cinetica quimica
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Professora (Estagiária): Magda VieiraProfessora Supervisora: Kátia Aquino
Cinética Química
Profa. Kátia Aquino
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As reações também possuem suas velocidades próprias
http://www.franciscoevangelista.com/2012/07/incendio-residencial-com-vitima-fatal.html
Muito rápida: combustão
Muito lenta: Petróleo
http://maisquecuriosidade.blogspot.com.br/2010/05/coisas-que-voce-nao-sabia-sobre-o.html
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É a área da química que estuda a velocidade das reações e os fatores que a influencia,
tais como:
• CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES;
• SUPERFÍCIE DE CONTATO;
• TEMPERATURA;
• CATALISADORES/INIBIDORES;
• CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES;
• SUPERFÍCIE DE CONTATO;
• TEMPERATURA;
• CATALISADORES/INIBIDORES;
Cinética Química
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Observe:
http://www.alunosonline.com.br/quimica/cinetica-quimica.html
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Br2(aq) + HCOOH (aq) → 2Br-(aq) + 2H+(aq) + CO2 (g)
A cor avermelhada do primeiro becker é por conta do bromo. Com o passar do tempo a concentração de bromo diminui e é observada a perda de cor do sistema.
Exemplo de reação
tempo
http://quimica2univia.files.wordpress.com/2012/04/clase17.jpg?w=640
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Velocidade média=−Δ [ A ]Δt
=Δ [B ]Δt
Para a reação:
A → B
Variação da quantidade de um reagente ou produto em uma reação química num
intervalo de tempo.
vm=ΔmΔt
ouΔnΔt
ouΔVΔt
ouΔCΔt
m = massa, n = no mols, V = volume, C = concentração molar
Velocidade média de um componente da reação (Vm)
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Uma reação apresenta uma reação média que pode ser obtida pela divisão da velocidade de cada componente da
reação química pelo respectivo coeficiente estequiométrico.
aA + bB → cC + dD
Vm = -∆[A]a∆t
= --∆∆[B][B]b∆t
=-∆[B] ∆[C]c∆t
= ∆[D]d∆t
Exemplo geral:
Velocidade médiada reação (Vm)
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C4H9Cl(aq) + OH- (aq) C4H9OH (aq) + Cl- (aq)
Tempo (s) [C4H9Cl] (M)
0 0,1000
50 0,0905
100 0,0820
150 0,0741
200 0,0671
300 0,0549
400 0,0448
500 0,0368
800 0,0200
Comportamento gráfico
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É a variação na quantidade de um reagente ou produto num instante, ou seja, no menor intervalo de tempo que se possa imaginar.
É a variação na quantidade de um reagente ou produto num instante, ou seja, no menor intervalo de tempo que se possa imaginar.
Velocidade instantânea (Vi)
A velocidade instantânea (Vi) pode
ser obtida através da declividade da
reta tangente à curva do gráfico
concentração vs. tempo em um
determinado instante..
Não esqueça que a declividade da reta (m) pode ser obtida No gráfico por:
m=(y-yo)/(x-xo )
Escolha seus pontos!
Como calcular Vi?
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C4H9Cl(aq) + OH- (aq) C4H9OH (aq) + Cl- (aq)
Exemplo t=0s:
Velocidade instantânea em t=0s
Vi = - (0,060 – 0,100) M (200 – 0)
Vi = 2,0 x 10- 4 M/s
12
C4H9Cl(aq) + OH- (aq) C4H9OH (aq) + Cl- (aq)
Exemplo em t=600s:
Velocidade instantânea em t=600s
Vi = - (0,017- 0,042) M (800 – 400) s
Vi = 6,2 x 10- 5 M/s
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COLISÃO ENTRE AS MOLÉCULAS
ORIENTAÇÃO FAVORÁVEL
ENERGIA MÍNIMA
NATUREZA DOS REAGENTES
REAÇÃO QUÍMICA
Condições para queuma reação ocorra
importante
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UMA REAÇÃO É UM FENÔMENO PROBABILÍSTICO
1- OS REAGENTES SE ENCONTRAM;
2- O ENCONTRO DE DUAS MOLÉCULAS CORRESPONDE A UMA COLISÃO;
SE BASEIA NO MODELO CINÉTICO DOS GASES
3- AS MOLÉCULAS PODEM ( DEPENDENDO DA ENERGIA):• COLIDIR E SEPARAR • COLIDIR, ROMPER LIGAÇÕES E FORMAR NOVAS LIGAÇÕES
4- FREQUÊNCIA COM QUE AS MOLÉCULAS COLIDEM
5- FRAÇÃO DAS COLISÕES QUE APRESENTAM UMA ENERGIA MÍNIMA
Teoria da ColisõesCOLISÃO ENTRE AS MOLÉCULAS
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Para que uma reação aconteça é necessário que as
moléculas dos reagentes colidam com a orientação correta.
ORIENTAÇÃO FAVORÁVEL
http://www.brasilescola.com/quimica/condicoes-para-ocorrencia-reacoes-quimicas.htm
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Em 1888, o químico sueco Svante Arrhenius sugeriu que as moléculas deviam possuir uma
energia mínima para que pudessem reagir.
No modelo da colisão, a energia na colisão provém da energia cinética das moléculas colidentes.
Em cada colisão, esta energia pode provocar:• ESTIRAMENTO
• FLEXÃO• TORÇÃO
• ROMPIMENTO
Para que a reação aconteça, as moléculas devem apresentar uma energia cinética superior ou igual a um certo mínimo. Essa energia
mínima é denominada de Energia de Ativação.
Fonte: http://www.magnet.fsu.edu/education/tutorials/pioneers/arrhenius.html
ENERGIA MÍNIMA
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Reação endotérmica
Reação exotérmica
Ea = Ecomplexo ativado – E Reagentes
Fonte: http://www.agracadaquimica.com.br/index.php?&ds=1&acao=quimica/ms2&i=22&id=587
Energia de ativação e os gráficos
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CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES
SUPERFÍCIE DE CONTATO
TEMPERATURA
ESTADO FÍSICO DOS REAGENTES
CATALISADORES/ INIBIDORES
Fatores que influenciamna velocidade de uma reação
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Para a maioria das reações a
velocidade aumenta com um
aumento da temperatura.
Para a maioria das reações a
velocidade aumenta com um
aumento da temperatura.
TEMPERATURA
CHOQUES
ENERGIA CINÉTICA
VELOCIDADE
TEMPERATURA
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Um aumento de 10ºC faz com que a velocidade da reação dobre.
Um aumento de 10ºC faz com que a velocidade da reação dobre.
Temperatura 5ºC 15ºC 25ºC
Velocidade V 2V 4V
Cuidado, pois esta regra possui
limitações, ou seja, não é
sempre válida.
Regra de Van't Hoff
ESTADO FÍSICO DOS REAGENTES
Quanto maior o estado entrópico dos reagentes,mais rápida será a reação.
Substâncias que estão no estado líquido tende a reagir mais rapidamente se as mesmas estiverem no estado sólido.
Por estarem mais livres, há maior probabilidade de choquesentre as moléculas.
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SUPERFÍCIE DE CONTATO
http://educacao.uol.com.br/quimica/cinetica-quimica-1-fatores-que-interferem-na-velocidade-das-reacoes.jhtm
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Quem oxidaria mais
rapidamente?
http://www.roboticasimples.com/artigos.php?acao=10
São substâncias que, quando presentes, aumentam (catalisador) ou diminuem
(inibidor) a velocidade das reações químicas, sem serem consumidos.
São substâncias que, quando presentes, aumentam (catalisador) ou diminuem
(inibidor) a velocidade das reações químicas, sem serem consumidos.
Os catalisadores/inibidores encontram “caminhos alternativos” ou seja, outra rota reacional que
apresenta uma menor energia de ativação (catalisador) ou maior energia de ativação
(inibidor).
Os catalisadores/inibidores encontram “caminhos alternativos” ou seja, outra rota reacional que
apresenta uma menor energia de ativação (catalisador) ou maior energia de ativação
(inibidor).
CATALISADORES/ INIBIDORES
Fonte: Química Geral – Fundamentos/ Daltamir Justino Maia e J.C. Bianchi. – São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2007)
• Atuam propiciando uma rota alternativa ;• A variação de entalpia é a mesma, independente do caminho;
• O catalisador não elimina o caminho A da reação, mas possibilita um caminho B;• Como o novo caminho envolve energias menores, praticamente toda reação ocorre por
este caminho.
Catalisador e a Energia de ativação
• O catalisador se encontra na mesma fase dos reagentes.
Exemplo: Decomposição da água oxigenada H2O2 (aq) pelo I- (aq) :
H2O2 + I- H2O + IO-
H2O2 + IO- H2O + O2 + I-
2H2O2 2H2O + O2
I-
Água oxigenada+sabão+catalisador
Catálise homogênea
http://www.emdialogo.uff.br/node/3234
• O catalisador não está na mesma fase que os reagentes.
Catálise heterogêneaos catalisadores automotivos
http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/catalise-heterogenea.htm
• Enzimas são proteínas com um ou mais sítios ativos tipo cavidade, onde a reação ocorre;
• São catalisadores biológicos que funcionam modificando moléculas de substrato para promover reações.
Catálise enzimática
http://www.mundoeducacao.com.br/biologia/enzimas.htm
• É uma reação onde os produtos da reação agem como catalisador da própria reação;• A reação é cada vez mais rápida à medida que esta vai progredindo;
Autocatálise
3 Cu(s) + 8 HNO3(aq) → 3 Cu(NO3)2(aq) + 2 NO(g) + 4 H2O(l)
catalisador
http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/autocatalise.htm
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CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES
http://www.marco.eng.br/cinetica/trabalhodealunos/CineticaBasica/influencia.html
A velocidade da reação diminui quando as concentrações dos reagentes diminuem.
A velocidade da reação diminui quando as concentrações dos reagentes diminuem.
A velocidade da reação diminui com o passar do tempo.
A velocidade da reação diminui com o passar do tempo.
Os dados cinéticos são geralmente obtidos a partir da velocidade inicial da reação.
Os dados cinéticos são geralmente obtidos a partir da velocidade inicial da reação.
Concentração x velocidade
Dado a REAÇÃO ELEMENTAR abaixo:
aA + bB cC + dD
V = K[A]a. [B]b
A lei de velocidade será dada por::
a e b são os expoentes de A e B, que correspondem aos coeficientes
estequiométricos da reação.
“ A velocidade de uma reação química elementar, a uma dada temperatura, é
diretamente proporcional ao produto das concentrações dos reagentes, em mol/L,
elevadas aos seus respectivos coeficientes estequiométricos.”
“ A velocidade de uma reação química elementar, a uma dada temperatura, é
diretamente proporcional ao produto das concentrações dos reagentes, em mol/L,
elevadas aos seus respectivos coeficientes estequiométricos.”
Fonte: http://en.wikipedia.org/wiki/Cato_Maximilian_Guldberg
A lei de velocidade das reações (ou lei de Guldberg –Waage) foi proposta em 1867 pelos cientistas noruegueses Cato Maximilian Guldberg (1836-1902) e Peter Waage (1833-1900)
Lei da velocidade reação elementar
Reação elementar:
Ocorre em uma única etapa;
Não há formação de intermediários;
Os produtos se formam diretamente da colisão dos reagentes;
A lei de velocidade apresenta os expoentes iguais aos coeficientes da reação.
Reação elementar:
Ocorre em uma única etapa;
Não há formação de intermediários;
Os produtos se formam diretamente da colisão dos reagentes;
A lei de velocidade apresenta os expoentes iguais aos coeficientes da reação.
REAÇÕES ELEMENTARES GERAIS
Exemplos Molecularidade Lei de Velocidade
A produtos Unimolecular V=K[A]
2A produtos Bimolecular V=K[A]2
A + B produtos Bimolecular V=K[A] [B]
Mecanismo de reação:
Cada etapa é uma reação elementar;
Na soma algébrica das etapas, os compostos intermediários desaparecem na reação global;
Mecanismo de reação:
Cada etapa é uma reação elementar;
Na soma algébrica das etapas, os compostos intermediários desaparecem na reação global;
Reação não elementar:
Ocorrem em um conjunto de etapas, chamado mecanismo de reação.
Reação não elementar:
Ocorrem em um conjunto de etapas, chamado mecanismo de reação.
A velocidade da reação não elementar dependeapenas da etapa lenta
Reação não elementar
Reação genérica: 2A + 3B + C Produtos2A + 3B + C Produtos
Experimento [A]0(mol/L) Velocidade inicial da reação (mol/L.min)
I 1 0,02
II 2 0,04
III 4 0,08
Lei das velocidadesReação não elementar
Reação genérica: 2A + 3B + C Produtos2A + 3B + C Produtos
Experimento [B]0(mol/L) Velocidade inicial da
reação (mol/L.min)
I 1 0,02
II 2 0,08
III 4 0,32
Reação genérica:2A + 3B + C Produtos2A + 3B + C Produtos
Experimento [C]0(mol/L) Velocidade inicial da reação (mol/L.min)
I 1 0,02
II 2 0,02
III 4 0,02
Reação genérica anterior
2A + 3B + C Produtos2A + 3B + C Produtos
QUAL A LEI DE VELOCIDADE QUE PODEMOS PROPOR?
V = K[A] [B] 2V = K[A] [B] 2V = K[A] [B] 2V = K[A] [B] 2V = K[A] [B] 2V = K[A] [B] 2
Concluindo...
Vamos exercitar!
Qual a lei de velocidade da reação que ocorre segundo o mecanismo a seguir? Etapa 1: NO2 (g) + NO2(g) NO3(g) + NO(g) (lenta)
Etapa 2: NO3(g) + CO (g) NO2(g) + CO2(g) (rápida)
Global: NO2(g) + CO (g) NO(g) + CO2(g)
Ordem de reação (ordem global) é a soma dos valores das potências a que as concentrações de reagentes se encontram elevadas na equação cinética da reação (lei de velocidade).
Ordem de reação (ordem global) é a soma dos valores das potências a que as concentrações de reagentes se encontram elevadas na equação cinética da reação (lei de velocidade).
Consideremos a reação geral:
aA + bB → cC + dD
A equação da velocidade assume a forma:
Velocidade = k[A]α[B]β
α, β,k – determinados experimentalmente
α e β– ordem de uma reação; α é a ordem de A e β é a ordem de B.
A reação tem ordem global α + β
Ordem de uma reação
Ordem zero em relação a um reagente: se a alteração da
concentração desse reagente não causa alteração na velocidade;
Primeira ordem em relação a um reagente: se duplicar a
concentração, duplica a velocidade da reação também;
Ordem n em relação a um reagente: se duplicar a concentração
aumenta de 2n a velocidade da reação.
Uma reação é de:
Reações de ordem zero são raras;
A equação cinética é:
velocidade = k[A]0
ou
v=k
A velocidade de uma reação de ordem zero é
constante e independente das concentrações de
reagentes.
(A)
= N2O
(B)
2 N2O(g) 2N2 (g) + O2(g) (em platina aquecida)
Obs.: A concentração molar é maior em B, mas isso não afeta a velocidade da reação, pois a superfície da platina pode
adsorver um determinado número de moléculas.
2 N2O(g) 2N2 (g) + O2(g) (em platina aquecida)
Obs.: A concentração molar é maior em B, mas isso não afeta a velocidade da reação, pois a superfície da platina pode
adsorver um determinado número de moléculas.
Reação de ordem zero
A equação concentração x tempo
É obtida da integração (cálculo integral, que é visto no
ensino superior) da equação da lei de velocidade.
Matemáticamente temos:
[A] = [A]0 – k t
Graficamente:
k=declividadeda reta
Numa reação de primeira ordem a velocidade depende da
concentração de reagente elevada à potência unitária.
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A ProdutosA Produtos
a) Diminuição da concentração do reagente com o tempo.
v=k[A]
Reação de ordem 1
velocidade=−Δ [A ]Δt
velocidade=k [A ]
⇔ ln [A ]= ln [A ]0−kt
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A ProdutosA Produtos
(equação da reta)
b) Utilização da representação gráfica da relação linear de ln[A] em função do tempo para calcular a constante de velocidade.
Tempo de meia vida (T1/2): Reaçãode primeira ordem
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Variação da concentração de um reagente com o número de tempos de meia vida (t1/2) para uma reação de primeira ordem.
t=t1/2
[A] = [A]0/2
Tempo de de meia-vida (t1/2): é o tempo necessário para que a concentração de uma reagente diminua para metade do seu valor inicial.
t 1/2=1k
ln[ A ]0
[ A ]0/ 2⇔t 1/2=
1k
ln2⇔ t1/ 2=0,693k
É a reação cuja velocidade depende da concentração de
reagente elevada ao quadrado ou de concentrações de dois
reagentes diferentes, cada um deles elevada à unidade.
A → produto
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velocidade=−Δ [A ]Δt
velocidade=k [A ]2
⇔1[ A ]
=1
[ A0 ]+kt
Reação de ordem 2
(equação da reta)
Podemos obter uma equação para o tempo de meia-vida da reação
de 2ª ordem, se fizermos [A] = [A]0/2 na equação:
1[ A ]
=1
[ A ]0+kt
1
[A ]0 /2=
1
[A ]0+kt 1/2⇔t 1/2=
1k [ A ]0
Tempo de meia vida (T1/2): Reaçãode segunda ordem
Ordem Equação Cinética Equação Concentração x
Tempo
Tempo de Meia Vida
0 Velocidade =k [A] = [A]0 - kt
1 Velocidade = k [A] ln[A] = ln[A]0 - kt
2 Velocidade = k [A]2
1
[A]=
1
[A]0
+ kt
t½
ln2
k=
t½ =[A]0
2k
t½ =1
k[A]0
Resumindo...
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Como a temperatura e a velocidade de reação estão diretamente ligadas, elas podem estar relacionadas pela equação de Arrhenius.
Como a temperatura e a velocidade de reação estão diretamente ligadas, elas podem estar relacionadas pela equação de Arrhenius.
kk = = Ae-Ea/RTkk = = Ae-Ea/RT
Onde:
• k é a constante da velocidade
• Ea é a energia de ativação
• R é a constante dos gases (8,314 J/mol.K)
• A é uma “constante” relacionada com a frequência das colisões
• T é a temperatura em Kelvin
Equação de ArrheniusAprofundeseus
conhecimentos
52
k=Ae−Ea/ RT⇔ ln k=(−E aR )(1T )+ln A
E a ( kJ/mol )
R = 8,314 J/K . mol
Cálculo da Energia Energia de ativação com a utilização gráfica
Vamos exercitar!
Em uma dada temperatura, a decomposição do N2O3 em NO2 e NO é de primeira ordem, com K = 3,2x10-4 s-1. Considerando que a concentração inicial de N2O3 é de 10 M, quanto tempo levará para que essa concentração seja reduzida para 2 M? Qual o tempo de meia vida dessa reação?
Questão 1
Vamos exercitar!
A sacarose (C12H22O11) se decompõe em glicose e frutose em solução ácida. A velocidade da reação é dada por:
V = k[sacarose].
Sabendo que K = 0,208 h-1 a 25ºC, qual o tempo necessário para que 87,5% da concentração inicial de sacarose reaja nessa temperatura?
Questão 2
Bons estudos!!!