VELOCIDADE DAS REAÇÕES

I - Velocidade média (Vm)

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

t

Cou

t

Vou

t

nou

t

mvm

m = massa, n = no mol, V = volume, C = concentração molar

VELOCIDADE DAS REAÇÕES

A Vm dos reagentes também é chamada de velocidade de desaparecimento. A Vm dos produtos também é chamada de velocidade de formação.Obs.: para os reagentes podemos calcular a velocidade em módulo.

tempo

reagentesVm

tempo

reagentesVm

tempo

produtosVm

A (REAGENTE)DESAPARECIMENTO

B (PRODUTO)FORMAÇÃO

t

[ ]

B

A

tempo

[ ] A

C

B

EXERCÍCIO-1O gráfico abaixo se refere às concentra-ções de reagentes e produtos da reação equacionada como: 2N2O5 → 4NO2 + O2

Associe as curvas A, B e C com assubstâncias N2O5 , NO2 e O2.

Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 255, 1998.

A= NO2 curva crescente (produto).

B= O2 curva crescente (produto).

C= N2O5 curva decrescente (reagente).

RESOLUÇÃO

EXERCÍCIO-2Coloca-se dentro de um recipiente fechado amônia gasosa (NH3) com uma

concentração inicial de 8,0 mol/L.Com o passar do tempo ocorre areação 2NH3(g) → N2(g) + 3H2(g), e um

pesquisador, utilizando métodos adequados, verifica, à medida que otempo passa, o quanto resta de NH3 e

Tempo (h) [NH3] (mol/L)

0 8,0

1,0 4,0

2,0 2,0

3,0 1,0

anota os valores numa tabela.

Calcule:

a) A Velocidade média de consumo da amônia (NH3) no intervalo de 0 e 2h.

Esse resultado pode ser interpretado:A cada hora, consome-se 3mol/L de amônia.

*Obs: Na prática, utiliza-se a velocidade dos reagentes

em módulo | | , para evitar valores negativos.

32

6

02

82

RESOLUÇÃO

hLmolVm .32

6

02

82

Ficando assim:

b) A velocidade média de consumo de NH3 entre 1 e 3h.

hLmolVm .32

6

02

82

hLmolVm .5,12

3

13

41

RESOLUÇÃO

c) A velocidade média de formação do N2 entre 0 e 2h.

Equação química 2NH3(g) → N2(g) + 3H2(g)

Coeficientes 2 : 1

Vm(0-2h) 3mol/L.h __ VmN2

RESOLUÇÃO

VmN2=1,5mol/

L.h

d) A velocidade média de formação do N2 entre 1 e 3h.

Equação química 2NH3(g) → N2(g) + 3H2(g)

Coeficientes 2 : 1

Vm(1-3h) 1,5mol/L.h __ VmN2

RESOLUÇÃO

VmN2=0,75mol/

L.h

Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T.M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 254, 1998.

EXERCÍCIO-3Ao realizar a reação de formação daágua: 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g),

verificou-se que a velocidade de consumo de oxigênio foi de 4 mol/min.Determine a velocidade de consumo dohidrogênio.

Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T.M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 254, 1998.

Equação química 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)

Coeficientes 2 : 1 V. de consumo VmH2 __ 4 mol/min

RESOLUÇÃO

VmH2= 8mol/min

t

C

c

1

t

B

b

1

t

A

a

1Vm

Condições para que ocorra uma Reação

Os reagentes devem estar em contato.

Afinidade química entre os reagentes. Teoria da Colisão

As moléculas dos reagentes devem colidir entre si.

A colisão deve ocorrer com geometria favorável e energia suficiente.

t

C

c

1

t

B

b

1

t

A

a

1Vm

Teoria da Colisão

Colisão Desfavoráv

el

(não-efetiva)

Colisão Desfavoráv

el

(não-efetiva)

t

C

c

1

t

B

b

1

t

A

a

1Vm

Colisão Favorável (efetiva)

O2 N2

O-------N

O N2 NO

Reagentes Complexo

Ativado

Produtos

t

C

c

1

t

B

b

1

t

A

a

1Vm

Para que a colisão seja efetiva é necessário ainda que os reagentes adquiram uma energia mínima denominada energia de ativação.

Energia de Ativação é o valor mínimo de energia que as moléculas de reagentes devem possuir para que uma colisão entre elas seja efetiva.

Quanto maior for a energia de ativação, mais lenta será a reação.

t

C

c

1

t

B

b

1

t

A

a

1Vm

Complexo Ativado: estado intermediário formado entre reagentes e produtos, ocorre um progressivo enfraquecimento das ligações entre as moléculas iniciais e um fortalecimento das ligações entre as moléculas finais.

O2 N2

O-------N

O N2 NO

Reagentes Complexo

Ativado

Produtos

eficaz

Não eficazI2 + H2

HI+HI

I2 H2

REVISÃO

t

C

c

1

t

B

b

1

t

A

a

1Vm

REAÇÃO EXOTÉRMICA

E1= energia dos reagentes

E2= energia do complexo ativado

E3= energia dos produtos

b=energia de ativação c=variação de entalpia ΔH= Hp – Hr

E1

E2

E3

. . . . . . . . . . . . . . .

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

. . . . . . . . . .

b

c

Quanto menor for a energia de ativação, maior a velocidade da reação.

Energia (Kcal/mol)Complexo Ativado

Caminho da reação

t

C

c

1

t

B

b

1

t

A

a

1Vm

REAÇÃO ENDOTÉRMICA

E3

E2

E1

. . . . . . . . . . . . . .

. . . . . . . . . . . . . . . . . . .

. . . . . . . . . . . . . . . .

b c

Quanto maior for a energia de ativação, menor a velocidade da reação.

E1= energia dos reagentes E2= energia do complexo

ativadoE3= energia dos produtos b=energia de ativação c=variação de entalpia ΔH= Hp – Hr

Energia (Kcal/mol)Complexo Ativado

Caminho da reação

10

30

2

. . . . . . . . . . . . . . .

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

. . . . . . . . . .

Energia (Kcal/mol)

Caminho da reação

EXERCÍCIO-4O gráfico descreve a variação de energia de uma certa reação:

A + B

C

Descubra:a) O valor da entalpia dos

reagentes.b) O valor da entalpia dos

produtos. c) Se a reação é endo ou

exotérmica.d) O valor da energia de

ativação.e) O valor da energia do

complexoativado.f) O valor da energia da reação(variação de entalpia).

Fonte: Adaptação: HARTWIG, D.R., SOUZA, E. e MOTA, R.N. Físico- Química: volume 2. São Paulo, Scipione, p. 153, 1999.

a) H reagentes= 10 Kcal/molb) H produtos= 2 Kcal/molc) A Reação é exotérmica (Hp‹Hr)d) Eat= 30 – 10= 20 Kcal/mole) CA= 30 Kcal/molf) ΔH= Hp – Hr ΔH= 2 – 10 ΔH= - 8 Kcal/mol ( o processo

libera energia:reação exotérmica).

RESOLUÇÃO

Fatores que influenciam a velocidade de uma reação

a ) Superfície de contato entre os reagentes;

b ) Concentração dos reagentes;

c) Temperatura;

d) Presença de catalisadores;

e) Pressão.

t

C

c

1

t

B

b

1

t

A

a

1Vm

a) Superfície de contato entre os reagentes.Quanto maior a superfície de

contato, maior é o número de choques efetivos entre as partículas dos reagentes e, portanto, maior será a velocidade da reação.

EXERCÍCIO-5Na digestão dos alimentos ocorre uma série de reações químicas. Explique, levando em conta a velocidade das reações químicas, por que é benéfico mastigar bem os alimentos.Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T.M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 273, 1998.

Quanto mais triturado estiver oalimento, mais rápidas serão asreações envolvidas na digestão,graças ao aumento da superfície

decontato entre os reagentes.

RESOLUÇÃO

Quanto maior a concentração de partículas dos reagentes, maior será o número de colisões efetivas e consequentemente maior a velocidade da reação.

b) Concentração dos reagentes.

Abanando carvão em brasa, aumentamos a concentração de gás oxigênio (O2) (reagente), aumentando a velocidade da reação.http://www.diaadia.pr.gov.br/tvpendrive/

arquivos/File/imagens/4quimica/2fogo2.jpg

As variações de temperatura modificam o valor da constante de velocidade (k).

c) Temperatura.

Um aumento na T, aumenta a freqüência das colisões intermoleculares e aumenta a energia cinética das moléculas fazendo com que um maior número alcance a energia mínima para reagir (Eat).

Um aumento na energia cinética (agitação molecular) favorece a ruptura das ligações.

d) Presença de catalisadores.

Catalisadores são substâncias que, quando presentes, aumentam a velocidade das reações químicas, sem serem consumidos. Ao final encontram-se qualitativa e quantitativamente inalterados.Os catalisadores encontram “caminhos alternativos” para a reação, envolvendo menor energia (diminuem a Energia de Ativação), tornando-a mais rápida.

t

C

c

1

t

B

b

1

t

A

a

1Vm

Gráfico Cinética Química e a influência do Catalisador

Características dos catalisadoresa) Aumentam a velocidade das reações;

b) Não são consumidos durante as reações;

c) Não iniciam reações, mas interferem nas que já ocorrem sem a sua presença;

d) Podem ser utilizados em pequenas quantias, visto que não são consumidos;

e) Seus efeitos podem ser diminuídos pela presença de “venenos de catálise”.

f) A introdução do catalisador diminui a Energia de Ativação.

Como funciona o catalisador automotivo?

O catalisador têm aspecto semelhante a uma colméia proporcionando uma maior superfície de contato entre o catalisador e os gases que saem do motor. Sua função é acelerar a oxidação dos gases emitidos após a combustão.

O catalisador acelera as reações químicas, que transformam os poluentes (CO, NOx, HC) em compostos menos prejudiciais à saúde (CO2, H20, N2).

http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Aufgeschnittener_Metall_Katalysator_f%C3%BCr_ein_Auto.jpg

15

30

8

. . . . . . . . . . . . . . . .

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

. . . . . . . . . . . . . . . .

Energia (Kcal/mol)

Caminho da reação

EXERCÍCIO-10Considere gráfico:

A + B

AB

36

Agora, responda:a) Qual a energia de ativação comcatalisador?b) Qual a energia de ativação semcatalisador?c) Qual a diminuição da energia deativação provocada pelo

catalisador?d) Qual a energia liberada pelareação?

Fonte: SARDELA, A.; MATEUS, E. Curso de Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, p. 162, 1992.

a) 30-15= 15 Kcal/mol.b) 36-15= 21 Kcal/mol.c) 36-30= 6 Kcal/mol.d) ΔH=produto -

reagente ΔH=8-15= -7 Kcal/mol.

RESOLUÇÃO

Catálise heterogênea: o catalisador encontra-se numa fase diferente dos reagentes e produtos. Ex:

Catálise homogênea: o catalisador encontra-se na mesma fase dos reagentes e produtos. Ex:

Uma reação que ocorre na presença de umcatalisador é chamada catálise.Existem dois tipos de catalisadores:Homogêneos e heterogêneos.

CATÁLISE

22)(22 222

)( OOHFeOH aq

aq

22)(22 22 )(2 OOHOH sMnOaq

EXERCÍCIO-11Classifique as catálises em

homogêneaou heterogênea:

CBAc

HCHHCb

HCHHCa

g

s

s

catgg

Fegg

Nigg

)(

)(

)(

)()(

66)(2)(22

62)(2)(42

)

3)

)

Fonte: LEMBO, A.; SARDELA, A. Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, p. 137, 1988.

RESOLUÇÃOa) catálise heterogênea reagentes (gasosos) e catalisador (sólido)b) catálise heterogênea reagente (gasoso) e catalisador (sólido)c) catálise homogênea reagentes (gasosos) e catalisador (gasoso)

Em reações envolvendo

reagentes gasosos, quando se aumenta

a pressão ocorre diminuição do

volume e consequentemente

há aumento na concentração dos

reagentes, aumentando o

número de colisões.

e) Pressão.

http://www.brasilescola.com/quimica/cinetica-quimica.htm

A pressão parcial de um gás é diretamente proporcional à sua concentração.

Maior pressão parcial Maior velocidadeMaior concentração

Lei da Ação das Massas,

Lei da Velocidade ou Lei de Guldberg-Waage

“A uma dada temperatura, a velocidade de uma reação química elementar (reação que ocorre em uma única etapa) é diretamente proporcional ao produto das concentrações dos reagentes, em mol/L, elevadas a seus respectivos coeficientes”.

EXEMPLO: aA + bB → cC + dDV = k [A] [B]β

V = velocidade da reação;

K = constante de velocidade (característica da reação e da temperatura);

[ ] = concentração dos reagentes (mol/L), exceto reagente sólido, pois a concentração de uma substância sólida é sempre constante, ficando assim incorporada à constante de velocidade.

e β = expoentes determinados experimentalmente.

Obs.: Se a reação for elementar = a e β= b

Se a reação não for elementar, deve-se calcular o valor de e β.

Reação Elementar

aA + bB → cC + dD

V = k [A]a.[B]b

Quando a reação química se desenvolve em uma única etapa, dizemos que a reação é elementar.

Numa reação elementar, os expoentes a que devem ser elevadas as concentrações dos reagentes na expressão da velocidade são os próprios coeficientes dos reagentes na equação balanceada.

EXERCÍCIO-6Determine a expressão da

velocidade(segundo a Lei de Guldberg-

Waage),supondo elementares:a) C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g)

b) 3Cu(s)+ 8HNO3(aq) → 3Cu(NO3)2(aq)+ 4H2O(l)+ 2NO(g)

Fonte: HARTWIG, D.R., SOUZA, E. e MOTA, R.N. Físico- Química: volume 2. São Paulo, Scipione, p. 167, 1999.

RESOLUÇÃO

a) C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g)

242 . HHCKV

242 . HHCKV

b) 3Cu(s)+ 8HNO3(aq) → 3Cu(NO3)2(aq)+ 4H2O(l)+ 2NO(g)

83HNOKV

Reação Não-Elementar

A etapa lenta é a etapa determinante da velocidade da reação.

Quando a reação se desenvolve em duas ou mais etapas distintas, a velocidade da reação depende apenas da velocidade da etapa lenta.

O óxido nítrico reage com hidrogênio, produzindo nitrogênio e vapor de água de acordo com a equação:

2 H2 + 2 NO → 1 N2 + 2 H2O

Etapa I 1H2 + 2NO → 1N2O + 1H2O (lenta)

Etapa II 1H2 + 1N2O → 1N2 + 1H2O (rápida)Reação Global 2H2 + 2NO → 1N2 + 2H2ODescubra a Lei da velocidade para essa reação:

1º EXEMPLO: (REAÇÃO NÃO-ELEMENTAR)

Fonte: FELTRE, R. FÍSICO-QUÍMICA: volume 2. 6ed. São Paulo: Moderna, p. 166, 2004.

RESOLUÇÃO

Equação da velocidade (etapa lenta)

V = k [H2].[NO]2

EXERCÍCIO-7A poluição é uma das causas da

destruiçãoda camada de ozônio. Uma das reações

quepodem ocorrer no ar poluído é a reação

dodióxido de nitrogênio com o ozônio: 2NO2(g) + O3(g) → N2O5(g) + O2(g)

Essa reação ocorre em duas etapas:I. NO2(g) + O3(g) → NO3(g) + O2(g) (lenta)

II. NO3(g) + NO2(g) → N2O5(g) (rápida)

Descubra a lei da velocidade para essa reação.

Fonte: USBERCO,J.;SALVADOR,E. Química: volume único. 2ed. São Paulo: Saraiva, p. 356, 1998.

RESOLUÇÃO

Equação da velocidade (etapa lenta)

V = k [NO2].[O3]

Considere a seguinte reação:

Em diversos experimentos com essa

reação, feitos à temperatura de 700oC,

foram obtidos os seguintes dados:

2H2(g)+ 2NO(g) → N2(g)+ 2H2O(g)

2º EXEMPLO: (REAÇÃO NÃO-ELEMENTAR)

Experimento

[H2]

(mol/L)

[NO] (mol/L)

Velocidade

(mol/L.h)

1 1.10-3 1.10-3 3.10-5

2 2.10-3 1.10-3 6.10-5

3 2.10-3 2.10-3 24.10-5

A expressão da Lei da velocidade é: v=k.[H2]x.[NO]y

Como essa é uma reação não-elementar,

devemos calcular o valor de x e y.Fonte: HARTWIG, D.R., SOUZA, E. e MOTA, R.N. Físico- Química: volume 2. São Paulo, Scipione, p. 163-164, 1999.

1ª etapa: Determinar o valor de x. Escolher dois experimentos nos quais varie

a [H2] , mas não varie a [NO].

(Escolhemos o experimento 1 e 2) Substituímos na expressão v=k.[H2]x.[NO]y

1º Experimento 3.10-5=k.(1.10-3)x.(1.10-

3)y

12

1

2

1

2

1

2

1

2

1

2

1

2

1

6

31

x

xx

x

x

x

x

2º Experimento 6.10-5=k.(2.10-3)x.(1.10-3)y

12

1

2

1

2

1

2

1

2

1

2

1

2

1

6

31

x

xx

x

x

x

x

2ª etapa: Determinar o valor de y. Escolher dois experimentos nos quais varie

a [NO] , mas não varie a [H2].

(Escolhemos o experimento 2 e 3) Substituímos na expressão v=k.[H2]x.[NO]y

2º Experimento 6.10-5=k.(2.10-3)x.(1.10-

3)y

12

1

2

1

2

1

2

1

2

1

2

1

2

1

6

31

x

xx

x

x

x

x

3º Experimento 24.10-5=k.(2.10-3)x.(2.10-3)y

22

1

2

1

2

1

2

1

2

1

4

1

2

1

24

62

2

y

yyy

y

y

22

1

2

1

2

1

2

1

2

1

4

1

2

1

24

62

2

y

yyy

y

y

3ª etapa: Utilizando então os valores de x e

y na expressão v=k.[H2]x.[NO]y , obtemos

a Lei da velocidade dessa reação:

v=k.[H2]1.[NO]2 ou

12

1

2

1

2

1

2

1

2

1

2

1

2

1

6

31

x

xx

x

x

x

x

v=k.[H2].[NO]2

4ª etapa: Conhecendo a Lei da velocidade,podemos calcular a constante k (para 700oC)escolhendo qualquer um dos três

experimentose utilizando os valores de v, [H2] e [NO].

Experimento 1:[H2]= 1.10-3; [NO]= 1.10-3 e v= 3.10-5

Equação: v=k.[H2].[NO]2

3.10-5=k.1.10-3.(1.10-3)2 3.10-5=k.1.10-9

12

1

2

1

2

1

2

1

2

1

2

1

2

1

6

31

x

xx

x

x

x

x

21243

9

5

..10.3

10.1

.10.3

Lhmolk

Lmol

hLmol

k

Considere a reação de síntese da amônia:

O que ocorrerá com a velocidade se aconcentração molar do hidrogênio forreduzida à terça parte e a do

nitrogênio fortriplicada?

N2(g)+ 3H2(g) → 2NH3(g)

3º EXEMPLO: (REAÇÃO NÃO-ELEMENTAR)

Fonte: SARDELA, A.; MATEUS, E. Curso de Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, p. 153, 1992.

N2(g)+ 3H2(g) → 2NH3(g)

1ª etapa: [N2] = x [H2] = y

v = k . [N2] . [H2]3

v = k . x . y3 2ª etapa: [N2] = 3x [H2] = y/3 v= k . [N2] . [H2]3

v, = k . 3x . (y/3)3 v, = k . 3x . y3/27 v, = v/9

RESOLUÇÃO

A velocidade reduzirá à nona parte ou 9 vezes.

EXERCÍCIO-8Na química ambiental, que

procura,entre outras coisas, avaliar

formas deatenuar a emissão de

substâncias gasosas que depreciam a

qualidade doar, a reação entre os gases

monóxidode carbono e oxigênio, para

produzir odióxido de carbono, tem grandeimportância.

A equação dessa reação é: 2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g)

O que ocorrerá com a velocidade dessa

reação se duplicarmos as concentrações

de CO(g) e O2(g).Fonte: FONSECA, Martha Reis Marques da. Completamente Química: FÍSICO-QUÍMICA. São Paulo: FTD, p. 291, 2001.

2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g)

1ª etapa: [CO] = x [O2] = y

v = k . [CO]2 . [O2]

v = k . x2 . y 2ª etapa: [CO] = 2x [O2] = 2y v= k . [CO]2 . [O2]

v, = k . (2x)2 . (2y) v, = k . 4x2 . 2y v, = 8v

RESOLUÇÃO

A velocidade aumentará 8 vezes.

Ordem de uma reaçãoChama-se ordem de uma reação (ordem global) à soma dos valores das potências a que as concentrações de reagentes se encontram elevadas a equação cinética da reação.

Chama-se ordem de uma reação (ordem global) à soma dos valores das potências a que as concentrações de reagentes se encontram elevadas a equação cinética da reação.

H2 + 2 NO → 1 N2O + H2O

V = k [H2].[NO]2

Ordem da reação: 1 +2 = 3 (3ª ordem)Em relação ao H2: 1ªordem, v = k [H2]Em relação ao NO: 2ªordem, v = k [NO]2

Molecularidade

É o número de moléculas que se chocam em cada reação elementar ou em uma etapa de uma reação não-elementar.

É o número de moléculas que se chocam em cada reação elementar ou em uma etapa de uma reação não-elementar.

H2 + 2 NO 1 N2O + H2O

Molecularidade igual a 3 (trimolecular).

Considerando a reaçãoNO2(g) + CO(g) → NO(g) + CO2(g)

Que ocorre em uma única etapa eque, numa dada temperatura,apresenta a lei experimental develocidade dada por v=K[NO2]

[CO].Qual a ordem e a molecularidadedessa reação?

EXERCÍCIO-12

Fonte: FELTRE, R. FÍSICO-QUÍMICA: volume 2. 6ed. São Paulo: Moderna, p. 167, 2004.

A reação é de 2ª ordem, visto que a soma dos expoentes na fórmula da velocidade é

igual a 2.A molecularidade é também igual a 2,

pois, ocorrendo a reação em uma única etapa, ela envolverá o choque

de 2 moléculas (NO2 e CO).

RESOLUÇÃO