fÍsico quÍmica teÓrica · 2020. 5. 27. · fÍsico quÍmica teÓrica aula 12-13 cinética...
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FÍSICO QUÍMICA TEÓRICA Aula 12-13 Cinética Química
Prof. Dr. Anderson Lima
SERVIÇO PÚBLICO FEDERALUNIVERSIDADE FEDERAL DO PARÁ
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E NATURAISFACULDADE DE QUÍMICA
Cinética Química TeóricaINTRODUÇÃO
DEFINIÇÕES GERAIS
• O termo “cinética” está relacionado a “movimento” quando se pensa nelea partir de seu conceito físico;
• Estuda a forma como ocorrem as reações químicas e a sua velocidade,através de um estudo quantitativo das variações de concentração com otempo.
Cinética Química TeóricaINTRODUÇÃO
DEFINIÇÕES GERAIS
• O objetivo principal da “cinética” é o estudo da velocidade das reaçõesquímicas:
a) O desenvolvimento de métodos experimentais que permitam medir asvelocidades das reações, desde as mais lentas até as mais explosivas;
b) O estudo dos fatores que influenciam nas velocidades das reações;
c) O estudo do “caminho” percorrido pelas reações.
Cinética Química TeóricaINTRODUÇÃO
DEFINIÇÕES GERAIS
Velocidade das reaçõesquímicas
Velocidade de um carro! Velocidade de download!
Cinética Química TeóricaINTRODUÇÃO
DEFINIÇÕES GERAIS
•Velocidade de uma reação química refere-se a variação naconcentração de uma substância por unidade de tempo:
2N2O5→ 4NO2 + O2
- Por exemplo, considere a decomposição de N2O5:
* [ ] representa concentração em mol.L-1
* O sinal negativo é necessário porque a concentração de N2O5 diminui ao longo
do tempo
Velocidade da reação = variação de [N2O5] = - ∆[N2O5]variação de tempo ∆t
Cinética Química TeóricaINTRODUÇÃO
DEFINIÇÕES GERAIS
• Em termos de aparecimento de NO2, temos:
Velocidade da reação = ∆[NO2]∆t
Notas:* A velocidade de formação de NO2 é 2x a velocidade de decomposição de N2O5.* Formação de O2 é metade da velocidade de decomposição de N2O5.
Cinética Química TeóricaInterpretando Gráficos
DEFINIÇÕES GERAIS
Gráfico da concentração de reagente em função do tempo para a decomposição do N2O5. Fonte: Kotz, 2008.
• Velocidade muda durante areação.
• [R] diminui rapidamenteno início e maislentamente no final.
• Velocidade instantâneadetermina-se traçandouma linha tangente à curvaconcentração-tempo
Cinética Química TeóricaInterpretando Gráficos
NO + O3→ NO2 + O2
• No caso de variações infinitesimais,
−𝑑 𝑁𝑂
𝑑𝑡=−
𝑑 𝑂3
𝑑𝑡=
𝑑 𝑁𝑂2
𝑑𝑡=
𝑑[𝑂2]
𝑑𝑡= 𝑉
2HI(g)→ H2(g) + I2(g)
• Vamos agora considerar uma reação onde os coeficientes estequiométricos são diferentes,
−1
2
𝑑 𝐻𝐼
𝑑𝑡=
𝑑[𝐻2]
𝑑𝑡=
𝑑[𝐼2]
𝑑𝑡= 𝑉
Cinética Química TeóricaInterpretando Gráficos
−𝑑 𝐻
2𝑂2
𝑑𝑡=
1
2
𝑑[𝐻2𝑂]
𝑑𝑡=
𝑑[𝑂2]
𝑑𝑡= 𝑉
H2O2(aq)→ 2 H2O(g) + O2(g)A reação: 2O3 → 3O2 foi estudada em umexperimento e, a velocidade de consumo doozônio foi de 2,5.10-5mol.L-1.s-1.Qual a velocidade de produção de O2 nesteexperimento?
Exemplo 1:
Cinética Química TeóricaVelocidade Instantânea
Limite da velocidade média para um intervalo de tempo tendendo a zero.
Cinética Química TeóricaVelocidade Instantânea
Exercício 1Em um certo tempo de reação, a substância A está desaparecendo a umavelocidade de 4.0x10-2 M/s, substância B está sendo formada a umavelocidade de 2.0x10-2 M/s, e a substância C está sendo formada a umavelocidade de 6.0x10-2 M/s. Qual das opções abaixo poderia ser aestequiometria para a reação que está sendo estudada?(a) 2A + B → 3C (b) A → 2B + 3C(c) 2A → B + 3C (d) 4A → 2B + 3C(e) A + 2B → 3C
Exercício 2Se a velocidade de decomposição do N2O5 na reação 2 N2O5(g) → 4 NO2(g) + O2(g) em um particular instante de tempo é 4.2x10-7 M/s, qual a velocidadede aparecimento de (a) NO2 e (b) O2 nesse instante?
Cinética Química TeóricaConcentração e Lei de Velocidade
NH4+
(aq) + NO2-(aq)→ N2(g) + 2 H2O(l)
Cinética Química TeóricaConcentração e Lei de Velocidade
• A velocidade de uma reação em um determinado tempo t estárelacionada com as concentrações das espécies presentes nessetempo mediante uma expressão do tipo:
Para uma reação genérica aA + bB→ xXOnde, m e n são determinados experimentalmente.
V = K [A]m . [B]n
• A constante de proporcionalidade k, é denominada de constantecinética ou constante de velocidade, e sua magnitude depende datemperatura e pressão, e consequentemente determina como atemperatura afeta a velocidade.
Cinética Química TeóricaConcentração e Lei de Velocidade
Cinética Química TeóricaConcentração e Lei de Velocidade
Como a velocidade de reação, a lei de velocidade e a constante se diferem?
- Uma vez conhecido a velocidade da reação e a lei de velocidade podemos calcular K.
Cinética Química TeóricaConcentração e Lei de Velocidade
Como a velocidade de reação, a lei de velocidade e a constante se diferem?
- Se tivermos os valores de K e soubermos a lei de velocidadepodemos calcular a velocidade da reação para qualquer conjuntode concentrações.
Exemplo:Calcule a velocidade da reação quando [NH4
+] = 0.100M e [NO2
-] = 0.100 M, K = 2.7 x 10-4 M-1 s-1, m = 1 e n=1.
Cinética Química TeóricaEquação de Velocidade
V = K [A]m . [B]n
• A constante K, é uma constante que relaciona a velocidade e aconcentração a determinada temperatura. Deve ter unidadesconsistentes com os outros termos:
1° ordem - tempo-1 (s-1, min-1, hora-1...)2° ordem - L.mol-1.tempo-1
3° ordem - mol.L-1.tempo-1
2NO(g) + Cl2(g)→ 2NOCl(g)
V = K[NO]2[Cl2]
* 2º ordem em relação ao NO
* 1º ordem em relação ao Cl2
* 3º ordem total
Cinética Química TeóricaLei de Velocidade Integrada 1° ordem
REAÇÕES DE 1° ORDEM
Cinética Química TeóricaLei de Velocidade Integrada 1° ordem
REAÇÕES DE 1° ORDEM
Cinética Química TeóricaLei de Velocidade Integrada 1° ordem
REAÇÕES DE 1° ORDEM
Cinética Química TeóricaLei de Velocidade Integrada 1° ordem
Cinética Química TeóricaLei de Velocidade Integrada 1° ordem
Cinética Química TeóricaLei de Velocidade Integrada 1° ordem
Exemplo - Um exemplo de uma reação de primeira ordem é a isomerização do isocianeto de hidrogênio para cianeto de hidrogênio:
HNC (g)→ HCN(g)
Se a constante de velocidade em uma dada temperatura é 4,403 x 10-4 s-1 , quemassa de HNC permanece depois de 1,50 h, se uma amostra de 1,000 gramasde HNC estava presente no começo da reação?
Cinética Química TeóricaLei de Velocidade Integrada 1° ordem
Exemplo - O peróxido de hidrogênio decompõe-se a 20°C, em uma reação deprimeira ordem:
2H2O2(aq)→ 2H2O(l) + O2(g) k = 1,06x10-3 min-1
Qual é a fração restante depois de exatamente 100 min se a concentraçãoinicial de 2H2O2(aq) for 0,020 mol/L? Qual é a concentração de peróxido apósexatamente 100 min?
Cinética Química TeóricaMeia vida das reações de 1° ordem
A meia vida de um reagente em particular é definido como o temporequerido para que sua concentração alcance a metade do seu valor inicial.
Substituindo [A]o por [A]o/2, temos:Neste caso a meia-vida é independente
da concentração inicial.
Cinética Química TeóricaMeia vida das reações de 1° ordem
Cinética Química TeóricaMeia vida das reações de 1° ordem
Exemplo - Quando ciclopropano é aquecido a 750 K em um recipiente fechado,ele se isomeriza formando propeno. A reação foi monitorada, sendo os dadosapresentados na tabela. Mostre que a reação é de primeira ordem, calcule otempo de meia vida e a constante de velocidade.
t/min 0 5,0 10 20 30 40 50 60
[ciclopropano]/ 1,50 1,23 1,01 0,68 0,46 0,31 0,21 0,14
10-3 mol dm-3
Cinética Química TeóricaMeia vida das reações de 1° ordem
Exemplo - Para uma reação de primeira ordem 2A → B + C quando a concentraçãoinicial de A for 0,050M após 120 s a concentração de B é 0,015M a partir desses dadosdetermine a constante de velocidade e o tempo de meia vida dessa reação.
Cinética Química TeóricaLei de Velocidade Integrada 2° ordem
REAÇÕES DE 2° ORDEM
Cinética Química TeóricaLei de Velocidade Integrada 2° ordem
REAÇÕES DE 2° ORDEM
Cinética Química TeóricaLei de Velocidade Integrada 2° ordem
Cinética Química TeóricaLei de Velocidade Integrada 2° ordem
Cinética Química TeóricaLei de Velocidade Integrada 2° ordem
Exemplo – A decomposição do HI em fase gasosaHI(g)→ ½ H2(g) + ½ I2(g)
Onde k = 30 L/mol.min a 443 °C. Quanto tempo é necessário para que aconcentração de HI diminua de 0,010 mol/L a 0,0050 mol/L a 443°C.
Cinética Química TeóricaLei de Velocidade Integrada 2° ordem
Exemplo – O cianeto de amônio, NH4NCO, sofre rearranjo em água para formara uréia, (NH2)2CO:
NH4NCO(aq) → (NH2)2CO(aq)
A equação de velocidade para esse processo é:Velocidade = k[NH4NCO]2
Onde k = 0,0113 L/mol.min. Se a concentração original de NH4NCO em soluçãoé 0,229 mol/L, quanto tempo levará para a concentração diminuir para 0,180mol/L?
Cinética Química TeóricaLei de Velocidade Integrada 2° ordem
A decomposição do NO2 a 300 °C é descrita pela equação
NO2(g) NO(g) + O2(g)
E gera os dados da tabela abaixo:
Time (s) [NO2], M
0.0 0.01000
50.0 0.00787
100.0 0.00649
200.0 0.00481
300.0 0.00380
A partir do método gráfico, determinese esta é uma reação de segunda ordem.
Exemplo
Cinética Química TeóricaMeia vida das reações de 2° ordem
A meia vida de um reagente em particular é definido como o temporequerido para que sua concentração alcance a metade do seu valor inicial.
O desenvolvimento matemático é similar ao empregado para a equaçãode primeira ordem
Neste caso a meia-vida é dependente da concentração inicial.
Cinética Química TeóricaMeia vida das reações de 1° ordem
Cinética Química TeóricaEXERCÍCIO 01
Cinética Química TeóricaORDEM ZERO E PSEUDO-PRIMEIRA ORDEM
• Uma reação que segue uma cinética de ordem zero tem leide velocidade na forma:
• Ou seja, a taxa de desaparecimento de A é uma constante,a constante de velocidade de ordem zero.
Esses tipos de reações são raras, mas ocorrem: por exemplo,a conversão de álcool etílico ingerido (CH3CH2OH) emacetaldeído (CH3CHO) no corpo segue uma cinética de ordemzero.
Cinética Química TeóricaORDEM ZERO E PSEUDO-PRIMEIRA ORDEM
• Como a taxa de desaparecimento do reagente A é constante,um gráfico de [A]t versus tempo é uma linha reta:
Cinética Química TeóricaORDEM ZERO E PSEUDO-PRIMEIRA ORDEM
EXERCÍCIOS
01- Conforme fizemos para as reações de primeira e segundaordem, deduza a lei de velocidade integrada e o tempo de meia-vida para uma reação de ordem zero.
Cinética Química TeóricaORDEM ZERO E PSEUDO-PRIMEIRA ORDEM
• Muitas reações têm taxas que dependem de mais de uma concentração e,no extremo, podem ser muito complexas. O mais simples caso pode serescrito para a reação de duas espécies:
Reação
Lei de velocidade
Lei de velocidade integrada
Cinética Química TeóricaORDEM ZERO E PSEUDO-PRIMEIRA ORDEM
• Considere uma reação que tem uma lei de velocidade:
• Se o reagente B estiver presente em grande excesso em relação a A, entãodurante o curso inicial da reação, a concentração de B não muda muito epode ser aproximada como constante. Qualquer alteração na taxa dareação está relacionada a mudanças em [A]. Assim:
Pseudo constante de velocidade
Cinética Química TeóricaORDEM ZERO E PSEUDO-PRIMEIRA ORDEM
EXERCÍCIOS
02- Os dados abaixo são coletados para uma reação química a temperaturaconstante, arbitrariamente A + B→ produtos.
a) Determine a lei de velocidade e o valor da constante de velocidade k.b) Estime o valor de k’, a constante de velocidade de pseudo-primeira ordem, se[B] = 0.500 M e todas as outras condições são as mesmas.
Cinética Química TeóricaREAÇÕES NAS VIZINHANÇAS DO EQUILÍBRIO
• Leva em consideração a possibilidade da ocorrência dereação inversa
1° ordem
• Para uma reação genérica, teremos:A → B v = k [A]
B → A v = k’ [B]
Cinética Química TeóricaREAÇÕES NAS VIZINHANÇAS DO EQUILÍBRIO
• A concentração de A se reduz pela reação direta, masaumenta com a reação inversa. A velocidade líquida davariação da concentração de A é então:
𝒅[𝑨]
𝒅𝒕= - k [A] + k’ [B]
• Se a concentração inicial de A for [A]o e a de B for nula,teremos em qualquer instante:
A + B = [A]o
Portanto,𝒅[𝑨]
𝒅𝒕= - k [A] + k’ ([A]o – [A]) = -(k + k’) [A] + k’ [A]o
Cinética Química TeóricaREAÇÕES NAS VIZINHANÇAS DO EQUILÍBRIO
• A solução desta equação diferencial é:
[A] = 𝒌′+𝒌 𝒆− 𝒌+𝒌′ 𝒕
𝒌′+𝒌[A]o
Cinética Química TeóricaREAÇÕES NAS VIZINHANÇAS DO EQUILÍBRIO
• A solução desta equação diferencial é:
[A] = 𝒌′+𝒌 𝒆− 𝒌+𝒌′ 𝒕
𝒌′+𝒌[A]o
Cinética Química TeóricaREAÇÕES NAS VIZINHANÇAS DO EQUILÍBRIO
• Quando t → ∞, as concentraçõesatingem os valores de equilíbrio:
𝑨 𝒆𝒒 =𝒌′ 𝑨 𝒐
𝒌 + 𝒌′
𝑩 𝒆𝒒 = 𝑨 𝒐 − 𝑨 ∞ =𝒌 𝑨 𝒐
𝒌 + 𝒌′
Cinética Química TeóricaREAÇÕES NAS VIZINHANÇAS DO EQUILÍBRIO
• Conclui-se então que a constante de equilíbrio da reação é:
𝑲 =𝑩 𝒆𝒒
𝑨 𝒆𝒒
=𝒌
𝒌′
Expressão aproximada ( K se dá em termos de atividades)
• Ou seja, no equilíbrio a velocidade da reação direta é igual a dareação inversa:
𝒌 𝑨 𝒆𝒒 = 𝒌′ 𝑩 𝒆𝒒
A importância dessa equação é que se uma das constante de velocidade for medida,então é possível calcular a outra se a constante de equilibro for conhecida.
Cinética Química TeóricaREAÇÕES NAS VIZINHANÇAS DO EQUILÍBRIO
• Para uma reação mais geral,
𝑲 =𝒌𝒂𝒌′𝒂
𝒙𝒌𝒃𝒌′𝒃
𝒙 …
• Onde k são as constantes de velocidade das etapas e os k’ asconstantes de velocidades das etapas inversas.
Cinética Química TeóricaREAÇÕES NAS VIZINHANÇAS DO EQUILÍBRIO
• EXERCÍCIOS
03- O pKa do NH4+ é 9,25 a 25°C. A constante de velocidade da reação
de formação do NH3(aq) a partir do NH4+ e da OH-, a 25°C, é 4,0x1010
dm3.mol-1.s-1. Calcule a constante de velocidade da reação detransferência do próton para o NH3.
Cinética Química TeóricaREAÇÕES NAS VIZINHANÇAS DO EQUILÍBRIO
• EXERCÍCIOS
04- Para a reação A + B → C + D, várias medições da velocidade inicialforam feitas usando apenas A e B, e somente C e D. A partir dos dadosabaixo, calcule a constante de equilíbrio para a reação.
Cinética Química TeóricaEFEITO DA TEMPERATURA
TEORIA DAS COLISÕES DE ARRHENIUS
Considera que as moléculas, para reagirem, têm que colidir umascom as outras;
Contudo, nem todas as colisões resultam na formação deprodutos; só uma pequena parte delas vai resultar na ocorrência dereação, dependendo de dois fatores:
1. Fator de orientação
2. Energia cinética
Cinética Química TeóricaEFEITO DA TEMPERATURA
TEORIA DAS COLISÕES DE ARRHENIUS
1. Fator de orientação
Colisão Eficaz
Colisão Ineficaz
Cinética Química TeóricaEFEITO DA TEMPERATURA
TEORIA DAS COLISÕES DE ARRHENIUS
2. Energia Cinética
• Segundo a teoria das colisões postula-se que, para que possamreagir, as moléculas que colidem têm de possuir uma energiacinética total maior ou igual a energia de ativação (Ea).
Cinética Química TeóricaEFEITO DA TEMPERATURA
TEORIA DAS COLISÕES DE ARRHENIUS
Uma vez que a velocidade não tem nenhum termo detemperatura, a constante de velocidade deve depender datemperatura.
Cinética Química TeóricaEFEITO DA TEMPERATURA
TEORIA DAS COLISÕES DE ARRHENIUS
A velocidade depende da Ea
Cinética Química TeóricaEFEITO DA TEMPERATURA
TEORIA DAS COLISÕES DE ARRHENIUS
As constantes de velocidade possuem uma forte dependênciacom a temperatura.
Próximo a temperatura ambiente, k duplica (às vezes triplica)em valor por um aumento de temperatura de 10 °C.
Onde, a e b são constantes e T é a temperatura absoluta em escala Kelvin.
Observações Experimentais!
Cinética Química TeóricaEFEITO DA TEMPERATURA
TEORIA DAS COLISÕES DE ARRHENIUS
Em 1889 Svante Arrhenius demonstrou que a base teóricadeste comportamento esta na relação entre a constante de equilíbrioda reação (Keq) e a temperatura, conhecida como isócora de van’tHoff:
Onde ∆E, é a variação de energia do processo.
Cinética Química TeóricaEFEITO DA TEMPERATURA
TEORIA DAS COLISÕES DE ARRHENIUS
Se considerarmos a reação:
E a constante de equilíbrio é dada por:
Cujas velocidades das reações direta e inversa são:
Cinética Química TeóricaEFEITO DA TEMPERATURA
TEORIA DAS COLISÕES DE ARRHENIUS
A equação de van’t Hoff se transforma em:
E pode ser expressa a partir de duas equações:
Equação de van’t Hoff
Cinética Química TeóricaEFEITO DA TEMPERATURA
TEORIA DAS COLISÕES DE ARRHENIUS
Arrhenius encontrou que em muitas reações I era igual a zero eformulou a lei para a dependência da constante de velocidade com atemperatura como:
Onde kv é a constante de velocidade da reação e E‡ é a energia que seconhece como energia de ativação.T é a temperatura absoluta em escala Kelvin.
Equação de Arrhenius
Cinética Química TeóricaEFEITO DA TEMPERATURA
TEORIA DAS COLISÕES DE ARRHENIUS
Outra forma conhecida da equação de Arrhenius é:
Onde A é uma constante conhecida como fator de frequência.
Equação de Arrhenius
Cinética Química TeóricaEFEITO DA TEMPERATURA
• A maior parte dos dados da velocidade das reações obedece à seguinte relação
Em que:
k- constante de velocidade
A – fator de frequência (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.
RTEa
Aek−
=
Cinética Química TeóricaEFEITO DA TEMPERATURA
•Se aplicarmos o logaritmo natural a ambos os lados da equação,obteremos:
𝒍𝒏 𝒌 = 𝒍𝒏 𝑨 −𝑬𝒂
𝑹𝑻•E, com um leve rearranjo, ela torna-se a equação de uma reta que
relaciona k a (1/T):
𝒍𝒏 𝒌 = 𝒍𝒏 𝑨 −𝑬𝒂
𝑹
𝟏
𝑻
𝒚 = 𝒂 + 𝒃𝒙
Equação de Arrhenius
Equação de uma reta
Cinética Química TeóricaEFEITO DA TEMPERATURA
•EXEMPLOS
A constante de velocidade para a reação de segunda ordem entre obromoetano e íons hidroxila em água, CH2H5Br(aq) + OH-
(aq) → C2H5OH(aq)+ Br-
(aq), foi determinada em diferentes temperaturas, conformeresultados mostrados abaixo:
Encontre a energia de ativação para a reação.
T (°C) 25 30 35 40 45 50
K (l.mol-1.s-1) 8,8x10-5 1,6x10-4 2,8x10-4 5,0x10-4 8,5x10-4 1,40x10-3
Cinética Química TeóricaEFEITO DA TEMPERATURA
•EXEMPLOS
A curva a seguir mostra a variação da constante de velocidade com o inverso datemperatura absoluta, para uma dada reação química que obedece à equação deArrhenius. A partir da análise deste gráfico, determine o valor da razão Ea/R paraessa reação.
Cinética Química TeóricaEFEITO DA TEMPERATURA
•Além do método gráfico, a energia de ativação também pode ser obtidaalgebricamente. Conhecendo k em duas temperaturas diferentes,podemos escrever uma equação para cada uma dessas condições:
𝑙𝑛𝑘1 = ln𝐴 −𝐸𝑎
𝑅𝑇1
𝑙𝑛𝑘2 = ln𝐴 −𝐸𝑎
𝑅𝑇2• Subtraindo uma equação da outra,
𝑙𝑛𝑘2− 𝑙𝑛𝑘1 = ln𝑘2𝑘1
=−𝐸𝑎
𝑅
1
𝑇2−
1
𝑇1
Cinética Química TeóricaEFEITO DA TEMPERATURA
•EXEMPLOS
07- Calcule a constante de velocidade para a decomposição de N2O5 a 50°C , sabendo que a 45 °C a constante de velocidade é 5 x10-4 s-1 e possuienergia de ativação 88 kJ/mol.
Cinética Química TeóricaEFEITO DA TEMPERATURA
•EXEMPLOS
08- A etapa inicial da reação entre amônia e o dióxido de nitrogênioresponde a uma cinética de segunda ordem. Sabendo que a constante de
velocidade a 600K é 0,385 L mol-1 s-1 e a 716 K é 16 L mol-1 s-1. Calcule aenergia de ativação.
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