novamente e consegue empilhar não cinco, mas seis latas! Nesse momento vem se

aproximando da sua pilha um mosquito e pousa em cima dela, derrubando duas delas e

restando novamente quatro empilhadas.

É isso que acontece nas soluções super-saturadas. Em condições especiais conseguimos

dissolver uma quantidade de soluto superior ao coeficiente de solubilidade (CS) mas, na

primeira perturbação o excedente se precipita restando dissolvida apenas a quantidade

limite, o que torna a solução saturada.

Curva de solubilidade

A solubilidade varia de soluto para soluto e também com o tipo de solvente. Além disso,

o principal fator que influencia na solubilidade é a temperatura. O coeficiente de

solubilidade varia com a temperatura, podendo aumentar ou diminuir com a elevação de

temperatura, dependendo do soluto em questão. A variação do coeficiente de

solubilidade em função da temperatura é representada em um gráfico que chamamos de

curva de solubilidade.

Na curva de solubilidade podemos identificar ainda:

Como alterar a concentração?

Se você preparar uma solução qualquer, sua concentração não se altera se você, por

exemplo, dividi-la em dois frascos. Se isso fosse verdade e tivéssemos adoçado demais

uma xícara de café, bastaria dividir o conteúdo em duas xícaras que o café ficaria menos

doce.

Para alterar a concentração de uma solução, podemos:

Aumentar a quantidade de soluto, aumentando a concentração;

Aumentar a quantidade de solvente, diminuindo a concentração;

Diminuir a quantidade de solvente, aumentando a concentração.

Estranhou o terceiro método? Como podemos diminuir a quantidade de solvente?

Evaporá-lo pode ser um excelente método. Coloque uma colher de chá de sal de cozinha

em um copo com água. Você verá que todo o sal se dissolve. Coloque sua solução em

uma panela e leve ao fogo. Você verá que, à medida que a água (solvente) evapora, a

solução vai se tornando mais concentrada, até tornar-se saturada e posteriormente

começar a precipitar sal, indicando que a concentração está acima do limite. Você já

deve ter estudado ou até presenciado esse procedimento em laboratório, muito

conhecido como destilação simples e utilizado para separar os componentes de uma

solução.

EXERCÍCIOS

1. Calcule a concentração em g/L de uma solução que apresenta volume de

800cm3 e contém 20g de soluto.

2. São dissolvidos 400g de cloreto de sódio em água suficiente para 2L de

solução. Qual é a concentração em g/L?

3. A concentração de uma solução é de 20g/L. Determine o volume dessa

solução sabendo que ela contém 75 g de soluto?

4. Defina solução?

5. O que é uma solução super saturada?

6. Determine a massa de NaOH dissolvido em água suficiente para 600cm3 de

solução, cuja concentração comum é de 700g/L?

REAÇÕES ENDOTÉRMICAS E EXOTÉRMICAS

Todas as reações químicas e bioquímicas liberam ou absorvem energia do ambiente de

alguma forma. Os processos que liberam calor são denominados exotérmicos e nos

transmitem sensação de aquecimento. É o caso, por exemplo, das combustões.

Por outro lado, a sensação de frio que sentimos ao sair de um banho, ou quando

pegamos um cubo de gelo, está associada a processos endotérmicos. Tais processos -

evaporação e fusão da água - absorvem calor do ambiente e isso pode ser percebido pelo

nosso corpo.

Reações exotérmicas:

Ao contrário das reações endotérmicas, as reações exotérmicas possuem um balanço

negativo de energia quando se compara a entalpia total dos reagentes com a dos

produtos. Assim, a variação entálpica final é negativa (produtos menos energéticos do

que os reagentes) e indica que houve mais liberação de energia, na forma de calor, para

o meio externo que absorção – também sob forma de calor.

A temperatura final dos produtos é maior que a temperatura inicial dos reagentes.

O esquema de uma reação exotérmica pode ser representado da seguinte forma:

Reações endotérmicas

Já numa reação endotérmica, o fornecimento de energia desloca o equilíbrio para a

formação de produtos. Uma vez que este processo absorve calor do meio.

As reações endotérmicas têm como característica possuírem balanço energético positivo

quando é comparado a energia entálpica dos produtos em relação aos reagentes. Assim,

a variação dessa energia (variação de entalpia) possui sinal positivo (+ΔH) e indica que

houve mais absorção de energia do meio externo que liberação. Ambas em forma de

calor.

Como consequência, a temperatura dos produtos finais é menor que a dos reagentes.

O esquema de uma reação exotérmica pode ser representado da seguinte forma:

EXERCÍCIOS

1.Diferencie reação endotérmica de exotérmica?

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 como:

Concentração de reagentes: quanto maior a concentração dos reagentes maior será a

velocidade da reação. Para que aconteça uma reação entre duas ou mais substâncias é

necessário que as moléculas se choquem, de modo que haja quebra das ligações com

conseqüente formação de outras novas. O número de colisões irá depender das

concentrações de A e B. Veja a figura:

Moléculas se colidem com maior frequência se

aumentarmos o número de moléculas reagentes.

É fácil perceber que devido a uma maior concentração haverá aumento das colisões

entre as moléculas.

Superfície de contato: um aumento da superfície de contato aumenta a velocidade da

reação. Um exemplo é quando dissolvemos um comprimido de sonrisal triturado e ele

se dissolve mais rapidamente do que se estivesse inteiro, isto acontece porque

aumentamos a superfície de contato que reage com a água.

Pressão: quando se aumenta a pressão de um sistema gasoso, aumenta-se a velocidade

da reação.

Um aumento na pressão de P1 para P 2 reduziu o volume de V1 para V1/2, acelerando a

reação devido à aproximação das moléculas.

A figura acima exemplifica, pois com a diminuição do volume no segundo recipiente,

haverá um aumento da pressão intensificando as colisões das moléculas e em

consequência ocorrerá um aumento na velocidade da reação.

Temperatura: quando se aumenta a temperatura de um sistema, ocorre também um

aumento na velocidade da reação. Aumentar a temperatura significa aumentar a energia

cinética das moléculas. No nosso dia a dia podemos observar esse fator quando estamos

cozinhando e aumentamos a chama do fogão para que o alimento atinja o grau de

cozimento mais rápido.

Catalisadores: os catalisadores são substâncias que aceleram o mecanismo sem

sofrerem alteração permanente, isto é, durante a reação eles não são consumidos. Os

catalisadores permitem que a reação tome um caminho alternativo, que exige menor

energia de ativação, fazendo com que a reação se processe mais rapidamente. É

importante lembrar que um catalisador acelera a reação, mas não aumenta o rendimento,

ou seja, ele produz a mesma quantidade de produto, mas num período de menor tempo.

EXERCÍCIOS

1. O que é cinética química?

2. Por que o cálculo da velocidade média deve ser calculado em

módulo?

3. O que acontece com a concentração dos reagentes em uma reação

química, à medida que vai se formando os produtos?

4. O que é velocidade de consumo e de produção?

5. Quais são as principais condições para que uma reação química

ocorra?

6. Quais são os tipos de colisões entre as moléculas que existe? Qual o

mais efetivo? Por quê?

7. O que é complexo ativado?

8. O que é energia de ativação?

9. Por que o aumento da energia de ativação retarda a velocidade da

reação química?

10. Por que uma palha de aço enferrujará mais rápido do que um

pedaço de prego com mesma massa?

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

LOPES, CésarV. M. Proposta para o ensino de química: Poluição do ar e lixo. Porto

Alegre. SE/ CECIRS, 1997.

MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO. PCN- Parâmetros curriculares nacionais – Ensino

Médio.Brasília, 1999.

MULLER, Maria ReginaÁvila ; MACHADO, Viviane Prestes. Química, Teoria e

Prática. 3 edição: LEW, 2OOO.

TELECURSO 2OOO. Biologiae Química: Globo – Fundação Roberto Marinho.