Cinética Módulo I - Físico Química Avançada Profa. Kisla P. F. Siqueira Introdução • Estudo das velocidades das reações químicas; • Velocidade em função das concentrações das espécies presentes; • Leis de velocidade: equações diferenciais; • Forma da lei de velocidade: compreensão sobre as etapas elementares do processo; • Etapas elementares: sequencias pela qual ocorrem o processo reacional; • Conexão: Lei de velocidade ↔ mecanismo proposto ↔ resultado experimental Kisla P. F. Siqueira Definição da Lei de Velocidade • Dada a reação: A A B B YY Z Z nA(t) nA(0) A (t) nY (t) nY (0) Y (t) nB (t) nB (0) B (t) nZ (t) nZ (0) Z (t) nj (0) = n° mol inicial do componente j; nj (t) = n° mol do componente j no instante t; ξ (Csi) = extensão da reação (correlaciona o quanto ocorreu da reação com a estequiometria, dada pela reação química balanceada). Kisla P. F. Siqueira • A mudança do número de mol ao longo do tempo é: dnA (t ) d (t ) A dt dt dnY (t ) d (t ) Y dt dt dnB (t ) d (t ) B dt dt dnZ (t ) d (t ) Z dt dt A maioria das técnicas experimentais avaliam a concentração em função do tempo. (Ex. espectrometria – absorção atômica, icp- cromatografia, ressonância). Kisla P. F. Siqueira • Considerando o volume “V” do sistema, tem-se: 1 dnA (t ) d[ A] v A d (t ) V dt dt V dt 1 dnB (t ) d[B] vB d (t ) V dt dt V dt 1 dnY (t ) d[Y ] vY d (t ) V dt dt V dt n A (t ) [ A] V 1 dnZ (t ) d[Z ] vZ d (t ) V dt dt V dt Kisla P. F. Siqueira • A velocidade da reação é definida por: 1 d[ A] 1 d[B] 1 d[Y ] 1 d[Z ] 1 d v(t ) v A dt vB dt vY dt vZ dt V dt _ Todas as velocidades são positivas! _ A velocidade é dada pelo coeficiente angular do gráfico “concentração versus tempo”. Kisla P. F. Siqueira • Lei de velocidade: relação entre a velocidade de uma reação química e as concentrações das espécies envolvidas. v f ([ A],[B],...) _ Aplicada para todas as reações independente do estado físico dos participantes. Constante de velocidade Ordem da reação v k[ A]a[B]b Ordem a em relação ao componente A; Ordem b em relação ao componente B; Ordem global = a + b Kisla P. F. Siqueira • Exemplos de reações químicas e suas respectivas leis de velocidade: Reação Química Lei de Velocidade H2(g) + I2(g) → 2HI(g) v = k[H2][I2] NO2(g) + CO(g) → CO2(g) + NO(g) v = k[NO2]2 Cl2(g) + CO(g) → Cl2CO(g) v = k[Cl2]3/2[CO] Determinada EXPERIMENTALMENTE! Kisla P. F. Siqueira • Algumas leis de velocidade não são escritas na fórmula geral, v k[ A]a[B]b Ex: H2(g) + Br2(g) → 2HBr(g) 1/ 2 k '[H 2 ][Br2 ] v 1 k ''[HBr][Br2 ] _ A reação ocorre por um processo de várias etapas; _ O conceito de ordem de reação não faz sentido. Kisla P. F. Siqueira • A unidade da constante de velocidade: Lei de velocidade Ordem Unidade de k v=k 0 dm-3.mol.s-1 v = k[A] 1 s-1 v = k[A]2 2 dm3.mol-1.s-1 Depende da lei de velocidade! Kisla P. F. Siqueira • Observação: No SI a unidade de concentração é dada por mol/dm³. Porém, na literatura científica a unidade mol/L é frequentemente utilizada para soluções enquanto, moléculas/cm³ é utilizada para fases gasosas. 1 molécula/cm³ = 1,661x10-21 mol/dm³ Kisla P. F. Siqueira Determinação da Lei de Velocidade 1) Método do isolamento 2) Método das velocidades iniciais v k[ A]a[B]b É necessário descobrir a ordem da reação! Kisla P. F. Siqueira 1) Método do Isolamento v k[ A]a[B]b • Assumindo excesso de A → [A] permanece constante; v k '[B]b Onde, k ' k[ A]a • Assumindo excesso de B → [B] permanece constante; v k ''[A]a Onde, k '' k[B]b Pseudoprimeira ordem! Kisla P. F. Siqueira _ Componente em EXCESSO; _ Medidas de velocidade em função do componente isolado; v k '[B]b log v log k 'b log[ B] Gráfico log v X log [B] Kisla P. F. Siqueira 2) Método das velocidades iniciais • É conhecida a velocidade para diferentes concentrações iniciais dos componentes da reação; 2NO2(g) + F2(g) → 2NO2F(g) Ex: [NO2]0 (mol/dm³) [F2]0 (mol/dm³) v0 (mol/dm³.s) 1,15 1,15 6,12x10-4 1,72 1,15 1,36x10-3 1,15 2,30 1,22x10-3 Determine a lei de velocidade. Kisla P. F. Siqueira Resolução: v k[ NO2 ]a[F2 ]b 6,12x104 k (1,15)a (1,15)b (1) 1,36x103 k (1,72)a (1,15)b (2) 0,45 0,669a a = 1,98 ≈ 2 b = 0,996 ≈ 1 k = 4,01x10-4 dm6/mol².s Kisla P. F. Siqueira Leis de velocidade integradas_1ª ordem d[ A] v k[ A] dt t 0 [ A]0 t [ A] Limites de integração [ A] ln kt [ A]0 ln[ A] ln[ A]0 kt [ A] [ A]0 ekt Kisla P. F. Siqueira [ A] [ A]0 ekt A concentração do reagente diminui exponencialmente com o tempo. Quanto maior a constante de velocidade, maior será o decaimento exponencialmente do reagente. Kisla P. F. Siqueira [ A] ln kt [ A]0 ln [ A] [ A]0 Confirma que a reação é de 1ª ordem! k t (s) Kisla P. F. Siqueira Meia vida • Tempo necessário para a concentração de um reagente cair à metade de seu valor inicial. 1 [ A] [ A]0 2 • Para reações de primeira ordem tem-se: 1 ln 2 kt [ A]0 [ A0 ]e t1 / 2 2 k A meia vida da reação de 1ª ordem independe da concentração inicial. Kisla P. F. Siqueira • Exemplo: Considere a reação: N2O2(g) → 2NO(g) Sabendo-se que a lei de velocidade da reação acima é descrita como primeira ordem em função da concentração de N2O2 , determine uma expressão que mostre o comportamento da concentração do produto em função do tempo. R: [NO] = 2[N2O2]0 (1 - e-kt) Dica: consulta à tabela de integrais https://www.wolframalpha.com Kisla P. F. Siqueira Leis de velocidade integradas_2ª ordem d[ A] v k[ A]2 dt t 0 [ A]0 t [ A] Limites de integração 1 1 kt [ A] [ A]0 [ A]0 [ A] 1[ A]0 kt Kisla P. F. Siqueira 1 1 kt [ A] [ A]0 1 [ A] Confirma que a reação é de 2ª ordem! k t (s) Kisla P. F. Siqueira Meia vida para reação de 2ª ordem • Para reações de segunda ordem tem-se: 1 [ A]0 [ A]0 2 1[ A]0 kt1 / 2 1 t1 / 2 [ A]0 k A meia vida da reação de 2ª ordem DEPENDE da concentração inicial. Kisla P. F. Siqueira Reações mais complexas A+ B→P • 1ª ordem em relação a cada um dos reagentes; • 2ª ordem global; • Solução: é preciso descobrir a relação entre as concentrações de A e B. A cai para [A]0 - x, quando [B] cai para [B]0 - x d[ A] d[B] v k[ A][B] dt dt Kisla P. F. Siqueira d[ A] k[ A][B] dt [ A] [ A]0 x [B] [B]0 x d[ A] d[ A]0 dxd[ A] dx dx k[([ A]0 x)([B]0 x)] dt Método das frações parciais • Método das frações parciais: 1 Y Z ([ A]0 x)([B]0 x) [ A]0 x [B]0 x 1Y ([B]0 x) Z ([ A]0 x) ([ A]0 x)([B]0 x) 1 x [B]0 Z [ A]0 [B]0 1 x [ A]0 Y [B]0 [ A]0 [ A]0 ([B]0 x) ln k ([B]0 [ A]0 )t [B]0 ([ A]0 x) Reações no equilíbrio k A Kc k’ B [B]eq [ A]eq Kisla P. F. Siqueira k A k’ B Equilíbrio dinâmico d[ A] d[B] 0 dt dt A B : v k[ A] B A: v k '[B] d[ A] dt k[ A] k '[B] Kisla P. F. Siqueira • No equilíbrio tem-se: k[ A]eq k '[B]eq [ B]eq k K [ A]eq k ' Grandeza cinética Grandeza termodinâmica Kisla P. F. Siqueira • Para uma reação genérica em várias etapas intermediárias tem-se: diretas k a kb k c K . . k 'a k 'b kc ' inversas (Etapas a, b e c) Kisla P. F. Siqueira Relaxação • É o processo de retorno de um sistema ao estado de equilíbrio, depois de ter sido perturbado. k Técnica de relaxação por salto de temperatura A k’ B ΔrH° ≠ 0 T1 T2 [A]eq [A] = [A]eq + x [B]eq [B] = [B]eq - x x = afastamento da concentração em relação ao novo equilíbrio Kisla P. F. Siqueira d[ A] dt d[ A] dt dx dt k[ A] k '[B] k ([ A]eq x) k '([B]eq x) (k k ') x x x0e 1 ( k k ') t k k' Kisla P. F. Siqueira 1 k k' k K k' Combinação: determinação das constantes. → Tempo necessário para a concentração do reagente cair 1/e do seu valor inicial Kisla P. F. Siqueira • Exemplo: Considere a reação: A+ B k1 P k2 A temperatura ambiente k1 = 3,5x1010 L/mol.s e k2 = 2,2x106 s-1. Calcule o tempo de relaxação para a reação, considerando um experimento de salto de temperatura onde a temperatura final foi 298K. A concentração inicial de P é 0,015 mol/L. Assuma que a reação direta é de primeira ordem em relação a cada um dos componentes, assim como a reação inversa. R: = 1,30x10-8 s Kisla P. F. Siqueira Velocidades de reação e temperaturas • As constantes de velocidade são dependentes da temperatura: Equação de Arrhenius Ea ln k ln A RT Ea = Energia de ativação; A = Fator pré-exponencial ou fator de frequência. Parâmetros de Arrhenius. Kisla P. F. Siqueira ln k ln A Ea ln k ln A RT Ea / RT k Ae Ea / R 1/ T Obs.: “A” possui a mesma unidade de “k”. Kisla P. F. Siqueira • Para a maioria das reações “k” aumenta quando “T” aumenta. • alta: forte dependência entre “k” e “T”; (reta do gráfico mais inclinada) Ea • zero: “k” não depende da temperatura; • negativa: diminuição de “k” com a temperatura; (reações com mecanismos complexos) Kisla P. F. Siqueira • Em algumas reações a relação entre “k” e a “T” não é do tipo de Arrhenius (o gráfico não é linear). Velocidade Ea d ln k 2 RT dT Essa equação se reduz a anterior se “Ea” for independente da temperatura. Temperatura Kisla P. F. Siqueira • Exemplo: Considere a reação: 2HI(g) → H2(g) + I2(g) Sabendo-se que a constante de velocidade da reação é de 1,22x10-6 dm³/mol.s a 575 K e 2,50x10-3 dm³/mol.s a 716 K, estime o valor da energia de ativação para esta reação. R = 185 kJ/mol Kisla P. F. Siqueira Interpretação dos parâmetros de Arrhenius Kisla P. F. Siqueira • Ao entrar em contato os reagentes se deformam e começam a trocar ou perder elétrons; •Coordenada de reação: conjunto de movimentos que estão envolvidos diretamente na formação dos produtos a partir dos reagentes (variação nas distâncias interatômicas, ângulos de ligação); • Complexo ativado: aglomerado de átomos que correspondem à região próxima ao máximo da energia potencial; • A energia potencial diminui à medida que os átomos se organizam no aglomerado. O máximo da curva de energia potencial corresponde à Energia de Ativação; • Estado de transição: configuração crítica dos átomos. Kisla P. F. Siqueira • Teoria das colisões: Uma reação só ocorre se as moléculas reagentes colidem com uma energia cinética no mínimo igual a energia potencial, e elas só o fazem se tiverem a orientação correta. Kisla P. F. Siqueira Ea e Energia cinética mínima que os reagentes devem ter para que se formem os produtos. Ea / RT ln A Ae Ea / RT Distribuição de Boltzmann; fração de colisões com energia cinética maior que a energia de ativação. Medida de frequência (independente da energia). de colisões Velocidade das colisões que são bem sucedidas. Kisla P. F. Siqueira Mecanismo de Reação • Um mecanismo é uma sequência de reações químicas denominadas reações elementares. • Reação elementar: uma reação que não envolve intermediários. • Molecularidade: números de moléculas reagentes envolvidas na reação: Kisla P. F. Siqueira • A lei de velocidade de uma reação elementar pode ser determinada a partir da equação química balanceada: A produtos v k[A] A B produtos v k[ A][B] A B C produtos v k[ A][B][C] Kisla P. F. Siqueira Reações elementares consecutivas k1 A I d[ A] k1[ A] dt [ A] [ A]0 e k1t P k2 d[ I ] k1[ A] k2[I ] dt d[P] k2[I ] dt d[ I ] k1t k2[I ] k1[ A]0 e dt df af b fe adx e adxbdx c dx Kisla P. F. Siqueira • Assumindo que em t = 0 as concentrações são: [A] = [A]0 e [I]0 = [P]0 = 0, tem-se: k1[ A]0 k1t k2t [I ] (e e ) k2 k1 • Em qualquer instante: [A] + [I] + [P] = [A]0 Lei de Conservação da Massa Condição de contorno k1ek2t k2ek1t [P] 1 [ A]0 k2 k1 Kisla P. F. Siqueira • [I] atinge um máximo e depois cai a zero; • [P] cresce sempre e tende a [A]0 Kisla P. F. Siqueira Etapa determinante da reação • Sempre que I se forma, a transformação em P é muito rápida. k2 k1 ek2t ek1t k1ek2t k2ek1t [P] 1 [ A]0 k2 k1 P (1 e k1t )[ A]0 k2 k1 k2 A formação de P depende apenas da menor entre as 2 constantes de velocidade. Kisla P. F. Siqueira P (1 e k1t )[ A]0 • Depende da velocidade de formação de I; • Não depende da transformação I → P; • A → I é a etapa determinante. A etapa mais lenta é decisiva para formação dos produtos, e determina a velocidade sempre! Kisla P. F. Siqueira Aproximação do estado estacionário • A complexidade matemática aumenta quando o mecanismo tem mais de duas etapas; • Aproximações são necessárias; • Aproximação do estado estacionário (permanente): admite que após um intervalo de tempo inicial, o período de indução, no qual as concentrações dos intermediários aumentam, as velocidades de variação das concentrações de todos os intermediários são extremamente pequenas durante a maior parte do tempo em que ocorre a reação. Não ocorre variação no tempo após o período de indução. Kisla P. F. Siqueira k1 A I d[ I ] k1[ A] k2[I ] dt k1[ A] k2[I ] P k2 d[ I ] 0 dt Aproximação do estado estacionário! k1[ A] [I ] k2 d[P] k k [ A] k2[I ] 2 1 k1[ A] dt k2 Kisla P. F. Siqueira k1 A I d[P] k1[ A] dt P k2 P se forma em reação de 1ª ordem de decaimento de A. d[ A] k1[ A] [ A] [ A]0 ek1t dt d[P] k1[ A]0 ek1t dt P (1 ek1t )[ A]0 Igual ao resultado anterior Kisla P. F. Siqueira Pré-equilíbrio k1 A +B I k2 P k’1 Há um pré-equilíbrio entre “I” e os reagentes. • O pré-equilíbrio ocorre quando as velocidades de formação e de decomposição do intermediário são muito maiores do que a velocidade de formação dos produtos. • Só é possível quando k’1 >> k2 Kisla P. F. Siqueira • Lei de velocidade de formação de P considerando o pré-equilíbrio: k1 A +B I k2 P k’1 [I ] K [ A][B] d[P] k2[I ] dt I K[ A][B] k1 K k '1 d[P] k2 K[ A][B] dt d[P] k1 k2 [ A][B] dt k '1 d[P] k[ A][B] dt Kisla P. F. Siqueira • E se considerássemos a aproximação do estado estacionário para determinar a lei de velocidade de formação de P? k1 A +B I k2 P k’1 d[P] k2[I ] dt d[ I ] k1[ A][B] k '1[I ] k2[I ] 0 dt k1[ A][B] [I ] k '1 k2 d[P] k2 k1[ A][B] dt k '1 k2 Se k’1 >> k2 , a lei de velocidade se torna igual a anterior! Kisla P. F. Siqueira • Exemplo: Deduza a lei de velocidade da decomposição do N2O5: 2 N2O5(g) → 4NO2(g) + O2(g) Admita o seguinte mecanismo: N2O5 → NO2 + NO3 k1 NO2 + NO3 → N2O5 k’ 1 NO2 + NO3 → NO2 + O2 + NO k2 NO + N2O5 → NO2 + NO2 + NO2 k 3 R = -2k1k2[N2O5]/k’1+k2 Kisla P. F. Siqueira Mecanismo de Lindemann-Hinshelwood k1 A P • Interpretação da lei de velocidade de 1ª ordem: uma molécula adquire energia suficiente para reagir através de colisões com outras moléculas; • Colisões são eventos bimoleculares simples; O mecanismo de Lindemmann-Hinshelwood explica como as reações unimoleculares ocorrem! Kisla P. F. Siqueira Exemplo: Considere a reação elementar CH3NC → CH3CN A Lei de velocidade é dada por: d[CH 3 NC ] k1[CH3 NC ] dt Dados experimentais mostram que a equação acima é válida apenas para elevadas concentrações. Kisla P. F. Siqueira De acordo com os dados experimentais a Lei de velocidade que é consistente com a reação é dada por: d[CH 3 NC ] k1[CH 3 NC ]2 dt Dúvidas: • Qual a ordem??? • Reação unimolecular??? • Que tipos de colisões ocorrem??? Mecanismo de Lindemann-Hinshelwood Kisla P. F. Siqueira k A P • No mecanismo de L. H. admite-se que a molécula do reagente “A” fica excitada na colisão com outra molécula de “A”: k1 A A A* A d[ A*] k1[ A]2 dt Intermediário ou molécula com excesso de energia Kisla P. F. Siqueira • A molécula excitada pode perder o excesso de energia numa colisão com outra molécula de “A”: k1' A A* A A d[ A*] k1'[A][ A*] dt Bimolecular! Kisla P. F. Siqueira • A molécula excitada pode se separar e formar os produtos: A* P k2 d[ A*] k2[ A*] dt Unimolecular! Kisla P. F. Siqueira Mecanismo de LindemannHinshelwood Uma vez excitada a molécula é desativada por outra colisão com “A” ou decai num processo unimolecular para formar os produtos. • Aplicando o estado permanente: d[ A*] k1[ A]2 k1'[A][ A*] k2[ A*] 0 dt 2 k1[ A] [ A*] k2 k1'[ A] Kisla P. F. Siqueira • A lei de velocidade de formação de P é dada por: A* P k2 2 d[P] k1k2[ A] k2[ A*] dt k2 k1'[ A] Não é primeira ordem! • Se a velocidade de desativação de A* pela colisão com “A” for muito maior que o decaimento unimolecular tem-se: k1'[A][ A*] k2[ A*] d[P] k1k2[ A] k[ A] dt k1' 1ª ordem! • O mecanismo de L. H. prevê que à medida que a concentração (e portanto a Pressão Parcial) de “A” diminui, a reação passa a ter uma cinética global de 2ª ordem. 2 d[P] k1k2[ A] dt k2 k1'[ A] • 2ª ordem ocorre quando: k1' k2 • A razão física da mudança de ordem é que em baixas pressões a etapa determinante da velocidade é a formação bimolecular de A*. • Equação geral: d[P] k[ A] dt Onde, k1k2[ A] k k2 k1'[ A] 1 k1' 1 k k1k2 k1[ A] Kisla P. F. Siqueira • Gráfico 1/k versus 1/[A] 1/k → O comportamento linear é em geral observado para baixas concentrações. → Desvios deste comportamento são comuns para altas temperaturas. 1/[A] Referências: • McQuarrie, D. A., Simon, J. D., Physical Chemistry: A Molecular Approach; University Science Books; 1997. • Atkins, P.; Paula, J., Físico-Química vol. 2. Editora LTC: Rio de Janeiro, 2003.