cinética química prof. xuxu. seja bem-vindo a goiânia seja bem-vindo a hidrolândia hora da...

Cinética Química

Prof. Xuxu

Seja Bem-Vindo a

Goiânia

Seja Bem-Vindo a

Hidrolândia

Hora da saída: 11:45

Hora da chegada: 12:45

Distância Hidrolândia: 40

km

hkmh

km

t

dVm 40

1

40

Velocidade Média

Velocidade das reações químicas.

2 NaN3(s) 2 Na(s) + 3 N2(g)

Gás que infla o airbag

2 Fe(s) + 3/2 O2(g)Fe2O3(s)

Ferrugem

A cabeça de palito de fósforo contém uma substância chamada trissulfeto de tetrafósforo. Esse composto inflama na presença de oxigênio, ocorrendo, à pressão ambiente, a liberação de uma grande quantidade de calor.

P4S3(s) + 8 O2(g) P4O10(s) + 3 SO2(g)

Velocidade das reações químicas.

Velocidade de consumo/formação de uma substância

t

QV

||

A velocidade de consumo/formação de uma substância que participa de uma reação, é calculada através da variação da quantidade(nº de mol, massa ou concentração molar) pelo tempo com que a variação ocorreu.

Representação Gráfica

0

0,01

0,02

0,03

0,04

0,05

0,06

0,07

0,08

0,09

0,1

0,11

0,12

0,13

0,14

0,15

0,16

0,17

0,18

0,19

0,2

0 5 10 15 20 25 30

Tempo (min)

Co

nc

en

tra

çã

o (

mo

l/L)

N2O5 (mol/L)

NO2(mol/L)

O2(mol/L)

Tempo (min)

N2O5 (mol/L)

NO2

(mol/L)O2

(mol/L)

0 0,112 0 0

5 0,08 0,064 0,016

10 0,056 0,112 0,028

20 0,028 0,168 0,042

30 0,014 0,196 0,049

2 N2O5(g) 4 NO2(g) + 1 O2(g)

Note que a inclinação da curva NO2 é maior que a

curva O2, fato relacionado com os coeficientes

estequiométricos

Tempo (min)

N2O5 (mol/L)

NO2

(mol/L)O2

(mol/L)

0 0,112 0 0

5 0,08 0,064 0,016

10 0,056 0,112 0,028

20 0,028 0,168 0,042

30 0,014 0,196 0,049

a) Velocidade média de consumo do N2O5 entre t = 0 e t = 5 min:

min.0064,0min0min5

|112,008,0|)50( Lmol

LmolLmolVm

Tempo (min)

N2O5 (mol/L)

NO2

(mol/L)O2

(mol/L)

0 0,112 0 0

5 0,08 0,064 0,016

10 0,056 0,112 0,028

20 0,028 0,168 0,042

30 0,014 0,196 0,049

b) Velocidade média de consumo do N2O5 entre t = 5 e

t = 10 min:min.0048,0

min5min10

|08,0056,0|)105( Lmol

LmolLmolVm

t(min)

mol/L)N2O5(g)

2 N2O5(g) 4 NO2(g) + 1 O2(g)

Tempo (min)

N2O5 (mol/L)

NO2

(mol/L)O2

(mol/L)

0 0,112 0 0

5 0,08 0,064 0,016

10 0,056 0,112 0,028

20 0,028 0,168 0,042

30 0,014 0,196 0,049

a) Velocidade média de produção do NO2 entre t = 0 e t = 5 min:

min.0128,0min0min5

|0064,0|)50( Lmol

LmolLmolVm

Tempo (min)

N2O5 (mol/L)

NO2

(mol/L)O2

(mol/L)

0 0,112 0 0

5 0,08 0,064 0,016

10 0,056 0,112 0,028

20 0,028 0,168 0,042

30 0,014 0,196 0,049

b) Velocidade média de produção do NO2 entre t = 5 e t = 10 min:

min.0096,0min5min10

|064,0112,0|)105( Lmol

LmolLmolVm

t(min)

mol/L)[NO2]

[O2]

2 N2O5(g) 4 NO2(g) + 1 O2(g)

Velocidade média da reação (Vm)

Considere uma reação genérica:

Em que as letras minúsculas são os coeficientes (nº de mol) e as maiúsculas são as substâncias participantes da reação.

aA + bB cC + dD

d

V

c

V

b

V

a

VV DCBA

m

2 A 4B + C

Velocidade média de uma reação

2 4 + 1

0,02 mol/L.min 0,04 mol/L.min 0,01 mol/L.min

Vmédia da reação = 0,02 mol/L.min = 0,04 mol/L.min = 0,01 mol/L.min

2 4 1

Vmédia da reação = 0,01 mol/L.min

Exercício resolvido

Considere a equação abaixo:N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

Sabendo que:[H2] inicial = 6 mol/L; [H2] final = 2 mol/L;

t = 20 min.Responda:a) Qual a velocidade média da reação?Resposta: Como os dados referem-se ao H2 devemos

calcular primeiramente sua velocidade:

2V = - 0,2 mol/L minH

22[H ]

Vt

H

22 - 6

V = 20

H 2- 4

V = 20

H

Agora vamos calcular a velocidade média da reação.

b) qual a velocidade de formação do NH3?

Vm 0,07 mol/L min

VVm

b

B

2VVm

3

H

0,2Vm

3

3VVm

2

NH

3V0,07

2

NH

3V = 0,14NH

3V = 0,14 mol/L minNH

Lei de Guldberg-Waage ou Lei da velocidade

A influência da concentração dos reagentes sobre a velocidade das reações foi enunciada em 1864 pelos cientistas Cato Maximilian Guldberg e Peter Waage, por meio da lei da ação das massas.

“A velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes, elevadas a expoentes determinados experimentalmente”.

Lei de Guldberg-Waage ou Lei da velocidade

Considere a reação genérica:a A + b B c C + d D

V = k [A]a [B]b

V = velocidade da reação;k = constante da reação;[A]; [B] = concentrações de A e B em mols/L;a = coeficiente de A;ordem da reação em relação a A;b= coeficiente de B; ordem da reação em relação a B;a + b = ordem global da reação.

Fique Ligado:

A lei da velocidade deve ser aplicada para reações elementares (reações que ocorrem em uma única etapa)

No mecanismo de reações (reações que ocorrem em várias etapas) devemos considerar a etapa lenta como a propulsora da expressão da lei da velocidade. Quando uma reação ocorrer em duas ou mais etapas, a velocidade da reação global será determinada pela etapa lenta, chamada de etapa determinante da reação.

Exemplo:

Dado a Reação elementar:

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

Lei da velocidade: V= k [N2] [H2]3

Ordem da reação: 1+3= 4 então4ª ordem

Exemplo:

Dado o mecanismo abaixo:

H2(g) + 2NO(g) N2O(g) + H2O(l) (lenta)

H2(g) + N2O(g) N2(g) + H2O(l) (rápida)

2H2(g)+2NO(g)N2(g)+2H2O(l) (equação global)

Então:V = k [H2] [NO]2

Observações

k é a constante de velocidade e depende fundamentalmente da temperatura.

Substâncias no estado sólido não participam da expressão de velocidade.

Exemplo:Na2O(s) + CO2(g) Na2CO3(s)

V = k [CO2]

Para a reação não-elementar:H2O2 + 2I + 2H+ → 2H2O + I2

Foram obtidos os seguintes resultados:

A velocidade da reação depende apenas das concentrações de H2O2 e I .

No estudo cinético de uma reação foram obtidos os seguintes dados:

A expressão da velocidade pode ser representada por :

V = k [HgCl2] . [C2O42-]2

Em que:k- constante de velocidadeA – fator de freqüência (medida da probabilidade de

uma colisão eficaz)Ea – energia de ativação (kJ/ mol)R – constante dos gases ideais ( em unidades S.I.

8,314 J/K . mol)T – temperatura absoluta Quanto menor Ea e maior T , maior k.

EQUAÇÃO DE ARRHENIUS

RT

Ea

Aek

Equação da velocidade

dt

dCv a

A maneira mais usual de se medir a velocidade de uma reação química é a relação entre a concentração de um dos reagentes do meio reacional e o tempo. Logo:

A velocidade de reação normalmente é representada pela letra r (do inglês rate), e assim a forma realmente usual será então a seguinte:

dt

dCr aa

Utilidade das equações cinéticas1- Calcular a velocidade de uma reação a partir do conhecimento da constante de velocidade e das concentrações de reagentes;

2- Calcular a concentração de reagentes em qualquer instante durante o decorrer de uma reação.

Ordem da reaçãoO termo “ordem” vem da matemática onde é utilizado na classificação das equações diferenciais. Asleis de velocidade são equações diferenciais. Em cinética química, tais equações são classificadas deacordo com a ordem da reação.

A ordem de uma reação é definida como sendo a soma das potências dos termos de concentraçãoque aparecem na equação de velocidade da reação química. É normalmente, um número inteiro pequeno,podendo em casos especiais, ser zero ou fracionário.

É importante ressaltar, que a ordem de reação é uma grandeza que normalmente é obtida a partirde dados experimentais, em grande parte das vezes sem o conhecimento real do mecanismo da reação.

Meia Vida

Tempo de meia-vida (t1/2): é o tempo necessário para que a concentração de uma reagente diminua para metade do seu valor inicial.

Tempo de meia vida reação de primeira ordem.

Ordem Equação cinética

Equação

concentração-tempo

Tempo de meia-vida

0

1

2

Velocidade =k

Velocidade = k [A]

Velocidade = k [A]2

ln[A] = ln[A]0 - kt

1

[A]=

1

[A]0

+ kt

[A] = [A]0 - kt

t½

ln2

k=

t½ =[A]0

2k

t½ =1

k[A]0

Resumo da cinética de reações de ordem zero, 1ª ordem e 2ª ordem

Fatores que influenciam na velocidade de uma reação química

Basicamente a ocorrência de uma reação depende de:Contato entre as partículas: (átomos, moléculas ou íons) dos reagentes.Afinidade química: uma certa tendência natural para reagir.Choques eficazes (colisões efetivas): a colisão entre as partículas dos reagentes deve ocorrer em uma orientação favorável, para que as ligações existentes nos reagentes sejam rompidas.Energia de ativação: para que uma reação aconteça, é necessário um mínimo de energia, além daquela que os reagentes já apresentam.

Superfície de contato

Quanto maior a superfície de contato entre os reagentes, ou seja, quanto mais pulverizado/fragmentado maior o número de colisões entre as partículas reagentes. Isso faz com que aumente o número de colisões eficazes, aumentando a velocidade da reação.

Exemplo:40kg em forma de gravetos de madeira (queima mais rápido)40kg em forma de tora de madeira (queima mais lento)

Temperatura

Aumentado a temperatura, aumenta a energia cinética das moléculas reagentes (grau de agitação das moléculas), o que proporciona um aumento no número de colisões e aumento do número de moléculas com energia igual ou superior à energia de ativação, aumentado a velocidade da reação.

Exemplo:Lavar roupas em água fria (demora mais para retirar manchas)Lavar roupas em água quente (retira as manchas mais rapidamente)

Concentração

Aumentando a concentração (quantidade ou até mesmo a pressão de um gás) estamos aumentando o número de choques entre as partículas reagentes, o que conseqüentemente aumenta a velocidade da reação.

Exemplo:Se você tomar 10 gotas de um analgésico e a dor de cabeça não passar, o que você normalmente faz é tomar mais 10 gotas. Você aumentou a concentração de analgésico no seu organismo assim ele fará efeito mais rápido.

Catalisador

Catalisador é uma espécie química que promove o aumento da velocidade de uma reação através da diminuição da energia de ativação. O catalisador participa temporariamente do processo, formando com os reagentes um complexo ativado menos energético. Porém ao final da reação é completamente recuperado, sem sofrer alteração na sua composição ou massa.

Ex.: N2(g) + 3H2(g) 2NH3 ; V1N (g) + 3H2(g) 2NH3 ; V2Com certeza o V2 é maior que o V1, pois o ferro age como catalisador na segunda reação.

Fe(s)

Catálise homogênea

Catalisador e reagentes estão no mesmo estado físico (possui apenas uma fase).

2H2O2 (aq) 2H2O (l) + O2 (g)

)(aqOH

Catálise heterogênea

Catalisador e reagentes se encontram em estados físicos diferentes (possui duas ou mais fases).

C2H4 (g) + H2 (g) C2H6 (g) )( sNi

Catálise enzimática

Algumas reações que ocorrem rapidamente dentro do corpo humano, demorariam muito tempo para ocorrer fora, isto porque no corpo humano temos enzimas que são catalisadores.

A ação de uma enzima é altamente específica, ou seja, geralmente cada enzima catalisa uma única reação.

A enzima maltase, por exemplo, catalisa apenas o processo de transformação da maltose em glicose:

C12H22O11 (aq) + H2O 2 C6H12O6 (aq)

Outra reação que se não fosse a enzima ptialina (encontrada na saliva) levaria dias para ocorrer é a decomposição do amido.

maltase