Aulas de química por Carlos
Disciplina: Físico-química
Assunto: Cinética química
Página :
CINÉTICA QUÍMICA
1
1.3 - Ocorrências
Cinética = movimento próprio. Estático = parado
Estuda a velocidade das reações e os fatores que as influenciam.
Símbolos:concentraçõe: [x ], C, m; ↑aumenta, ↓ diminui
Unidades: M, mol/L
Formulário: n1 = m / MM
Ex. ferrugem(Copel); dinamite, alimentos(geladeira).
8M
6M
4M
2M
NH3
Tempo(h)
Volume(L)
0
1
2
3
1
1
1
1
Formação e consumo pela tabela
2NH3
01 - Velocidade de reação
+ 3H2
→N2
[ ]
gastou
[ ]
gastou
[ ]
gastou
t=0
8
2
0
1
0
3
T=1
6
2
1
1
3
3
T=2
4
2
2
1
6
3
∆q = quantidade reagido (q1-q0)
T=3
2
∆t = quantidade reagido (t1-t0)
No gráfico será:
10
aA + bB → cC + dD
1.1 velocidade média:
vm = Δq/∆t
sendo q = quantidade e t = tempo
Sinais : negativo = reagentes, positivo = produtos
Ex:
Ex:
ocorrência
2NH3
reagentes
[ ]↓
→
1.2 velocidade média da reação:
vmr = vmédia A/a + vmédia B/b + ...
1N2
+
3H2
produtos
[ ]↑
3
9
8
6
4
2
0
0
1
2
3
4
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02 - Energia de ativação
2.1 - Complexo ativado “Ca”
Estrutura intermediária entre os reagentes e os produtos.
Possui ligações intermediárias entre as dos reagentes e as dos produtos.
2.2 - Energia de ativação “Ea”
As Colisões ocorrem entre os átomos dos reagentes, resultando a
quebra de algumas ligações para formar o produto.
No momento do choque, forma-se uma estrutura intermediária entre reagentes e
produtos denominada complexo ativado ( estado de transição entre reagentes e
produtos, com reações enfraquecidas dos reagentes e novas ligações dos produtos)
H-H
Energia mínima necessária para a formação do complexo ativado.
Ex. Atrito do fósforo, faísca do isqueiro, faísca dos “airbag”
2.3 - Gráficos
2
03 - Teoria da colisão
→
Cl-Cl
H ....... H
|
|
Cl ........ Cl
→
H
|
Cl
+
H
|
Cl
Para haver reação é necessário que:
•
Os reagentes colidam entre si;
•
a colisão ocorra com geometria favorável à formação do complexo ativado;
•
a energia das moléculas que colidem entre si seja igual ou superior à Ea.
3.1 - Tipos de colisões:
6
Colisões elementares
5
4
Ocorrem numa única etapa.
Ex: 2NO + H2 → N2O + H2O
3
Colisões não elementares:
2
1
Ocorrem em várias etapas. (2 ou mais) Os cálculos são feitos pela etapa lenta.
0
Ex.
0
6
NO + NO → N2O2 (etapa lenta)
N2O2 + O2 → 2NO2 (etapa rápida)
2NO + O2 → 2NO2 (reação global)
5
Mecanismo de reação
4
é o conjunto das etapas em que ocorre a reação.
3
A etapa lenta é a que determina a velocidade da reação. O mecanismo de uma reação
é proposto com base no estudo de sua velocidade.
2
1
0
0
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↑ concentração dos reagentes = ↑ número de colisões entre as
moléculas.
04 - Lei da velocidade de reação
Reação global:
3
Isso faz com que a probabilidade de colisões efetivas acontecerem para a formação do
complexo ativado seja maior. Logo, quanto maior a concentração dos reagentes, maior
será a velocidade da reação.
aA + bB + ... → produtos
v = k [A]p [B]q
p e q são experimentalmente determinados
k = constante de velocidade de reação; aumenta com a temperatura
p = ordem da reação em relação a A
q = ordem da reação em relação a B
p + q + ... = ordem da reação
→
←
20min
8 min
↓[HCl]+Fe
↑[HCl]+Fe
5.2 - Efeito da superfície de contato
Ex: [A] = 2M, [B]= 3M; K = 0,5
Reação : 3A + 2B → 2C + 4D
v = k [A]3 [B]2 → V = 0,5x23 x 32 → 36M
↑ superfície de contato entre os reagentes =↑ velocidade da R.
[A]
[B]
V(m)
ordem
2M
3M
0,5
4x=2 → A = 2
4
3
2
4
6
2
2
V = K x [a] x [B]
2
Uma substância sólida, quanto mais reduzida a pó estiver a substância sólida, maior é a
superfície de contacto entre as partículas de ambas as substâncias e portanto, maior é
a possibilidade de essas partículas colidirem umas com as outras.
CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + H2O + CO2↑
0
1x=2 → B = 0
0
Barra
pó
5.3 - Efeito da temperatura.
05- Fatores que influenciam na velocidade das reações:
5.1- Efeito da concentração
Grau de agitação das partículas que aumenta a probabilidade de
colisões.
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Alimentos na geladeira demoram muito mais para estragar do que no ambiente. Isso
porque as reações químicas feitas pelos microorganismos decompositores são
retardadas pela temperatura baixa.
Regra de Van't Hoff.
Há uma regra que foi formulada no século XIX pelo holandês Jacobus Henricus van't
Hoff que diz que
um aumento de 10 graus Celsius na temperatura do sistema que irá
reagir duplica a velocidade da reação.
Hoje sabe-se que essa regra apresenta várias exceções, mas ela é muitas vezes útil
para se fazerem previsões aproximadas do comportamento da velocidade de certas
reações.
5.4 – Efeito da Pressão
↑ pressão = ↑ colisões efetivas. = ↑velocidade da reação.
A pressão só influencia quando tiver pelo menos uma substância
gasosa como reagente.
um aumento de pressão num sistema em reação implica um contato maior entre os
reagente, pois o volume do sistemaa diminui. desse modo, haverá um numero maior de
particulas reagentes por unidade de volume ( a concentração aumenta), o que
possibilita um maior número de colisões entre as particulas. Consequentemente a
velocidade da reação se torna maior. O efeito da pressão é consideravel apenas
quando substâncias na fase de agregação gasosa partcipam da reação.
5.5 - Catálise e catalisador
Catálise
é uma reação na qual toma parte um catalisador.
Catalisador
É uma substância que aumenta a
velocidade de uma reação,
permanecendo inalterado qualitativa e
quantitativamente no final da reação.
A ação do catalisador é abaixar a
4
energia de ativação, possibilitando um novo caminho para a reação. O
abaixamento da energia de ativação é que determina o aumento da velocidade da reação.
Catálise homogênea Catalisador e reagentes constituem
uma só fase.
Catálise heterogênea Catalisador e reagentes constituem
mistura heterogênea).
duas ou mais fases (sistema polifásico ou
5.6 - Enzima
Enzima
é uma proteína que atua como catalisador em reações biológicas.
Caracteriza-se pela sua ação específica e pela sua grande atividade catalítica. Apresenta
uma temperatura ótima, geralmente ao redor de 37°C, na qual tem o máximo de atividade
catalítica.
Promotor de reação ou ativador de catalisador
é uma substância
catalítica na reação.
que ativa o catalisador, mais isoladamente não tem ação
Veneno de catalisador ou inibidor
é uma
substância que diminui e até destrói a ação do catalisador, sem
tomar parte na reação.
5.5 - Autocatálise
Quando um dos produtos da reação atua como catalisador. No início, a
reação é lenta e, à medida que o catalisador (produto) vai se formando, sua velocidade vai
aumentando.
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1 – dado a reação de combustão do metano:
Tempo/min CH4+ 2O2→ CO2+ 2H2O
0
40mol 90
0
0
70
10
20
10
30
60
15
30
20
25
40
25
50
30
15
26
32
64
40
8
Nos instantes de 20 e 40min., calcule:
a) Vm do CO2
Vm20 = 15/20 = 0,75M/min.
Vm40 = 32/40 = 0,8M/min.
b) Vm do O2
Vm20 = 30/20 = 1,5M/min.
Vm40 = 64/40 = 1,6M/min.
c) construa o gráfico
N2 + 3 H2
1
0,3
2NH3 →
2
X=0,6
Exercícios
b) decompõe / hora
60 min ------------y mol
1 min--------------0,6
Y = 36 mol/h
3 – A Vm de H2O2 em I, II e II será?
0,9
0,8
I
0,7
0,6
0,5
II
0,4
III
0,3
0,2
c
0,1
100
80
60
40
20
0
0
0,8
I=
II
III
0,5
0,3
0,2
vm= 0,3/10 = 0,03M/min
Vm = 0,2/10 = 0,02M/min.
Vm = 0,1/10 = 0,01M/Min.
4 – Se Vm (NH3) = 4 M/h na reação : N2 + 3H2 → 2NH3.
0
10
20
30
40
50
A Vm H2 = ? 6M/h
5 – Vm(N2) = 0,05M/min. Qual a massa de CO2 em 60 min?
2 – A decomposição do amoníaco produz 8,4g/min de N2. A
velocidade dessa reação em mols de NH3 por hora será?
Dado ( N = 14; H = 1) n=m/MM → n = 8,4/28 = 0,3mol/min
a) decompõe / min.
2NO2 + 4CO → N2 + 4CO2
a)
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