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Cinética Química Disciplina: Química Professor: Rubens Barreto IV Unidade 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. O que as imagens abaixo têm em comum? Corrosão de metais por ferrugem... Formação de cavernas... Explosão de dinamites... Funcionamento do air bag Txt 86 Cinética Química Parte da Química que estuda a velocidade das reações e os fatores que a influenciam. Rápidas Reações Químicas Moderadas Lentas 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 VM = [ final ] – [ inicial ] t final – t inicial Podemos observar como variam as concentrações e a velocidade graficamente: [R] velocidade [P] I II tempo tempo A concentração dos reagentes diminui com o tempo A concentração dos produtos aumenta com o tempo III tempo E a velocidade diminui Por que a velocidade de uma reação depende da concentração dos reagentes? 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 Por que nem toda colisão é eficiente? 1° Caso: Colisão efetiva energia suficiente e orientação adequada H2 + 2 HI I2 Complexo ativado ou estado de transição 2° Caso: Colisão não efetiva orientação inadequada H2 + I2 H2 + I2 3° Caso: Colisão não efetiva energia insuficiente H2 + I2 H2 + I2 tartaruga A velocidade das reações depende... • da frequência dos choques; • da energia (violência) dos choques colisões eficazes; • da orientação apropriada das moléculas. X Y + Z W + Geometria adequada para a formação Z e W + Geometria inadequada para a formação Z e W 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. Energia (kcal/mol) Complexo ativado Reagentes Caminho da reação Energia de Ativação Podemos entender a energia de ativação como uma barreira que os reagentes devem ultrapassar para chegar no complexo ativado! aqui Como varia a Energia de Ativação com a Velocidade? Quanto maior a Ea, menor será a velocidade Energia (kcal/mol) E2 Complexo ativado Energia (kcal/mol) Produto b E3 c E1 E2 Reagentes Complexo ativado b Caminho da reação E3 Reação endotérmica c E1 Reagentes Ea = ECA - EReag Ea = Energia de ativação ECA = E2 = Energia do complexo ativado EReag = E1 = Energia dos reagentes Produto Caminho da reação Reação exotérmica b = Ea c = H Ea Sempre será POSITIVA! (Ea >0) 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) 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) 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) 1. 10-3 1. 10-3 3. 10-5 2. 10-3 1. 10-3 6. 10-5 2. 10-3 2. 10-3 24. 10-5 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) Lei cinética de uma reação • A velocidade das reações é proporcional às concentrações dos reagentes: aX + bY produtos v k[ X ] [Y ] m n • [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. 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 Quando a reação química se desenvolve em duas ou mais etapas elementares, dizemos que a reação é não elementar. 2NO N2O2 N2O2 + O2 2NO2 _______________________ 2NO + O2 2NO2 Primeira etapa Segunda etapa Equação da elementar reação global não 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-] 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 1 H2 + 2 NO → 1 N2O + 1 H2O Etapa II 1 H2 + 1 N2O → 1 N2 + 1 H2O Reação Global (lenta) (rápida) 2 H2 + 2 NO → 1 N2 + 2 H2O A velocidade da reação global será determinada pela velocidade da etapa I: V = k [H2] [NO]2 Reação Não-Elementar Energia de ativação 2 H2 + 2 NO → 1 N2 + 2 H2O 1 H2 + 2 NO → 1 N2O + 1 H2O Etapa I 1 H2 + 1 N2O → 1 N2 + 1 H2O Etapa II Caminho da reação Fatores que influenciam a velocidade de uma reação química Por que abanamos o fogo? Para que serve a geladeira? Como cozinhar rapidamente? Imagem:Tilmann at the German language Wikipedia / GNU Free Documentation License. batatas mais Catalisadores substâncias que aumentam a velocidade das reações químicas, sem serem efetivamente consumidos. 1. 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 Como atua o catalisador? ex.: C5 H12 O + O2 → CO2 + H2O 6 Energia Maior Energia de Ativação! Sem enzima Energia de ativação sem enzima Energia de ativação com enzima Reagentes C5 H12 O6 + O2 com enzima Menor Energia de Ativação! Coordenada de reação Energia total liberada na reação (H) Produtos CO2 + H2O O catalisador propicia à reação um novo mecanismo alternativo, que possui menor energia de ativação e, maior velocidade Catálise homogênea x Catálise heterogênea Catálise homogênea Catalisador e reagentes estão no mesmo estado físico (apenas uma fase). ( aq) 2H2O2 (aq) I 2H2O (l) + O2 (g) Catálise heterogênea Catalisador e reagentes se encontram em estados físicos diferentes (possui duas ou mais fases). Catálise heterogênea Outro exemplo C2H4 (g) + H2 (g) C2H6 (g) Ni( s ) O mecanismo de uma catálise heterogênea O mecanismo de uma catálise homogênea
