Cinética Aula 1

CINÉTICA QUÍMICA
Profa. Loraine Jacobs
DAQBI
[email protected]
http://paginapessoal.utfpr.edu.br/lorainejacobs
Cinética Química

Estudo da velocidade das reações
químicas.
REAGENTES


PRODUTOS
Cinética  Tempo necessário para a
transformação
Termodinâmica Estado de Equilíbrio
Cinética vs Termodinâmica

Transformação do Diamante em Grafite

Cinética  Tempo necessário para a
transformação muito elevado.
Termodinâmica Reação Espontânea, ou
seja, G0

Como as reações
ocorrem?
Como as reações ocorrem?
 Condições
Fundamentais:
◦ Contato entre os reagentes
◦ Afinidade Química – tendência natural
para reagir.
Como as reações ocorrem?
Teoria das Colisões
◦ Colisões Efetivas e não efetivas
 Orientação de colisão favorável
2 HI(g)
I
Ex: H2(g) + I2(g) 
I
H
H

Como as reações ocorrem?

Teoria das Colisões
◦ Velocidade da reação depende:
 Frequência de choques entre as moléculas
 Energia dos choques
 Orientação no momento do choque
Como as reações ocorrem?

Energia de ativação (Ea)
◦ Energia mínima fornecida aos reagentes para a
formação do complexo ativado – Define o quão
energética deverá ser uma colisão.

Complexo Ativado
◦ Estado intermediário formado entre R e P, em cuja
estrutura existem ligações enfraquecidas (presentes
nos reagentes) e formação de novas ligações
(presentes nos produtos) – Ponto de maior energia
no caminho da reação.
Como as reações ocorrem?

Energia de ativação (Ea) e Complexo Ativado
Ex:
H
H2(g) + I2(g) 
Reagentes
H
I
I
 2 HI(g)
Produto
Complexo Ativado
Instável e altamente energético
Como as reações ocorrem?

Energia de ativação (Ea) e Complexo Ativado
Como as reações ocorrem?

Energia de ativação (Ea)
◦ Quando a energia de ativação é muito grande, a
reação torna-se difícil de ocorrer. Ex: transformação
do grafite em diamante; viável em pressões e
temperaturas elevadíssimas.
Como as reações ocorrem?

Energia de ativação (Ea)
◦ Em reações químicas semelhantes será mais rápida aquela
que apresentar menor energia de ativação:
H2 (g) + F2 (g)  2 HF (g)
H2 (g) + Cl2 (g) 2 HCl (g)
Cinética Química

Velocidade Média
◦ Calculada através da variação de distância
percorrida e o tempo necessário para o
percurso.
v = ∆d distância
∆t  tempo
Cinética Química

Velocidade Média
◦ Em reações químicas a “distância percorrida” é
a variação da concentração de reagentes ou
produtos  Representada por ∆[ ]
◦ Sempre definidas para serem valores positivos
v = ∆[Produtos]
∆t
v =- ∆[Reagentes]
∆t
Atenção!!! Quando uma reação ocorre a
[R]f será sempre menor que a [R]i.
Cinética Química
◦ Velocidade Média
 Ex: Decomposição da água oxigenada
H2O2 (aq)

2 H2O(g) + O2 (g)
Cinética Química

Velocidade Média e Estequiometria
◦ Na reação: 2O3  3O2
 Para que as velocidades tenham parâmetros
iguais, devemos levar em consideração o
coeficiente estequiométrico.
◦ Assim podemos dizer que:
∆[Produtos] =- ∆[Reagentes]
p ∆t
r ∆t
 = coeficiente estequiométrico
Cinética Química

Velocidade Média e Estequiometria
◦ Na reação: 2O3  3O2
 Para o exemplo citado, teremos que:
∆[O2] =- ∆[O3]
3∆t
2∆t
Desta forma, podemos obter velocidade de
produção do composto ou a velocidade de consumo
dos reagentes.
Cinética Química

Exercício 01:
◦ A reação: 2O3  3O2 foi estudada em um
experimento e, a velocidade de consumo do
ozônio foi de 2,5.10-5mol.L-1.s-1.
 Qual a velocidade de produção de O2 neste
experimento?
∆[Produtos] =- ∆[Reagentes]
p ∆t
r ∆t
Cinética Química

Velocidade Instantânea
◦ Limite da velocidade média para um intervalo
de tempo tendendo a zero.
r = [R]/dt = limt0 [R]/t
Velocidade Instantânea
Velocidade Instantânea
Velocidade Instantânea

Cálculo Gráfico
Velocidade Instantânea

Cálculo Gráfico
◦ Assinalar o ponto P, que corresponde ao instante de
tempo t1 considerado.
◦ Traçar um segmento de reta tangente ao gráfico
passando pelo ponto P.
◦ Construir um triângulo retângulo, como o triângulo
ABC, tendo esse segmento de reta tangente como
hipotenusa. Os catetos são tomados paralelamente aos
eixos.
◦ Estabelecer o valor de ∆x, segmento BC, e o valor de
∆t, segmento AC.
◦ Calcular o cociente de ∆x por ∆t e o resultado é v(t1),
o módulo da velocidade instantânea no instante de
tempo considerado.
Cinética Química

A constante de velocidade k
◦ Indica o desenvolvimento da reação (lenta ou
rápida).
◦ Não se altera para uma mesma reação exceto
se houver alteração de T
◦ Unidades de k
 Para reações de 1ª ordem: s-1
 Para reações de 2ª ordem: L.mol-1.s-1
Quanto maior o valor da constante de
velocidade (k), mais rapidamente se
processa a reação.
Cinética Química

Determinando k e a Lei de Velocidade
◦ Dada a seguinte equação de velocidade
v = k.[A]n
◦ Observamos que quando n for igual a:
◦ 0 – ao dobrarmos a [A] não teremos alteração
de v.
◦ 1 – ao dobrarmos a [A] a velocidade de reação
duplicará.
◦2
–
ao
dobrarmos
[A]
a
velocidade
quadruplicará.
Cinética Química

Determinando k e a Lei de Velocidade
◦ Considere a reação abaixo e observe a tabela:
2N2O5(g)  4NO2(g)+ O2(g)
Experimento
[N2O5] inicial
(mol.L-1)
Vinicial
(mol.L-1.s-1)
1
3.10-3
9.10-7
2
9.10-3
2,7.10-6
◦ Qual a ordem da reação e o valor da constante
de velocidade (k)?
Cinética Química

Determinando k e a Lei de Velocidade
◦ Para 2 reagentes o procedimento é similar
NO2 + O3  NO3+ O2
Experimento
[NO2] inicial
(mol.L-1)
[O3] inicial
(mol.L-1)
Vinicial
(mol.L-1.s-1)
1
2,3.10-5
3.10-5
1.10-5
2
4,6.10-5
3.10-5
2,1.10-5
3
4,6.10-5
6.10-5
4,2.10-5
◦ Qual a ordem da reação e o valor da constante
de velocidade (k)?
Cinética Química

Leis de Velocidade
◦ Equações
matemáticas
que
resumem
comportamento de uma reação química.
o
◦ Divididas em:
 Lei de Velocidade Diferencial
 Lei de Velocidade Integrada
Estes métodos permitem a obtenção da ordem de
reação e da constante de velocidade (k)
Cinética Química

Lei de Velocidade Diferencial
◦ Dada a reação: X + Y  Z
 A velocidade será representada por
v = k[X]m[Y]n
◦ Onde:
 k = constante de velocidade
 m e n = ordem de reação
 [X] e [Y] = concentração dos reagentes X e Y
Cinética Química

Lei de Velocidade Diferencial
◦ Quando a lei de velocidade depende de mais de
um reagente, teremos a ordem de reação total
e a ordem em relação a cada reagente.
◦ Utilizando o exemplo anterior
v = k[X]2[Y]1
◦ Neste caso, dizemos que a reação tem ordem
3, sendo de 2ª ordem para o reagente X e de
1ª ordem para o reagente Y
Cinética Química

Lei de Velocidade Diferencial
◦ Quando a lei de velocidade depender também do
produto, temos de incluí-lo na equação de
velocidade e também determinar a ordem de reação
em relação a ele.
 Utilizando a reação X + Y  Z, teríamos que:
v = k[X]2[Y]1 neste caso escrevemos:
[Z]1
v = k[X]2[Y]1[Z]-1
A reação tem ordem 2 sendo de 2ª ordem
para o reagente X, de 1ª ordem para o
reagente Y e de 1ª ordem para o produto
Cinética Química

Exercício 02:
◦ Lei de Velocidade Diferencial
◦ Determine as ordens em relação a cada
reagente e a ordem total da reação cuja lei de
velocidade é representada por:
v = k[A][B]½
Cinética Química

Exercício 03:
◦ Lei de Velocidade Diferencial
◦ Determine as ordens em relação a cada
reagente e a ordem total da reação cuja lei de
velocidade é representada por:
v = k[A]2[B]½
[C]2