Cinética Química

17/04/17
Seja Bem-Vindo a
Goiânia
Velocidade Média
Cinética Química
Hora da saída: 11:45
Vm =
Δd 40 km
=
= 40 km h
Δt
1h
Distância
Hidrolândia: 40
km
Seja Bem-Vindo a
Hidrolândia
Hora da chegada: 12:45
Prof. Xuxu
Velocidade das reações químicas.
Velocidade das reações químicas.
2 NaN3(s)
2 Na(s) + 3 N2(g)
G· s que infla o airbag
2 Fe(s) + 3/2 O2(g)
Fe2O3(s)
Ferrugem
A cabeça de palito de fósforo contém uma substância chamada trissulfeto de
tetrafósforo. Esse composto inflama na presença de oxigênio, ocorrendo, à
pressão ambiente, a liberação de uma grande quantidade de calor.
P4S3(s) + 8 O2(g)
P4O10(s) + 3 SO2(g)
1
17/04/17
2 N2O5(g) à 4 NO2(g) + 1 O2(g)
Velocidade de consumo/formação de uma substância
A velocidade de consumo/formação de uma
substância que participa de uma reação, é
calculada através da variação da quantidade(nº
de mol, massa ou concentração molar) pelo
tempo com que a variação ocorreu.
Representação Gráfica
N2O5
(mol/L)
0,19
0
0,112
0
0
0,18
5
0,08
0,064
0,016
0,16
10
0,056
0,112
0,028
0,15
20
0,028
0,168
0,042
30
0,014
0,196
0,049
0,17
Concentração (mol/L)
0,14
| ΔQ |
V=
Δt
0,13
NO2
(mol/L)
O2
(mol/
L)
Tempo
(min)
0,2
0,12
0,11
N2O5 (mol/L)
NO2(mol/L)
O2(mol/L)
0,1
0,09
0,08
0,07
Note que a inclinação da
curva NO2 é maior que a
curva O2, fato relacionado
com os coeficientes
estequiométricos
0,06
0,05
0,04
0,03
0,02
0,01
0
0
5
10
15
20
25
30
Tempo (min)
2 N2O5(g) à 4 NO2(g) + 1 O2(g)
2 N2O5(g) à 4 NO2(g) + 1 O2(g)
Tempo
(min)
N2O5
(mol/L)
NO2
(mol/L)
0
0,112
0
5
0,08
0,064
10
0,056
0,112
20
0,028
0,168
30
0,014
0,196
O2
(mol/
L)
Tempo
(min)
N2O5
(mol/L)
0
0
0,112
0,016
5
0,08
0,028
10
0,056
0,042
20
0,028
0,049
30
0,014
a) Velocidade média de consumo do N2O5 entre t = 0 e
t = 5 min:
Vm ( 0→5) =
O2
(mol/
L)
Tempo
(min)
N2O5
(mol/L)
0
0
0
0,112
0
0,064
0,016
5
0,08
0,064
0,112
0,028
10
0,056
0,112
0,168
0,042
20
0,028
0,168
0,196
0,049
30
0,014
0,196
NO2
(mol/L)
b) Velocidade média de consumo do N2O5 entre t = 5 e
t = 10 min:
| 0,08 mol L − 0,112 mol L |
| 0,056 mol L − 0,08 mol L |
= 0,0064 mol L. min Vm (5→10) =
= 0,0048 mol L. min
5 min− 0 min
10 min− 5 min
NO2
(mol/L)
O2
(mol/
L)
N2O5
(mol/L)
0
0
0,112
0
0
0,016
5
0,08
0,064
0,016
0,028
10
0,056
0,112
0,028
0,042
20
0,028
0,168
0,042
0,049
30
0,014
0,196
0,049
a) Velocidade média de produção do NO2 entre t = 0 e
t = 5 min:
Vm ( 0→5) =
N2O5(g)
b) Velocidade média de produção do NO2 entre t = 5 e
t = 10 min:
| 0,064 mol L − 0 mol L |
| 0,112 mol L − 0,064 mol L |
= 0,0128 mol L. min Vm (5→10) =
= 0,0096 mol L. min
5 min− 0 min
10 min− 5 min
ω (mol/L)
ω (mol/L)
NO2
(mol/L)
O2
(mol/
L)
Tempo
(min)
[NO2]
[O2]
t(min)
t(min)
2
17/04/17
Velocidade média de uma reação
Velocidade média da reação (Vm)
Considere uma reação genérica:
aA + bB à cC + dD
Em que as letras minúsculas são os
coeficientes (nº de mol) e as maiúsculas
são as substâncias participantes da
reação.
Vm =
VA
a
=
VB
b
=
VC
c
=
2A
à
4B
2
à
4
0,02 mol/L.min
+
C
+
0,04 mol/L.min
1
0,01 mol/L.min
Vmédia da reação = 0,02 mol/L.min = 0,04 mol/L.min = 0,01 mol/L.min
2
4
1
VD
d
Vmédia da reação = 0,01 mol/L.min
Exercício resolvido
Considere a equação abaixo:
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
Sabendo que:[H2] inicial = 6 mol/L; [H2] final = 2 mol/
L;
Δt = 20 min.
Responda:
a) Qual a velocidade média da reação?
Resposta: Como os dados referem-se ao H2 devemos
calcular primeiramente sua velocidade:
Δ[H2 ] → VH2= 2 - 6
VH2 =
20
Δt
→ VH2=
Agora vamos calcular a velocidade média da reação.
Vm =
VB
b
→ Vm =
VH2
3
→ Vm =
0, 2
3
Vm = 0,07 mol/L min
b) qual a velocidade de formação do NH3?
Vm =
VNH3
2
→ 0,07 =
VNH3
2
VNH3 = 0,14
VNH3= 0,14 mol/L min
-4
20
VH2= - 0,2 mol/L min
3
17/04/17
Lei de Guldberg-Waage ou Lei da velocidade
A influência da concentração dos reagentes
sobre a velocidade das reações foi enunciada
em 1864 pelos cientistas Cato Maximilian
Guldberg e Peter Waage, por meio da lei da
ação das massas.
“A velocidade de uma reação é diretamente
proporcional ao produto das concentrações
molares dos reagentes, elevadas a expoentes
determinados experimentalmente”.
Fique Ligado:
A lei da velocidade deve ser aplicada para reações
elementares (reações que ocorrem em uma única
etapa)
No mecanismo de reações (reações que ocorrem
em várias etapas) devemos considerar a etapa
lenta como a propulsora da expressão da lei da
velocidade. Quando uma reação ocorrer em duas
ou mais etapas, a velocidade da reação global
será determinada pela etapa lenta, chamada de
etapa determinante da reação.
Lei de Guldberg-Waage ou Lei da velocidade
Considere a reação genérica:
aA + bB →
cC
+
dD
V = k [A]a [B]b
V = velocidade da reação;
k = constante da reação;
[A]; [B] = concentrações de A e B em mols/L;
a = coeficiente de A;ordem da reação em relação a A;
b= coeficiente de B; ordem da reação em relação a B;
a + b = ordem global da reação.
Exemplo:
Dado a Reação elementar:
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
Lei da velocidade:
V= k [N2] [H2]3
Ordem da reação: 1+3= 4 então
4ª ordem
4
17/04/17
Exemplo:
Observações
Dado o mecanismo abaixo:
H2(g) + 2NO(g) → N2O(g) + H2O(l) (lenta)
H2(g) + N2O(g) → N2(g) + H2O(l) (rápida)
2H2(g)+2NO(g)→N2(g)+2H2O(l) (equação global)
Então:
V = k [H2] [NO]2
Para a reação não-elementar:
H2O2 + 2I- + 2H+ → 2H2O + I2
k é a constante de velocidade e depende
fundamentalmente da temperatura.
Substâncias no estado sólido não
participam da expressão de velocidade.
Exemplo:
Na2O(s) + CO2(g) → Na2CO3(s)
V = k [CO2]
No estudo cinético de uma reação foram
obtidos os seguintes dados:
Foram obtidos os seguintes resultados:
A velocidade da reação depende apenas das
concentrações de H2O2 e I-.
A expressão da velocidade pode ser
representada por :
V = k [HgCl2] . [C2O42-]2
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17/04/17
Equação da velocidade
EQUAÇÃO DE ARRHENIUS
k = Ae
− Ea
RT
Em que:
k- constante de velocidade
A – fator de freqüência (medida da probabilidade de
uma colisão eficaz)
Ea – energia de ativação (kJ/ mol)
R – constante dos gases ideais ( em unidades S.I.
8,314 J/K . mol)
T – temperatura absoluta
Quanto menor Ea e maior T , maior k.
Utilidade das equações cinéticas
1- Calcular a velocidade de uma reação a
partir do conhecimento da constante de
velocidade e das concentrações de
reagentes;
2- Calcular a concentração de reagentes em
qualquer instante durante o decorrer de uma
reação.
A maneira mais usual de se medir a velocidade de uma
reação química é a relação entre a concentração de um
dos reagentes do meio reacional e o tempo. Logo:
v=
dCa
dt
A velocidade de reação
normalmente é representada pela
letra r (do inglês rate), e assim a
forma realmente usual será então
a seguinte:
− ra = −
dCa
dt
Ordem da reação
O termo “ordem” vem da matemática onde é utilizado na
classificação das equações diferenciais. As
leis de velocidade são equações diferenciais. Em cinética
química, tais equações são classificadas de
acordo com a ordem da reação.
A ordem de uma reação é definida como sendo a soma
das potências dos termos de concentração
que aparecem na equação de velocidade da reação
química. É normalmente, um número inteiro pequeno,
podendo em casos especiais, ser zero ou fracionário.
É importante ressaltar, que a ordem de reação é uma
grandeza que normalmente é obtida a partir
de dados experimentais, em grande parte das vezes sem
o conhecimento real do mecanismo da reação.
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17/04/17
Meia Vida
Resumo da cinética de reações de
ordem zero, 1ª ordem e 2ª ordem
Equação
Tempo de meia-vida
(t1/2): é o tempo
necessário para que a
concentração de uma
reagente diminua para
metade do seu valor
inicial.
Ordem
0
Equação cinética
concentração-tempo
[A] = [A]0 - kt
t½ =
ln[A] = ln[A]0 - kt
t½ =
Velocidade =k
1
Velocidade = k [A]
2
Velocidade = k [A]2
Tempo de
meia-vida
1
[A]
=
1
[A]0
+ kt
t½ =
[A]0
2k
ln2
k
1
k[A]0
Tempo de meia vida reação de primeira ordem.
Fatores que influenciam na velocidade de
uma reação química
Basicamente a ocorrência de uma reação
depende de:
Contato entre as partículas: (átomos, moléculas ou
íons) dos reagentes.
Afinidade química: uma certa tendência natural
para reagir.
Choques eficazes (colisões efetivas): a colisão
entre as partículas dos reagentes deve ocorrer em
uma orientação favorável, para que as ligações
existentes nos reagentes sejam rompidas.
Energia de ativação: para que uma reação
aconteça, é necessário um mínimo de energia, além
daquela que os reagentes já apresentam.
Superfície de contato
Quanto maior a superfície de contato entre os
reagentes, ou seja, quanto mais pulverizado/
fragmentado maior o número de colisões entre as
partículas reagentes. Isso faz com que aumente o
número de colisões eficazes, aumentando a
velocidade da reação.
Exemplo:
40kg em forma de gravetos de madeira (queima
mais rápido)
40kg em forma de tora de madeira (queima mais
lento)
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17/04/17
Temperatura
Aumentado a temperatura, aumenta a energia
cinética das moléculas reagentes (grau de
agitação das moléculas), o que proporciona um
aumento no número de colisões e aumento do
número de moléculas com energia igual ou
superior à energia de ativação, aumentado a
velocidade da reação.
Exemplo:
Lavar roupas em água fria (demora mais para
retirar manchas)
Lavar roupas em água quente (retira as manchas
mais rapidamente)
Concentração
Aumentando a concentração (quantidade ou até
mesmo a pressão de um gás) estamos
aumentando o número de choques entre as
partículas reagentes, o que conseqüentemente
aumenta a velocidade da reação.
Exemplo:
Se você tomar 10 gotas de um analgésico e a dor
de cabeça não passar, o que você normalmente
faz é tomar mais 10 gotas. Você aumentou a
concentração de analgésico no seu organismo
assim ele fará efeito mais rápido.
Catalisador
Catalisador é uma espécie química que promove o
aumento da velocidade de uma reação através da
diminuição da energia de ativação. O catalisador
participa temporariamente do processo, formando
com os reagentes um complexo ativado menos
energético. Porém ao final da reação é
completamente recuperado, sem sofrer alteração
na sua composição ou massa.
Ex.:
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3 ; V1
N (g) + 3H2(g) Fe(s) 2NH3 ; V2
Com certeza o V2 é maior que o V1, pois o ferro
age como catalisador na segunda reação.
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17/04/17
Catálise homogênea
Catalisador e reagentes estão no
mesmo estado físico (possui apenas
uma fase).
2H2O2 (aq)
Catálise heterogênea
+ H2 (g)
Ni
(s)
⎯⎯
⎯
→
−
Catálise enzimática
Catalisador e reagentes se
encontram em estados físicos
diferentes (possui duas ou mais
fases).
C2H4 (g)
( aq )
⎯OH
⎯ ⎯
⎯→ 2H2O (l) + O2 (g)
C2H6 (g)
Algumas reações que ocorrem rapidamente dentro do
corpo humano, demorariam muito tempo para ocorrer
fora, isto porque no corpo humano temos enzimas que
são catalisadores.
A ação de uma enzima é altamente específica, ou seja,
geralmente cada enzima catalisa uma única reação.
A enzima maltase, por exemplo, catalisa apenas o
processo de transformação da maltose em glicose:
C12H22O11 (aq) + H2O
maltase
2 C6H12O6 (aq)
Outra reação que se não fosse a enzima ptialina
(encontrada na saliva) levaria dias para ocorrer é a
decomposição do amido.
9