aula 13 controle das reações químicas - parte i (cinética química) - 27.04.11

Aula 13 © Prof. Nelson Virgilio

Química Geral Aplicada a Engenharia

1º. Sem./2011

Engenharias


•Velocidade das reções

•Fatores que

afetam

•Presença de catalisadores


Cinética Química

• O que é Cinética Química ?

• Para que serve a Cinética Química ?

• Qual a sua importância para os processos químicos e físicos ?

• Por que o controle das velocidades das reações é vital para o ser humano ?

• Quais as aplicações no dia a dia e na engenharia ?


Cinética Química


Cinética Química

Rápidas Lentas


• 2 NaN3 (s) 3 Na (s) + 3 N2 (g)


Cinética Química


Cinética Química

H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)

t0

t1

t1/2

t

1 mol

(1-x1)

(1-0,5)

0

1 mol

(1-x1)

(1-0,5)

0

0

2.x1

1 mol

2 mols


Cinética Química

Q (mol)

tempo

I2 + H2 (2 mols)

2 HI (0 mol) t0 t1 t1/2 t

• Velocidade de consumo v [reagentes]

• Velocidade de formação v [produtos]

(1 mols)


Velocidade média (vm)

é a variação na quantidade de um reagente ou um produto num intervalo de tempo.

t

Cou

t

Vou

t

nou

t

mvm

Cinética Química

• m = massa, n = no mols, V = volume, C = concentração molar

• onde, C = [ ] (mols/L)

• ∆t → ano, mês, dia, hora, min, seg, etc


• Reação A B:

• reagente consumido (∆n de A / unidade de tempo)

• produto formado (∆n de B / unidade de tempo)

Cinética Química

∆[B]

∆t Velocidade média em relação a B =


Velocidade média (vm)

Para cada substância existe um valor numérico para Vm.

Cinética Química

• No intervalo de ∆t = 10 min

• ∆H2 = 1 mol ↔ 2 g Vm = 2g/10min = 0,2 g/min

• ∆I2 = 1 mol ↔ 254 g Vm = 254g/10min = 25,4 g/min

• ∆HI = 2 mols ↔ 256 g Vm = 256g/10min = 25,6 g/min

H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)


Cinética Química


1) A combustão completa do etanol é representada pela equação: C2H5OH (l) + 3 O2 (g) 2 CO2 (g) + 3 H2O (l).

Sabendo que em 30 min são consumidos 15 mols de álcool, conclui-se que a velocidade da reação em mols desse combustível por minuto é:

Cinética Química

a) 1,0 mol/min

b) 2,0 mol/min

c) 0,5 mol/min

d) 3,0 mol/min

e) 4,0 mol/min RESPOSTA

• Etanol

• n = 15 mols

• t = 30 min

• Vm (etanol) = n/t = 15/30 = 0,5 mol/min


2) Em determinada experiência, a reação de formação da água esta ocorrendo com consumo de 4 mols de oxigênio por minuto. Consequentemente, a velocidade de consumo de hidrogênio é de:

Cinética Química

a) 2,0 mol/min

b) 4,0 mol/min

c) 8,0 mol/min

d) 12,0 mol/min

e) 16,0 mol/min

• 2 H2 + O2 2H2O

• Oxigênio - O2

• n = 4 mols

• t = 1 min

• 2 mol H2 1 mol O2

• t = 1 min: nO2 = 4 mol e nH2 = 8 mol

RESPOSTA


• Variação da concentração com o tempo

• Considere:

• C4H9Cl(aq) + H2O(l) C4H9OH(aq) + HCl(aq)

• Cloreto de butila + água butanol + ácido clorídrico

• Podemos expressar a velocidade desta reação em função do consumo do reagente (cloreto de butila)

• Vm = - [C4H9Cl] / t (mol/L s)

Cinética Química


Cinética Química

• Como está variando a concentração com o tempo ?

• Como está variando a Vm com o tempo ?


Cinética Química


• Velocidade instântânea (velocidade)

• Pela inclinação da tangente (coeficiente angular):

• Seja y = a.x, onde a é o coef. Angular, temos

• a = y / x, ou seja Vinst. = - [C4H9Cl] / t, logo:

• Para t = 600 s

• Vinst = - (0,017 – 0,042) mol/L / (800 – 400) s

• Vinst. = 6,2 x 10-5 mol L-1 s-1

• Para t = 0 s

• Vinst = - (0,060 – 0,100) mol/L / (200 – 0) s

• Vinst. = 2,0 x 10-4 mol L-1 s-1

Cinética Química


• Variação da concentração com o tempo

• Vm = - [C4H9Cl] / t (mol/L s)

• A velocidade instantânea (Vinst. ou V) é a inclinação da tangente da curva.

Cinética Química

v = k.[Reagente] k é f(T) e é

experimental


Cinética Química


3) Usando o gráfico da reação do cloreto de butila com água, calcule a velocidade instantânea de desaparecimento de C4H9Cl no tempo de 300 s.:

Cinética Química

Aula 13 © Prof. Nelson Virgilio RESPOSTA

Cinética Química

t = 300 s

• t = (500 – 100) • [

C4H

9C

l] =

(0

,03

1 –

0,0

75

)


3) Resposta :

• Traçar uma reta tangente no ponto para t = 300 s

• Calcular o x ou t = (500 – 100) = 400

• Calcular o y ou [C4H9Cl] = (0,031 – 0,075) = …

• V = - (0,031 – 0,075) mol/L / (500 – 100) s

• V = 1,1 x 10-4 mol L-1 s-1

Cinética Química


Para que serve

controlar a

rapidez das

reações?

Cinética Química


Então, o que é

necessário para

aumentar ou

diminuir a

rapidez de uma

reação

Aumentar os choques entre as partículas

Reduzir a energia de ativação A

um

enta

r

Dim

inu

ir Cinética Química


Fatores que influenciam a Rapidez

Concentração

Temperatura

Pressão (reações com gases)

Superfície de contato

Presença de Catalisadores

Cinética Química


Quanto maior a Concentração dos

reagentes

Maior o número de partículas disponíveis

para colisão

Maior o no. choques entre as partículas

Maior a rapidez da reação

Cinética Química

Concentração

C (s) + O2 (g) CO2 (g)


A velocidade é proporcional à concentração dos reagentes. “LEI DA AÇÃO DAS

MASSAS” ou “LEI CINÉTICA”

Matematicamente: v = k [reagentes]

k = constante da reação (depende da Temp.)

[reagente] = concentrações molares

= ordem da reação (dado experimental)

Concentração dos reagentes

Cinética Química

Cato

Gulberg Peter

Waage


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

Cinética Química

Processo Haber-Bosch

Experimento N2 H2 Veloc. Inicial

1 0,1 0,1 2

2 0,2 0,1 4

3 0,1 0,2 8

• Do Exp. 1 e 2: • [H2] não mudou • [N2] dobrou • Veloc. 2x

• Do Exp. 1 e 3: • [N2] não mudou • [H2] dobrou • Veloc. 4x


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

Cinética Química

• A ordem de uma reação é dada pelo expoente !!!

• A ordem da reação em relação ao N2 = 1

• A ordem da reação em relação ao H2 = 2

• A ordem total da reação = 3 (1 + 2)

V= k.[N2]1.[H2]

2


Cinética Química

Elementares

Complexas


Cinética Química

Reação Elementar : são reações químicas que ocorrem em uma única etapa !

H2 + I2 2 HI

O que significa isso em relação a velocidade da reação ?

V = k. [H2] 1.[I2]

1

Os expoentes (ordem da reação) correspondem exatamente aos coeficientes da reação química balanceada


Cinética Química

Complexas : ocorrem em duas ou mais etapas.

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

1a etapa (lenta) : N2 (g) + 2H2 (g) N2H4 (g)

2a etapa (rápida) : N2H4 (g) + H2 (g) 2 NH3 (g)

reação global : N2 (g) + 3H2 (g) 2 NH3 (g)

Suponha que a etapa lenta dure 1 h e a etapa rápida 1 min. Qual o tempo total da reação ?

1 hora


Cinética Química

“A etapa determinante para a velocidade de uma reação é a etapa lenta”

E na equação da velocidade só podem estar presentes as substâncias que influenciam na velocidade, portanto:

Para reação da amônia:

1a etapa (lenta) : N2 (g) + 2H2 (g) N2H4 (g)


Cinética Química


4) Os dados abaixo foram medidos em 5 experimentos feitos com a reação: (CH3)3CBr + OH- (CH3)3COH + Br -, à temperatura de 300 oC. Qual a equação da velocidade da reação ?

Cinética Química

Exp. Conc. Inicial – Mol/L V. inic.

(CH3)3CBr (CH3)3CBr OH-

1 0,10 0,10 0,001

2 0,20 0,10 0,002

3 0,30 0,10 0,003

4 0,10 0,20 0,001

5 0,10 0,30 0,001

• Do Exp. 1 e 2: • [OH-] não mudou • [(CH3)3CBr] dobrou • Veloc. 2x

• Do Exp. 1 e 4: • [(CH3)3CBr] igual • [OH-] dobrou • Veloc. Não mudou

V= k.[CH3)3CBr]1 Como uma substância participante

de uma reação não influencia na velocidade da mesma ?

Resp.: Ela participa de uma etapa rápida !!!


Quanto pelo menos um dos reagentes é gás

Quanto maior a P menor o V

Quanto menor o V maior

num. colisões

Maior a rapidez da

reação

Cinética Química

Pressão

[ ] = n

V

Const.


Quanto maior a Temperatura

Maior a Energia Cinética das partículas

Maior os choques entre as

partículas


Cinética Química

Temperatura


Cinética Química

Temperatura

AT

EN

ÇÃ

O !

!!

• Todas as reações químicas para ocorrerem precisam absorver uma certa quantidade de energia (calor), para alcançar o estado chamado “complexo ativado”.

• REAÇÃO EXOTÉRMICA (LIBERA)

• REAÇÃO ENDOTÉRMICA (ABSORVE)

• Quanto maior for a energia fornecida por unidade de tempo (temperatura), maior será a veloc. da reação, independentemente desta ser endotérmica ou exotérmica


Cinética Química

Temperatura


Quanto maior a área de contato

Maior a probabilidade de choque entre as

partículas

Maior os no. choques entre as partículas


Cinética Química

Superfície de contato


Cinética Química


5) Estudando a influência de certos fatores na rapidez da reação entre ácido clorídrico e carbonato de cálcio, foram realizados quatro experimentos, cujos dados foram apresentados abaixo:

Cinética Química

Exp. Massa

CaCO3 Estado

Conc.

HCl

(mol/l)

Vol.

HCl

(ml)

Temp.

(oC)

1 1,0 Pó 1 20 25

2 1,0 Pedaço 1 20 25

3 1,0 Pó 0,1 20 25

4 1,0 Pó 1 20 60

Espera-se que a rapidez da reação seja maior nos experimentos:

• Por exclusão, resposta letra …

a) 1 e, depois 2

b) 1 e, depois 3

c) 2 e, depois 3

d) 3 e, depois 4

e) 4 e, depois 1

RESPOSTA


6) O zinco reage com ácidos, ocorrendo liberação do gás hidrogênio. Adicionam-se quantidades iguais de ácido em duas amostras de mesma massa de zinco, uma delas em raspas (A) e outra em pó (B). Para esta experiência, o gráfico que deve representar a produção de hidrogênio em função do tempo de reação é:

Cinética Química

RESPOSTA

• Resposta - Reação:

• Zn + HCl ZnCl2 + H2

• VA = kA. [H2] (raspa)

• VB = kB. [H2] (pó)

• VB > VA


Facilitador das Reações

Diminui a energia de ativação

Não é consumido na

reação

Maior a rapidez da

reação

O catalisador diminui a necessidade de energia (ativação –

Ea) para formar o complexo ativado

Cinética Química

Presença de catalisador


Cinética Química

Para enterder como age um catalisador é necessário entender como funciona o caminho energético de uma reação !!!

De novo: H2 + I2 2 HI

Para entender o caminho energético temos que pensar na fórmula estrutural de cada substância

H ̶ H + I ̶ I H ̶ I + H ̶ I

1º. Para promovermos a reação temos que quebrar as ligações dos rragentes

Para quebrar uma ligação temos que fornecer energia p/ reagentes, e a medida que as moléculas vão absorvendo esta energia, vai aumentado as tensões das ligações


Cinética Química


•60

N2, H2

NH3, N2, H2

N2, H2

NH3, N2, H2

NH3(l)

H2O(l)

H2O(g)

CATALISADOR

(Fe)



H

CR

N2 + 3H2

2NH3

Sem catalisador

Com catalisador

H


N2(g) + 3H2(g) ⇄ 2NH3(g) + CALOR

Ea1

Ea2 Ea2 < Ea1


Combustão

incompleta:

CO,

HnC2n+2,

NOx

Saída dos

gases:

CO2, N2,

H2O

CO, CxHy + O2 CO2 + H2O

NO, NO2 N2 + O2

Cinética Química


Observações

• Um catalisador acelera a reação, mas não aumenta seu rendimento, isto é, ele produz a mesma quantidade de produto, mas num período de tempo menor.

• O catalisador não altera o ΔH da reação.

• Um catalisador acelera tanto a reação direta quanto a inversa, pois diminui a energia de ativação de ambas.

Cinética Química


Cinética Química


RESPOSTA

a) 3 kcal/mol e 28 kcal/mol

b) 28 kcal/mol e 25 kcal/mol

c) 28 kcal/mol e 3 kcal/mol

d) 25 kcal/mol e 28 kcal/mol

e) 25 kcal/mol e 3 kcal/mol

7) Considere o diagrama abaixo para a seguinte reação:

A entalpia da reação e a energia de ativação representadas são, respectivamente:

Cinética Química


Conteúdo da Apresentação

• BROWN, Theodore L - Química A Ciência Central (9ª. Edição) – Pearson – Cap. 14 – Cinética Química

• Click na imagem para visitar o site do livro

• Conteúdo baseado no Livro Texto

http://wps.prenhall.com/br_brown_quimica_9/28/7344/1880149.cw/index.html


•Obrigado

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