Um químico realizou em laboratório alguns experimentos com o intuito de observar a velocidade em que uma solução aquosa do ácido HBr reagia com o magnésio metálico. Para isso, foram contadas, durante 20 segundos, as bolhas referentes à produção de gás hidrogênio logo após os reagentes serem misturados.
Na execução dos experimentos, foi utilizado o mesmo material metálico (magnésio), o mesmo volume de uma solução de HBr e a mesma massa do metal magnésio. Os critérios que sofreram alteração ao longo do experimento foram a forma de apresentação do magnésio (barra ou pedaços pequenos) e a temperatura. A tabela abaixo indica todas as condições utilizadas em cada experimento:
Na execução dos experimentos, foi utilizado o mesmo material metálico (magnésio), o mesmo volume de uma solução de HBr e a mesma massa do metal magnésio. Os critérios que sofreram alteração ao longo do experimento foram a forma de apresentação do magnésio (barra ou pedaços pequenos) e a temperatura. A tabela abaixo indica todas as condições utilizadas em cada experimento:
EXPERIMENTO | Magnésio (5g ) | TEMPERATURA |
---|---|---|
A | Barra |
|
B | Barra |
|
C | Pedaços pequenos |
|
Informe a ordem em que os experimentos apresentam de forma crescente do número de bolhas observado durante o processo. Justifique sua resposta!!!
Passo 1
Beleza, vamos recapitular o que o exercício pede. A gente tem uma reação entre ácido bromídrico (HBr) e magnésio (Mg) e conta o número de bolhas de H₂ em 20 s. Os experimentos A, B e C usam sempre 5 g de Mg e o mesmo volume de HBr, mudando só:
- a forma do Mg (barra ou pedaços pequenos)
- a temperatura (30 °C ou 50 °C)
Tabela resumida:
A: barra a 50 °C
B: barra a 30 °C
C: pedaços pequenos a 50 °C
A: barra a 50 °C
B: barra a 30 °C
C: pedaços pequenos a 50 °C
Matéria envolvida: cinética química – como temperatura e área de superfície influenciam a velocidade de reação. Vamos precisar da teoria das colisões e do efeito da temperatura (Arrhenius) e da área de superfície.
Passo 2
Teoria das colisões (passo a passo, sem pular etapas):
- Para uma reação ocorrer, as moléculas têm que colidir.
- Só as colisões “efetivas” (com energia ≥ energia de ativação
) geram reação. - O número de colisões por segundo depende de dois fatores principais:
- Temperatura: quanto maior
, maior a energia cinética média e maior a fração de choques com . (Arrhenius qualitativo: , mas você só precisa saber que cresce com .) - Área de superfície do reagente sólido: mais área exposta = mais locais de colisão entre íons H⁺ e Mg.
- Temperatura: quanto maior
Logo, se aumentamos a temperatura ou fragmentamos o metal em pedaços pequenos, a reação acelera e saem mais bolhas por segundo.
Passo 3
Agora, vamos comparar os experimentos:
- Experimentos A vs B: mesma forma (barra), só muda
(50 °C em A > 30 °C em B). Então A tem mais energia cinética, mais colisões efetivas, ou seja, A produz mais bolhas que B. - Experimentos A vs C: mesma temperatura (50 °C), mas A é barra e C é pedaços pequenos. Pedaços pequenos têm mais área de superfície, geram mais colisões, então C produz mais bolhas que A.
- Assim fica claro: B (barra + 30 °C) < A (barra + 50 °C) < C (pedaços + 50 °C).
Resposta
A ordem crescente de bolhas é:
B < A < C.
B < A < C.