Química
Experimental
Velocidade das Reações Químicas
Motivação Reações Químicas e Velocidade
• PCP;
• Estimar quantidade MP (diária, semanal ou
mensal).
• Níveis baixos de estoques.
• Aumento tempo produtivo;
• Eficiência, redução de custos.
Motivação velocidade reações químicas
Ex: CIP (clean in place).
• Tempo de operação: 20h
• Produção 20h x (7000 un/h) x 2 = 280.000 un.
• Manual: até 30h.
• CIP = 4h.
Teste para 24h:
• 24h x 7000un/h x 2 = 336.000 un.
Aumento de 20% em produtividade.
Equações químicas
Equações químicas
Reagentes Produtos
Coeficiente Estequiométrico
𝑪
𝟐𝑯
𝟓𝑶𝑯
(𝒍)+ 𝟑 𝑶
𝟐(𝒈)→ 𝟐 𝑪𝑶
𝟐(𝒈)+ 𝟑 𝑯
𝟐𝑶
(𝒍)Equações químicas
- Número de átomos.
- Estado físico dos reagentes e dos produtos.
- Proporção entre reagentes e produtos, respeitando a lei das massas – estequiometria de reação.
- Equacionar número de moléculas participantes na reação (número do Avogadro).
𝑪
𝟐𝑯
𝟓𝑶𝑯
(𝒍)+ 𝟑 𝑶
𝟐(𝒈)→ 𝟐 𝑪𝑶
𝟐(𝒈)+ 𝟑 𝑯
𝟐𝑶
(𝒍)Tipos de Reações Químicas
Síntese
Decomposição
Simples Troca
Dupla Troca
Evidências de Reações Químicas
EXPERIMENTO
Materiais Necessários
• Bico de Bunsen e acendedor;
• Vidro de relógio;
• Béquer de 50 mL;
• Tubos de ensaio e suporte para tubos de ensaio;
• Pinça metálica;
• Pipeta Pasteur;
Materiais Necessários
• Ácido clorídrico (HCl) 37%;
• Peróxido de hidrogênio (H2O2) 50%;
• Solução 0,1 mol/L de nitrato de chumbo Pb(NO3)2;
• Solução 0,1 mol/L de iodo de sódio (NaI);
• Dióxido de manganês MnO2;
• Eesferas de alumínio (Al).
Procedimentos
• Coloque os equipamentos de proteção individual localizados no ͞Armário de EPIs͟.
• Prepare a capela abrindo a janela, acendendo a luz interna, acionando a válvula de gás e ligando o
exaustor. Feito isso, coloque todos os itens
necessários ao experimento, que se encontram no Armário inferior, dentro da capela.
Queimando a Fita de Magnésio
• Para promover a queima da fita de magnésio,
acenda o bico de Bunsen com o acendedor que já estará sobre a bancada.
• Em seguida, configure a chama do bico de Bunsen, deixando-a em chama redutora, ou seja, deixar a chama com a coloração azul.
• Depois disso, com a pinça metálica pegue a fita de magnésio e queime no bico de Bunsen.
Decompondo o Peróxido de Hidrogênio
• Para executar a decomposição do peróxido de
hidrogênio, inicialmente adicione aproximadamente 20 mL de peróxido de hidrogênio no béquer.
• Depois disso, utilizando a pipeta de Pasteur, transfira para o tubo de ensaio.
• Logo após, utilizando a espátula adicione o dióxido de manganês ao tudo de ensaio. Observe o
resultado.
Reagindo o Alumínio c/ o Ác. Clorídrico
• Para iniciar a reação química entre o alumínio e o ácido clorídrico, limpe o béquer e a pipeta de
Pasteur.
• Feito isso, adicione as esferas de alumínio ao tubo de ensaio.
• Em seguida, acrescente o ácido clorídrico ao béquer.
Usando a pepita de Pasteur, transfira o ácido clorídrico para o béquer contendo as esferas de alumínio.
• Quando a reação começar, aproxime o acendedor do tubo de ensaio.
Reagindo o Nitrato de Chumbo com o Iodeto de Sódio
• Para promover a reação química entre nitrato de
chumbo com o iodato de sódio, inicialmente limpe o béquer e a pipeta de Pasteur.
• Em seguida, adicione o nitrato de chumbo ao
béquer, e transfira para o tudo de ensaio utilizando a pepita de Pasteur.
• Logo após, limpe novamente o béquer e a pepita.
• Feito isso, adicione o iodeto de sódio ao béquer e com o auxílio da pepita, transfira para o tudo de ensaio.
Número Avogadro
É o número de átomos de qualquer elemento, que deve
ser reunido com a finalidade de que o grupo inteiro apresente uma massa em
gramas, numericamente igual a massa atômica.
Russel (1994)
Equações químicas
1 𝑥 6,02𝑥10
23𝑪
𝟐𝑯
𝟓𝑶𝑯
(𝒍)+ 3 𝑥 6,02𝑥10
23𝑶
𝟐(𝒈)→ 2 𝑥 6,02𝑥10
23𝑪𝑶
𝟐(𝒈)+ 3 𝑥 6,02𝑥10
23𝑯
𝟐𝑶
(𝒍)𝑪
𝟐𝑯
𝟓𝑶𝑯
(𝒍)+ 𝟑 𝑶
𝟐(𝒈)→ 𝟐 𝑪𝑶
𝟐(𝒈)+ 𝟑 𝑯
𝟐𝑶
(𝒍)LEI DE LAVOSIER:
“Num recipiente fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à
soma das massas dos produtos.”
“Na natureza, nada se perde, nada se cria, tudo se transforma.”
Russel (1994)
Lei da Conservação das Massas
Balanceamento das reações químicas
Lei de Lavoisier da conservação das massas.
Mesmo número de átomos de um elemento químico antes e após a reação.
Tentativa e erro.
Iniciar balanceamento com o elemento que aparece menos vezes em fórmulas químicas nos produtos e reagentes.
Balanceamento das reações químicas
Estequiometria das reações químicas
Liberação/ Consumo Energia
Exotérmica
Liberação/ Consumo Energia
Endotérmica
Velocidade das Reações Químicas
https://www.youtube.com/watch?v=rP00vxivUpQ
Fatores que alteram a velocidades
Estado físico dos reagentes/ superfície de contato
• Reações entre gases e sólidos – limitada a superfície que tem contato.
• Reação é aumentada conforme há o
aumento da área superficial.
Temperatura
Aumento da energia
cinética.
Concentração
• Maior [ ], maior a velocidade.
• Maior número de reagentes, maior número de choques efetivos.
• Ex: colocar fogo no carvão com ventilação.
Presença de catalisadores
• Aumentam a
velocidade das reações químicas, sem ser
consumidos.
• Reduzem a energia de ativação, modificando mecanismos de
reação.
Exercícios de Aplicação
Ex. 1)
(UFSM-RS) Considere as equações:
I - Al2O3 + HCl → AlCl3 + H2O
II - SO2 + NaOH → Na2SO3 + H2O
III - BaO4+ HNO3 → Ba(NO3)2 + H2O2 + O2
Apresente os coeficientes estequiométricos que balanceiam corretamente as equações.
Ex. 1)
(UFSM-RS) Considere as equações:
I – 1 Al2O3 + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2O
II – 1 SO2 + 2 NaOH → 1 Na2SO3 + 1 H2O
III – 1 BaO4 +2 HNO3 → 1 Ba(NO3)2 + 1 H2O2 + 1 O2
Apresente os coeficientes estequiométricos que balanceiam corretamente as equações.
Ex. 2)
O consumo de ácido sulfúrico pode ser utilizado como um indicador do desenvolvimento de um país. Industrialmente, esse ácido pode ser obtido a partir da pirita de ferro, que consiste basicamente em sulfeto ferroso (FeS). Classifique as equações de obtenção industrial do ácido sulfúrico
mostradas a seguir:
I. FeS + O2 → Fe + SO2 II. 2 SO2+ 2 O2 → 2 SO3 III. SO3 + H2O → H2SO4
Ex. 2)
a) Dupla troca, síntese, síntese.
b) Dupla troca, análise, análise.
c) Síntese, simples troca, dupla troca.
d) Simples troca, análise, análise.
e) Simples troca, síntese, síntese.
Ex. 3)
A sabedoria popular indica que, para cozinhar batatas, é indicado cortá-las em pedaços. Em condições reacionais idênticas e
utilizando massas iguais de batata, mas algumas inteiras e outras cortadas, verifica-se que a cortada cozinha em maior velocidade.
O fator determinante para essa maior velocidade da reação é o aumento da:
a) pressão
b) temperatura c) concentração
d) superfície de contato e) natureza dos reagentes
Ex. 3)
(ENADE 2011) Uma indústria química de ácidos utiliza ácido sulfúrico, H
2SO
4, comprado na
forma de solução concentrada 96 cg/g e
densidade 1,84 g/mL, a 20 °C. Considerando a utilização dessa solução por essa indústria para o preparo de soluções diluídas de H
2SO
4,
analise as afirmações abaixo.
I. No rotulo dos frascos comprados pela
indústria, seria correto estar escrito 96 %.
Ex. 3)
II. A 20 °C, na preparação de 250 L de
solução de H
2SO
4, de concentração 150 g/L, seriam necessários, aproximadamente, 21 L da solução comprada pela indústria
(densidade H
2SO
4= 1,84 g/mL).
III. As concentrações em quantidade de
matéria das soluções diluídas preparadas
pela indústria devem ser registradas, nos
respectivos rótulos, com a unidade g/L.
Ex. 3)
É correto o que se afirma em:
a. I, apenas.
b. III, apenas.
c. I e II, apenas.
d. II e III, apenas.
e. I, II e III.
Ex. 4)
Em um determinado equipamento industrial há uma entrada de 100 kg/h de uma mistura de etanol e água. Sabendo que a fração
mássica do etanol é 0,7, determine a
quantidade, em kg/h que entra de etanol e
de água.
Ex. 5)
É muito comum o uso de expressões no
diminutivo para tentar “diminuir” a quantidade de algo prejudicial à saúde. Se uma pessoa diz que ingeriu 10 latinhas de cerveja (330 mL
cada), e se compara a outra que ingeriu 6 doses de cachacinha (50 mL cada), pode-se afirmar corretamente que, apesar de em ambas
situações haver danos à saúde, a pessoa que apresenta maior quantidade de álcool no
organismo foi a que ingeriu:
Ex. 5)
a) As latinhas de cerveja, porque o volume ingerido é maior neste caso.
b) As cachacinhas, porque a relação entre o teor alcoólico e o volume ingerido é maior neste caso.
c) As latinhas de cerveja, porque o produto entre o teor alcoólico e o volume ingerido é maior neste caso.
d) As cachacinhas, porque o teor alcoólico é maior neste caso.
Dados: teor alcoólico na cerveja = 5% v/v teor alcoólico na cachaça = 45% v/v
Ex. 6)
(ENADE-2011) Os calcários são rochas sedimentares que, na maioria das vezes, resultam da precipitação de
carbonato de cálcio na forma de bicarbonatos. Podem ser encontrados no mar, em rios, lagos ou no subsolo
(cavernas). Eles contem minerais com quantidades acima de 30% de carbonato de cálcio (aragonita ou calcita).
Quando o mineral predominante e a dolomita
(CaMg{CO3}2 ou CaCO3.MgCO3), a rocha calcaria e
denominada calcário dolomitico. A calcite (CaCO3) e um mineral que se pode formar a partir de sedimentos
químicos, nomeadamente íons de cálcio e bicarbonato, como segue:
Ex. 6)
O giz, que é calcário poroso de coloração
branca formado pela precipitação de carbonato de cálcio com microrganismos e a dolomita,
que é um mineral de carbonato de cálcio e magnésio. Os principais usos do calcário são:
produção de cimento Portland, produção de cal (CaO), correção do pH do solo na agricultura, fundente em metalurgia, como pedra
ornamental. O oxido de cálcio, cal virgem, é
obtido por meio do aquecimento do carbonato
de cálcio (calcário), conforme reação a seguir.
Ex. 6)
Em contato com a agua, o oxido de cálcio forma hidróxido de cálcio, de acordo com a reação:
CaO + H2O → Ca(OH)₂
Considere que uma amostra de 50 g de calcário
contendo 10 g de carbonato de cálcio, que a obtenção do oxido de cálcio é de 50% do carbonato de cálcio e que
todo oxido de cálcio se transforma em hidróxido de cálcio.
Ex. 6)
