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Cinética Química Prof. Xuxu. Seja Bem-Vindo a Goiânia Seja Bem-Vindo a Hidrolândia Hora da saída: 11:45 Hora da chegada: 12:45 Distância Hidrolândia:

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1 Cinética Química Prof. Xuxu

2 Seja Bem-Vindo a Goiânia Seja Bem-Vindo a Hidrolândia Hora da saída: 11:45 Hora da chegada: 12:45 Distância Hidrolândia: 40 km Velocidade Média

3 Velocidade das reações químicas.

4 A cabeça de palito de fósforo contém uma substância chamada trissulfeto de tetrafósforo. Esse composto inflama na presença de oxigênio, ocorrendo, à pressão ambiente, a liberação de uma grande quantidade de calor. Velocidade das reações químicas.

5 Velocidade de consumo/formação de uma substância A velocidade de consumo/formação de uma substância que participa de uma reação, é calculada através da variação da quantidade(nº de mol, massa ou concentração molar) pelo tempo com que a variação ocorreu.

6 Tempo (min) N 2 O 5 (mol/L) NO 2 (mol/L) O 2 (mol/L ) 00, ,080,0640, ,0560,1120, ,0280,1680, ,0140,1960,049 2 N 2 O 5(g) 4 NO 2(g) + 1 O 2(g) Note que a inclinação da curva NO 2 é maior que a curva O 2, fato relacionado com os coeficientes estequiométricos

7 Tempo (min) N 2 O 5 (mol/L) NO 2 (mol/L) O 2 (mol/L ) 00, ,080,0640, ,0560,1120, ,0280,1680, ,0140,1960,049 a) Velocidade média de consumo do N 2 O 5 entre t = 0 e t = 5 min: Tempo (min) N 2 O 5 (mol/L) NO 2 (mol/L) O 2 (mol/L ) 00, ,080,0640, ,0560,1120, ,0280,1680, ,0140,1960,049 b) Velocidade média de consumo do N 2 O 5 entre t = 5 e t = 10 min: 2 N 2 O 5(g) 4 NO 2(g) + 1 O 2(g)

8 Tempo (min) N 2 O 5 (mol/L) NO 2 (mol/L) O 2 (mol/L ) 00, ,080,0640, ,0560,1120, ,0280,1680, ,0140,1960,049 a) Velocidade média de produção do NO 2 entre t = 0 e t = 5 min: Tempo (min) N 2 O 5 (mol/L) NO 2 (mol/L) O 2 (mol/L ) 00, ,080,0640, ,0560,1120, ,0280,1680, ,0140,1960,049 b) Velocidade média de produção do NO 2 entre t = 5 e t = 10 min: 2 N 2 O 5(g) 4 NO 2(g) + 1 O 2(g)

9 Velocidade média da reação (Vm) Considere uma reação genérica: Em que as letras minúsculas são os coeficientes (nº de mol) e as maiúsculas são as substâncias participantes da reação. aA + bB cC + dD

10 2 A 4B + C Velocidade média de uma reação ,02 mol/L.min0,04 mol/L.min0,01 mol/L.min V média da reação =0,02 mol/L.min=0,04 mol/L.min= 0,01 mol/L.min 241 V média da reação = 0,01 mol/L.min

11 Exercício resolvido Considere a equação abaixo: N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) Sabendo que:[H 2 ] inicial = 6 mol/L; [H 2 ] final = 2 mol/L; t = 20 min. Responda: a) Qual a velocidade média da reação? Resposta: Como os dados referem-se ao H 2 devemos calcular primeiramente sua velocidade:

12 Agora vamos calcular a velocidade média da reação. b) qual a velocidade de formação do NH 3 ?

13 Lei de Guldberg-Waage ou Lei da velocidade A influência da concentração dos reagentes sobre a velocidade das reações foi enunciada em 1864 pelos cientistas Cato Maximilian Guldberg e Peter Waage, por meio da lei da ação das massas. A velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes, elevadas a expoentes determinados experimentalmente.

14 Lei de Guldberg-Waage ou Lei da velocidade Considere a reação genérica: a A + b B c C + d D V = k [A] a [B] b V = velocidade da reação; k = constante da reação; [A]; [B] = concentrações de A e B em mols/L; a = coeficiente de A;ordem da reação em relação a A; b= coeficiente de B; ordem da reação em relação a B; a + b = ordem global da reação.

15 Fique Ligado: A lei da velocidade deve ser aplicada para reações elementares (reações que ocorrem em uma única etapa) No mecanismo de reações (reações que ocorrem em várias etapas) devemos considerar a etapa lenta como a propulsora da expressão da lei da velocidade. Quando uma reação ocorrer em duas ou mais etapas, a velocidade da reação global será determinada pela etapa lenta, chamada de etapa determinante da reação.

16 Exemplo: Dado a Reação elementar: N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) Lei da velocidade: V= k [N 2 ] [H 2 ] 3 Ordem da reação: 1+3= 4 então 4ª ordem

17 Exemplo: Dado o mecanismo abaixo: H 2 (g) + 2NO(g) N 2 O(g) + H 2 O(l) (lenta) H 2 (g) + N 2 O(g) N 2 (g) + H 2 O(l) (rápida) 2H 2 (g)+2NO(g)N 2 (g)+2H 2 O(l) (equação global) Então: V = k [H 2 ] [NO] 2

18 Observações k é a constante de velocidade e depende fundamentalmente da temperatura. Substâncias no estado sólido não participam da expressão de velocidade. Exemplo: Na 2 O(s) + CO 2 (g) Na 2 CO 3 (s) V = k [CO 2 ]

19 Para a reação não-elementar: H 2 O 2 + 2I ­ + 2H + 2H 2 O + I 2 Foram obtidos os seguintes resultados: A velocidade da reação depende apenas das concentrações de H 2 O 2 e I ­.

20 No estudo cinético de uma reação foram obtidos os seguintes dados: A expressão da velocidade pode ser representada por : V = k [HgCl 2 ]. [C 2 O 4 2- ] 2

21 Em que: k- constante de velocidade A – fator de freq ü ência (medida da probabilidade de uma colisão eficaz) Ea – energia de ativa ç ão (kJ/ mol) R – constante dos gases ideais ( em unidades S.I. 8,314 J/K. mol) T – temperatura absoluta Quanto menor Ea e maior T, maior k. EQUA Ç ÃO DE ARRHENIUS

22 Equa ç ão da velocidade A maneira mais usual de se medir a velocidade de uma rea ç ão qu í mica é a rela ç ão entre a concentra ç ão de um dos reagentes do meio reacional e o tempo. Logo: A velocidade de rea ç ão normalmente é representada pela letra r (do inglês rate), e assim a forma realmente usual ser á então a seguinte:

23 Utilidade das equações cinéticas 1- Calcular a velocidade de uma reação a partir do conhecimento da constante de velocidade e das concentrações de reagentes; 2- Calcular a concentração de reagentes em qualquer instante durante o decorrer de uma reação.

24 Ordem da reação O termo ordem vem da matemática onde é utilizado na classificação das equações diferenciais. As leis de velocidade são equações diferenciais. Em cinética química, tais equações são classificadas de acordo com a ordem da reação. A ordem de uma reação é definida como sendo a soma das potências dos termos de concentração que aparecem na equação de velocidade da reação química. É normalmente, um número inteiro pequeno, podendo em casos especiais, ser zero ou fracionário. É importante ressaltar, que a ordem de reação é uma grandeza que normalmente é obtida a partir de dados experimentais, em grande parte das vezes sem o conhecimento real do mecanismo da reação.

25 Meia Vida Tempo de meia-vida (t 1/2 ): é o tempo necessário para que a concentração de uma reagente diminua para metade do seu valor inicial. Tempo de meia vida reação de primeira ordem.

26 OrdemEquação cinética Equação concentração-tempo Tempo de meia-vida Velocidade =k Velocidade = k [A] Velocidade = k [A] 2 ln[A] = ln[A] 0 - kt 1 [A] = 1 [A] 0 + kt [A] = [A] 0 - kt t½t½ ln2 k = t ½ = [A] 0 2k2k t ½ = 1 k[A] 0 Resumo da cinética de reações de ordem zero, 1ª ordem e 2ª ordem

27 Fatores que influenciam na velocidade de uma reação química Basicamente a ocorrência de uma reação depende de: Contato entre as partículas: (átomos, moléculas ou íons) dos reagentes. Afinidade química: uma certa tendência natural para reagir. Choques eficazes (colisões efetivas): a colisão entre as partículas dos reagentes deve ocorrer em uma orientação favorável, para que as ligações existentes nos reagentes sejam rompidas. Energia de ativação: para que uma reação aconteça, é necessário um mínimo de energia, além daquela que os reagentes já apresentam.

28 Superfície de contato Quanto maior a superfície de contato entre os reagentes, ou seja, quanto mais pulverizado/fragmentado maior o número de colisões entre as partículas reagentes. Isso faz com que aumente o número de colisões eficazes, aumentando a velocidade da reação. Exemplo: 40kg em forma de gravetos de madeira (queima mais rápido) 40kg em forma de tora de madeira (queima mais lento)

29 Temperatura Aumentado a temperatura, aumenta a energia cinética das moléculas reagentes (grau de agitação das moléculas), o que proporciona um aumento no número de colisões e aumento do número de moléculas com energia igual ou superior à energia de ativação, aumentado a velocidade da reação. Exemplo: Lavar roupas em água fria (demora mais para retirar manchas) Lavar roupas em água quente (retira as manchas mais rapidamente)

30 Concentração Aumentando a concentração (quantidade ou até mesmo a pressão de um gás) estamos aumentando o número de choques entre as partículas reagentes, o que conseqüentemente aumenta a velocidade da reação. Exemplo: Se você tomar 10 gotas de um analgésico e a dor de cabeça não passar, o que você normalmente faz é tomar mais 10 gotas. Você aumentou a concentração de analgésico no seu organismo assim ele fará efeito mais rápido.

31 Catalisador Catalisador é uma espécie química que promove o aumento da velocidade de uma reação através da diminuição da energia de ativação. O catalisador participa temporariamente do processo, formando com os reagentes um complexo ativado menos energético. Porém ao final da reação é completamente recuperado, sem sofrer alteração na sua composição ou massa. Ex.: N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 ; V1 N (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 ; V2 Com certeza o V2 é maior que o V1, pois o ferro age como catalisador na segunda reação. Fe (s)

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34 Catálise homogênea Catalisador e reagentes estão no mesmo estado físico (possui apenas uma fase). 2H 2 O 2 (aq) 2H 2 O (l) + O 2 (g)

35 Catálise heterogênea Catalisador e reagentes se encontram em estados físicos diferentes (possui duas ou mais fases). C 2 H 4 (g) + H 2 (g) C 2 H 6 (g)

36 Catálise enzimática Algumas reações que ocorrem rapidamente dentro do corpo humano, demorariam muito tempo para ocorrer fora, isto porque no corpo humano temos enzimas que são catalisadores. A ação de uma enzima é altamente específica, ou seja, geralmente cada enzima catalisa uma única reação. A enzima maltase, por exemplo, catalisa apenas o processo de transformação da maltose em glicose: C 12 H 22 O 11 (aq) + H 2 O 2 C 6 H 12 O 6 (aq) Outra reação que se não fosse a enzima ptialina (encontrada na saliva) levaria dias para ocorrer é a decomposição do amido.


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