cinÉtica quÍmica estudo da velocidade das reações químicas e dos fatores que nela influem. 1º...
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CINÉTICA QUÍMICA
Estudo da velocidade das reações químicas e dos fatores que nela
influem.
1º Ten Hercules
CI N
ÉTIC
A Q
UÍM
I CA
CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES CINÉTICAS
I - Quanto à velocidade
Rápidas: neutralizações em meio
aquoso, combustões,...
Lentas: fermentações, formação
de ferrugem,...
VELOCIDADE DAS REAÇÕES
I - Velocidade média (Vm)
Representa a variação na quantidade de um reagente ou produto num intervalo de tempo.
t
Cou
t
Vou
t
nou
t
mvm
m = massa, n = no mols, V = volume, C = concentração molarCI N
ÉTIC
A Q
UÍM
I CA
VELOCIDADE DAS REAÇÕESC
INÉTIC
A Q
UÍM
I CA Para reagentes: Vm = - ∆[ reagentes]
∆ t
Obs.: para os reagentes podemos calcular a velocidade em módulo.
Para produtos: Vm = ∆[ produtos] ∆ t
A Vm dos reagentes também é chamada de velocidade de desaparecimento. A Vm dos produtos também é chamada de velocidade de formação.
Representação gráfica
O gráfico acima mostra como variam as concentrações de reagente (N2O5) e produtos (NO2 e O2) , com o passar do tempo.
CI N
ÉTIC
A Q
UÍM
I CA
VELOCIDADE DAS REAÇÕES
Valor da velocidade média da reação:
Vm (reagente ou produto)
coeficiente estequiométrico
CI N
ÉTIC
A Q
UÍM
I CA
Reação genérica: aA + bB cC
Vm = Vm(A) = Vm(B) = Vm(C)
a b c
VELOCIDADE DAS REAÇÕES
II - Velocidade instantânea (Vi ou V)
Representa a variação na quantidade de um reagente ou produto num instante (menor intervalo de tempo que se possa imaginar).
CI N
ÉTIC
A Q
UÍM
I CA
COMO OCORREM AS REAÇÕES QUÍMICAS?
I – Contato entre os reagentes
CI N
ÉTIC
A Q
UÍM
I CA
II – Afinidade Química
QUANDO OCORREM AS REAÇÕES QUÍMICAS?
I – Freqüência de choques entre os reagentes
II – Energia cinética desses choques
III – Orientação das moléculas no instante do choque
Colisões intermolecularesC
I NÉTIC
A Q
UÍM
I CA • a) Não-eficazes ou não efetivas
• (não formam-se produtos)
• * sem energia de colisão suficiente ou geometria de colisão inadequada.
b) Eficazes ou efetivas
(formam-se os produtos)
* com energia de colisão suficiente e geometria de colisão adequada.
Exemplo de colisão eficaz (geometria favorável)C
I NÉTIC
A Q
UÍM
I CA Reação: HBr + O2 HBrO2
Colisões em geometria desfavorável C
I NÉTIC
A Q
UÍM
I CA
Complexo Ativado: É o estado intermediário formado entre reagentes e produtos, cuja estrutura existem ligações enfraquecidas (reagentes) e formação de novas ligações
(produtos).
CI N
ÉTIC
A Q
UÍM
I CA
Representação gráfica
• E1 = energia dos reagentes (r)
• E2 = energia do complexo ativado (CA)
• E3 = energia dos produtos (p)
• b = energia de ativação da reação direta
• c = variação de entalpia
ΔH= Hp – HrCI N
ÉTIC
A Q
UÍM
I CA
PORQUE OCORREM AS REAÇÕES QUÍMICAS?
II - Energia mínima para reagir (Energia de Ativação - EAT)
CI N
ÉTIC
A Q
UÍM
I CA
Além de colisões com orientação espacial adequada, as moléculas devem apresentar uma energia cinética mínima que propicie a ruptura das ligações entre os reagentes e
formação de novas ligações, nos produtos. Quanto maior a EAT, mais lenta a reação !
CI N
ÉTIC
A Q
UÍM
I CA
Representações gráficas
CI N
ÉTIC
A Q
UÍM
I CA
Fatores que influem na velocidade das reações
a ) Área de contato entre os reagentes;
b ) Temperatura e Energia de Ativação;
c) Concentração dos reagentes;
d) Ação de catalisadores;
e) Pressão.
CI N
ÉTIC
A Q
UÍM
I CA
a) Área de contato entre os reagentes
Esse fator tem sentido quando um dos reagentes for sólido.
Exemplo:
Fe(prego) + H2SO4(aq) FeSO4(aq) + H2(g) (V1)
Fe(limalha) + H2SO4(aq) FeSO4(aq) + H2(g) (V2)
* na segunda reação a área de contato é maior !
Portanto : V2 > V1
CI N
ÉTIC
A Q
UÍM
I CA
Quanto mais fragmentado o reagente, maior a velocidade da reação, pois maior é
a superfície de contato.
CI N
ÉTIC
A Q
UÍM
I CA
b) Temperatura e Energia de Ativação
As variações de temperatura modificam o valor da constante de velocidade (k).
Um aumento na T, aumenta a freqüência das colisões intermoleculares e aumenta a energia cinética das moléculas fazendo com que um maior número alcance a energia mínima para
reagir (EATIVAÇÃO).
Um aumento na energia cinética (agitação molecular) favorece a ruptura das ligações.
CI N
ÉTIC
A Q
UÍM
I CA
Regra de Vant Hoff
Um aumento de 10ºC faz com que a velocidade da reação dobre.
Temperatura 5ºC 15ºC 25ºC
Velocidade V 2V 4V
CI N
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A Q
UÍM
I CA
c) Concentração dos reagentes
A velocidade é proporcional à concentração dos reagentes. Esse fator é expresso pela
LEI DA AÇÃO DAS MASSAS ou LEI CINÉTICA (Gulberg e Waage)
V = k [A] [B]
k = constante cinética
[A] e [B] = concentrações molares
e = ordens cinéticas (dadas no problema)
CI N
ÉTIC
A Q
UÍM
I CA
CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES CINÉTICAS
II - Quanto ao mecanismo
Elementares : ocorrem numa só etapa.
H2 + I2 2 HI
Complexas : ocorrem em duas ou
mais etapas.2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g)
1a etapa (rápida) : 2 NO(g) N2O2(g)
2a etapa (lenta) : N2O2(g) + O2(g) 2 NO2(g)
reação global : 2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g)
CI N
ÉTIC
A Q
UÍM
I CA
A velocidade instantânea de uma
reação é obtida através de uma expressão
matemática conhecida como LEI DA AÇÃO
DAS MASSAS ou LEI CINÉTICA, proposta
por Gulberg e Waage, em 1876.
Cato Gulberg
Peter WaageC
I NÉTIC
A Q
UÍM
I CA
LEI DA VELOCIDADE
Para uma reação genérica homogênea:
aA(g) + bB(g) xX(g) + yY(g)
a velocidade instantânea é calculada pela expressão
V = k [A] [B]
Onde:
k = constante de velocidade
[A] e [B] = concentrações molares dos reagentes
e = ordens ou graus (expoentes determinados em experimentos).
CI N
ÉTIC
A Q
UÍM
I CA
Nas reações elementares as ordens são iguais aos próprios coeficientes:
= a e = b
Nas reações complexas as ordens são iguais aos coeficientes da etapa mais lenta da reação, conhecida através do
mecanismo da mesma.CI N
ÉTIC
A Q
UÍM
I CA
Exemplo 1:
Reação elementar
H2 + I2 2 HI
Lei de velocidade (instantânea)
V = k [H2]1 [I2]1
CI N
ÉTIC
A Q
UÍM
I CA
Exemplo 2:
Reação complexa
2 NO + O2 2 NO2
Mecanismo:2 NO N2O2 (etapa lenta)
N2O2 + O2 2 NO2 (etapa rápida)
2 NO + O2 2 NO2 (reação global)
Lei de velocidade (instantânea)
V = k [NO]2
CI N
ÉTIC
A Q
UÍM
I CA
CI N
ÉTIC
A Q
UÍM
I CA
CI N
ÉTIC
A Q
UÍM
I CA
d) Ação de catalisadores
Catalisadores são substâncias que, quando presentes, aumentam a velocidade das reações
químicas, sem serem consumidos. Ao final encontram-se qualitativa e quantitativamente
inalterados.
Os catalisadores encontram “caminhos alternativos” para a reação, envolvendo menor
energia (diminuem a Energia de Ativação), tornando-a mais rápida.
CI N
ÉTIC
A Q
UÍM
I CA
Exemplo
SO2(g) + ½ O2(g) SO3(g) EAT = 240 KJ/mol
sem catalisador
Utilizando NO2(g) como catalisador a EAT se reduz para 110 KJ/mol, tornando a reação extremamente
mais rápida !
Mecanismo da reaçãoSO2 + NO2 SO3 + NO E1 (consumo do catalisador)NO + ½ O2 NO2 E2 (regeneração do catalisador)
Reação global: SO2 + ½ O2 SO3 EAT = 110 KJ/mol
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ÉTIC
A Q
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I CA
Representação gráfica
Reação Endotérmica
CI N
ÉTIC
A Q
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I CA
Representação gráfica
Reação Exotérmica
CI N
ÉTIC
A Q
UÍM
I CA
Exercício
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.
CI N
ÉTIC
A Q
UÍM
I CA
Características dos catalisadores
a) Somente aumentam a velocidade;
b) Não são consumidos;
c) Não iniciam reações, mas interferem nas que já ocorrem sem a sua presença;
d) Podem ser utilizados em pequenas quantias, visto que não são consumidos;
e) Seus efeitos podem ser diminuídos pela presença de “venenos de catálise”.
f) A introdução do catalisador diminui a Energia de Ativação.
CI N
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A Q
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I CA
Como funciona o catalisador automotivo?
CI N
ÉTIC
A Q
UÍM
I CA
Em reações envolvendo reagentes gasoso, quando se aumenta a pressão ocorre
diminuição do volume e consequentemente há aumento na concentração dos reagentes,
aumentando o número de colisões.
e) Efeito da Pressão
Que Deus os abençoe!
1º Ten Hercules
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