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CINÉTICA QUÍMICA Estudo da velocidade das reações químicas e dos fatores que nela influem. 1º Ten Hercules.

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1 CINÉTICA QUÍMICA Estudo da velocidade das reações químicas e dos fatores que nela influem. 1º Ten Hercules

2 CINÉTICA QUÍMICA CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES CINÉTICAS I - Quanto à velocidade Rápidas: neutralizações em meio aquoso, combustões,... Lentas: fermentações, formação de ferrugem,...

3 VELOCIDADE DAS REAÇÕES I - Velocidade média (V m ) Representa a variação na quantidade de um reagente ou produto num intervalo de tempo. m = massa, n = n o mols, V = volume, C = concentração molar CINÉTICA QUÍMICA

4 VELOCIDADE DAS REAÇÕES CINÉTICA QUÍMICA Para reagentes: Vm = - [ reagentes] t Obs.: para os reagentes podemos calcular a velocidade em módulo. Para produtos: Vm = [ produtos] t A Vm dos reagentes também é chamada de velocidade de desaparecimento. A Vm dos produtos também é chamada de velocidade de formação.

5 Representação gráfica O gráfico acima mostra como variam as concentrações de reagente (N 2 O 5 ) e produtos (NO 2 e O 2 ), com o passar do tempo. CINÉTICA QUÍMICA

6 VELOCIDADE DAS REAÇÕES Valor da velocidade média da reação: Vm (reagente ou produto) coeficiente estequiométrico CINÉTICA QUÍMICA Reação genérica: aA + bBcC Vm = Vm(A) = Vm(B) = Vm(C) a b c

7 VELOCIDADE DAS REAÇÕES II - Velocidade instantânea (V i ou V) Representa a variação na quantidade de um reagente ou produto num instante (menor intervalo de tempo que se possa imaginar). CINÉTICA QUÍMICA

8 COMO OCORREM AS REAÇÕES QUÍMICAS? I – Contato entre os reagentes CINÉTICA QUÍMICA II – Afinidade Química QUANDO OCORREM AS REAÇÕES QUÍMICAS? I – Freqüência de choques entre os reagentes II – Energia cinética desses choques III – Orientação das moléculas no instante do choque

9 Colisões intermoleculares CINÉTICA QUÍMICA a) Não-eficazes ou não efetivas (não formam-se produtos) * sem energia de colisão suficiente ou geometria de colisão inadequada. b) Eficazes ou efetivas (formam-se os produtos) * com energia de colisão suficiente e geometria de colisão adequada.

10 Exemplo de colisão eficaz ( geometria favorável ) CINÉTICA QUÍMICA Reação: HBr + O 2 HBrO 2

11 Colisões em geometria desfavorável CINÉTICA QUÍMICA

12 Complexo Ativado: É o estado intermediário formado entre reagentes e produtos, cuja estrutura existem ligações enfraquecidas (reagentes) e formação de novas ligações (produtos). CINÉTICA QUÍMICA

13 Representação gráfica E 1 = energia dos reagentes (r) E 2 = energia do complexo ativado (CA) E 3 = energia dos produtos (p) b = energia de ativação da reação direta c = variação de entalpia ΔH= Hp – Hr CINÉTICA QUÍMICA

14 PORQUE OCORREM AS REAÇÕES QUÍMICAS? II - Energia mínima para reagir (Energia de Ativação - E AT ) CINÉTICA QUÍMICA Além de colisões com orientação espacial adequada, as moléculas devem apresentar uma energia cinética mínima que propicie a ruptura das ligações entre os reagentes e formação de novas ligações, nos produtos. Quanto maior a E AT, mais lenta a reação !

15 CINÉTICA QUÍMICA Representações gráficas

16 CINÉTICA QUÍMICA Fatores que influem na velocidade das reações a ) Área de contato entre os reagentes; b ) Temperatura e Energia de Ativação; c) Concentração dos reagentes; d) Ação de catalisadores; e) Pressão.

17 CINÉTICA QUÍMICA a) Área de contato entre os reagentes Esse fator tem sentido quando um dos reagentes for sólido. Exemplo: Fe (prego) + H 2 SO 4(aq) FeSO 4(aq) + H 2(g) (V 1 ) Fe (limalha) + H 2 SO 4(aq) FeSO 4(aq) + H 2(g) (V 2 ) * na segunda reação a área de contato é maior ! Portanto : V 2 > V 1

18 CINÉTICA QUÍMICA Quanto mais fragmentado o reagente, maior a velocidade da reação, pois maior é a superfície de contato.

19 CINÉTICA QUÍMICA b) Temperatura e Energia de Ativação As variações de temperatura modificam o valor da constante de velocidade (k). Um aumento na T, aumenta a freqüência das colisões intermoleculares e aumenta a energia cinética das moléculas fazendo com que um maior número alcance a energia mínima para reagir (E ATIVAÇÃO ). Um aumento na energia cinética (agitação molecular) favorece a ruptura das ligações.

20 CINÉTICA QUÍMICA Regra de Vant Hoff Um aumento de 10ºC faz com que a velocidade da reação dobre. Temperatura5ºC15ºC25ºC VelocidadeV2V4V

21 CINÉTICA QUÍMICA c) Concentração dos reagentes A velocidade é proporcional à concentração dos reagentes. Esse fator é expresso pela LEI DA AÇÃO DAS MASSAS ou LEI CINÉTICA (Gulberg e Waage) V = k [A] [B] k = constante cinética [A] e [B] = concentrações molares e = ordens cinéticas (dadas no problema)

22 CINÉTICA QUÍMICA

23 CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES CINÉTICAS II - Quanto ao mecanismo Elementares : ocorrem numa só etapa. H 2 + I 2 2 HI Complexas : ocorrem em duas ou mais etapas. 2 NO (g) + O 2(g) 2 NO 2(g) 1 a etapa (rápida) : 2 NO (g) N 2 O 2(g) 2 a etapa (lenta) : N 2 O 2(g) + O 2(g) 2 NO 2(g) reação global : 2 NO (g) + O 2(g) 2 NO 2(g) CINÉTICA QUÍMICA

24 A velocidade instantânea de uma reação é obtida através de uma expressão matemática conhecida como LEI DA AÇÃO DAS MASSAS ou LEI CINÉTICA, proposta por Gulberg e Waage, em Cato Gulberg Peter Waage CINÉTICA QUÍMICA LEI DA VELOCIDADE

25 Para uma reação genérica homogênea: aA (g) + bB (g) xX (g) + yY (g) a velocidade instantânea é calculada pela expressão V = k [A] [B] Onde: k = constante de velocidade [A] e [B] = concentrações molares dos reagentes e = ordens ou graus (expoentes determinados em experimentos). CINÉTICA QUÍMICA

26 Nas reações elementares as ordens são iguais aos próprios coeficientes: = a e = b Nas reações complexas as ordens são iguais aos coeficientes da etapa mais lenta da reação, conhecida através do mecanismo da mesma. CINÉTICA QUÍMICA

27 Exemplo 1: Reação elementar H 2 + I 2 2 HI Lei de velocidade (instantânea) V = k [H 2 ] 1 [I 2 ] 1 CINÉTICA QUÍMICA

28 Exemplo 2: Reação complexa 2 NO + O 2 2 NO 2 Mecanismo: 2 NO N 2 O 2 (etapa lenta) N 2 O 2 + O 2 2 NO 2 (etapa rápida) 2 NO + O 2 2 NO 2 (reação global) Lei de velocidade (instantânea) V = k [NO] 2 CINÉTICA QUÍMICA

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30 d) Ação de catalisadores Catalisadores são substâncias que, quando presentes, aumentam a velocidade das reações químicas, sem serem consumidos. Ao final encontram-se qualitativa e quantitativamente inalterados. Os catalisadores encontram caminhos alternativos para a reação, envolvendo menor energia (diminuem a Energia de Ativação), tornando-a mais rápida.

31 CINÉTICA QUÍMICA Exemplo SO 2(g) + ½ O 2(g) SO 3(g) E AT = 240 KJ/mol sem catalisador Utilizando NO 2(g) como catalisador a E AT se reduz para 110 KJ/mol, tornando a reação extremamente mais rápida ! Mecanismo da reação SO 2 + NO 2 SO 3 + NO E 1 (consumo do catalisador) NO + ½ O 2 NO 2 E 2 (regeneração do catalisador) Reação global: SO 2 + ½ O 2 SO 3 E AT = 110 KJ/mol

32 CINÉTICA QUÍMICA Representação gráfica Reação Endotérmica

33 CINÉTICA QUÍMICA Representação gráfica Reação Exotérmica

34 CINÉTICA QUÍMICA Exercício Observe os diagramas 1 e 2 representativos de uma mesma reação química. Para cada curva do diagrama 1 há uma curva correspondente no diagrama 2. Quais curvas representam a reação na presença de um catalisador? Explique.

35 CINÉTICA QUÍMICA Características dos catalisadores a) Somente aumentam a velocidade; b) Não são consumidos; c) Não iniciam reações, mas interferem nas que já ocorrem sem a sua presença; d) Podem ser utilizados em pequenas quantias, visto que não são consumidos; e) Seus efeitos podem ser diminuídos pela presença de venenos de catálise. f) A introdução do catalisador diminui a Energia de Ativação.

36 CINÉTICA QUÍMICA Como funciona o catalisador automotivo?

37 CINÉTICA QUÍMICA Em reações envolvendo reagentes gasoso, quando se aumenta a pressão ocorre diminuição do volume e consequentemente há aumento na concentração dos reagentes, aumentando o número de colisões. e) Efeito da Pressão

38 Que Deus os abençoe! 1º Ten Hercules


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