Equilíbrio Químico: pH e pOH

Na água ocorre o fenômeno de auto-ionização em baixa extensão:

H2O +  H2O  =   H3O1+   +   OH1-

A representação da constante de equilíbrio para o processo seria:

K = [H₃O¹⁺] [OH^1-] / [H₂O] [H₂O]

K [H₂O]² = [H₃O¹⁺] [OH^1-]

Como a concentração de H₂O é constante, pode ser incorporada a K, originando K_w. O K_w é conhecido como produto iônico da água e é dado por:

Kw = [H3O1+] [OH1-]

O seu valor varia com a temperatura. A 25ºC ele é igual a 10^-14. Em outras palavras,

Kw = [H3O1+] [OH1-] = [H1+] [OH1-] = 10-14

 Daí se conclui que na água pura a 25ºC

[H1+] = [OH1-] = 10-7

Este equilíbrio iônico faz com que sempre produto iônico da água seja respeitado. Se adicionarmos íons H¹⁺ na água pura, a concentração do íon OH^1- se reduz para manter a constância do produto iônico. Se adicionarmos íons OH^1- na água pura, a concentração do íon H¹⁺ se reduz pelo mesmo motivo.

A acidez ou basicidade de uma solução depende do predomínio do íon H¹⁺ ou OH^1- . Uma maneira bastante prática de expressar a acidez ou basicidade de uma solução é a chamada escala de pH. Esta varia de 0 a 14. O ponto médio, pH = 7, representa o meio neutro ([H¹⁺] = [OH^1-]). Para os valores menores que 7, temos o intervalo das soluções ácidas. Nele quanto mais próximo de zero, mais elevado o caráter ácido da solução([H¹⁺] > [OH^1-]). Para os valores maiores que 7, temos o intervalo das soluções básicas. Nele quanto mais próximo de 14, mais elevado o caráter básico da solução([H¹⁺] < [OH^1-]).

O pH de uma solução pode ser definido a partir da concentração molar de íons H3O¹⁺ ou H¹⁺

 [H¹⁺] = 10^-pH

soluções ácidas	soluções neutras	soluções básicas
pH < 7 [H3O1+] > 10-7 mol/L [OH1-] < 10-7 mol/L	pH = 7 [H3O1+] = 10-7 mol/L [OH1-] = 10-7 mol/L	pH > 7 [H3O1+] < 10-7 mol/L [OH1-] > 10-7 mol/L

As definições de pH e pOH são dadas por:

pH = log (1/[H1+])     =>     pH = - log [H1+]

pOH = log (1/[OH1-])     =>     pH = - log [OH1-]

Como

[H¹⁺] [OH^1-] = 10^-14

log [H¹⁺] + log [OH^1-] = log 10^-14

log [H¹⁺] + log [OH^1-] = -14

- log [H¹⁺] - log [OH^1-] = 14

pH   +   pOH   =   14

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[H¹⁺] = 0,001M = 10^-3M
pH = 3
como a soma de pH e pOH sempre dá 14 (25°C), temos que
pOH = 11
[OH^1-] = 10^-11

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[OH^1-] = 0,01 = 10^-2M

pOH = 2

como a soma de pH e pOH sempre dá 14 (25°C), temos que

pH = 12

[H¹⁺] = 10^-12M

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Generalizando,

[H¹⁺] = 10^-n

pH = n

[OH1-] = 10^-14/10^-n = 10^{(-14 - n)}

pOH = 14 - n

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Exemplo 1

(ESPM) Um proprietário de terras resolveu construir tanques de pesca. Escavou a terra, encheu o tanque de água e colocou algumas espécies de peixes. Após algum tempo, observou a contragosto que alguns peixes morreram. Levando uma amostra da água para análise, foi constatado que a água estava muito ácida e a concentração de íons H₃O¹⁺ era igual a 10^-5mol/L. Dado o pH de sobrevivência de algumas espécies de peixe (abaixo desse pH os peixes morrem), responda quais espécies poderão sobreviver neste tanque.

peixe	pH de sobrevivência
trutas	5,2
carpas	5,4
piabas	4,5

pH = - log [H₃O¹⁺]

como [H₃O¹⁺] = 10^-5M

pH = - log 10^-5

pH = - (-5) log 10

como log 10 = 1

pH = 5

As trutas suportam pH até 5,2 e as carpas até 5,4. Estes dois tipos de peixe morreriam nas condições do tanque. Como as piabas podem sobreviver até em pH = 4,5 , elas sobreviveriam.

Exemplo 2

(FUVEST) Ao tomar dois copos de água, uma pessoa diluiu seu suco gástrico (solução contendo ácido clorídrico), de pH = 1, de 50 para 500mL. Qual será o pH da solução resultante logo após a ingestão da água?

a) 0

b) 2

c) 4

d) 6

e) 10

  pH = 1

temos que através de [H₃O¹⁺] = 10^-pH

[H₃O¹⁺] = 10^-1 M

como a diluição foi de um volume de 50 para um de 500mL, a diminuição na concentração de H₃O¹⁺ foi de 10 vezes. A concentração caiu de 10^-1 M para 10^-2 M.

[H₃O¹⁺] = 10^-2 M

pH = - log [H₃O¹⁺]

pH = - log 10^-2

pH = - (-2) log 10

como log 10 = 1

pH = 2 e a alternativa correta é a b.

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 Hidrólise salina

A dissolução de sais em água pode originar soluções ácidas, básicas ou neutras.   Este fenômeno é conhecido por hidrólise. A hidrólise de um sal é a reação entre seu cátion ou seu ânion ou, de ambos com as moléculas da água.

Sais de ácidos fracos e bases fortes: só o ânion do sal se hidrolisa, ocorre liberação de íons OH^1- e a solução resultante será básica.

KCN_(s)   =>   K¹⁺   +   CN^1-   +   HOH   =>   K¹⁺   +   OH^1-   +   HCN

Na₂CO_3(s)   =>   2 Na¹⁺   +   CO₃^2-   +   2 HOH   =>   2 Na¹⁺   +   2 OH^1-   +   H₂CO₃

Sais de ácidos fortes e bases fracas: só o cátion do sal se hidrolisa, ocorre liberação de íons H¹⁺ e a solução resultante será ácida.

NH₄Cl_(s)   =>   NH₄¹⁺   +   Cl^1-   +   HOH   =>   Cl^1-   +   H¹⁺   +   NH₄OH

AgNO_3(s)   =>   Ag¹⁺   +   NO₃^1-   +   HOH   =>   NO₃^1-   +   H¹⁺   +   AgOH

Sais de ácidos fracos e bases fracas: ocorre hidrólise do cátion e do ânion. A solução resultante será ácida se o ácido formado apresentar constante de ionização mais alta que a da base. A solução resultante será básica se a base apresentar constante de ionização mais alta que a do ácido. A solução resultante será neutra se as constantes de ionização do ácido e da base forem equivalentes.

Ka > Kb  pH ligeiramente menor que 7 (ácido) Ka < Kb  pH ligeiramente maior que 7 (básico)

NH₄ CN   =>   NH₄¹⁺   +   CN^1-   +   HOH   => NH₄OH   +   HCN

HCN   =>   H¹⁺   +   CN^1-       K_a , HCN =  5 x 10^-10  

NH₄OH   =>   NH₄¹⁺   +   OH^1-         K_b , NH4OH =  2 x 10^-5

Como a constante de ionização da base fraca é mais alta que a do ácido fraco, a solução será levemente básica.

Sais de ácidos fortes e bases fortes: Não ocorre hidrólise, pois ambos os íons gerados na dissolução do sal, mesmo reagindo com a água formariam os ácido e base forte originais, que se dissociam fortemente. A solução resultante é neutra (pH = 7).

 NaCl_(s)   =>   Na¹⁺   +   Cl^1-   +  HOH

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Exemplo 1

(UEL - PR) Solução aquosa ácida é obtida quando se dissolve em água o sal:

a) NaHCO₃

b) Na₂SO₄

c) K₂CO₃

d) LiCl

e) NH₄Cl

Resolução

Uma solução ácida será obtida quando o sal utilizado na dissolução tiver íon positivo oriundo de base fraca e íon negativo oriundo de ácido forte. A alternativa correta é a e . 

NH₄Cl_(s)    =>    NH₄¹⁺   +   Cl^1-   +   HOH   =>   NH₄OH   +   H¹⁺   +   Cl^1-

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Exemplo 2

(Fuvest - SP) Carbonato de sódio, quando colocado em água, a 25°C, se dissolve:

Na₂CO_3(s)   +   HOH_(l)   =   HCO₃^1-_(aq)   +   2 Na¹⁺   +   X

O X e o pH da solução resultante devem ser:

a) CO₂; maior que 7

b) OH^1-_(aq); maior que 7

c) H¹⁺_(aq); igual a 7

d) CO₂; igual a 7

e) OH^1-_(aq); menor que 7

O íon CO₃^2- é oriundo de ácido fraco e quando reage com a água forma o HCO₃^1-, liberando o íon OH^1- da molécula de água. A solução fica básica (pH maior que 7). O X da equação química é o íon OH^1-. A alternativa correta é a b .

Equilíbrio Químico: Constante de equilíbrio

Uma reação química reversível se processa nos sentidos direto e inverso. No início só existem os reagentes. Após o início da reação direta (v₁), passa então a ocorrer a reação inversa (v₂), convertendo produtos novamente em reagentes.

No início, a concentração de reagentes é máxima e por isso a velocidade da sua conversão (desaparição) é alta no início da reação e tende a diminuir com o tempo. Com os produtos, a situação é inversa. Sua concentração inicial é nula e tende a aumentar com o tempo. Depois de algum tempo as concentrações não se alteram mais pois o sistema entra em equilíbrio. A partir do instante em que o equilíbrio é atingido v₁ = v₂.

A equação da velocidade para o processo direto será:   V₁ = k₁[A]^a[B]^b

A equação da velocidade para o processo inverso será: V₂ = k₂[M]^m[N]ⁿ

Como no equilíbrio V₁ = V₂, temos

k₁[A]^a[B]^b = k₂[M]^m[N]ⁿ

Então, isolando os valores de k₁ e k₂, e substituindo k₁/k₂ por K_c, temos 

K_c é a constante de equilíbrio para o sistema em função da concentração de reagentes e produtos depois que o equilíbrio é atingido.

Para equilíbrios gasosos,  a constante de equilíbrio para a reação pode ser dada em função das pressões parciais dos gases participantes. Neste caso temos K_p.

Para equilíbrios heterogêneos, a concentração do reagente sólido permanece constante durante a reação e por isso não aparece na expressão do equilíbrio.

CaCO_3(s)   =   CaO_(s)   +   CO_2(g)

Kc = [CO₂]        e        Kp = (pCO₂)

O valor da constante de equilíbrio nos dá uma dimensão das concentrações de produtos e reagente quando o equilíbrio é alcançado:

Se K_c ou K_p > 1   a concentração de produtos predomina sobre a de reagentes.

Se K_c ou K_p < 1   a concentração de reagentes predomina sobre a de produtos.

Se K_c ou K_p = 1   as concentrações de produtos e reagentes são iguais.

O valor da constante de equilíbrio só depende da temperatura e não da concentração ou pressões das espécies participantes.

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Exemplo 1

(UFU - MG) Numa das etapas da obtenção industrial do ácido sulfúrico ocorre a transformação do dióxido em trióxido de enxofre, de acordo com:

2 SO_2(g)   +   1 O_2(g)   =>   2 SO_3(g)

Medindo-se as concentrações dos componentes da reação à temperatura constante em função do tempo, obtém-se o seguinte gráfico.

a) As curvas A, B e C pertencem a qual componente da reação? Justifique.

A curva A pertence ao produto, pois sua concentração é nula no início e aumenta com o passar do tempo.

A curvas B e C pertencem aos reagentes, pois duas concentrações não são nulas no início e decrescem com o passar do tempo. A curva C corresponde ao SO₂, pois para cada molécula de O₂ consumida são utilizadas 2 do SO₂.

b) O que acontece no tempo t₁?

A partir do tempo t₁ as velocidades das reações direta e inversa são iguais e as concentrações não mais se alteram. A partir deste tempo o sistema entra em equilíbrio.

c) Calcule o valor aproximado de K_c para a reação.

K_c = [SO₃]² / [SO₂]² . [O₂]

K_c = (0,5)² / (0,35)² . (0,15)

K_c = 0,25 / 0,1225 . 0,15

K_c = 0,25 / 0,0184

Kc = 13,6 L/mol

O valor da constante é maior que 1, ocorre predomínio dos produtos na condição de equilíbrio.

Equilíbrio Químico: Deslocamento do equilíbrio

Quando um sistema é deslocado do seu equilíbrio, este se desloca no sentido de anular a ação que causou o deslocamento. (Princípio de Le Chatelier)

ação sobre o equilíbrio	reação do sistema
adição de reagente	favorece a formação do produto
adição de produto	favorece a formação de reagente (reação inversa)
retirada de reagente	favorece a formação de reagente (reação inversa)
retirada de produto	favorece a formação do produto
aumento da pressão (sistemas gasosos)	favorece a reação no sentido de redução do volume(lado com menor número de mols)
diminuição da pressão (sistemas gasosos)	favorece a reação no sentido do aumento do volume(lado com maior número de mols)
aumento da temperatura	favorece sentido endotérmico
redução da temperatura	favorece sentido exotérmico

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Exemplo1

(PUC - Campinas) Na equação química não balanceada

C₆H₁₂O_6(s)   +   NO₃^1-_(aq)   +   H₃O¹⁺     =    CO₂(g)   +   2H₂O_(l)   N_2(g)

representa a reação que ocorre em solos pouco aerados e envolve a redução de nitrato a nitrogênio, em meio ácido, na presença de carboidrato. O fenômeno conhecido por desnitrificação, prejudica a fixação de NO₃^1-_(aq) pelas plantas. É possível aumentar a concentração do NO₃^1-_(aq) no equilíbrio adicionando-se no solo, espécie química capaz de:

a) liberar íons OH^1-

b) liberar íons H₃O¹⁺_(aq)

c) absorver CO_2(g)

d) reagir com N_2(g)

e) consumir H₂O_(l)

A alternativa correta é a alternativa a, pois a adição de íons OH^1- consome os íons H₃O¹⁺. Como seriam consumidos íons presentes no lado dos reagentes, a reação inversa vai ser favorecida para repor os íons H₃O¹⁺ consumidos.

Exemplo 2

 (UFBA) Com relação às reações reversíveis, ao conceito de equilíbrio químico a aos fatores que o afetam, é correto afirmar:

a) Para o equilíbrio

PCl_3(g)   +   Cl_2(g)   =   PCl_5(g)

uma redução no volume do recipiente desloca o equilíbrio no sentido da reação direta (formação do PCl_5(g)).

b) Uma reação química cessa após o estabelecimento do equilíbrio, pois as concentrações molares de reagentes e produtos permanecem constantes.

c) Para o equilíbrio

H_2(g)   +   CO_2(g)   =   H₂O_(g)   +   CO_(g)            H = +41KJ

um aumento da temperatura provocará um aumento da concentração de H_2(g) e CO_2(g).

c) Uma reação atinge o equilíbrio quando a velocidade de formação dos produtos é maior que a velocidade da reação inversa.

d) Os reagentes se transformam totalmente em produtos quando uma reação atinge o equilíbrio.

e) Se a constante de equilíbrio para a reação:

CO_(g)   +   Cl_2(g)   =  COCl_2(g)     

a 100ºC é K_c = 4,6 x 10⁹ (mol/L), após o equilíbrio ser estabelecido, em um sistema fechado, as concentrações de Cl_2(g) e de CO_(g) serão muito pequenas.

alternativa a: verdadeira

Uma redução do volume implicaria no favorecimento do sentido da reação em que ocorre contração no volume, ou seja, redução no número de mols. Temos 2 mols no lado dos reagentes e somente 1 no lado dos produtos.

alternativa b: falsa

No equilíbrio, a reação não cessa. O que ocorre é que as velocidades dos processos direto e inverso ocorrem com mesma velocidade e por isso as concentrações de reagentes e produtos não se alteram.

alternativa c: falsa

O sentido direto da reação é endotérmico e o sentido inverso é exotérmico. Um aumento da temperatura favorece o sentido endotérmico, ou seja, o de formação H₂O_(g) e CO_(g).

alternativa d: falsa

Uma reação atinge o equilíbrio quando as velocidades dos processos direto e inverso forem iguais.

alternativa e: falsa

Os reagentes não se transformam totalmente em produtos no equilíbrio. Reagentes e produtos coexistem no equilíbrio e suas concentrações não se alteram.

alternativa f: verdadeira

Valor elevado para a constante de equilíbrio indica que a formação dos produtos será muito favorecida. Isso indica que as concentrações de Cl_2(g)  e CO_(g) serão realmente muito baixas, pois são reagentes.

Cinética Química: influência sobre a velocidade de reação

Número de ligações a serem rompidas e formadas

Reações entre compostos inorgânicos geralmente envolvem poucas ligações, resultando em velocidades de reação elevadas. Reações entre compostos orgânicos geralmente envolvem diversas ligações e orientação bastante específica, o que torna tais reações lentas.

Superfície de contato

Quanto mais alta a área de exposição dos reagentes, mais alta a velocidade.

partículas dissolvidas     pó     fios     lâminas     barras <======== aumenta a superfície de contato

Pressão

Para reagentes gasosos, o aumento da pressão provoca o aumento da superfície de contato pois aumenta o número de moléculas reagentes por unidade de volume. Isso tem por consequência o  aumento da velocidade. A pressão não tem efeito sobre reagentes sólidos ou em solução.

n moléculas pressão p1

¯

n moléculas pressão p2 > p1

Temperatura

O aumento da temperatura acarreta aumento da energia cinética média das moléculas e consequentemente aumenta o número de colisões entre elas. Aumento do número de colisões acarreta aumento na velocidade de reação.

Concentração dos reagentes

O número de colisões é proporcional ao número de moléculas reagentes por unidade de volume. Existe probabilidade mais alta de ocorrer colisão.

Presença de catalisador

O catalisador fornece um caminho alternativo para a ocorrência da reação com energia de ativação mais baixa.

Cinética Química: energia de ativação 

A ocorrência de uma reação química está obrigatoriamente relacionada com o contato entre as moléculas reagentes e a uma energia mínima necessária. Esta energia mínima para a ocorrência da reação é chamada de energia de ativação. A formação dos produtos a partir dos reagentes é um processo gradual em que as ligações dos reagentes são quebradas em paralelo com a formação das ligações dos produtos. Este estado intermediário em que algumas ligações estão semi-quebradas e outras semi-formadas é conhecido como complexo ativado. Outra exigência para a formação do complexo ativado é que as moléculas reagentes colidam com orientação favorável à formação do mesmo. Colisões com energia e orientação adequadas à formação do complexo ativado são chamadas de colisões efetivas. Estes são os princípios básicos da Teoria da Colisão.

Dada a seguinte reação ...

H₂   +   I₂   ®   2 HI

verifique na tabela abaixo, na primeira linha uma orientação que leva a uma colisão não efetiva e na segunda linha uma que leva a uma colisão efetiva.

reagentes	complexo ativado	produtos
H - H       ®      ¬         I - I	não se forma	não se formam
H                             I  |         ®      ¬       |  H                             I	H)))))I  |      |  H)))))I	2 H I

Nem todas as colisões são efetivas, no entanto, todas em que o complexo ativado é alcançado levam à formação dos produtos.

Complexo ativado é uma estrutura intermediária entre os reagentes e os produtos, com ligações intermediárias entre as dos reagentes e as dos produtos.

A energia de ativação da reação corresponde à energia necessária para que a reação se efetive menos a energia dos reagentes. Quanto mais baixa for a energia de ativação de uma reação, mais elevada será a velocidade da mesma.

Uma reação é chamada de exotérmica quando fornece para o meio uma energia mais alta que a necessária para se atingir o complexo ativado.

Quando uma reação é endotérmica, ela fornece para o meio uma energia mais baixa que a necessária para se atingir o complexo ativado.

Catalisadores são substâncias que diminuem a energia de ativação para uma dada reação, sem alterar o  DH da da mesma. Os catalisadores não se alteram durante as reações. Naautocatálise, um dos produtos da reação atua como catalisador, no início a reação é lenta mas com a formação deste a velocidade vai aumentando gradativamente.

Na catálise homogênea, catalisador e reagentes se encontram na mesma fase. Na catálise heterogênea, catalisador e reagentes se encontram em fases diferentes. As enzimas são catalisadores que atuam em reações biológicas e geralmente são bastante específicas e apresentam temperatura ótima de atuação por volta de 37ºC.

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Exemplo 1

(Unicamp) Observe os diagramas 1 e 2 representativos de uma mesma reação química.

Para cada curva do diagrama 1 há uma curva correspondente no diagrama 2. Quais curvas representam a reação na presença de um catalisador? Explique.

A presença do catalisador faz com que a energia de ativação diminua e a velocidade de reação aumente.

No diagrama 1, a curva que apresenta maior variação da concentração dos produtos por unidade de tempo é a B. Esta curva é em presença de catalisador

No diagrama 2, a curva que apresenta menor energia de ativação é a C. Esta curva é em presença de catalisador.

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Exemplo 2

(U.F. Uberlândia) Em relação ao gráfico de energia em função do caminho de uma reação química hipotética, determine o que significa cada um dos aspectos numerados no gráfico da energia em função do caminho da reação. Calcule a variação de entalpia da reação.

(1) entalpia dos reagentes

(2) energia do complexo ativado

(3) complexo ativado

(4) entalpia dos produtos

(5) variação de entalpia ou   DH da reação = 25 - 13 = 12 KJ/mol

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Exemplo 3

(FAFI - MG) No diagrama abaixo, qual o valor da energia de ativação correspondente (em Kcal) ?

A energia ou entalpia dos reagentes corresponde ao tempo zero no caminho da reação: 110 Kcal

A energia do complexo ativado corresponde ao ponto mais alto do gráfico: 150 Kcal

E _ativação = 150 - 110 = 40 Kcal

Cinética Química: velocidade de reação

Cinética é a parte da Química que se ocupa do estudo das velocidades das reações do diversos tipos de reação  e dos fatores que a influenciam. Dada a seguinte equação genérica:

a A  +  b B  ®   c C  +  d D

A velocidade da reação pode ser calculada em função do consumo de qualquer dos reagentes ou da formação de qualquer um dos produtos. Como a concentração dos reagentes diminui com o passar da reação, a velocidade em função dos mesmos tem sinal negativo. Como os produtos tem sua concentração aumentada com o passar da reação, a velocidade em função dos mesmos tem sinal positivo.

V_{média de consumo de A} =  - d[A] / dt

V_{média de consumo de B} =  - d[B] / dt

V_{média de formação de C} =   d[C] / dt

V_{média de formação de D} =   d[D] / dt

Dividindo a velocidade pelo devido coeficiente de cada um dos participantes da reação e multiplicando as velocidades negativas por -1 e simplificando o d de derivada por D de variação, obtemos a expressão para a velocidade média da reação.

vmédia da reação =   D[A]  ———   a·Dt  =    D[B]   ———    b·Dt  =   D[C]  ———   c·Dt  =   D[D]  ———   d·Dt

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Exemplo 1

(UFRN) O processo Harber é um importante processo industrial para produzir amônia, conforme a reação:

1 N_2(g)   +   3 H_2(g)   ®    2 NH_3(g)

Colocados num reator, nitrogênio e hidrogênio, obtiveram-se os seguintes dados em minutos e concentração em mols/litro:

Dt (min.)	[ N2 ]	[ H2 ]	[ NH3 ]
0	0,50	1,50	-
10	0,45	1,35	0,10

Calculando-se a velocidade em função de NH₃, N₂ e H₂ e a velocidade média da reação, quais seriam os valores determinados?

velocidade da reação em função do NH₃

V = D[ NH₃ ] / Dt

V = 0,10 - 0 / 10 - 0

V = 0,10 / 10 = 0,010 mol/L.min    que é a velocidade em relação ao NH₃ (formação: sinal +)

velocidade da reação em função do N₂

V = D[ N₂ ] / Dt

V = 0,45 - 0,50 / 10 - 0

V = - 0,05 / 10 = 0,005 mol/L.min    que é a velocidade em relação ao N₂ (consumo: sinal -)

velocidade da reação em função do H₂

V = D[ H₂ ] / Dt

V = 1,35 - 1,50 / 10 - 0

V = - 0,155 / 10 = 0,015 mol/L.min    que é a velocidade em relação ao H₂ (consumo: sinal -)

velocidade média da reação

considerando sinal negativo para velocidade de consumo e dividindo-se cada velocidade pelo coeficiente da substância na reação...

V = -D[ N₂ ] / 1 Dt = -D[ H₂ ] / 3 Dt = D[ NH₃ ] / 2 Dt

desconsiderando os sinais negativos...

V _média = 0,005 / 1 = 0,015 / 3 = 0,010 / 2

V _média = 0,005 mol/ L.min    que é a velocidade média da reação

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Exemplo 2

(PUC - PR)  A revelação de uma imagem fotográfica em um filme é um processo controlado pela cinética química da redução do halogeneto de prata por um revelador. A tabela abaixo mostra o tempo de revelação de um determinado filme, usando um revelador D-76.

nº de mols do revelador	tempo de revelação (min.)
24	6
22	7
21	8
20	9
18	10

Qual a velocidade média da revelação, no intervalo de tempo de 7 a 10 minutos ?

Como o problema não dá o volume da solução, a velocidade deve ser calculada em função da diminuição do número de moles do revelador.

V _média = Dn / Dt

V _média = 18 - 22 / 10 - 7

V _média = - 4 / 3

V _média = - 1,33 mol de revelador / minuto       velocidade negativa: consumo de mols do revelador