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

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

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

3 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

4 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

5 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.

6 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

7 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

8 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

9  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

10 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

11 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

12 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.

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

14 Colisões em geometria desfavorável
CINÉTICA QUÍMICA

15 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

16 Representações gráficas
CINÉTICA QUÍMICA

17 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.

18 * 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

19 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

20 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.

21 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.

22 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  NO E2 (regeneração do catalisador) Reação global: SO ½ O2  SO3 E = 110 KJ/mol

23 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

24 Como funciona o catalisador automotivo ?
CINÉTICA QUÍMICA

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