CINÉTICA QUÍMICA Estudo da velocidade das reações químicas e dos fatores que nela influem.

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

CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES CINÉTICAS II - Quanto ao mecanismo  Elementares : ocorrem numa só etapa. H2 + I2  2 HI  Complexas : ocorrem em duas ou mais etapas. 2 NO(g) + O2(g)  2 NO2(g) 1a etapa (rápida) : 2 NO(g)  N2O2(g) 2a etapa (lenta) : N2O2(g) + O2(g)  2 NO2(g) reação global : 2 NO(g) + O2(g)  2 NO2(g) CINÉTICA QUÍMICA

VELOCIDADE DAS REAÇÕES I - Velocidade média (vm) Representa a variação na quantidade de um reagente ou produto num intervalo de tempo. CINÉTICA QUÍMICA m = massa, n = no mols, V = volume, C = concentração molar

Representação gráfica CINÉTICA QUÍMICA O gráfico acima mostra como variam as concentrações de reagente (N2O5) e produtos (NO2 e O2) , com o passar do tempo.

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

Cato Gulberg 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 1876. CINÉTICA QUÍMICA Peter Waage

CINÉTICA QUÍMICA 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  e  = ordens ou graus CINÉTICA QUÍMICA Prof. Mateus Andrade

 Nas reações elementares as ordens são iguais aos próprios coeficientes ( = a e  = b); CINÉTICA QUÍMICA  Nas reações complexas as ordens são iguais aos coeficientes da etapa mais lenta da reação, conhecida através do mecanismo da mesma. Prof. Mateus Andrade

Lei de velocidade (instantânea) Exemplo I - Reação elementar H2 + I2  2 HI CINÉTICA QUÍMICA Lei de velocidade (instantânea) v = k [H2]1[I2]1 Prof. Mateus Andrade

Exemplo 2 NO + O2  2 NO2 * Mecanismo II- Reação complexa 2 NO  N2O2 (etapa lenta) N2O2 + O2  2 NO2 (etapa rápida) 2 NO + O2  2 NO2 (reação global) CINÉTICA QUÍMICA Lei de velocidade (instantânea) v = k [NO]2

I - Colisões intermoleculares PORQUE OCORREM AS REAÇÕES QUÍMICAS ? I - Colisões intermoleculares a) Não-eficazes ou não efetivas (não formam-se produtos) * sem energia de colisão suficiente ou geometria de colisão inadequada. CINÉTICA QUÍMICA b) Eficazes ou efetivas (formam-se os produtos) * com energia de colisão suficiente e geometria de colisão adequada.

Exemplo de colisão eficaz (geometria favorável) Reação: HBr + O2  HBrO2 CINÉTICA QUÍMICA

Colisões em geometria desfavorável CINÉTICA QUÍMICA

II - Energia mínima para reagir (Energia de Ativação - Ea) PORQUE OCORREM AS REAÇÕES QUÍMICAS ? II - Energia mínima para reagir (Energia de Ativação - Ea) 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 Ea, mais lenta a reação ! CINÉTICA QUÍMICA

Representações gráficas CINÉTICA QUÍMICA

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

* na segunda reação a área de contato é maior ! a) Área de contato entre os reagentes Esse fator tem sentido quando um dos reagentes for sólido. Exemplo: Fe(prego) + H2SO4(aq)  FeSO4(aq) + H2(g) (v1) Fe(limalha) + H2SO4(aq)  FeSO4(aq) + H2(g) (v2) * na segunda reação a área de contato é maior ! Portanto : v2 > v1 CINÉTICA QUÍMICA

CINÉTICA QUÍMICA b) 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) CINÉTICA QUÍMICA

c) Temperatura e Energia de Ativação As variações de temperatura modificam o valor da constante de velocidade (k). CINÉTICA QUÍMICA 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 (Eativação). Um aumento na energia cinética (agitação molecular) favorece a ruptura das ligações.

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. CINÉTICA QUÍMICA Os catalisadores encontram “caminhos alternativos” para a reação, envolvendo menor energia (diminuem a Energia de Ativação), tornando-a mais rápida.

SO2(g) + ½ O2(g)  SO3(g) Ea = 240 kJ/mol Exemplo SO2(g) + ½ O2(g)  SO3(g) Ea = 240 kJ/mol sem catalisador Utilizando NO2(g) como catalisador a Ea se reduz para 110 kJ/mol, tornando a reação extremamente mais rápida ! CINÉTICA QUÍMICA Mecanismo da reação SO2 + NO2  SO3 + NO E1 (consumo do catalisador) NO + ½ O2  NO2 E2 (regeneração do catalisador) Reação global: SO2 + ½ O2  SO3 E = 110 KJ/mol

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”. CINÉTICA QUÍMICA

Como funciona o catalisador automotivo ? CINÉTICA QUÍMICA