cinÉtica quÍmica ramo da química que estuda a velocidade das reaçãoes e os fatores que a...
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CINÉTICA QUÍMICA
“Ramo da Química que estuda a velocidade das reaçãoes e os fatores que a influenciam”
Reações rápidas
Reações Lentas
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Medida da Velocidade
Considere a reação: C2H2 + 2H2 → C2H6
tempo (min) n (mols de C2H6 formado)
0 0
4 12
6 15
10 20
No intervalo de tempo de 0 a 4 min, a velocidade de formação do C2H6 é de v = 3 mols/min, obsevar que para os próximos intervalos de tempo a velocidade vai decaindo.
Velocidade da Substância Isolada: v = ∆n / ∆t
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Medida da Velocidade Velocidade Média: Vm = Vr = VP = ∆n / c.∆t, onde c é
o coeficiente estequiométrico correspondente a cada substância que participa da reação.
tempo (min) n (mols de C2H2) n (mols de H2) n (mols de C2H6)
0 50 60 0
4 38 36 12
6 35 30 15
10 30 20 20
Para uma reação genérica: aA + bB → cC + dD, temos
Vm = ∆nA / a.∆t = ∆nB / b.∆t = ∆nC / c.∆t = ∆nD / d.∆t
Para o intervalo de tempo de 6 a 10 min, a velocidade média da reação é de 1,25mols/min.
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Exercícios de fixação: 1. Um químico misturou 2mols de hidrogênio com 3mols de
cloro num recipiente adequado. Suponha que do início da mistura até 15s, a reação H2 + Cl2 → 2HCl ocorra conforme os dados da tabela:
Tempo (s) 0 1 3 6 10 12
mols H2 2,0 1,75 1,5 1,25 1,0 0,75
mols Cl2 3,0 2,75 2,5 2,25 2,0 1,75
mols HCl 0 0,5 1,0 1,5 2,0 2,5
a) Calcule a velocidade em relação a cada participante e a velocidade média da reação no intervalo de 10 a 15s.
b) Construa o gráfico que mostra a variação da concentração em mol em função do tempo de cada participante da reação.
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Exercícios de fixação:
2. Um químico realizou a reação de decomposição do ácido carbônico: H2CO3 → H2O + CO2. Mediu a concentração molar de CO2 nos tempos 10s e 20s e obteve: 10s: [CO2] = 0,2mol/L 20s: [CO2] = 0,8mol/L Qual é a velocidade média dessa reação no intervalo de 10 a 20s?
3. Considere a equação: 2N2O5 (g) → 4NO2 + O2. Admita que a formação de O2 tem uma velocidade média constante igual a 0,05mol/s. A massa de NO2 formada em 1min é: (Dado: ma O: 16u, ma N = 14u) a) 96g b) 55,2g, c) 12,0g d) 552,0g e) 5,52g
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Exercícios de fixação:
4. O gráfico abaixo representa a variação de concentração das espécies A, B e C com o tempo. Qual das alternativas a seguir contém a equação química que melhor descreve a reação representada pelo gráfico? a) 2A + B → C b) 2B + C c) A → 2B +C d) B + C → A e) B + 2C → A
0
0,5
1
1,5
2
2,5
3
3,5
0 2 4 6 8 10 12 14 16
C
B
A
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Mecanismo das reações É a maneira que se processa uma reação
químicaTeoria das Colisões: “quebra das ligações dos reagentes e formação das ligações dos produtos”
Reação: H2 (g) + I2 (g) → 2HI(g)
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Energia de Ativação
É a Energia necessária para iniciar a reação
Caminho da reação
Energia
H2 + I2
HI + HI
H2I2 – complexo ativado
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Fatores que Influenciam uma Reação Química Estado físico dos reagentes;
Estado Cristalino dos reagentes;
Reagentes em soluções;
Área de contato entre os reagentes;
Temperatura e Radiações na reação;
Energia Elétrica;
Catalisadores;
Pressão sobre o sistema em reação;
Concentração dos reagentes.
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“Os choques entre os reagentes aumentam à medida que as moléculas estão mais afastadas (líquidos e gases)”
Estado Físico dos Reagentes
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“A estrutura amorfa possui ligações mais fracas do que na estrutura cristalina”
Estado Cristalino dos Reagentes
C(grafite) C(diamante)
estrutura amorfa estrutura cristalina
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Reagentes em Soluções
“partículas solúveis possuem maior movimento aumentando o número de choques entre as várias espécies presentes na solução”
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Área de Contato
“Maior área de contato aumenta o número de choques entre as reagentes”
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Influência da Temperatura e das
Radiações
“A Tempertaura e Radiações aumentam a energia cinética das partículas dos reagentes aumentando o número de choques ”
> Ec
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Influência da Energia Elétrica
“Influencia em reações de oxi-redução, pode iniciar uma combustão através de uma faísca elétrica, etc”
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Influência dos Catalisadores
“Os Catalisadores aumentam a velocidade da reação reduzindo a energia de ativação das reações”
Caminho da reação
Energia
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Tipos de Catalisadores
Catalisadores heterogênios: não participa diretamente da reação e forma uma fase distinta em relação aos reagentes.
Ex: H2(g) + O2(g) → H2O(l), na presença de Pt
Catalisadores homogêneos: participa diretamente da reação. Formando uma só fase com os reagentes e sendo recuperado na última etapa da reação.
Ex: decomposição do peróxido de hidrogênio na presemça de Fe+2
Reação geral: 2H2O2(aq) → 2H2O(l) + O2(g)
1a Etapa: H2O2(aq) + 2Fe+2(aq) + 2H+
(aq) → 2Fe+3(aq) + 2H2O(l)
2a Etapa: 2Fe+3(aq) + H2O2(aq) → 2Fe+2
(aq) + O2(g) + 2H+(aq)
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P
> P
Influência da Pressão
“Maior pressão aumentam os choques entre os reagentes gasosos”
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Influência da Concentração
“Maior concentração aumentam os choques entre os reagentes”
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Exercícios de fixação:
1. Dada a seguinte reação: reagentes → complexo ativado → produtos + calor Represente em um gráfico energia x caminho da reação, os níveis das energias dos reagentes, complexo ativado e produtos.
2. Esboce os gráficos das seguintes reações: a) A + B → C Energia dos reagentes = 8Kj Energia dos produtos = 7Kj Energia de ativação = 17kj
b) A +B → R + Q Energia dos reagentes = 12Kj Energia dos produtos = 17Kj Energia de ativação = 20kj
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Lei da Ação das Massas “A velocidade de uma reação química é diretamente
proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes elevadas a potências determinadas experimentalmente” Guldeberg e Waage
Para a reação: aA + bB → cC + dD
Temos: V = K.[A]a. [B]b
Onde:
K = constante cinética (varia com a temperatura)
a e b = ordem dos reagentes A e B (experimental)
a + b = ordem da reação
[ ] = concentração molar
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Lei da Ação das Massas Observações:
1) Para reações que ocorrem em uma única etapa (reações elementares), as potências normalmente coincidem com os coeficientes dos reagentes;
2) Reações que ocorrem em mais de uma etapa, a velocidade da reação é dada pela etapa mais lenta;
3) Reagentes sólidos ou solventes não participam da expressão da velocidade;
4) Nas reações entre gases a velocidade pode ser expressa em função das pressões parciais dos reagentes. Para a reação aA(g) + bB(g) → cC(g) + dD(g), teremos:
V = K.pAa.pB
b
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Lei da Ação das Massas
EXEMPLO
A reação NO2 (g) + CO(g) → CO2(g) + NO(g) ocorre em duas etapas:
2 NO2(g) → NO3(g) + NO (g) (etapa lenta)
NO3(g) + CO (g) → CO2(g) + NO2(g) (etapa rápida)
V = K . [NO2]2 ou V = K . P2NO2
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Exercícios de fixação: 1. Escreva a equação da velocidade em função das
concentrações e das pressões parciais dos reagentespara cada uma das seguintes reações, supondo todas elementares:
a) 2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g) b) C(s) + O2(g) → CO2(g)
c) C(s) + 2S(s) → CS2(l) d) Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g)
2. Considere a reação de síntese da amônia, dada pela equação N2(g) + 3H2 → 2NH3(g), mantida a temperatura, o que ocorrerá com a velocidade da reaçlão se:
a) A concentração em mol/L do H2(g) for reduzida a terça parte e a do N2(g) for triplicada?
b) A pressão parcial do N2(g) for quadruplicada e a do H2(g) for triplicada?
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Exercícios de fixação: 3. A cinética da reação 2HgCl2(aq) + C2O4
-2(aq) → 2Cl-
(aq) + 2CO2(g) + Hg2Cl2(s) foi estudada em solução aquosa, segundo a quantidade de matéria que precipita por litro de solução por minuto. Os dados obtidos estão na tabela a seguir em mol/L:
[HgCl2] [C2O4-2] V (mol/L.min)
0,100 0,150 1,8 x 10-5
0,100 0,300 7,2 x 10-5
0,050 0,300 3,6 x 10-5
a) Determine a equação da velocidade da reação
b) Calcule o valor da constante da velocidade da reação
c) Qual será a velocidade da reação quando as concentrações dos dois reagentes forem igual a 0,01 mol/L?