Cinética Química Disciplina: Química Professor: Rubens Barreto

Apresentação em tema: "Cinética Química Disciplina: Química Professor: Rubens Barreto"— Transcrição da apresentação:

1 Cinética Química Disciplina: Química Professor: Rubens Barreto
IV Unidade

2 O que as imagens abaixo têm em comum?
Corrosão de metais por ferrugem... Explosão de dinamites... Imagens: (a) Snoopy1974 / Public Domain, (b) U.S. Navy photo by Mass Communication Specialist 2nd Class Aaron Burden / Public Domain, (c)  Creative Commons Attribution-Share Alike 2.5 Generic e (d) Andrew Magill /  Creative Commons Attribution 2.0 Generic. Funcionamento do air bag Formação de cavernas... Txt 86

3 Cinética Química Parte da Química que estuda a velocidade das reações e os fatores que a influenciam. Rápidas Reações Químicas Lentas Moderadas

4 Velocidade média de uma reação
É a maior ou menor rapidez (velocidade) com que uma reação ocorre 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 ] VM = t final – t inicial

5 Podemos observar como variam as concentrações e a velocidade graficamente:
II III tempo tempo tempo A concentração dos produtos aumenta com o tempo A concentração dos reagentes diminui com o tempo E a velocidade diminui

6 Por que a velocidade de uma reação depende da concentração dos reagentes?

7 Condições para que ocorra uma Reação
Os reagentes devem estar em contato Afinidade química entre os reagentes Teoria da Colisão As moléculas dos reagentes devem colidir entre si A colisão deve ocorrer com geometria favorável

8 Complexo ativado ou estado de transição
Por que nem toda colisão é eficiente? 1° Caso: Colisão efetiva energia suficiente e orientação adequada H2 + I2 2 HI Complexo ativado ou estado de transição

9 2° Caso: Colisão não efetiva
orientação inadequada H2 + I2 H2 + I2

10 H2 + I2 H2 + I2 3° Caso: Colisão não efetiva energia insuficiente
tartaruga

11 A velocidade das reações depende...
X Y Z W + Geometria adequada para a formação Z e W Geometria inadequada para a da frequência dos choques; da energia (violência) dos choques  colisões eficazes; da orientação apropriada das moléculas.

12 Para que a colisão seja efetiva é necessário ainda que os reagentes adquiram uma energia mínima denominada energia de ativação. Energia de Ativação é a quantidade mínima de energia necessária para que a colisão entre as partículas dos reagentes, feita numa orientação favorável, seja efetiva.

13 Energia (kcal/mol) Complexo ativado Caminho da reação Reagentes Energia de Ativação Podemos entender a energia de ativação como uma barreira que os reagentes devem ultrapassar para chegar no complexo ativado! aqui

14 Como varia a Energia de Ativação com a Velocidade?
Energia (kcal/mol) Complexo ativado Caminho da reação Reagentes Produto c b E2 E3 E1 Ea = ECA - EReag Quanto maior a Ea, menor será a velocidade Energia (kcal/mol) Complexo ativado Caminho da reação Reagentes Produto c E2 E3 E1 b Reação endotérmica Reação exotérmica Ea = Energia de ativação ECA = E2 = Energia do complexo ativado EReag = E1 = Energia dos reagentes Ea Sempre será POSITIVA! (Ea >0) b = Ea c = H

15 Velocidade inicial (mol. L-1.h-1)
Velocidade da reação X Concentração dos reagentes Qual é a relação matemática entre a rapidez da reação e a concentração dos reagentes? Exemplos: 2 N2O5(g)  4 NO2(g) + 1 O2(g) [N2O5] (mol.L-1) Velocidade inicial (mol. L-1.h-1) 0,010 0,016 0,020 0,032 0,030 0,048 “A velocidade da reação descrita acima é diretamente proporcional à conversão de N2O5, ou seja, v = k . [N2O5]”. v = k . [N2O5] – Lei cinética da reação 2 N2O5(g)  4 NO2(g) + 1 O2(g)

16 2NOBr(g)  2NO(g) + Br2 (g) [NOBr] (mol.L-1) Velocidade inicial (mol. L-1.h-1) 0,010 0,085 0,020 0,340 0,030 0,765 “A velocidade da reação varia com o quadrado da concentração do reagente, ou seja, v = k . [NOBr]2”. v = k . [NOBr]2 – Lei cinética da reação2NOBr(g)  2NO(g) + Br2 (g)

17 2H2(g) + 2 NO(g) N2(g) + 2 H2O (g)
[H2] (mol.L-1) [NO] (mol.L-1) Velocidade inicial (mol. L-1.h-1) 10-3 x2 x4 “A velocidade da reação é diretamente proporcional à [H2] e diretamente proporcional ao quadrado da [NO], ou seja, v = k . [H2] . [NO]2”. v = k . [H2] . [NO]2 – Lei cinética da reação 2H2(g) + 2 NO(g) N2(g) + 2 H2O (g)

18 Lei cinética de uma reação
A velocidade das reações é proporcional às concentrações dos reagentes: aX + bY  produtos [X] e [Y] = concentração dos reagentes X e Y em mol/L m e n = Ordens da reação.  Expoentes Experimentais; x + y = Ordem global da reação.

19 O3 (g) + NO (g)  O2 (g) + NO2 (g)
Teoria de Colisões Mecanismo das Reações Quando a reação química se desenvolve em uma única etapa, dizemos que a reação é elementar. O3 (g) + NO (g)  O2 (g) + NO2 (g) 2NO + H2  N2O + H2O

20 _______________________
Quando a reação química se desenvolve em duas ou mais etapas elementares, dizemos que a reação é não elementar. Primeira etapa Segunda etapa Equação da reação global não elementar 2NO  N2O2 N2O2 + O2 2NO2 _______________________ 2NO + O2 2NO2

21 V = k [A]a [B]b Reação Elementar – Lei cinética
Numa reação elementar, os expoentes a que devem ser elevadas as concentrações dos reagentes na expressão da velocidade são os próprios coeficientes dos reagentes na equação balanceada aA + bB → produtos V = k [A]a [B]b Exemplo: 1 H3O+ + 1 OH- => 2 H2O V = k [H3O+] [OH-]

22 A etapa lenta é a etapa determinante da velocidade da reação
Reação Não-Elementar Quando a reação se desenvolve em duas ou mais etapas distintas, a velocidade da reação depende apenas da velocidade da etapa lenta. A etapa lenta é a etapa determinante da velocidade da reação 2 H2 + 2 NO → 1 N2 + 2 H2O Etapa I H2 + 2 NO → 1 N2O + 1 H2O (lenta) Etapa II 1 H2 + 1 N2O → 1 N2 + 1 H2O (rápida) Reação Global H2 + 2 NO → 1 N2 + 2 H2O A velocidade da reação global será determinada pela velocidade da etapa I: V = k [H2] [NO]2

23 2 H2 + 2 NO → 1 N2 + 2 H2O Reação Não-Elementar Energia de ativação
1 H2 + 2 NO → 1 N2O + 1 H2O 1 H2 + 1 N2O → 1 N2 + 1 H2O Etapa I Etapa II Caminho da reação

24 Fatores que influenciam a velocidade de uma reação química
Por que abanamos o fogo? Para que serve a geladeira? txt99

25 Como cozinhar batatas mais rapidamente?
Imagem:Tilmann at the German language Wikipedia / GNU Free Documentation License.

26 Catalisadores - substâncias que aumentam a velocidade das reações químicas, sem serem efetivamente consumidos.

27 3. Concentração dos reagentes
Temperatura Quanto maior a temperatura  Maior a agitação  Maior o número de choques  Maior velocidade. 2. Superfície de contato Quanto maior a superfície de contato  Maior o número de choques  Maior velocidade. 3. Concentração dos reagentes Quanto maior a concentração dos reagentes  maior número de choques  Maior velocidade. 4. Catalisador Aumenta a velocidade das reações, diminuindo a energia de ativação. Luz, pressão

28 Como atua o catalisador?
ex.: C5 H12 O6 + O2 → CO2 + H2O Energia de ativação sem enzima Energia total liberada na reação (H) Coordenada de reação Maior Energia de Ativação! Menor Energia de Ativação! Energia Sem enzima Energia de ativação com enzima com enzima Reagentes C5 H12 O6 + O2 Produtos CO2 + H2O O catalisador propicia à reação um novo mecanismo alternativo, que possui menor energia de ativação e, maior velocidade

29 Catálise homogênea x Catálise heterogênea
Catalisador e reagentes estão no mesmo estado físico (apenas uma fase). 2H2O2 (aq) H2O (l) + O2 (g)

30 Catálise heterogênea Catalisador e reagentes se encontram em estados físicos diferentes (possui duas ou mais fases).

31 Catálise heterogênea Outro exemplo C2H4 (g) + H2 (g) C2H6 (g)

32 O mecanismo de uma catálise heterogênea

33 O mecanismo de uma catálise homogênea