CINÉTICA QUÍMICA

CINÉTICA QUÍMICA
FILIPE FERNANDES SZYMANSKI DE TOLEDO 15730
THALES CARVALHO SOARES DA SILVA 15751
CINÉTICA QUÍMICA
 As reações ou transformações químicas
se ocupam com a formação de novas
substâncias a partir de um dado conjunto
de reagentes.
E as velocidade das reações? Por que
as estudamos?
CINÉTICA QUÍMICA
 A cinética química é o ramo da química que
estuda as velocidades das reações
 Suas aplicações:
- Saúde: alimentos, medicamentos, odontologia
- Indústria e construção: enferrujamento do aço
- Energia: queima de combustível
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Fatores que interferem
Concentração dos reagentes
Temperatura
Catalisador
Área superficial dos reagentes
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Velocidade de reação
Considere a reação:
A →
B
A velocidade média é:
Velocidade média = - ∆ (mol de [A]
∆t
Velocidade média = ∆ (mol de B)
∆t
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Velocidade em termos de concentração
Vm = ∆ [ ]
∆t
Velocidade de reação e estequiometria
Para a reação
aA + bB → cC + dD
a velocidade é:
V = - 1 ∆[A] = - 1 ∆[B] = 1 ∆[C] = 1 ∆[D]
a ∆t
b ∆t
c ∆t
d ∆t
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Dependência entre a velocidade e a
concentração
Quanto maior a concentração dos reagentes,
maior será a velocidade da reação e vice-versa.
Lei de velocidade
v = k . [A]ª. [B]b
a constante k é a constante da velocidade
(também chamada velocidade específica da
reação)
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Variação da concentração com o tempo
Para uma reação do tipo A → C, obtém-se os
seguintes gráficos (concentração versus o
tempo):
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Reações de primeira ordem
Para uma reação do tipo
A → produtos
a lei de velocidade é
v = - ∆[A] = k [A]
∆t
com métodos do cálculo diferencial, tem-se que:
ln [A]t = - k . t + ln [A]0
↕
y
↕
↕
↕
=m.x+b
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Meia-vida
Tempo necessário para que a concentração
inicial caia à metade
ln ½[A]0 = - k . t1/2
[A]0
ln½ = - k. t1/2
t1/2 = - ln½ = 0,693
k
k
*meia-vida independente da concentração inicial
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Reações de segunda ordem
v = [A]²
a partir do cálculo diferencial:
1 = k.t + 1
[A]t
[A]0
*Esta equação também tem a forma da equação de uma reta.
t1/2 =
1
k[A]0
meia-vida – concentração inicial do reagente.
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O modelo da colisão: fatores da
velocidade vistos em nível molecular
 REAÇÃO =
COLISÃO (Ea, T e [ ])
+
DIREÇÃO
Temperatura
 Interfere na constante de velocidade: cada 10 K
duplica o valor de k
Direção
 Em 10¹³ colisões aproximadamente 1 (uma)
forma um produto
Energia de Ativação
 Energia necessária para que ocorra uma reação
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A equação de Arrhenius
 Verifica-se que o aumento da temperatura não é
linear com o da velocidade
k=Ae
–Ea/RT
obs: maior Ea menor k, menor velocidade
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 Mecanismos de reação: explicam a reação ao
invés de representá-la
 Etapa elementar – processos ocorrem em um único
evento
Tipos de moléculas reagentes = molecularidade da
etapa
1 molécula envolvida = reação unimolecular
2 moléculas
= reação bimolecular
3 moléculas
= reação termolecular (mais rara)
Lei de velocidade de etapa elementar
• Unimolecular
A → produto
velocidade = k.[A]
• Bimolecular
A + B → produtos
velocidade = k.[A].[B]
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Várias etapas
 Equação química do processo total = soma das
equações das etapas
 Intermediários – substâncias produzidas e
consumidas nas diferentes etapas
Lei de Velocidade para várias
etapas
Etapa 1 = + lenta
Velocidade total = velocidade dessa etapa
Etapa 1 = + rápida
Produto = intermediário → instável
Etapa 1 (rápida): NO(g) + Br2(g) ↔ NOBr2(g)
Etapa 2 (lenta): NOBr2(g) + NO(g) → 2NOBr(g)
k1 (direta), k-1 (inversa)
k2 para a reação
• Equilíbrio: k1[NO][Br2] = k-1[NOBr2] → [NOBr2] = k1 [NO][Br2]
k-1
Substituindo:
v = k2 k1 [NO][Br2][[NO] = k[NO]2[Br2]
k-1
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 Catalisador
• Aumenta a velocidade sem sofrer modificação permanente
 Catálise homogênea: catalisador e reagentes estados físicos iguais
SO2(g) + ½ O2(g)
NO(g)
→
SO2(g)
*catalisador
 Catálise heterogênea: catalisador e reagentes estados físicos
diferentes
SO2(g) + ½ O2(g)
Pt(s)
→ SO3(g)
*catalisador
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• Reação com e sem catalisador:
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Enzimas
As enzimas são um grupo muito importante de proteínas e todas as
reações químicas do organismo responsáveis pelo metabolismo do
corpo humano só são possíveis através da ação catalítica das
enzimas.
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Referências bibliográficas
• Enzimas, metabolismo e ... Gastronomia. Disponível em:
<http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/
b/ba/Induced_fit_diagram_pt.svg/648pxInduced_fit_diagram_pt.svg.png > Acesso em: 02 de
maio de 2008.
• DALTON, Michael. Química: ciência central, Cinética
Química. Cap.14, p. 324-344.