Meias- vidas.

Apresentação em tema: "Meias- vidas."— Transcrição da apresentação:

1 Meias- vidas

2 Meia-vida para reação de 1a ordem
Meias- vidas Meia-vida para reação de 1a ordem Meia-vida é o tempo que a concentração de um reagente leva para diminuir para a metade do seu valor inicial. Para uma reação de primeira ordem, t½ é o tempo gasto para [A]0 alcançar ½[A]0. Matematicamente, INDEPENDE DA CONCENTRAÇÃO!

3 Meias- vidas INDEPENDE DA CONCENTRAÇÃO!

4 Meias- vidas Exercício 8:
Qual será o valor de k para o decaimento do urânio-238? Uma rocha contém 0,257 mg de chumbo-206 e uma miligrama de urânio-238 nos dias atuais. Qual a idade da rocha? Resposta: 1,7 x 109 anos

5 Meias- vidas Exercício 9:
Estrôncio-90 é radioativo. Suponha que você recebeu uma amostra de 1,00 g de estrôncio-90 e a guardou durante 2 anos. Após este período a amostra foi pesada e restava somente 0,953g. Determine: Qual a meia vida do estrôncio-90? Quanto de estrôncio-90 restará após 5,00 anos? Resposta: a) 28,8 anos, b) 0,887 g.

6 Meia-vida para reação de 2a ordem
Meias- vidas Meia-vida para reação de 2a ordem Para uma reação de segunda ordem, a meia-vida depende da concentração inicial: DEPENDE DA CONCENTRAÇÃO!

7 Determinação da Lei de velocidade: Método da meia vida
Meias-vidas Determinação da Lei de velocidade: Método da meia vida Um outro método para determinar a Lei de velocidade de uma reação envolve a determinação do tempo de meia-vida e aplicar os dados na equação a seguir: O coeficiente angular da reta fornece (n-1), sendo que n = ordem da reação.

8 Velocidade e Equilíbrio (reações reversíveis)
Nem todas as reações chegam ao seu final seguindo a direção de formação de produto. Para muitas reações, a reação chega a uma posição de equilíbrio dinâmico, onde produto e reagentes coexistem sem mudanças em suas concentrações. No entanto, continuamente reagentes formam produtos e produtos formam reagentes na mesma velocidade. k CH3-NC CH3-CN 1ª ordem K-1 A medida que acetonitrila é formada, ela se decompõe para formar o isocianeto de metila. Portanto, a medida que isocianeto de metila é consumido, ele também é formado pela reação inversa (k-1).

9 Velocidade e Equilíbrio (reações reversíveis)
k CH3-NC CH3-CN 1ª ordem K-1 No equilíbrio, a velocidade da reação direta é igual a velocidade da reação inversa. Portanto, a velocidade líquida de consumo do CH3NC é zero.

10 Velocidade e Equilíbrio (reações reversíveis)
Rearranjando: Essa relação prova que no equilíbrio, a velocidade direta e inversa são iguais.

11 Velocidade e Equilíbrio (reações reversíveis)
Interpretando esta relação: Lembre-se que k é o coeficiente angular da reta: Se Kc > 1, então k1 > k-1 Velocidade da reação direta é maior que a velocidade da reação inversa. Sempre haverá mais produto que reagente consumido. Se Kc < 1, então k1 < k-1 Velocidade da reação inversa é maior que a velocidade da reação direta. Sempre haverá mais reagente que produto consumido.

12 Velocidade e Equilíbrio (reações reversíveis)
Exercício 10: Para a reação reversível em uma etapa 2A → B C. A constante de velocidade para a reação direta é 256 L/mol.min e a constante de velocidade para a reação inversa é 392 L/mol. min. Qual é a constante de equilíbrio da reação? Resposta: 0,653

13 Velocidade e Equilíbrio (reações reversíveis)
Exercício 11: Determine a constante de formação do ácido iodídrico a partir de seus elementos, a 500 K. Considere a tabela apresentada anteriormente com as constantes de velocidade. Qual reação é mais rápida, a formação de HI ou sua decomposição? Resposta: 67 a reação de formação de HI é mais rápica, favorecendo a existência de mais produtos que reagentes.

14 TEORIA DAS COLISÕES Modelo de colisão
A maior parte das reações ficam mais rápidas à medida que a temperatura aumenta. (Por exemplo, a comida estraga quando não é refrigerada.) Quando dois bastões de luz são colocados em água: um à temperatura ambiente e o outro em gelo, o que está à temperatura ambiente fica mais brilhante do que aquele que está no gelo. A reação química responsável pela quimiluminescência é dependente da temperatura: quanto maior for a temperatura, mais rápida será a reação e mais brilhante será a luz.

15 MODIFICANDO A VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO
Grande parte das reações tem sua velocidade acelerada com o aquecimento.

16 Concentração Quais fatores afetam a velocidade das reações químicas?
Proximidade das moléculas ----maior probabilidade de choque

17 Temperatura Quais fatores afetam a velocidade das reações químicas?
Maior agitação maior probabilidade de choque

18 TEORIA DAS COLISÕES A Teoria das colisões é baseada na teoria cinética molecular, e diz que as moléculas devem colidir para reagir. Quanto maior o número de colisões por segundo maior a velocidade de reação. Quando as moléculas se movem mais velozmente, colidem mais vigorosamente (com mais energia) e com mais frequência, aumentando as velocidades de reação. À medida que a temperatura aumenta, a velocidade aumenta.

19 Orientação da colisão TEORIA DAS COLISÕES Cl + NOCl → NO + Cl2
Na maioria das reações, as moléculas devem ser orientadas de certa maneira durante as colisões para que a reação ocorra. Cl + NOCl → NO + Cl2 Cloreto de nitrosilo Orientação da colisão

20 TEORIA DAS COLISÕES Uma vez que a lei da velocidade não contém nenhum termo de temperatura, a constante de velocidade deve depender da temperatura. Considere a reação de primeira ordem CH3NC  CH3CN. À medida que a temperatura aumenta de 190 C para 250 C a constante de velocidade aumenta de 2,52  10-5 s-1para 3,16  10-3 s-1. O efeito da temperatura é bastante dramático. Por quê? Observações: as velocidades das reações são afetadas pela concentração e pela temperatura.

21 TEORIA DAS COLISÕES Teoria de colisão
Quanto mais alta a temperatura, mais energia disponível para as moléculas e maior a velocidade. Complicação: nem todas as colisões levam aos produtos. Na realidade, somente uma pequena fração das colisões levam ao produto. Fator orientação Para que uma reação ocorra, as moléculas do reagente devem colidir com a orientação correta e com energia suficiente para formar os produtos.

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23 Que bom que estas energias só iniciam mediante uma ignição!

24 Energia de ativação Energia de ativação
Arrhenius: as moléculas devem possuir uma quantidade mínima de energia para que elas reajam. Por quê? Para que formem produtos, as ligações devem ser quebradas nos reagentes. A quebra de ligação requer energia. A energia de ativação, Ea, é a energia mínima necessária para iniciar uma reação química.

25 Energia de ativação Energia de ativação
Considere o rearranjo da isonitrila de metila: Na H3C-NC, a ligação C-NC dobra-se até que a ligação C-N se quebre e a parte NC esteja perpendicular à parte H3C. Esta estrutura é denominada complexo ativado ou estado de transição. A energia necessária para a dobra e a quebra acima é a energia de ativação, Ea. Uma vez que a ligação C-N é quebrada, a parte NC pode continuar a girar formando uma ligação C-CN.

26 Energia de ativação

27 Energia de ativação Energia de ativação
A variação de energia para a reação (∆Hr) é a diferença na energia entre CH3NC e CH3CN. A energia de ativação é a diferença de energia entre os reagentes, CH3NC e o estado de transição. A velocidade depende da Ea. Observe que se uma reação direta é exotérmica (CH3NC  CH3CN), então a reação inversa é endotérmica (CH3CN  CH3NC).

28 Energia de ativação Energia de ativação
Como uma molécula de isonitrila de metila ganha energia suficiente para superar a barreira de energia de ativação? A partir da teoria cinética molecular, sabemos que, à medida que a temperatura aumenta, a energia cinética total aumenta. Podemos mostrar que a fração de moléculas, f, com energia igual ou maior do que Ea é onde R é a constante dos gases (8,314 J/mol K).

29 Energia de ativação

30 Energia de ativação Equação de Arrhenius
Arrhenius descobriu a maior parte dos dados de velocidade de reação que obedecem a equação de Arrhenius: k é a constante de velocidade, Ea é a energia de ativação, R é a constante dos gases (8,314 J/K mol) e T é a temperatura em K. A é chamada de fator de freqüência. A é uma medida da probabilidade de uma colisão favorável. Tanto A como Ea são específicos para uma determinada reação.

31 Determinando a energia de ativação
Se tivermos muitos dados, podemos determinar Ea e A graficamente reformulando a equação de Arrhenius: A partir da reação acima, um gráfico de ln k versus 1/T terá uma inclinação de –Ea/R e interceptação de ln A.

32 Energia de ativação CH3-NC CH3-CN Exercício 12:
O gráfico a seguir mostra a variação de ln k em função de 1/T para a reação: CH3-NC CH3-CN Determine a energia de ativação. Resposta: 160 kJ/mol