Professora Cláudia Bacchi CINÉTICA QUÍMICA Estuda a rapidez com que acontece uma reação química e os fatores que nela influem.

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1 Professora Cláudia Bacchi CINÉTICA QUÍMICA Estuda a rapidez com que acontece uma reação química e os fatores que nela influem.

2 Professora Cláudia Bacchi

3 COMO OCORRE UMA REAÇÃO QUÍMICA? 2HI  H 2 + I 2 Duas moléculas de HI se aproximam em grande velocidade (grande energia) e colidem em uma posição favorável.

4 Professora Cláudia Bacchi Colidem violentamente com grande energia formando o complexo ativado.

5 Professora Cláudia Bacchi As moléculas de H 2 e I 2 separam-se do complexo ativado.

6 Professora Cláudia Bacchi EXEMPLO EXTRA:

7 Professora Cláudia Bacchi Então, para que ocorra a formação do complexo ativado, as moléculas dos reagentes devem absorver uma quantidade de energia no mínimo igual à energia de ativação.

8 Professora Cláudia Bacchi A   B Reagente produto A   B Reagente produto

9 Professora Cláudia Bacchi CINÉTICA QUÍMICA Fatores que influem na velocidade das reações 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.

10 Professora Cláudia Bacchi a) Colisões não efetivas b) Colisões efetivas 1) Colisões entre as moléculas reagentes

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12 PORQUE OCORREM AS REAÇÕES QUÍMICAS ? 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.

13 Professora Cláudia Bacchi Exemplo de colisão eficaz ( geometria favorável ) CINÉTICA QUÍMICA Reação: HBr + O 2  HBrO 2

14 Professora Cláudia Bacchi Colisões em geometria desfavorável CINÉTICA QUÍMICA

15 Professora Cláudia Bacchi 2) CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES Quanto maior a concentração dos reagentes, maior será a velocidade da reação.

16 Professora Cláudia Bacchi CINÉTICA QUÍMICA 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)

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18 Estados Físicos sólido líquidogasoso   Sólidos não entram no cálculo da velocidade da reação. ATENÇÃO!!

19 Professora Cláudia Bacchi CINÉTICA QUÍMICA 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

20 Professora Cláudia Bacchi O tempo necessário para produzir 20 cm 3 de CO 2 em cada experimento é: Experimento I: 50 segundos ; Experimento II: 20 segundos; Experimento III: 8 segundos. O tempo necessário para produzir 20 cm 3 de CO 2 em cada experimento é: Experimento I: 50 segundos ; Experimento II: 20 segundos; Experimento III: 8 segundos.

21 Professora Cláudia Bacchi Observando a representação gráfica dos três experimentos, notamos que, com o aumento da superfície, aumentou a velocidade da reação e não a quantidade de produto formado.

22 Professora Cláudia Bacchi Energia mínima para reagir (Energia de Ativação - E a ) 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 a, mais lenta a reação !

23 Professora Cláudia Bacchi O que é a Energia de Ativação? A energia mínima necessária para ativar as moléculas fazendo com que eles colidam efetivamente, possibilitando o início da reação recebe o nome de energia de ativação.

24 Professora Cláudia Bacchi Quanto menor for a energia de ativação, maior será a velocidade de uma reação.

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27 temperatura energia cinética colisão velocidade das moléculas. 4) TEMPERATURA

28 Professora Cláudia Bacchi Regra de Van’t Hoff: um aumento em 10 o C provoca uma duplicação na velocidade da reação

29 Professora Cláudia Bacchi CINÉTICA QUÍMICA Temperatura X 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.

30 Professora Cláudia Bacchi 5) CATÁLISE (catalisador) Entende-se por catálise toda e qualquer reação que ocorre com a presença de um catalisador. Catálise homogênea: o catalisador e os reagentes constituem uma única fase. Catálise heterogênea: catalisador e reagentes constituem mais de uma fase.

31 Catálise homogênea: Professora Cláudia Bacchi

32 Catálise Heterogênea Professora Cláudia Bacchi

33 H 2 O 2  H 2 O + ½ O 2

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37 CINÉTICA QUÍMICA 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.

38 Professora Cláudia Bacchi Um catalisador acelera a reação, mas não aumenta o seu rendimento, isto é, ele produz a mesma quantidade de produto, mas num período de tempo menor.

39 Professora Cláudia Bacchi CINÉTICA QUÍMICA Exemplo SO 2(g) + ½ O 2(g)  SO 3(g) E a = 240 kJ/mol sem catalisador Utilizando NO 2(g) como catalisador a E a 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 = 110 KJ/mol

40 Professora Cláudia Bacchi 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”.

41 Professora Cláudia Bacchi CINÉTICA QUÍMICA Como funciona o catalisador automotivo ?

42 Professora Cláudia Bacchi 6) INIBIDOR Entende-se por inibidor toda espécie química que, juntamente com as moléculas dos reagentes, faz com que estas reajam com uma velocidade menor. O método industrial de produção de amônia (NH 3 ), conhecido por Haber-Bosch, só é vantajoso pela ação catalitica do ferro (Fe): N 2(g) + 3 H 2(g) ¾ Fe 2NH 3(g) No entanto, sua eficiência se torna muito pequena se ocorrer a presença de arsênico (As), que inibe a ação do ferro, ou seja, é o veneno de catalisador. O método industrial de produção de amônia (NH 3 ), conhecido por Haber-Bosch, só é vantajoso pela ação catalitica do ferro (Fe): N 2(g) + 3 H 2(g) ¾ Fe 2NH 3(g) No entanto, sua eficiência se torna muito pequena se ocorrer a presença de arsênico (As), que inibe a ação do ferro, ou seja, é o veneno de catalisador.

43 Professora Cláudia Bacchi 7) ATIVADOR ou PROMOTOR Ativador ou promotor é a espécie química que, juntamente com o catalisador e as moléculas reagentes, faz com que estas reajam com uma velocidade maior que se estivessem somente com o catalisador.

44 Professora Cláudia Bacchi 8) VENENO É a espécie química que juntamente com o catalisador e as moléculas reagentes, faz com que estas reajam com uma velocidade menor do que se estivessem somente com o catalisador.

45 Professora Cláudia Bacchi 9) Pressão Pressão Proximidade das moléculas Número de colisões velocidade

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47 Velocidade média = variação da concentração / variação do tempo

48 Professora Cláudia Bacchi Exemplo - Decomposição da água oxigenada. A água oxigenada (H 2 0 2 ) se decompõe, produzindo água (H 2 0) e gás oxigênio (O 2 ), de acordo com a equação: 2 H 2 O 2 (aq)  2 H 2 O (1) + 1 0 2(g)

49 Professora Cláudia Bacchi Aplicando a equação, temos: V m = Δ [H 2 O 2 ]/ Δ t Vamos determinar a velocidade média nos três trechos: I – V m = -(-0,3)/10 =0,03 mol/L.min II – V m = -(-0,2)/10 =0,02 mol/L.min III – V m = -(-0,1)/10 =0,01 mol/L.min

50 Professora Cláudia Bacchi LEI DE AÇÃO DAS MASSAS (Guldberg – Waage) Utilizada para determinar a velocidade de uma reação em um dado instante e em uma dada temperatura. a A +b B  c C + d D V = K.  A  a.  B  b V = velocidade da reação K = constante Regra Geral V = K.  reagentes  coeficiente

51 Professora Cláudia Bacchi Cuidados: 1) Quando os reagentes sem encontram no estado gasoso, a equação pode ser escrita em termos da pressão parcial dos reagentes. Isso pode ser feito porque a pressão parcial é proporcional a concentração molar. 2) Quando um dos reagentes se encontra no estado sólido, a sua concentração não aparece na equação da lei de ação das massas, isso se deve porque as colisões intermoleculares se dão na superfície do sólido de modo que a velocidade da reação depende da superfície de contato e não da concentração.