Cinética Química Prof. Xuxu.

Apresentação em tema: "Cinética Química Prof. Xuxu."— Transcrição da apresentação:

1 Cinética Química Prof. Xuxu

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

3 Velocidade das reações químicas.

4 Velocidade das reações químicas.
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.

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 2 N2O5(g)  4 NO2(g) + 1 O2(g) Tempo (min) N2O5 (mol/L) NO2 (mol/L) O2 (mol/L) 0,112 5 0,08 0,064 0,016 10 0,056 0,028 20 0,168 0,042 30 0,014 0,196 0,049 Note que a inclinação da curva NO2 é maior que a curva O2, fato relacionado com os coeficientes estequiométricos

7 2 N2O5(g)  4 NO2(g) + 1 O2(g) Tempo (min) N2O5 (mol/L) NO2 (mol/L) O2 (mol/L) 0,112 5 0,08 0,064 0,016 10 0,056 0,028 20 0,168 0,042 30 0,014 0,196 0,049 Tempo (min) N2O5 (mol/L) NO2 (mol/L) O2 (mol/L) 0,112 5 0,08 0,064 0,016 10 0,056 0,028 20 0,168 0,042 30 0,014 0,196 0,049 a) Velocidade média de consumo do N2O5 entre t = 0 e t = 5 min: b) Velocidade média de consumo do N2O5 entre t = 5 e t = 10 min:

8 2 N2O5(g)  4 NO2(g) + 1 O2(g) Tempo (min) N2O5 (mol/L) NO2 (mol/L) O2 (mol/L) 0,112 5 0,08 0,064 0,016 10 0,056 0,028 20 0,168 0,042 30 0,014 0,196 0,049 Tempo (min) N2O5 (mol/L) NO2 (mol/L) O2 (mol/L) 0,112 5 0,08 0,064 0,016 10 0,056 0,028 20 0,168 0,042 30 0,014 0,196 0,049 a) Velocidade média de produção do NO2 entre t = 0 e t = 5 min: b) Velocidade média de produção do NO2 entre t = 5 e t = 10 min:

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 Velocidade média de uma reação
2 A  B C  0,02 mol/L.min 0,04 mol/L.min 0,01 mol/L.min Vmédia da reação = 0,02 mol/L.min = 0,04 mol/L.min = 0,01 mol/L.min 2 4 1 Vmédia da reação = 0,01 mol/L.min

11 Exercício resolvido Considere a equação abaixo:
N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g) Sabendo que:[H2] inicial = 6 mol/L; [H2] final = 2 mol/L; t = 20 min. Responda: a) Qual a velocidade média da reação? Resposta: Como os dados referem-se ao H2 devemos calcular primeiramente sua velocidade:

12 Agora vamos calcular a velocidade média da reação.
b) qual a velocidade de formação do NH3?

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 Dado a Reação elementar: N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g)
Exemplo: Dado a Reação elementar: N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g) Lei da velocidade: V= k [N2] [H2]3 Ordem da reação: 1+3= 4 então 4ª ordem

17 Então: V = k [H2] [NO]2 Exemplo: Dado o mecanismo abaixo:
H2(g) + 2NO(g)  N2O(g) + H2O(l) (lenta) H2(g) + N2O(g)  N2(g) + H2O(l) (rápida) 2H2(g)+2NO(g)N2(g)+2H2O(l) (equação global) Então: V = k [H2] [NO]2

18 Na2O(s) + CO2(g)  Na2CO3(s)
Observações k é a constante de velocidade e depende fundamentalmente da temperatura. Substâncias no estado sólido não participam da expressão de velocidade. Exemplo: Na2O(s) + CO2(g)  Na2CO3(s) V = k [CO2]

19 Para a reação não-elementar:
H2O2 + 2I­ + 2H+ → 2H2O + I2 Foram obtidos os seguintes resultados: A velocidade da reação depende apenas das concentrações de H2O2 e I­.

20 No estudo cinético de uma reação foram obtidos os seguintes dados:
A expressão da velocidade pode ser representada por : V = k [HgCl2] . [C2O42-]2

21 EQUAÇÃO DE ARRHENIUS Em que: k- constante de velocidade
A – fator de freqüência (medida da probabilidade de uma colisão eficaz) Ea – energia de ativação (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.

22 Equação da velocidade A maneira mais usual de se medir a velocidade de uma reação química é a relação entre a concentração de um dos reagentes do meio reacional e o tempo. Logo: A velocidade de reação normalmente é representada pela letra r (do inglês rate), e assim a forma realmente usual será 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 (t1/2): 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 Resumo da cinética de reações de ordem zero, 1ª ordem e 2ª ordem
Equação cinética Equação concentração-tempo Tempo de meia-vida t½ = [A]0 2k Velocidade =k [A] = [A]0 - kt t½ ln2 k = 1 Velocidade = k [A] ln[A] = ln[A]0 - kt 1 [A] = [A]0 + kt t½ = 1 k[A]0 2 Velocidade = k [A]2

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.: N2(g) + 3H2(g)  2NH3 ; V1 N (g) + 3H2(g) NH3 ; V2 Com certeza o V2 é maior que o V1, pois o ferro age como catalisador na segunda reação. Fe(s)

32

33

34 Catálise homogênea Catalisador e reagentes estão no mesmo estado físico (possui apenas uma fase). 2H2O2 (aq) H2O (l) + O2 (g)

35 Catálise heterogênea Catalisador e reagentes se encontram em estados físicos diferentes (possui duas ou mais fases). C2H4 (g) + H2 (g) C2H6 (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: C12H22O11 (aq) + H2O C6H12O6 (aq) Outra reação que se não fosse a enzima ptialina (encontrada na saliva) levaria dias para ocorrer é a decomposição do amido.