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Tradução da 6a edição norte-americana Vol. 2


Sumário Geral

Volume 1 Prefácio Prefácio aos Estudantes – Uma Introdução à Química Parte 1 As Ferramentas Básicas da Química 1 Matéria e Medição 2 Átomos e Elementos 3 Moléculas, Íons e seus Compostos 4 Equações Químicas e Estequiometria 5 Reações em Solução Aquosa 6 Princípios de Reatividade: Energia e Reações Químicas ENTRECAPÍTULO: A Química dos Combustíveis e Fontes de Energia Parte 2 A Estrutura dos Átomos e das Moléculas 7 Estrutura Atômica 8 Configurações Eletrônicas dos Átomos e Periodicidade Química 9 Ligações e Estrutura Molecular: Conceitos Fundamentais 10 Ligações e Estrutura Molecular: Hibridização de Orbitais e Orbitais Moleculares 11 Carbono: mais do que Apenas mais um Elemento ENTRECAPÍTULO: A Química da Vida: Bioquímica Parte 3 Os Estados da Matéria 12 Os Gases e suas Propriedades 13 Forças Intermoleculares, Líquidos e Sólidos ENTRECAPÍTULO: A Química dos Materiais Modernos 14 As Soluções e seu Comportamento Apêndices A. Usando Logaritmos e Equações Quadráticas B. Alguns Conceitos Físicos Importantes C. Abreviaturas e Fatores de Conversão Úteis D. Constantes Físicas E. Nomenclatura de Compostos Orgânicos F. Valores das Energias de Ionização e Afinidades Eletrônicas dos Elementos G. Pressão de Vapor da Água em Diversas Temperaturas H. Constantes de Ionização de Ácidos Fracos a 25 °C I. Constantes de Ionização de Bases Fracas a 25 °C


VI

Química Geral e Reações Químicas – Volume 2

J. Constantes de Produto de Solubilidade de Alguns Compostos Inorgânicos a 25 °C K. Constantes de Formação de Alguns Íons Complexos em Solução Aquosa L. Valores Termodinâmicos Selecionados M. Potenciais-padrão de Redução em Solução Aquosa a 25 °C Apêndices disponíveis no site www.cengage.com.br, na página do livro: N. Respostas dos Exercícios O. Respostas de Questões de Estudo Selecionadas P. Respostas de Questões de Estudo Selecionadas dos Entrecapítulos Volume 2 Parte 4 O Controle das Reações Químicas 15 Princípios de Reatividade: Cinética Química 16 Princípios de Reatividade: Equilíbrio Químico 17 Princípios de Reatividade: A Química de Ácidos e Bases 18 Princípios de Reatividade: Outros Aspectos do Equilíbrio Aquoso 19 Princípios de Reatividade: Entropia e Energia Livre 20 Princípios de Reatividade: Reações de Transferência de Elétrons ENTRECAPÍTULO: A Química do Meio Ambiente Parte 5 A Química dos Elementos 21 A Química dos Elementos do Grupo Principal 22 A Química dos Elementos de Transição 23 Química Nuclear Apêndices A. Usando Logaritmos e Equações Quadráticas B. Alguns Conceitos Físicos Importantes C. Abreviaturas e Fatores de Conversão Úteis D. Constantes Físicas E. Nomenclatura de Compostos Orgânicos F. Valores das Energias de Ionização e Afinidades Eletrônicas dos Elementos G. Pressão de Vapor da Água em Diversas Temperaturas H. Constantes de Ionização de Ácidos Fracos a 25 °C I. Constantes de Ionização de Bases Fracas a 25 °C J. Constantes de Produto de Solubilidade de Alguns Compostos Inorgânicos a 25 °C K. Constantes de Formação de Alguns Íons Complexos em Solução Aquosa L. Valores Termodinâmicos Selecionados M. Potenciais-padrão de Redução em Solução Aquosa a 25 °C Apêndices disponíveis no site www.cengage.com.br, na página do livro: N. Respostas dos Exercícios O. Respostas de Questões de Estudo Selecionadas P. Respostas de Questões de Estudo Selecionadas dos Entrecapítulos


Sumário

Prefácio...........................................................................................XIII Prefácio aos Estudantes .................................................................XXI

Parte 4 O Controle de Reações Químicas 15 Princípios de Reatividade: Cinética Química ....................... 613 Cada Vez Mais e Mais Rápido..........................................................................614 15.1 Velocidades das Reações Químicas......................................................616 15.2 Condições de Reação e Velocidade ......................................................619 15.3 Efeito da Concentração na Velocidade de Reação ..............................621 Equações de Velocidade ..........................................................................622 Ordem Geral da Reação .........................................................................622 Constante de Velocidade, k ....................................................................623 Determinando uma Equação de Velocidade .........................................624 15.4 Relações Concentração-Tempo: Leis de Velocidade Integradas ........ 626 Reações de Primeira Ordem ...................................................................627 Reações de Segunda Ordem ...................................................................629 Reações de Ordem Zero ..........................................................................630 Métodos Gráficos de Determinação da Ordem da Reação e a Constante de Velocidade ....................................................................630 Meia-vida e Reações de Primeira Ordem ...............................................632 15.5 Uma Visão Microscópica das Velocidades de Reação ......................... 635 Concentração, Velocidade de Reação e Teoria das Colisões ..................635 Temperatura, Velocidade de Reação e Energia de Ativação ..................636 Efeito da Orientação Molecular na Velocidade de Reação ...................637 A Equação de Arrhenius..........................................................................638 Um Exame Mais Detalhado: Diagramas de Coordenadas de Reação ......638 Efeito de Catalisadores sobre a Velocidade de Reação ...........................641 Um Exame Mais Detalhado: Enzimas, os Catalisadores da Natureza .....643 15.6 Mecanismos de Reação ......................................................................... 644 Molecularidade de Etapas Elementares ..................................................644 Equações de Velocidade para Etapas Elementares .................................645 Molecularidade e Ordem de Reação .......................................................645 Mecanismos de Reação e Equações de Velocidade ................................647 Revisão dos Objetivos do Capítulo...................................................... 651 Equações-chave .................................................................................... 652 Questões de Estudo .............................................................................. 653

16 Princípios de Reatividade: Equilíbrio Químico ................... 663 Fertilizantes e Gás Venenoso........................................................................... 664 16.1 A Natureza do Estado de Equilíbrio .................................................... 666 16.2 O Quociente de Reação e a Constante de Equilíbrio .......................... 668 Escrevendo Expressões da Constante de Equilíbrio ..............................669 Um Exame Mais Detalhado: Expressões da Constante de Equilíbrio para Gases — Kp e Kc ..............................................................................671


VIII

Química Geral e Reações Químicas – Volume 2

O Significado da Constante de Equilíbrio, K ..672 O Quociente de Reação Q ................................673 16.3 Determinação de uma Constante de Equilíbrio....675 16.4 Usando Constantes de Equilíbrio em Cálculos .....678 Cálculos em que a Solução é uma Expressão Quadrática ........................................................679 16.5 Mais sobre Equações Balanceadas e Constantes de Equilíbrio ...................................................682 16.6 Perturbando um Equilíbrio Químico ...........685 Efeito da Temperatura sobre a Composição no Equilíbrio ..........................................................685 Efeito da Adição ou Remoção de um Reagente ou Produto ........................................................687 Efeito de Variações de Volume em Equilíbrios em Fase Gasosa .................................................689 16.7 Aplicando os Conceitos de Equilíbrio Químico ...690 O Processo Haber-Bosch ..................................690 Revisão dos Objetivos do Capítulo...........................691 Equações-chave ..........................................................692 Questões de Estudo ..................................................692

17 Princípios de Reatividade: A Química de Ácidos e Bases ................................................. 701 Ácidos da Natureza ....................................................702 17.1 Ácidos, Bases e o Conceito de Equilíbrio ......703 17.2 O Conceito de Brønsted-Lowry de Ácidos e Bases .............................................................704 Pares Ácido-Base Conjugados..........................706 17.3 Água e a Escala de pH .....................................707 Autoionização da Água e a Constante de Ionização da Água, Kw.................................................707 A Escala de pH ..................................................709 Determinando e Calculando o pH ..................709 17.4 Constantes de Equilíbrio de Ácidos e Bases..710 Soluções Aquosas de Sais .................................714 Uma Escala Logarítmica de Força Relativa de Ácidos, pKa ........................................................716 Relacionando as Constantes de Ionização de um Ácido e sua Base Conjugada ............................716 17.5 Constantes de Equilíbrio e Reações Ácido-Base......................................................717 Prevendo a Direção de Reações Ácido-Base....717 17.6 Tipos de Reação Ácido-Base ..........................719 Reação de um Ácido Forte com uma Base Forte ...719 Reação de um Ácido Fraco com uma Base Forte...720 Reação de um Ácido Forte com uma Base Fraca ...720 Reação de um Ácido Fraco com uma Base Fraca ..720 17.7 Cálculos com Constantes de Equilíbrio ........721

Determinando K a Partir de Concentrações Iniciais e Valores de pH ....................................721 Qual É o pH de uma Solução de Ácido Fraco ou Base Fraca? ........................................................723 Qual É o pH da Solução Após uma Reação Ácido-Base? .......................................................727 17.8 Ácidos e Bases Polipróticos............................728 17.9 O Conceito de Lewis de Ácidos e Bases .........730 Ácidos de Lewis Catiônicos..............................731 Ácidos de Lewis Moleculares ...........................732 17.10 Estrutura Molecular, Ligações e Comportamento Ácido-Base.......................................................733 Por que o HF É um Ácido Fraco e o HCl É um Ácido Forte? ......................................................733 Perspectivas em Química: Bases de Lewis e Brønsted: Adrenalina e Serotonina .................734 Por que o HNO2 É um Ácido Fraco e o HNO3 É um Ácido Forte? ............................................735 Por que os Ácidos Carboxílicos São Ácidos de Brønsted?...........................................................736 Por que os Cátions Metálicos Hidratados São Ácidos de Brønsted? .........................................737 Por que os Ânions São Bases de Brønsted? .....738 Por que as Aminas Orgânicas São Bases de Brønsted e de Lewis?.........................................738 Revisão dos Objetivos do Capítulo...........................739 Equações-chave ..........................................................739 Questões de Estudo ...................................................740

18 Princípios de Reatividade: Outros Aspectos do Equilíbrio Aquoso ..................................... 745 Rosas São Vermelhas, Violetas São Azuis e Hortênsias São Vermelhas ou Azuis ............................................746 18.1 O Efeito do Íon Comum .................................747 18.2 Controlando o pH: Soluções-tampão ...........750 Expressões Gerais para Soluções-tampão .......752 Preparando Soluções-tampão ..........................754 Como uma solução-tampão mantém o pH? ..756 18.3 Titulações Ácido-Base ....................................757 Titulação de um Ácido Forte com uma Base Forte..757 Perspectivas em Química: Os Tampões em Bioquímica.........................................................758 Titulação de um Ácido Fraco com uma Base Forte .760 Titulação de Ácidos Polipróticos Fracos .........762 Titulação de uma Base Fraca com um Ácido Forte..763 Indicadores de pH ............................................764 18.4 Solubilidade de Sais ........................................766 Constante do Produto de Solubilidade, Kps .....767


Sumário

Relacionando Solubilidade e Kps ......................768 Um Exame Mais Detalhado: Cálculos de Solubilidade .......................................................770 Solubilidade e o Efeito do Íon Comum ...........772 O Efeito de Ânions Básicos na Solubilidade de Sais ................................................................774 18.5 Reações de Precipitação .................................776 Kps e o Quociente de Reação, Q ........................776 Kps, o Quociente de Reação e Reações de Precipitação.......................................................777 18.6 Solubilidade e Íons Complexos .....................779 18.7 Solubilidade, Separações de Íons e Análise Qualitativa ......................................................781 Revisão dos Objetivos do Capítulo...........................783 Equações-chave ..........................................................783 Questões de Estudo ...................................................784

19 Princípios de Reatividade: Entropia e Energia Livre ................................................... 793 Máquinas de Moto-Contínuo ...................................794 19.1 Mudança Espontânea e Equilíbrio ................795 19.2 Calor e Espontaneidade .................................795 19.3 Dispersão de Energia e Matéria .....................797 Dispersão de Energia ........................................797 Dispersão de Matéria........................................798 Aplicações da Dispersão de Matéria ................800 A Equação de Boltzmann para Entropia .........801 Resumo: Dispersão de Matéria e Energia ........801 19.4 Entropia e a Segunda Lei da Termodinâmica ... 802 Um Exame Mais Detalhado: Processos Reversíveis e Irreversíveis ...................................804 Variações de Entropia em Processos Físicos e Químicos ..........................................................805 19.5 Variações de Entropia e Espontaneidade ......807 Cálculo de ΔS°sis, a Variação de Entropia do Sistema ..807 Cálculo de ΔS°viz, a Variação de Entropia da Vizinhança ...................................................808 Cálculo de ΔS°univ, a Variação Total de Entropia do Sistema e da Vizinhança ..............................808 Resumo: Espontânea ou Não? .........................809 19.6 A Energia Livre de Gibbs................................811 ΔG° e Espontaneidade ......................................811 O Que É Energia “Livre”? .................................812 Cálculo de ΔG°reação, a Variação de Energia Livre para uma Reação ..............................................812 Energia Livre de Formação Padrão..................813 Energia Livre e Temperatura ............................814 19.7 ΔG°, K e Favorabilidade de Produtos................816

IX

Energia Livre, Quociente de Reação e Constante de Equilíbrio .....................................................817 Usando a Relação entre ΔG°reação e K.................817 19.8 Termodinâmica, o Tempo e a Vida ................819 Perspectivas em Química: A Termodinâmica e a Especulação sobre a Origem da Vida ................819 Revisão dos Objetivos do Capítulo...........................820 Equações-chave ..........................................................821 Questões de Estudo ...................................................822

20 Princípios de Reatividade: Reações de Transferênciade Elétrons ............................... 827 Gases no Sangue ........................................................828 20.1 Reações de Oxirredução .................................830 Balanceamento de Equações de Oxirredução .830 20.2 Células Voltaicas Simples ...............................836 Célula Voltaica com Eletrodos Inertes .............839 Convenções em Células Eletroquímicas ..........840 20.3 Células Voltaicas de Uso Comercial...............840 Perspectivas em Química: Rãs e Baterias Voltaicas ...................................................... 841 Baterias Primárias: Pilhas Secas e Baterias de Mercúrio ......................................................842 Baterias Secundárias ou Recarregáveis ............843 Células a Combustível ......................................844 Perspectivas em Química: Seu Próximo Carro?......845 20.4 Potenciais Eletroquímicos Padrão ................846 Força Eletromotriz ...........................................847 Determinação de Potenciais Padrão ................847 Potenciais de Redução Padrão .........................849 Um Exame Mais Detalhado: FEM, Potencial de Célula e Voltagem ..............................................849 Tabelas de Potenciais de Redução Padrão .......850 Uso das Tabelas de Potenciais de Redução Padrão ..852 20.5 Células Eletroquímicas Fora das Condições Padrão ........................................................................857 A Equação de Nernst ........................................857 Perspectivas em Química: Uma Dor de Dentes Eletroquímica! ...................................................857 20.6 Eletroquímica e Termodinâmica ...................860 Trabalho e Energia Livre ..................................860 E° e a Constante de Equilíbrio .........................861 Perspectivas Históricas: Eletroquímica e Michael Faraday ............................................................863 20.7 Eletrólise: Mudança Química Utilizando Energia Elétrica...............................................864 Eletrólise de Sais Fundidos...............................864 Eletrólise de Soluções Aquosas ........................865


X

Química Geral e Reações Químicas – Volume 2

20.8 Contando Elétrons .........................................868 Revisão dos Objetivos do Capítulo...........................870

Um Exame Mais Detalhado: A Capacidade de Redução dos Metais Alcalinos ............................909

Equações-chave ..........................................................870

21.5 Os Elementos Alcalino-Terrosos: Grupo 2....911

Questões de Estudo ...................................................871

Propriedades do Cálcio e do Magnésio ...........911

ENTRECAPÍTULO A Química do Meio Ambiente ....................... 877

Metalurgia do Magnésio ..................................912

Água, Água, por Todos os Lados .......................................878

Perspectivas em Química: Metais Alcalino-Terrosos e Biologia............................................913

Remoção de Partículas Suspensas da Água.......................879 Água Dura ..........................................................................881 Filtração ..............................................................................882 Desinfecção da Água .........................................................883 Ar: Ora Você o Vê, Ora Não .............................................884 Composição da Atmosfera ................................................884 Material Particulado ..........................................................885 O Índice de MP .................................................................886 Material Particulado e Visibilidade ...................................886 Poluição do Ar por Particulados .......................................887 Química Verde ....................................................................888 DDT: Diclorodifeniltricloroetano .....................................889 CFCs: Clorofluorocarbonos .............................................890 Regulamentação de Poluentes ...........................................891

Minerais de Cálcio e suas Aplicações...............912

21.6 Boro, Alumínio e Elementos do Grupo 13 ....914 A Química Geral dos Elementos do Grupo 13 .. 914 Perspectivas em Química: Sobre Romanos, Calcário e Champanhe ......................................915 Os Minerais de Boro e a Produção do Elemento ....916 Alumínio Metálico e sua Produção .................916 Compostos de Boro ..........................................918 Compostos de Alumínio ..................................920 21.7 Silício e os Elementos do Grupo 14 ..............921 Silício ................................................................921 Dióxido de Silício .............................................922 Minerais de Silicato com Estruturas em Cadeia e Fita .....................................................................923

A Redução de Poluentes por Meio da Química Verde .....892

Silicatos com Estrutura Lamelar e Aluminossilicatos ...............................................................924

Questões de Estudo .........................................................893

Polímeros de Silício ..........................................925

Parte 5 A Química dos Elementos

Perspectivas em Química: Poluição pelo Chumbo, Antiga e Nova ....................................................926

21 A Química dos Elementos do Grupo Principal .......................................................... 895 Química Relacionada ao Enxofre e a Vida no Limite .........................................................................896

21.8 Nitrogênio, Fósforo e os Elementos do Grupo 15 ....................................................927 Propriedades do Nitrogênio e do Fósforo ......927

21.1 A Abundância dos Elementos ........................898

Compostos de Nitrogênio ................................928

21.2 A Tabela Periódica: Um Guia dos Elementos...898 Elétrons de Valência..........................................898

Perspectivas em Química: Preparação do Fósforo ...............................................................928

Compostos Iônicos de Elementos do Grupo Principal ............................................................899

Compostos Formados por Hidrogênio, Fósforo e Outros Elementos do Grupo 15 ...................932

Compostos Moleculares de Elementos do Grupo Principal ............................................................901

Sulfetos e Óxidos de Fósforo ............................932

Hidrogênio ......................................................903

21.9 Oxigênio e Enxofre e os Elementos do Grupo 16 .........................................................935

21.3

Propriedades Físicas e Químicas do Hidrogênio .903 Um Exame Mais Detalhado: Hidrogênio, Hélio e Balões ..............................................................904 21.4

Oxiácidos de Fósforo e Seus Sais .....................933

Preparação e Propriedades dos Elementos ......935 Compostos de Enxofre .....................................937

Preparação do Hidrogênio ...............................905

21.10 Os Halogênios, Grupo 17 ...............................938

Os Metais Alcalinos, Grupo 1 ........................906

Preparação dos Elementos ...............................938

Preparação do Sódio e do Potássio ..................907

Compostos de Flúor .........................................940

Propriedades do Sódio e do Potássio...............907

Compostos de Cloro.........................................941

Compostos Importantes de Lítio, Sódio e Potássio ...........................................................908

Revisão dos Objetivos do Capítulo...........................943 Questões de Estudo ...................................................943


Sumário

22 A Química dos Elementos de Transição....949 Os Metais “com Memória” ........................................950 22.1 Propriedades dos Elementos de Transição ...951 Configurações Eletrônicas ...............................952 Tendências Periódicas no Bloco d: Tamanho, Densidade, Ponto de Fusão ..............................954 Perspectivas em Química: Corrosão do Ferro ....955 22.2 Metalurgia .......................................................957 Pirometalurgia: Produção de Ferro .................957 Hidrometalurgia: Produção do Cobre.............959 22.3 Compostos de Coordenação ..........................960 Complexos e Ligantes .......................................962 Fórmulas dos Compostos de Coordenação ....963 Um Exame Mais Detalhado: Hemoglobina ......965 Nomenclatura de Compostos de Coordenação .....................................................966 22.4 Estruturas dos Compostos de Coordenação...967 Geometrias de Coordenação Comuns ............967 Isomeria ............................................................967 22.5 Ligações em Compostos de Coordenação .....971 Os Orbitais d: Teoria do Campo Ligante ........972 Configurações Eletrônicas e Propriedades Magnéticas ........................................................973 22.6 As Cores dos Compostos de Transição ..........976 Cor.....................................................................976 A Série Espectroquímica ..................................977 Um Exame Mais Detalhado: Um Espectrofotômetro .978 Revisão dos Objetivos do Capítulo...........................980 Questões de Estudo ...................................................981

23

Química Nuclear ..................................... 985 Medicina Nuclear.......................................................986 23.1 Radioatividade Natural ..................................987 23.2 Reações Nucleares e Decaimento Radioativo ...988 Equações de Reações Nucleares .......................988 Séries de Decaimento Radioativo ....................989 Outros Tipos de Decaimento Radioativo ........991 23.3 Estabilidade dos Núcleos Atômicos ..............992 A Faixa de Estabilidade e o Decaimento Radioativo...993 Energia de Ligação Nuclear..............................995 23.4 Taxas de Decaimento Nuclear ........................997 Meia-vida ..........................................................997 Cinética do Decaimento Radioativo................998 Datação com Radiocarbono ..........................1000 23.5 Reações Nucleares Artificiais .......................1002

XI

Um Exame Mais Detalhado: A Busca por Novos Elementos.........................................................1003 23.6 Fissão Nuclear ...............................................1004 23.7 Fusão Nuclear ...............................................1006 23.8 Radiação: Segurança e Efeitos Sobre a Saúde ....1007 Unidades de Medida de Radiação ..................1007 Radiação: Doses e Efeitos ...............................1007 23.9 Aplicações da Química Nuclear ...................1009 Medicina Nuclear: Imagens em Medicina .....1009 Um Exame Mais Detalhado: O Que É uma Exposição Segura? ....................................................1009 Medicina Nuclear: Radioterapia ....................1010 Métodos Analíticos: O Uso de Isótopos Radioativos como Traçadores ......................................1011 Métodos Analíticos: Diluição Isotópica ........1011 Um Exame Mais Detalhado: Tecnécio-99m ....1012 Ciência Espacial: Análise das Rochas Lunares por Ativação Neutrônica ................................1013 Ciência Alimentar: A Irradiação nos Alimentos . 1013 Revisão dos Objetivos do Capítulo.........................1014 Equações-chave ........................................................1015 Questões de Estudo .................................................1015

Apêndices A Usando Logaritmos e a Equações Quadráticas.....A-2 B Alguns Conceitos Físicos Importantes ..............A-6 C Abreviaturas e Fatores de Conversão Úteis .......A-9 D Constantes Físicas ............................................A-13 E Nomenclatura de Compostos Orgânicos.........A-16 F Valores das Energias de Ionização e Afinidades Eletrônicas dos Elementos ......................................A-19 G Pressão de Vapor da Água em Várias Temperaturas ...............................................A-20 H Constantes de Ionização de Ácidos Fracos a 25 °C...............................................A-22 I Constantes de Ionização de Bases Fracas a 25 °C .................................................A-24 J Constantes de Produto de Solubilidade de Alguns Compostos Inorgânicos a 25 °C .................A-25 K Constantes de Formação de Alguns Íons Complexos em Solução Aquosa ..............................A-27 L Valores Termodinâmicos Selecionados............A-29 M Potenciais-padrão de Redução em Solução Aquosa a 25°C ..........................................................A-35 Glossário/Índice ...............................................................I-1


O Controle de Reações Químicas

15 Princípios de Reatividade: Cinética Química

Objetivos do Capítulo s Compreender as velocidades das reações e as condições que as afetam. s Derivar a equação de velocidade, a constante de velocidade e a ordem de reação a partir de dados experimentais. s Utilizar as leis de velocidade integradas. s Compreender a teoria das colisões das velocidades de reação e o papel da energia de ativação. s Relacionar os mecanismos e as leis de velocidade.


Química Geral e Reações Químicas – Volume 2

614

Determinados alimentos, como feijão, repolho e brócolis, contêm açúcares complexos, conhecidos como oligossacarídeos. Embora esses compostos sejam transformados em açúcares simples durante o processo de digestão, algumas pessoas têm problemas em transformá-los completamente. Essa dificuldade pode levar a uma condição conhecida educadamente como flatulência, uma vez que o material não digerido eventualmente é fermentado por organismos anaeróbicos no cólon produzindo gases como CO2, H2, CH4, e pequenas quantidades de compostos que apresentam mau cheiro. Para ajudar as pessoas que têm esse problema, foi desenvolvido um produto comercial denominado Beano. O material de propaganda do fabricante desse produto afirma que o Beano “é uma enzima Alimentos difíceis de serem digeridos. Alimentos como feijão, repolho e brócoalimentar obtida de fonte natural, que decompõe lis são conhecidos por causarem flatulência em algumas pessoas, em razão da os açúcares complexos em alimentos que produdigestão incompleta de açúcares complexos. Contudo, uma enzima, quando zem gás, tornando-os mais digestíveis”. inserida nesses alimentos, pode ajudar a quebrar esses açúcares complexos e evitar “problemas com gases”. Como você aprenderá neste capítulo, que descreve os fatores que afetam a velocidade das reações químicas, enzimas são catalisadores biológicos. Seu papel é acelerar as reações químicas. Uma das enzimas no Beano, a galactosidase, acelera a quebra dos oligossacarídeos de determinados alimentos nos açúcares simples galactose e glucose. Oligossacarídeo

galactosidade

H2O ————— galactose

glucose

A anidrase carbônica é uma das muitas enzimas que representam um importante papel em processos biológicos (página 643). O dióxido de carbono se dissolve em água, em uma proporção pequena, para produzir ácido carbônico, que se ioniza em íons H+ e HCO3–. CO2 (g) — CO2 (aq) CO2 (aq)

(1)

H2O ( ) — H2CO 3 (aq)

H2CO3 (aq) — H (aq)

(2)

HCO3 (aq)

(3)

Fotos: Charles D. Winters

Charles D. Winters

Cada Vez Mais e Mais Rápido

(a)

t

0

(b)

t

9 seg

(c)

t

28 seg

(d)

t

34 seg

(e)

t

37 seg

Figura A CO2 em água. (a) Uma solução fria de CO2 em água. (b) Algumas gotas de um corante (azul de bromotimol) são adicionadas à solução fria. A cor amarela do corante indica uma solução ácida. (c) Uma quantidade menor que a estequiométrica de hidróxido de sódio é acrescentada, convertendo H2CO3 em HCO3– (e CO32–). (d) A cor azul do corante indica uma solução básica. (e) A cor azul começa a desaparecer, depois de alguns segundos, à medida que o CO2 lentamente forma mais H2CO3. A quantidade de H2CO3 que se forma no final é suficiente para consumir o NaOH adicionado, e a solução novamente se torna ácida. (continua)


Capítulo 15

Princípios de Reatividade: Cinética Química

615

(continuação)

Fotos: Charles D. Winters

A anidrase carbônica acelera as reações (1) e (2). Muitos dos íons H+ produzidos pela ionização do H2CO3 (reação 3) são capturados pela hemoglobina no sangue, à medida que a hemoglobina perde O2. Os íons HCO3– resultantes são transportados de volta para os pulmões. Quando a hemoglobina novamente capta O2, ela libera íons H+. Esses íons e o HCO3– formam novamente o H2CO3, a partir do qual o CO2 é liberado e exalado. Um experimento simples ilustra o efeito da anidrase carbônica. Primeiro, adicione uma pequena quantidade de NaOH a uma solução fria, aquosa, de CO2 (Figura A). Imediatamente, a solução se torna básica, porque não existe H2CO3 suficiente na solução para eliminar o NaOH. Entretanto, depois de alguns segundos, o CO2 lentamente produz mais H2CO3, que consome o NaOH, e a solução novamente se torna ácida. Agora, faça o experimento mais uma vez, desta vez, acrescentando algumas gotas de sangue na solução (Figura B). A anidrase carbônica no sangue acelera as reações 1 e 2 por um fator de cerca de 107, como fica evidenciado pela reação mais rápida que ocorre nessas condições. Para aprender mais sobre Beano e enzimas, veja J. R. Hardee, T. M. Montgomery e W. H. Jones: Journal of Chemical Education, v. 77, p. 498, 2000. Para uma abordagem mais detalhada da taxa de conversão do CO2 aquoso para H2CO3 e HCO3–, veja J. Bell: Journal of Chemical Education, v. 77, p. 1098, 2000.

(a)

t

0

(b)

t

3 seg

(c)

t

15 seg

(d)

t

17 seg

(e)

t

21 seg

Figura B Ação da anidrase carbônica. (a) Algumas gotas de sangue são adicionadas a uma solução fria de CO2 em água. (b) O reagente indica uma solução ácida. (c, d) Uma quantidade estequiométrica menor de hidróxido de sódio é acrescentada, convertendo H2CO3 em HCO3– (e CO32–). A cor azul do reagente indica uma solução básica. (e) A cor azul começa a desaparecer, depois de alguns segundos, à medida que mais H2CO3 se forma, e a solução novamente se torna ácida. A formação do H2CO3 é mais rápida na presença de uma enzima.

PARA REVER ANTES

DE INICIAR

s Reveja a estequiometria das reações (Capítulos 4 e 5). s Entenda a distribuição de energias moleculares em um gás (Figura 12.14) e em um líquido (Figura 13.14).

A

o realizar uma reação química, os químicos preocupam-se com dois fatores: a velocidade com que a reação se dá e a extensão em que a reação é produto-favorecida. No Capítulo 6 (vol. 1), começamos a abordar a segunda questão, e nos capítulos 16 e 19 desenvolveremos esse tópico detalhadamente. Aqui, nos voltamos para a outra parte do nosso tema, a cinética química, o estudo das velocidades das reações químicas. O estudo da cinética é dividido em duas partes. A primeira delas corresponde ao nível macroscópico, que se refere à velocidade das reações: o que significa a velocidade da reação, como determiná-la experimentalmente e como fatores como a temperatura e as concentrações dos reagentes influenciam a velocidade. A segunda considera as reações químicas no nível particulado. Aqui, o interesse é no mecanismo da reação, o caminho detalhado percorrido por átomos e moléculas enquanto uma reação acontece. O objetivo é reconciliar os dados do mundo macroscópico da química com a compreensão de como e por que as reações químicas ocorrem no nível particulado e, então, aplicar essa informação no controle das reações importantes.


616

Química Geral e Reações Químicas – Volume 2

15.1 Velocidades das Reações Químicas O conceito de velocidade é encontrado em muitas circunstâncias não químicas. Exemplos comuns são a velocidade de um automóvel em relação à distância percorrida por unidade de tempo (por exemplo, quilômetros por hora), e a velocidade do escoamento da água de uma torneira em relação ao volume por unidade de tempo (litros por minuto). Em cada caso, uma variação é medida em um intervalo do tempo. A velocidade de uma reação química refere-se à variação na concentração de uma substância por unidade de tempo. Velocidade da reação = variação na concentração mudança no tempo Uma maneira fácil de calcular a velocidade de um automóvel é medir a distância que ele percorre durante determinado intervalo de tempo. Duas medidas são feitas: a distância percorrida e o tempo decorrido. A velocidade é a distância percorrida dividida pelo tempo decorrido, ou Δ(distância)/Δ(tempo). Se um automóvel percorre 3,9 km em 4,5 minutos (0,075 h), sua velocidade média é (3,9 km/0,075 h), ou 51,5 km/h. As velocidades das reações químicas são determinadas de maneira similar. É preciso medir duas quantidades, concentração e tempo. A velocidade da reação pode, então, ser descrita como a mudança na concentração de um reagente ou um produto por unidade de tempo – ou seja, Δ(concentração)/Δ(tempo). Para um estudo da velocidade, a concentração de uma substância que sofre a reação pode ser determinada por inúmeros métodos. Algumas vezes, as concentrações podem ser medidas diretamente, utilizando-se um medidor de pH. Por exemplo, as concentrações podem ser obtidas medindo-se uma propriedade como a absorção de luz que é relacionada à concentração (Figura 15.1). Durante uma reação química, as quantidades dos reagentes diminuem com o passar do tempo, e as quantidades dos produtos aumentam. É possível descrever a velocidade da reação com base no aumento da concentração de um produto ou na diminuição da concentração de um reagente, por unidade de tempo. Considere a decomposição de N2O5 em um solvente. Essa reação ocorre de acordo com a seguinte equação: 2 N2O5

4 NO2 + O2

Charles D. Winters

Seu progresso pode ser seguido de diversas maneiras, incluindo a monitoração do aumento da pressão de O2. A quantidade de O2 formada (calculada a partir dos valores medidos de P, V e T) é relacionada à quantidade de N2O5 que se decompôs: para cada 1 mol de O2 formado, 2 mols de N2O5 são decompostos. A concentração de N2O5 na solução em determinado instante é igual à concentração inicial de N2O5 menos a quantidade decomposta. (Se o volume da solução for conhecido, a concentração pode ser determinada a partir dessa quantidade.) Os dados para uma experiência típica realizada a 30,0 °C são apresentados na forma de um gráfico da concentração de N2O5 em função do tempo (Figura 15.2).

(a)

(b)

(c)

Figura 15.1 Um experimento para medir a velocidade de uma reação. (a) Adicionaram-se à água algumas gotas de corante de alimentos azul e, em seguida, uma solução do alvejante. No início, a concentração do corante era aproximadamente 3,4 × 10–5 M, e a concentração do alvejante (NaOCl) era aproximadamente 0,034 M. (b e c) O corante se desvaneceu à medida que reagiu com o alvejante. A absorção da solução pode ser medida em vários momentos usando-se um espectrofotômetro, e esses valores podem ser usados para determinar a concentração de corante.


Capítulo 15

Princípios de Reatividade: Cinética Química

617

A velocidade dessa reação em qualquer intervalo de tempo pode ser expressa como a variação na concentração de N2O5 dividida pela variação no tempo: Velocidade da reação

s2EPRESENTANDOA#ONCENTRA ÎO

Δ [N2O5] Δt

variação em [N2O5] muda no tempo

Lembre-se de que os colchetes em torno de uma fórmula indicam sua concentração em mols por litro (Seção 5.8, Capítulo 5, vol. 1).

O sinal negativo é necessário porque a concentração de N2O5 diminui com o tempo, e a velocidade é expressa sempre como uma quantidade positiva. A velocidade poderia também ser expressa nos termos da velocidade da formação de NO2 ou a velocidade da formação de O2. Velocidades assim expressas terão sinal positivo, porque a concentração está aumentando. Além disso, a velocidade de formação de NO2 é duas vezes a velocidade de decomposição de N2O5, porque a equação química balanceada mostra que 2 mols de NO2 são formados quando 1 mol de N2O5 se decompõe. A velocidade de formação de O2 é metade da velocidade de decomposição de N2O5, porque 1 mol de O2 é formado por 2 mols de N2O5 decompostos. Por exemplo, a velocidade de desaparecimento de N2O5 entre 40 minutos e 55 minutos (Figura 15.2) é dada por:  [N2O5] t

(1,10 mol/L ) 55 min 0,0080

(1,22 mol/L ) 40 min

s#ALCULANDO-UDAN AS

0,12 mol/L 15 min

Lembre-se de que, quando calculamos uma mudança em uma quantidade, sempre o fazemos subtraindo a quantidade inicial da quantidade final: ΔX = Xfinal – X inicial. Então, ΔX será negativo para o desaparecimento de um reagente.

mol N2O5 consumidos L min

A expressão da velocidade quanto a velocidade de aparecimento de NO2 leva a uma velocidade que é duas vezes a velocidade de desaparecimento de N2O5:  [NO2] 0,0080 mol N2O5 consumidos t L min mol NO2 formados 0,016 L min

Velocidade

4 mol NO2 formados 2 mol N2O5 consumidos

Quanto a velocidade em que o O2 é formado, a velocidade da reação é: Velocidade

Δ [O2] Δt 0,0040

0,0080 mol N2O5 consumidos L min mol O2 formados

1 mol O2 formados 2 mol N2O5 consumidos

L min

s5NIDADESDE6ELOCIDADESDE2EA ÎO Observe que as unidades usadas para descrever velocidades de reação são mol/L s tempo.

1,40 1,30

Média de velocidade do período de 15 min mol 0,12 mol/L velocidade 0,0080 da reação L min 15 min

diminuição em 15 min [N2O5] de 1,22 a 1,10

1,20 1,10

Velocidade instantânea quando [N2O5] 0,34 M [N2O5] 0,22 mol/L 0,42 mol/L Velocidade Instantânea (6,3 h 4,0 h) (60 min/h) t mol 0,0014 L min

1,00 [N2O5], mol/L

0,90 0,80 0,70 0,60 0,50

0,42

0,40 0,30 0,20 0

Velocidade no período Velocidade da reação

[N2O5]

0,00080

mol L min

t

0,22

0

6,5 a 9,0 h

1,0

2,0

3,0

4,0

5,0 6,0 Tempo (t), horas

7,0

8,0

9,0

10

11

Figura 15.2 Gráfico da concentração de reagente em função do tempo para a decomposição do N2O5. A velocidade média para um intervalo de 15 min de 40 min a 55 min é 0,0080 mol/L s min. A velocidade instantânea calculada quando [N2O5] = 0,34 M é 0,0014 mol/L s min.


618

Química Geral e Reaçþes Químicas – Volume 2

s2ESUMINDOAS%XPRESSĂœESDE6ELOCIDADE 1  [N2O5] 2 t

1  [NO2] 4 t

 [O2] t

4 NO2 + O2. Papara a reação 2 N2O5 ra igualar as velocidades de desaparecimento ou aparecimento, dividimos Δ[reagente]/Δt pelo coeďŹ ciente estequiomĂŠtrico na equação balanceada.

O grĂĄďŹ co concentração versus tempo na Figura 15.2 nĂŁo ĂŠ uma linha reta, porque a velocidade da reação muda durante a reação. A concentração de N2O5 diminui rapidamente no inĂ­cio da reação, porĂŠm muda mais lentamente perto do ďŹ nal. Podemos veriďŹ car isso comparando a velocidade de desaparecimento de N2O5 calculado anteriormente (a concentração diminuiu em 0,12 mol/L em 15 min) com a velocidade da reação calculada para o intervalo de tempo de 6,5 h a 9,0 h (quando a concentração cai em 0,12 mol/L em 2,5 h):

Δ [N2O5 ] Δt

(0,1 mol/L ) (0,22 mol/L ) 540 min 390 min mol 0,00080 L min

0,12 mol/L 150 min

A velocidade nesse estĂĄgio mais avançado da reação ĂŠ apenas um dĂŠcimo do valor anterior. O procedimento que usamos para calcular a velocidade da reação fornece a velocidade mĂŠdia durante o intervalo de tempo escolhido. TambĂŠm poderĂ­amos perguntar qual ĂŠ a velocidade instantânea em um Ăşnico ponto no tempo. A velocidade instantânea ĂŠ determinada desenhando-se uma linha tangente Ă  curva de concentração–tempo em determinado instante (Figura 15.2) e obtendo a velocidade a partir do coeďŹ ciente angular dessa linha. Por exemplo, quando [N2O5] = 0,34 mol/L e t = 5,0 h, a velocidade ĂŠ: s/#OElCIENTE!NGULARDEUMA2ETA A velocidade instantânea na Figura 15.2 pode ser obtida de uma anĂĄlise do coeďŹ ciente angular de uma reta. Veja o CapĂ­tulo 1, vol. 1, para saber mais sobre a determinação sobre coeďŹ ciente angular de uma reta.

Velocidade quando [N2O5] ĂŠ 0,34 M

Δ [N2O5] Δt

0,20 mol/L 140 min

1,4

10

3

mol L min

Isso mostra que N2O5 ĂŠ consumido, nesse momento especĂ­ďŹ co do tempo (t = 5,0 h), a UMAVELOCIDADEDE MOL,sMINUTO A diferença entre a velocidade mĂŠdia e a velocidade instantânea tem analogia na velocidade de um automĂłvel. Em um exemplo precedente, o carro viajou 3,9 km em 4,5 minutos, dando uma velocidade mĂŠdia de 51,5 km/h. Em qualquer instante no tempo, entretanto, o carro pode estar movendo-se muito mais lenta ou rapidamente. A velocidade instantânea a qualquer instante ĂŠ indicada pelo velocĂ­metro do carro.

Exemplo 15.1 Velocidades de Reação e Estequiometria 0ROBLEMAsDê as velocidades relativas ao desaparecimento dos reagentes e a formação dos produtos para a seguinte reação: 4 PH3(g)

P4(g) + 6 H2(g)

%STRATÂŁGIAsNesta reação, o PH3 desaparece e se formam P4 e H2. Consequentemente, o valor de Δ[PH3]/Δt serĂĄ negativo, ao passo que Δ[P4]/Δt e Δ[H2] Δ/t serĂŁo positivos. Para igualar as velocidades, dividimos Δ[reagente]/Δt pelo coeďŹ ciente estequiomĂŠtrico da equação balanceada. 3OLU½åOsComo 4 mols de PH3 desaparecem para cada mol de P4 formado, o valor numĂŠrico da velocidade da formação de P4 pode somente ser um quarto da velocidade do desaparecimento de PH3. De modo semelhante, P4 ĂŠ formado a somente um sexto da velocidade com que H2 ĂŠ formado:

  

 [PH ] 3   t

 [P4 ] t

1 6

  

1 4

 [H ] 2   t

Exemplo 15.2 Velocidade de uma Reação 0ROBLEMAsDados coletados sobre a concentração de corante em função do tempo (Figura 15.1) sĂŁo mostrados no grĂĄďŹ co. Qual ĂŠ a velocidade de mudança mĂŠdia da concentração do corante durante os primeiros 2 min? Qual ĂŠ a mudança mĂŠdia da velocidade durante o quinto minuto (de t = 4 a t = 5)? Estime a velocidade instantânea em quatro minutos.


PrincĂ­pios de Reatividade: CinĂŠtica QuĂ­mica

Δ [Dye] Δt

(1,7

10

5 mol/L)

(3,4 2,0 min

10

5 mol/L)

8,5

6 mol

10 L min

3,00 2,50 2,00 1,50 1,00 0,50 0,00

0

1

2

A concentração do corante diminui de 0,90 Ă— 10−5 M, em t = 4,0 min, para 0,60 Ă— 10−5 M, em t = 5,0 min. A velocidade mĂŠdia da reação nesse intervalo de tempo ĂŠ Δ [Dye] Δt

(0,60

10 5 mol/L) (0,90 1,0 min

10 5 mol/L)

3,0

619

3,50 10 5) (mol/L)

%STRATÂŁGIAsPara encontrar a velocidade mĂŠdia, calcule a diferença de concentração no inĂ­cio e no ďŹ nal de um perĂ­odo de tempo ( c = cďŹ nal − cinicial) e divida pelo tempo decorrido. Para encontrar a velocidade instantânea em dado momento, desenhe uma reta tangente ao grĂĄďŹ co no tempo dado. O coeďŹ ciente angular da reta (CapĂ­tulo 1, vol. 1) ĂŠ a velocidade instantânea. 3OLU½åOsA concentração do corante diminui de 3,4 Ă— 10−5 M, em t = 0 min, para 1,7 Ă— 10−5 M, em t = 2,0 min. A velocidade mĂŠdia da reação nesse intervalo de tempo ĂŠ

Concentração de corante (

CapĂ­tulo 15

3

4

5

6

7

8

Tempo (min)

10 6 mol L min

Finalmente, o coeďŹ ciente angular da tangente em relação Ă  curva, a velocidade instantânea, em quatro minutos ĂŠ +3,5 Ă— 10−6MOL,sMIN #OMENTĂ•RIOsObserve que a velocidade mĂŠdia da reação no intervalo 4 a 5 minutos ĂŠ menos do que a metade do valor no primeiro minuto.

ExercĂ­cio 15.1

Velocidades de Reação e Estequiometria

Quais são as velocidades de aparecimento ou desaparecimento de cada produto e reagente na decomposição do cloreto de nitrosila, NOCl? 2 NOCl(g)

ExercĂ­cio 15.2

2 NO(g) + Cl2(g)

Velocidade de uma Reação

A sacarose decompþe-se em frutose e glicose em solução åcida. Uma curva da concentração de sacarose em função do tempo Ê dada ao lado. Qual Ê a velocidade da mudança da concentração de sacarose nas primeiras 2 horas? Qual Ê a velocidade da mudança nas últimas duas horas? Estime a velocidade instantânea em 4 horas.

Concentração (mol/L)

0,05 0,04 0,03 0,02 0,01 0,00 0

2

4 6 Tempo (horas)

8

Concentração versus tempo para a decomposição da sacarose. Veja o Exercício 15.2.

15.2 Condiçþes de Reação e Velocidade Para que uma reação quĂ­mica ocorra, as molĂŠculas dos reagentes devem se aproximar, de modo que os ĂĄtomos possam ser trocados ou rearranjados. Os ĂĄtomos e as molĂŠculas sĂŁo mĂłveis na fase gasosa ou em solução e, portanto, as reaçþes sĂŁo realizadas frequentemente usando-se uma mistura de gases ou soluçþes dos reagentes. Nessas circunstâncias, diversos fatores – concentraçþes de reagentes, temperatura e presença de catalisadores – afetam a velocidade de uma reação. Se um reagente for um sĂłlido, a ĂĄrea de superfĂ­cie disponĂ­vel para a reação tambĂŠm afetarĂĄ a velocidade da reação. A “reação-relĂłgio do iodoâ€?, na Figura 15.3, ilustra o efeito da concentração e da temperatura. A mistura em reação contĂŠm perĂłxido de hidrogĂŞnio H2O2, Ă­on iodeto (I–), vitamina C (ĂĄcido ascĂłrbico) e amido (que ĂŠ um indicador da presença do iodo, I2). Uma sequĂŞncia de reaçþes tem inĂ­cio com a lenta oxidação do Ă­on iodeto para I2, por H2O2. H 2O2(aq )

2 I (aq )

2 H (aq ) —  2 H2O( ) —

Assim que o I2 Ê formado na solução, a vitamina C rapidamente o reduz para I–.

I 2 (aq)


620

Química Geral e Reações Químicas – Volume 2

(a) Experimento inicial. A cor azul do complexo amido-iodo aparece em 51 segundos.

A

(b) A concentração sofre alteração. A cor azul do complexo amido-iodo aparece em 1 minuto e 33 segundos, quando as soluções são menos concentradas do que no exemplo A.

B

(c) Variação da temperatura. A cor azul do complexo amido-iodo aparece em 56 segundos, quando a solução é menos concentrada do que em A, mas está em maior temperatura.

C

São misturadas soluções contendo vitamina C, H2O2, I– e amido.

Charles D. Winters

Banho quente

Concentração menor de I– do que no experimento A.

Mesmas concentrações que as do Experimento B, mas em temperatura mais elevada.

Figura 15.3 A reação-relógio do iodo. Esta reação ilustra os efeitos da concentração e da temperatura na velocidade da reação. (Você pode realizar experimentos por conta própria, utilizando reagentes disponíveis nos supermercados. Para obter mais detalhes, consulte S. W. Wright; “The vitamin C clock reaction”, Journal of Chemical Education, vol. 79, p. 41, 2002.)

s %FEITODA4EMPERATURASOBREA 6ELOCIDADEDA2EA ÎO

I 2 (aq )

C6 H 8 O6 (aq ) — C6 H 6 O6 (aq )

2 H (aq )

2 I (aq)

Cozinhar envolve reações químicas, e uma temperatura elevada resulta no preparo mais rápido dos alimentos. Em laborátorio, as misturas em reação geralmente são aquecidas, para que as reações ocorram mais rapidamente

Quando toda a vitamina C tiver sido consumida, o I2 permanece em solução e forma um complexo azul-escuro, com amido. O tempo medido representa quanto tempo leva para que a quantidade dada de vitamina C reaja. Para a primeira experiência (A), o tempo necessário é de 51 segundos. Quando a concentração do íon iodeto é menor (B), o tempo requerido para a vitamina C ser consumida é maior, 1 minuto e 33 segundos. Por fim, quando as concentrações novamente são as mesmas no experimento B, mas a mistura da reação é aquecida, a reação ocorre mais rapidamente (56 segundos). Os catalisadores são substâncias que aceleram as reações químicas, mas que não se transformam. Por exemplo, o peróxido de hidrogênio, H2O2, decompõe-se em água e oxigênio, 2 H2O2(aq)

O2(g) + 2 H2O( )

mas uma solução de H2O2 pode ser armazenada por muitos meses, porque a velocidade da reação de decomposição é extremamente lenta. A adição de um sal de manganês, de um sal que contenha iodeto, ou uma substância biológica chamada enzima faz com que essa reação ocorra rapidamente, conforme mostrado pelo borbulhar vigoroso, à medida que o oxigênio gasoso escapa da solução (Figura 15.4). São misturadas soluções contendo vitamina C, H2O2, I– e amido. (a) Experimento inicial. A cor azul do complexo amido-iodo se desenvolve em 51 segundos. (b) A concentração sofre alteração. A cor azul do complexo amido-iodo se desenvolve em 1 minuto e 33 segundos, quando as soluções são menos concentradas do que no exemplo A. (3) Variação da temperatura. A cor azul do complexo amido-iodo se desenvolve em 56 segundos, quando a solução é menos concentrada do que em A, mas está sob maior temperatura. Concentração menor de I– do que no experimento A. Mesmas concentrações que as do Experimento B, mas em temperatura mais elevada. A área superficial de um reagente sólido também pode afetar a velocidade da reação. Somente as moléculas da superfície de um sólido podem entrar em contato com outros reagentes. Quanto menores as partículas de um sólido, mais moléculas são


Química Geral e Reações Químicas Vol. 2 - John Kotz, Paul Treichel, Gabriela Weaver