CINÉTICA QUÍMICA.

Apresentação em tema: "CINÉTICA QUÍMICA."— Transcrição da apresentação:

1 CINÉTICA QUÍMICA

2 CINÉTICA QUÍMICA Parte da química que estuda a rapidez das reações

3 (ocorre de forma lenta).
Este estudo é importante para o nosso dia-a-dia, pois explica alguns fenômenos que convivemos tais como: Oxidação do ferro (ocorre de forma lenta).

4 Alimentos em panela de pressão cozinham mais rápidos.

5 VELOCIDADE MÉDIA DE UMA REAÇÃO
É a maior ou menor rapidez (velocidade) com que uma reação ocorre

6 [ final ] – [ inicial ] v t – t É calculada pela relação
entre a quantidade de um reagente (ou produto) que é consumido (ou produzido) e o intervalo de tempo gasto para isto [ final ] – [ inicial ] v = M t – t final inicial

7 As quantidades das substâncias são medidas em
mol/L, massas, volumes (gases), etc., Enquanto que o intervalo de tempo pode ser dado em segundos, minutos ou horas

8 A quantidade de reagente ou produto medida em mol/L é representada por [ ]

9 01) (Covest – 2006) A reação de decomposição da amônia
gasosa foi realizada em um recipiente fechado: 2 NH3  N H2 A tabela abaixo indica a variação na concentração de reagente em função do tempo. Concentração de NH3 em mol/ L 8,0 6,0 4,0 1,0 Tempo em horas 0,0 1,0 2,0 3,0 Qual é a velocidade média de consumo do reagente nas duas primeiras horas de reação? a) 4,0 mol / L.h b) 2,0 mol / L.h c) 10 km / h d) 1,0 mol / L.h e) 2,3 mol / h 4 mol / L V = 2 mol / L . h m = 2 h

10 02) Em determinada experiência, a reação de formação
de água está ocorrendo com o consumo de 4 mols de oxigênio por minuto. Conseqüentemente, a velocidade de consumo de hidrogênio é de: a) 2 mols/min. b) 4 mols/min. c) 8 mols/min. d) 12 mols/min. e) 16 mols/min. 2 H O2  H2O 1 2 2 mols/min de H2 1 mols/min de O2 n mols/min de H2 4 mols/min de O2 n = 2 x 4 n = 8 mols / min

11 a) 0,80 mol/min. b) 0,40 mol/min. c) 0,05 mol/min. d) 0,60 mol/min.
03) (FMIt - MG) Numa reação completa de combustão, foi consumido, em 5 min, 0,25 mol de metano, que foi transformado em CO2 e H2O. A velocidade da reação será: a) 0,80 mol/min. b) 0,40 mol/min. c) 0,05 mol/min. d) 0,60 mol/min. e) 0,30 mol/min. 0,25 mol V = m 5 min V m = 0,05 mol / min

12 Produz o DOBRO do consumo
04) (Mack – SP) Numa certa experiência, a síntese do cloreto de hidrogênio ocorre com um consumo de 3,0 mol de H2(g) por minuto. A velocidade de formação do cloreto de hidrogênio é igual a: Dado: H2 (g) Cl2 (g)  2 HCl (g) Ex. 01 Pag. 38 ao dobro da do consumo de gás cloro. a 3,0 mol / minuto. a 2,0 mol / minuto. a 1,0 mol / minuto. a 1,5 mol / minuto. 1 H2 (g) Cl2 (g)  2 HCl (g) Produz o DOBRO do consumo de gás cloro

13 05) (Ufscar – SP) Para a reação A + 2 B  C, com concentrações
iniciais de A e B iguais a 8,5 molar e 15 molar, respectivamente, colheram-se os seguintes dados em laboratório: tempo (h) , , , ,0 [C] , , , ,5 Ex. 05 Pag. 38 Calcule: a) A velocidade média da reação no intervalo de tempo de 1h e 3h. 5,0 – 3,0 2,0 v = = = 1 mol/L x h 3 – 1 2 a) A concentração de A no tempo de 4h Em 4 h são produzidos 5,5 mol/L de C, que tem a mesma velocidade de consumo de A, 5,5 mol/L Em 4 h restarão 8,5 – 5,5 = 3,0 mol/L

14 2640 = 60 mols/h n = 44 n = 60 mols / 60 min n = 1 mol / min
06) (Unisinos – RS) A combustão completa do etanol ocorre pela equação C2H6O + 3 O2  2 CO2 + 3 H2O. Considerando que em 1 h de reação foram produzidos 2640g de gás carbônico, você conclui que a velocidade da reação, expressa em nº de mols de etanol consumido por minuto, é igual a: Ex. 07 Pag. 38 0,5 mol/min. 1,0 mol/min. c) 23 mol/min. d) 46 mol/min. e) 69 mol/min. 2640 n = = 60 mols/h 44 n = 60 mols / 60 min n = 1 mol / min 1 C2H6O + 3 O2  2 CO2 + 3 H2O n = 0,5 mol / min

15 NA VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO
FATORES QUE INFLUEM NA VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO Para compreendermos os fatores que alteram a velocidade de uma reação devemos conhecer a TEORIA DAS COLISÕES

16 COLISÃO EFETIVA energia suficiente e orientação adequada H2 + I2 2 HI

17 COLISÃO NÃO EFETIVA energia insuficiente H2 + I2 H2 + I2

18 COLISÃO NÃO EFETIVA orientação inadequada H2 + I2 H2 + I2

19 De acordo com a teoria das colisões pode-se afirmar que
a velocidade de uma reação depende: I. Da freqüência das colisões. II. Da energia das colisões. III. Da orientação das moléculas nas colisões.

20 A freqüência e a energia das colisões são afetadas pelos fatores:
Estado particular em que se encontram os reagentes Temperatura em que se realiza a experiência Eletricidade

21 Concentração dos reagentes
Luz Pressão Concentração dos reagentes Catalisadores

22 No que se refere ao estado
Estado particular dos reagentes No que se refere ao estado físico dos reagentes No que se refere aos sólidos: Quanto mais pulverizados estiverem os reagentes, mais rápida é a reação Os gases reagem melhor que os líquidos, e estes melhor que os sólidos

23 Temperatura em que se realiza a experiência
Um aumento da temperatura aumenta a freqüência e a energia das colisões entre os reagentes, como conseqüência, o número de colisões efetivas e a velocidade da reação aumentam

24 ENERGIA DE ATIVAÇÃO (Ea)
Para que as moléculas quebrem suas ligações iniciais e formem novas substâncias é necessária uma energia mínima denominada de ENERGIA DE ATIVAÇÃO (Ea)

25 energia ( kcal ) + 50 Ea = + 40 kcal + 15 + 10 caminho da reação

26 ELETRICIDADE A energia elétrica pode ser É o que ocorre nos motores
usada para aumentar a energia cinética das moléculas e, em função disto aumentar a velocidade da reação É o que ocorre nos motores dos automóveis onde a faísca elétrica provoca a combustão da gasolina

27 LUZ A luz provoca algumas reações denominadas de REAÇÕES FOTOQUÍMICAS
As principais são: Fotossíntese Decomposição da água oxigenada em água e oxigênio

28 Os catalisadores não são consumidos durante a reação
É uma substância que diminui a energia de ativação de uma reação aumentando assim a sua velocidade Os catalisadores não alteram a variação de entalpia da reação

29 energia ( kcal ) caminho da reação Ea = + 40 kcal sem catalisador
+ 50 Ea = + 20 kcal com catalisador + 30 + 15 + 10 caminho da reação

30 01) A velocidade de uma reação química depende:
Do número de colisões entre moléculas na unidade de tempo. V Da energia cinética das moléculas envolvidas na reação. V III. Da orientação das moléculas. Estão corretas as alternativas: a) I, II e III. b) somente I. c) somente II. d) somente I e II. e) somente I e III.

31 02) O carvão é combustível constituído de uma
mistura de compostos ricos em carbono. A situação do combustível, do comburente e a temperatura utilizada favorecerão a combustão do carbono com maior velocidade, é, na ordem: a) carvão em pedaços, ar atmosférico, 0°C. b) carvão pulverizado, ar atmosférico, 30°C. c) carvão em pedaços, oxigênio puro, 20°C. d) carvão pulverizado, oxigênio puro, 100°C. e) carvão em pedaços, oxigênio líquido, 50°C.

32 CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES
Um aumento da concentração dos reagentes numa solução acarretará no aumento do número de colisões e, em conseqüência, um aumento da velocidade da reação

33 v = k [ A ] [ B ] Para uma reação genérica: a A + b B  Produtos
A velocidade da reação é dada pela expressão: x y v = k [ A ] [ B ] Esta equação é conhecida pelo nome de LEI DA VELOCIDADE Onde os valores de “ x ” e “ y ” são determinados experimentalmente

34 2 NO (g) + H2 (g)  N2O (g) + H2O (g)
Para as reações ELEMENTARES os valores dos expoentes são iguais aos coeficientes das substâncias na equação química Para a reação: 2 NO (g) + H2 (g)  N2O (g) + H2O (g) A lei da velocidade é: 2 v = k [ NO ] [ H2 ]

35 v = k [ A ] Se uma reação ocorrer em várias etapas
sua velocidade é dada pela ETAPA MAIS LENTA A + A  A2 ( etapa lenta ) A2 + B  A2B ( etapa rápida ) 2 A + B  A2B ( reação global ) 2 A lei da velocidade é: v = k [ A ]

36 k = 0,3 L / mol . min [ A ] = 2,0 M [ B ] = 3,0 M 2 2 v k [ A ] [ B ]
01) A reação A + 2 B  P se processa em uma única etapa. Qual a velocidade desta reação quando K = 0,3 L/mol . min, [A] = 2,0 M e [B] = 3,0 M ? a) 5,4. b) 4,5. c) 1,8. d) 18,0. e) 54. k = 0,3 L / mol . min [ A ] = 2,0 M [ B ] = 3,0 M 2 2 v k [ A ] [ B ] = 0,3 2 3 = 0,3 2 9 = x x x x v = 5,4

37 02) (Unip-SP) A poluição é uma das causas da destruição da camada de
ozônio. Uma das reações que podem ocorrer no ar poluído é a reação do dióxido de nitrogênio com o ozônio: 2 NO2 (g) + O3 (g)  N2O5 (g) + O2 (g) Essa reação ocorre em duas etapas: Pág. 45 Ex. 11 I. NO2 (g) + O3 (g)  NO3 (g) + O2 (g) (lenta) II. NO3 (g) + NO (g)  N2O5 (g) (rápida) Assinale a lei de velocidade para essa reação: v = k [NO2] [O3] v = k [NO2] [O3] v = k [NO3] [NO2] v = k [NO2] [O3] + k’ [NO3] [NO2] v = k [NO2] 2 2

38 03) Na decomposição térmica da amônia expressa
pela equação: 2 NH3 (g)  N2 (g) H2 (g) Duplicando-se a concentração molar de NH3, a velocidade da reação ficará: 2 a) inalterada. b) duas vezes maior. c) três vezes maior. d) quatro vezes maior. e) seis vezes maior. v = k [ NH3 ] [ NH3 ] = x mol /L 2 v = k x [ NH3 ] = 2x mol /L 2 v’ k ( 2x ) = 2 v’ 4 k x = v’ = 4 v

39 2 CO (g) + O2 (g) 2 CO2 (g) v = k [CO] [O2] [CO2] = x mol/L
04) Unisinos-RS) Na Química ambiental, que procura, entre outras coisas, avaliar formas de atenuar a emissão de substâncias gasosas que depreciam a qualidade do ar; a reação entre os gases monóxido de carbono e oxigênio, para produzir dióxido de carbono, tem grande importância. A equação representativa dessa reação é: v1 Pág. 45 Ex. 10 2 CO (g) + O2 (g) CO2 (g) v2 Quando se duplicarem, simultaneamente, as concentrações molares de CO e O2, efetuando a reação em sistema fechado, por quantas vezes ficará multiplicada a velocidade da reação “v”? 2 2. 4. 8. 16. 32. v = k [CO] [O2] [CO2] = x mol/L [CO2] = 2x mol/L [O2] = y mol/L [O2] = 2y mol/L 2 v = k x y 2 v’ = k (2x) (2y) 2 v’ = 8 k x y v

40 05) A tabela abaixo apresenta os valores das velocidades de reação e as
correspondentes concentrações em mol / L dos reagentes em idênticas condições, para o processo químico representado pela equação: 3 X Y  Z W Pág. 44 Ex. 08 velocidade [ X ] [ Y ] 10 5 10 1 40 10 10 2 40 10 20 3 a b Qual a equação de velocidade desse processo? v k [ X ] [ Y ] = a b 2 b 40 k 10 10 40 k 10 20 2 x x 3 x x = = a b 2 b 1 10 k 5 10 2 40 k 10 10 x x x x a b = = 4 2 1 2 2 a b = = 2 2 2 2 a = 2 b = 0 2 2 v k [ X ] [ Y ] = ou v k [ X ] =

41 06) (Urca-CE) Dada a seguinte reação genérica “2 A + B  C” e o quadro
cinético abaixo: Experiência [A] mol/L [B] mol/L Velocidade (mol/L.s) I 0,42 0,21 0,20 II 0,63 1,80 III 0,84 0,40 É correto afirmar: x y é uma reação elementar. a ordem global da reação é 2. a lei de velocidade é v = k[A]2[B]. a constante de velocidade é igual a 1. a lei de velocidade é v = k[A][B]2. v = k [A] [B] 2 v = k [A] [B] x y 2 1,80 y k . (0,42) (0,63) = 9 = 3 y = 2 x y 1 0,20 k . (0,42) (0,21) x y 3 0,40 x k . (0,84) (0,21) = 2 = 2 x = 1 x y 1 0,20 k . (0,42) (0,21)