CINÉTICA QUÍMICA Capítulo 14 Autores: Lucas Henrique

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1 CINÉTICA QUÍMICA Capítulo 14 Autores: Lucas Henrique - 17095
Mateus Cândido Matheus Muzzo Engenharia Elétrica - UNIFEI 1/ 31 Prof. Élcio

2 Roteiro Introdução Velocidade de Reação Velocidade Instantânea Velocidade média Concentração e velocidade Observações Ordem de reação Meia Vida Velocidade e Temperatura Teoria das colisões Energia de ativação Equação de Arrhenius 2/ 31 Prof. Élcio

3 Roteiro Mecanismos de Reação Outros fatores que influenciam na velocidade de Reação Catálise Enzimas Autocatálise Conclusão Referências Bibliográficas 3/ 31 Prof. Élcio

4 Introdução Sua importância no nosso cotidiano pode ser vista como:
Neste seminário exploraremos a velocidade das reações químicas e os fatores que as afetam, como por exemplo a concentração, temperatura e catalisadores Sua importância no nosso cotidiano pode ser vista como: A velocidade que os medicamentos agem no nosso corpo A velocidade com que os materiais se corroem A reação de combustão para obter energia 4/ 31 Prof. Élcio

5 Velocidade de Reações V= |[ ]| (mol L s ) t
De modo geral, a velocidade de reação é expressa como a variação de concentração por unidade de tempo. V= |[ ]| (mol L s ) -1 -1 V= t Nesta equação o [ ] representa o módulo da variação de (massa, quantidade, concentração etc) reagente ou produto e t, o intervalo de tempo. 5/ 31 Prof. Élcio

6 Velocidade Instantânea
Representa a variação na quantidade de um reagente ou produto num instante (menor intervalo de tempo que se possa imaginar). E é determinada pela inclinação da tangente à curva no ponto de interesse em um gráfico de concentração versus tempo. 6/ 31 Prof. Élcio

7 Velocidade Média e Estequiometria
A estequiometria da reação determina a relação entre as velocidades de surgimento e aparecimento. Seja a equação: aA + bB  cC + dD -[A] -[B] -[B] [C] [D] Vm = = = = at bt ct dt 7/ 31 Prof. Élcio

8 Concentração e velocidade
Quanto maior a concentração dos reagentes, maior será a velocidade da reação e vice-versa. A equação que mostra como a velocidade depende das concentrações dos reagentes é chamada lei de velocidade, que pode ser usada a qualquer momento durante a reação. Para uma reação geral: aA + bB  cC + dD V = k [A]m . [B]n k = constante de velocidade a uma dada temperatura m = ordem da reação em relação a A n = ordem da reação em relação a B m + n = ordem total 8/ 31 Prof. Élcio

9 Observações 1) Como regra, a ordem de uma reação total vem dada pela soma dos expoentes dos reagentes. 2) As ordens de reação devem ser determinadas experimentalmente. Exemplo: 2 HgCl2 + C2O4-2  2 Cl- + 2 CO2(g) + Hg2Cl2(s) Velocidade da Reação: v = k [HgCl2]1.[C2O42-]2 [HgCl2] [mol.L-1] [C2O4-2] [mol.L-1] Velocidade [mol.L-1.min-1] 0,100 0,050 0,15 0,30 1,8.10-5 7,2.10-5 3,6.10-5 9/ 31 Prof. Élcio

10 Observações 3) Pode-se usar a pressão como unidade de concentração para um gás porque, da lei do gás ideal, a pressão é diretamente proporcional à quantidade de matéria por unidade de volume. 10/ 31 Prof. Élcio

11 Observações 4) A equação da velocidade sobre o tempo:
pode ser transformada por cálculos diferencias, integrando, gerando uma equação que relaciona a concentração de A no início da reação, [A]0, à sua concentração a qualquer outro momento t, [A]t: ln [A]t – ln [A]0 = -kt ou ln [A]t = -kt [A]0 V= |[ ]| t t 11/ 31

12 Ordem de Reação Dada uma equação da velocidade:
v = k [A]1 . [B]2 Dessa forma dizemos que é de ordem 1 (ou de primeira ordem) com respeito ao reagente A e de ordem 2 (ou de segunda ordem) com respeito ao reagente B. Podemos dizer ainda que a reação é de ordem 3 (1+2=3) ou de terceira ordem. 12/ 31 Prof. Élcio

13 Meia Vida É o tempo para que a concentração de um reagente caia pela metade. Exemplo: [HgCl2] [mol.L-1] Tempo [s] 0,1 0,05 5 ou Tempo de meia vida de primeira ordem: 0,693 t1/2 = k 1  De segunda ordem: t1/2 = k[A]0 13/ 31 Prof. Élcio

14 Velocidade e Temperatura
 Temperatura   Ec   Velocidade Teoria das Colisões: As moléculas devem colidir para reagir. Quanto maior o número de colisões por segundo, maior a velocidade de reação. 14/ 31 Prof. Élcio

15   Teoria das colisões H2 + I2  2 HI  + Colisão I: Colisão II:  
Contudo, para uma reação ocorrer é necessário mais do que simplesmente uma colisão, é necessário também a colisão numa orientação correta, conforme o desenho a seguir: H2 + I2  2 HI  + Colisão I: Colisão II:     Não favorável Complexo ativado 15/ 31 Prof. Élcio

16 Energia de Ativação f = e-Ea/RT
Energia mínima necessária para iniciar uma reação. Para que reajam, as moléculas devem ter Ec ≥ Ea. Fração de moléculas com energia E tal que E ≥ Ea. f = e-Ea/RT Onde: R é a constante dos gases (8,314 J/mol.K) T é a temperatura absoluta 16/ 31 Prof. Élcio

17 Energia de Ativação O arranjo específico dos átomos quando a energia de ativação for máxima é chamado de complexo ativado. 17/ 31 Prof. Élcio

18 Equação de Arrhenius k = Ae-Ea/RT Ea ln k = - + ln A RT
Como a temperatura e a velocidade de reação estão diretamente ligadas, elas podem estar relacionadas pela equação de Arrhenius. A equação de Arrhenius é frequentemente usada na forma logarítmica: k = Ae-Ea/RT Onde: k é a constante da velocidade Ea é a energia de ativação R é a constante dos gases (8,314 J/mol.K) A é uma “constante” relacionada com a freqüência das colisões Ea ln k = - + ln A RT 18/ 31 Prof. Élcio

19 Mecanismos de Reação Ambos processos ocorrem em uma única etapa.
Um mecanismo de reação detalha as etapas individuais que ocorrem no curso de uma reação. Cada uma dessas etapas são chamadas de etapas elementares. Exemplo: NO(g) + O3(g)  NO2(g) + O2(g) Ambos processos ocorrem em uma única etapa. 19/ 31 Prof. Élcio

20 Mecanismos de Reação As etapas elementares são definidas como unimolecular, bimolecular ou termolecular, dependendo se estão envolvidas uma, duas ou três moléculas, respectivamente, no complexo ativado. Exemplos: Unimolecular A → produtos velocidade = k[A] Bimolecular A + B → produtos velocidade = k[A][B] Termolecular A + A + B → produtos velocidade = k[A]2[B] As reações termoleculares (envolvendo três moléculas) são muito pouco prováveis. 20/ 31 Prof. Élcio

21 Mecanismos de Reação Uma etapa elementar pode produzir um intermediário, um produto que é consumido em uma etapa elementar posterior e, consequentemente, não aparece na estequiometria total da reação. Exemplo: Para a reação: NO2(g) + CO(g) NO(g) + CO2(g) NO2(g) + NO2(g) NO3(g) + NO(g) NO3(g) + CO(g) NO2(g) + CO2(g) NO2(g) + CO(g) NO(g) + CO2(g) NO3(g) e uma molécula de NO2 = INTERMEDIÁRIO 21/ 31 Prof. Élcio

22 Mecanismos de Reação Se um mecanismo tem várias etapas elementares, a velocidade total é determinada pela etapa elementar mais lenta, chamada de etapa determinante da velocidade. Para a reação: NO2(g) + CO(g) NO(g) + CO2(g) NO2(g) + NO2(g) NO3(g) + NO(g) (lenta) NO3(g) + CO(g) NO2(g) + CO2(g) (rápida) A lei da Velocidade para a reação é: v= k[NO2]2 22/ 31 Prof. Élcio

23 Outros fatores que influenciam na velocidade de reação
O aumento da pressão sobre um reagente gasoso aumenta a velocidade de uma reação, pois aumenta a concentração do mesmo, por causa da diminuição do volume A fase de agregação. Por exemplo, a velocidade de uma reação é muito maior com um reagente dissolvido na água do que no estado gasoso Quanto mais fragmentado estiver o reagente sólido, maior é sua velocidade de reação, pois aumenta a sua superfície de contato Os catalisadores. 23/ 31 Prof. Élcio

24 Catálise Um catalisador é uma substância que acelera uma reação diminuindo sua energia de ativação, mas apesar disso não sofre modificação química permanente e não é consumido. 24/ 31 Prof. Élcio

25 Catálise Exemplo: Sem catalisador: SO2(g)  +  ½ O2(g) SO3(g)  Ea = 240 kJ/mol   Utilizando NO2(g) como catalisador, a Ea se reduz para 110 kJ/mol, tornando a reação muito mais rápida! 25/ 31 Prof. Élcio

26 Catálise Catálise homogênea: catalisador presente na mesma fase das moléculas reagentes. Catálise heterogênea - catalisador e reagentes constituem duas ou mais fases (sistema polifásico ou mistura heterogênea). 26/ 31 Prof. Élcio

27 Reação entre solução aquecida de tartarato de sódio e potássio (sal de Rochelle) com peróxido de hidrogênio. Antes, nada acontece. Ao se adicionar cloreto de cobalto, a reação acontece fortemente 27/ 31

28 Enzimas 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. A enzima altera ligeiramente a sua forma à medida que o substrato se liga Produtos deixando o centro ativo da enzima Substrato entrando no centro ativo da enzima Complexo enzima/substrato 28/ 31 Prof. Élcio

29 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. 29/ 31 Prof. Élcio

30 Conclusão De modo geral, a velocidade da reação é dada por: V= |[ ]|
ou também pode ser obtida pela lei da velocidade: v = k [A]m. [B]n, onde a maneira correta de saber a ordem de reação é experimentalmente. Vimos também, os fatores que influenciam a velocidade da reação como concentração, temperatura, pressão, estado de agregação, superfície de contato e catalisadores. Também foram vistos os mecanismo de reação, as etapas elementares e lei da velocidade para as etapas lentas. As tendências futuras são como melhorar a rapidez com que um medicamento atua no organismo ou de processos industriais, tal como a descoberta de catalisadores para acelerar a síntese de algum produto novo. V= |[ ]| t 30/ 31 Prof. Élcio

31 Referências Bibliográficas
Química : A Ciência Central (Brown, Lemay, Bursten : Pearson 2005 (9ª ed.). Imagens tiradas do Google. 31/ 31 Prof. Élcio