Cinética Química
Química
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Cinética Química
Décio
fev/08
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DETERMINAÇÃO DA EQUAÇÃO DA VELOCIDADE DA REAÇÃO
Influência da Concentração dos Reagentes na Velocidade da Reação
Sabemos que:
• Quanto maior o número de choques entre as partículas dos reagentes, maior
será a velocidade da reação.
• A possibilidade de choques será maior entre as partículas, se a concentração
dos reagentes for alta.
Será que a influência da concentração de todos os reagentes é a mesma na
velocidade da reação?
Será que dobrando a concentração dos reagentes, a velocidade da reação dobra?
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Para verificar a influência da concentração dos reagentes na velocidade da
reação, é preciso realizar experimentos e analisar os resultados.
Vejamos alguns exemplos:
1o Exemplo: Decomposição da água oxigenada – H2O2
H2O2 (aq)
Experimentos
H2O (L) + 1/2O2 (g)
[ H2O2]
Velocidade de formação O2 (g) moL/s
1ª experiência
0,08
0,10
2ª experiência
0,16
0,20
3ª experiência
0,24
0,30
Analisando os dados obtidos, percebemos que:
• entre a 1ª e 2ª experiência, a [H2O2] dobrou e a velocidade também dobrou.
• entre a 1ª e 3ª experiência, a [H2O2] triplicou e a velocidade também triplicou.
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Neste experimento, observamos uma relação diretamente proporcional entre a
concentração do reagente e a velocidade da reação.
Se dividirmos a velocidade pela concentração da H2O2 em cada experiência,
obteremos sempre o mesmo valor.
1ª experiência
V/[H2O2] = 0,10: 0,08 = 1,25
2ª experiência
3ª experiência
V/[H2O2] = 0,20: 0,16 = 1,25
V/[H2O2] = 0,30: 0,24 = 1,25
A razão entre a velocidade e sua concentração a partir de dados experimentais é
chamada de constante da velocidade e representada pela letra K.
Logo K = V/[ ] ; V = K [
] dos reagentes
No nosso experimento a equação da velocidade será dada pela expressão:
V = K [ H2O2]
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2o
Exemplo: Decomposição do dióxido de nitrogênio – NO2
2 NO2 (g)
2 NO (g) + O2 (g)
Experimentos
[ NO2]
1ª experiência
0,010
Velocidade de formação O2 (g) moL/s
7 x 10 -5
2ª experiência
0,020
28 x 10 -5
3ª experiência
0,030
63 x 10 -5
Analisando os dados obtidos, percebemos que:
• entre a 1ª e a 2ª experiência, a [NO2] dobrou e a velocidade quadruplicou.
• entre a 1ª e a 3ª experiência, a [NO2] triplicou e a velocidade aumentou 9 vezes.
Neste experimento, observamos que a velocidade é
quadrado da concentração do reagente.
proporcional ao
Portanto a equação da velocidade será dada pela
expressão:
V = K [ NO2 ] 2
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3o Exemplo:
2 NO (g)
Experimentos
+
Cl2 (g)
[ NO]
[ Cl2 ]
2 NOCl (g)
Velocidade de formação ( mol/L.s-1 )
1ª experiência
2ª experiência
0,1
0,1
0,1
0,2
12
24
3ª experiência
4ª experiência
0,1
0,2
0,3
0,3
36
144
Observando os dados obtidos, percebemos que:
• entre a 1ª e a 2ª experiência, a [NO] foi mantida constante, a [ Cl2 ] dobrou e a
velocidade dobrou.
• entre a 3ª e a 4ª experiência, a [NO] dobrou, a [ Cl2 ] foi mantida constante e a
velocidade aumentou 4 vezes.
Nesse experimento, observamos que:
1. A velocidade da reação é proporcional a concentração do reagente Cl2
2. A velocidade da reação é proporcional ao quadrado da concentração do reagente NO
Portanto a equação da velocidade será dada pela expressão:
V = K [ NO ] 2 . [ Cl2 ]
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Observações importantes:
Nos três primeiros exemplos estudados, os expoentes das concentrações na equação da
velocidade, coincidiram com os coeficientes estequiométricos da equação.
Exemplo 01:
H2O2 (aq)
Exemplo 02:
2 NO2 (g)
Exemplo 03:
2 NO (g) + Cl2 (g)
H2O (L) + 1/2 O2 (g)
V = K [ H2O2]
+ O2 (g) V = K [ NO2 ]2
2 NO (g)
2 NOCl (g) V = K [ NO]2 . [Cl2]
Quando essa coincidência ocorre, as reações são chamadas de elementares.
O expoente da concentração na equação da velocidade, é chamado de ordem da reação.
Ele mostra como a concentração dessa substância influi na velocidade da reação.
Exemplo 01: reação de 1ª ordem
Exemplo 02: reação de 2ª ordem
Exemplo 03: reação de 3ª ordem
2ª ordem em relação ao NO e
1ª ordem em relação ao Cl2
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4o Exemplo:
NO2 (g)
Experimentos
1ª experiência
2ª experiência
+
CO (g)
[ NO2 ]
[ CO ]
0,1
0,1
0,1
0,2
CO2 (g)
+ NO (g)
Velocidade de formação ( mol/L.s-1 )
3ª experiência
0,2
0,2
Observando os dados obtidos, percebemos que:
5 x 10 -2
5 x 10 -2
20 x 10 -2
• entre a 1ª e a 2ª experiência, a [NO2] foi mantida constante, a [CO] dobrou e a
velocidade não mudou.
• entre a 2ª e a 3ª experiência, a [NO2] dobrou, a [CO] foi mantida constante e a
velocidade aumentou 4 vezes.
Nesse experimento, observamos que:
1. A velocidade da reação independe da [ CO ].
2. A velocidade da reação é proporcional ao quadrado da concentração do reagente NO2.
Portanto a equação da velocidade será dada pela expressão:
V = K [ NO ] 2
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Se a reação possui dois reagentes ( CO e NO2 ), como somente um deles influi na
velocidade da reação?
Como será que a reação ocorre?
Provavelmente a reação ocorre em mais de uma etapa, e o consumo de NO2 é que
determina a equação da velocidade, logo deve ser a etapa mais lenta do mecanismo.
Mecanismo proposto para explicar a reação:
1ª etapa: NO2 (g) + NO2 (g)
NO (g)
+ NO3 (g)
reação lenta
2ª etapa: NO3 (g) + CO (g)
CO2 (g)
+ NO2 (g)
reação rápida
Reação global: NO2 (g)
+
CO (g)
CO2 (g)
+
NO (g)
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1. Foram obtidos os seguintes dados experimentais para a reação:
X + Y
Z
[X]
(mol/L)
[Y]
(mol/L)
Velocidade
(mol/L.s)
0,30
0,15
9,00 . 10-3
0,60
0,30
3,60 . 10-2
0,30
0,30
1,80 . 10-2
a) Qual será a equação da velocidade para essa reação?
b) Qual o valor da constante de velocidade dessa reação?
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2. Uma reação foi testada para verificar os efeitos que as
concentrações exerciam sobre sua velocidade. A reação em
questão é a seguinte: A + 2 B
C + 3D. Os experimentos estão na
tabela abaixo:
Concentração
de A (mol/L)
Concentração
de B (mol/L)
Velocidade
(mol/L.s)
0,02
0,04
2 . 10-2
0,02
0,08
2 . 10-2
0,04
0,04
8 . 10-2
Qual será a equação da velocidade para essa reação?
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3. Encontrou-se experimentalmente que para uma certa reação,
quando a concentração de um reagente A era duplicada, a
velocidade da referida reação se tornava quatro vezes maior. Tal
constatação permite afirmar que a reação é, em relação a A, de:
a) ordem zero;
b) primeira ordem;
c) segunda ordem;
d) terceira ordem;
e) quarta ordem.
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