Cinetica

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Cinetica

  1. 1. CINÉTICA QUÍMICA
  2. 2. CINÉTICA QUÍMICA Parte da química que estuda a rapidez das reações
  3. 3. Oxidação do ferro (ocorre de forma lenta). Este estudo é importante para o nosso dia-a-dia, pois explica alguns fenômenos que convivemos tais como:
  4. 4. Alimentos em panela de pressão cozinham mais rápidos.
  5. 5. VELOCIDADE MÉDIA DE UMA REAÇÃO É a maior ou menor rapidez (velocidade) com que uma reação ocorre
  6. 6. 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 v = [ final ] [ inicial ] – final t – inicial t M
  7. 7. As quantidades das substâncias são medidas em mol/L, massas, volumes (gases), etc., Enquanto que o intervalo de tempo pode ser dado em segundos, minutos ou horas
  8. 8. A quantidade de reagente ou produto medida em mol/L é representada por [ ]
  9. 9. 01) (Covest – 2006) A reação de decomposição da amônia gasosa foi realizada em um recipiente fechado: 2 NH 3  N 2 + 3 H 2 A tabela abaixo indica a variação na concentração de reagente em função do tempo. Concentração de NH 3 em mol/ L Tempo em horas 8,0 6,0 4,0 1,0 0,0 1,0 2,0 3,0 Qual é a velocidade média de consumo do reagente nas duas primeiras horas de reação? a) 4,0 mol / L.h b) 2,0 mol / L.h c) 10 km / h d) 1,0 mol / L.h e) 2,3 mol / h V m = 4 mol / L 2 h = 2 mol / L . h
  10. 10. 02) Em determinada experiência, a reação de formação de água está ocorrendo com o consumo de 4 mols de oxigênio por minuto. Conseqüentemente, a velocidade de consumo de hidrogênio é de: a) 2 mols/min. b) 4 mols/min. c) 8 mols/min. d) 12 mols/min. e) 16 mols/min. H 2 + O 2  H 2 O 2 mols/min de H 2 1 mols/min de O 2 n mols/min de H 2 4 mols/min de O 2 n = 2 x 4 n = 8 mols / min 2 2 1
  11. 11. 03) (FMIt - MG) Numa reação completa de combustão, foi consumido, em 5 min, 0,25 mol de metano, que foi transformado em CO 2 e H 2 O. A velocidade da reação será: a) 0,80 mol/min. b) 0,40 mol/min. c) 0,05 mol/min. d) 0,60 mol/min. e) 0,30 mol/min. V m = 0,25 mol 5 min = 0,05 mol / min V m
  12. 12. 04) (Mack – SP) Numa certa experiência, a síntese do cloreto de hidrogênio ocorre com um consumo de 3,0 mol de H 2(g) por minuto. A velocidade de formação do cloreto de hidrogênio é igual a: Dado: H 2 (g) + Cl 2 (g)  2 HCl (g) <ul><li>ao dobro da do consumo de gás cloro. </li></ul><ul><li>a 3,0 mol / minuto. </li></ul><ul><li>a 2,0 mol / minuto. </li></ul><ul><li>a 1,0 mol / minuto. </li></ul><ul><li>a 1,5 mol / minuto. </li></ul>Ex. 01 Pag. 38 1 H 2 (g) + 1 Cl 2 (g)  2 HCl (g) Produz o DOBRO do consumo de gás cloro
  13. 13. Ex. 05 Pag. 38 05) (Ufscar – SP) Para a reação A + 2 B  C, com concentrações iniciais de A e B iguais a 8,5 molar e 15 molar, respectivamente, colheram-se os seguintes dados em laboratório: tempo (h) 0 1,0 2,0 3,0 4,0 [C] 0 3,0 4,5 5,0 5,5 Calcule: a) A velocidade média da reação no intervalo de tempo de 1h e 3h. a) A concentração de A no tempo de 4h v = 5,0 – 3,0 3 – 1 = 2,0 2 = 1 mol/L x h Em 4 h são produzidos 5,5 mol/L de C, que tem a mesma velocidade de consumo de A, 5,5 mol/L Em 4 h restarão 8,5 – 5,5 = 3,0 mol/L
  14. 14. Ex. 07 Pag. 38 06) (Unisinos – RS) A combustão completa do etanol ocorre pela equação C 2 H 6 O + 3 O 2  2 CO 2 + 3 H 2 O. Considerando que em 1 h de reação foram produzidos 2640g de gás carbônico, você conclui que a velocidade da reação, expressa em nº de mols de etanol consumido por minuto, é igual a: <ul><li>0,5 mol/min. </li></ul><ul><li>1,0 mol/min. </li></ul><ul><li>c) 23 mol/min. </li></ul><ul><li>d) 46 mol/min. </li></ul><ul><li>e) 69 mol/min. </li></ul>= 60 mols/h n = 2640 44 1 C 2 H 6 O + 3 O 2  2 CO 2 + 3 H 2 O n = 60 mols / 60 min n = 1 mol / min n = 0,5 mol / min
  15. 15. FATORES QUE INFLUEM NA VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO Para compreendermos os fatores que alteram a velocidade de uma reação devemos conhecer a TEORIA DAS COLISÕES
  16. 16. energia suficiente e orientação adequada COLISÃO EFETIVA H 2 I 2 + 2 HI
  17. 17. energia insuficiente COLISÃO NÃO EFETIVA H 2 I 2 + H 2 I 2 +
  18. 18. orientação inadequada COLISÃO NÃO EFETIVA H 2 I 2 + H 2 I 2 +
  19. 19. I. Da freqüência das colisões. II. Da energia das colisões. III. Da orientação das moléculas nas colisões . De acordo com a teoria das colisões pode-se afirmar que a velocidade de uma reação depende:
  20. 20. A freqüência e a energia das colisões são afetadas pelos fatores: Estado particular em que se encontram os reagentes Temperatura em que se realiza a experiência Eletricidade
  21. 21. Luz Pressão Concentração dos reagentes Catalisadores
  22. 22. Estado particular dos reagentes No que se refere ao estado físico dos reagentes Os gases reagem melhor que os líquidos, e estes melhor que os sólidos No que se refere aos sólidos: Quanto mais pulverizados estiverem os reagentes, mais rápida é a reação
  23. 23. Temperatura em que se realiza a experiência Um aumento da temperatura aumenta a freqüência e a energia das colisões entre os reagentes, como conseqüência, o número de colisões efetivas e a velocidade da reação aumentam
  24. 24. Para que as moléculas quebrem suas ligações iniciais e formem novas substâncias é necessária uma energia mínima denominada de ENERGIA DE ATIVAÇÃO (Ea)
  25. 25. caminho da reação energia ( kcal ) + 10 + 15 + 50 E a = + 40 kcal
  26. 26. A energia elétrica pode ser usada para aumentar a energia cinética das moléculas e, em função disto aumentar a velocidade da reação É o que ocorre nos motores dos automóveis onde a faísca elétrica provoca a combustão da gasolina ELETRICIDADE
  27. 27. LUZ A luz provoca algumas reações denominadas de REAÇÕES FOTOQUÍMICAS As principais são: Fotossíntese Decomposição da água oxigenada em água e oxigênio
  28. 28. CATALISADORES É uma substância que diminui a energia de ativação de uma reação aumentando assim a sua velocidade Os catalisadores não são consumidos durante a reação Os catalisadores não alteram a variação de entalpia da reação
  29. 29. caminho da reação energia ( kcal ) + 10 + 15 E a = + 40 kcal sem catalisador + 50 + 30 E a = + 20 kcal com catalisador
  30. 30. 01) A velocidade de uma reação química depende: <ul><li>Do número de colisões entre moléculas na </li></ul><ul><li>unidade de tempo. </li></ul><ul><li>Da energia cinética das moléculas envolvidas </li></ul><ul><li>na reação. </li></ul>III. Da orientação das moléculas. Estão corretas as alternativas: a) I, II e III. b) somente I. c) somente II. d) somente I e II. e) somente I e III. V V V
  31. 31. 02) O carvão é combustível constituído de uma mistura de compostos ricos em carbono. A situação do combustível, do comburente e a temperatura utilizada favorecerão a combustão do carbono com maior velocidade, é, na ordem: a) carvão em pedaços, ar atmosférico, 0°C. b) carvão pulverizado, ar atmosférico, 30°C. c) carvão em pedaços, oxigênio puro, 20°C. d) carvão pulverizado, oxigênio puro, 100°C. e) carvão em pedaços, oxigênio líquido, 50°C.
  32. 32. CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES Um aumento da concentração dos reagentes numa solução acarretará no aumento do número de colisões e, em conseqüência, um aumento da velocidade da reação
  33. 33. Para uma reação genérica: a A + b B  Produtos A velocidade da reação é dada pela expressão: Onde os valores de “ x ” e “ y ” são determinados experimentalmente Esta equação é conhecida pelo nome de LEI DA VELOCIDADE v = k [ A ] [ B ] x y
  34. 34. Para as reações ELEMENTARES os valores dos expoentes são iguais aos coeficientes das substâncias na equação química 2 NO (g) + H 2 (g)  N 2 O (g) + H 2 O (g) v = k [ NO ] [ H 2 ] 2 Para a reação: A lei da velocidade é :
  35. 35. Se uma reação ocorrer em várias etapas sua velocidade é dada pela ETAPA MAIS LENTA A + A  A 2 ( etapa lenta ) A 2 + B  A 2 B ( etapa rápida ) 2 A + B  A 2 B ( reação global ) v = k [ A ] 2 A lei da velocidade é:
  36. 36. 01) A reação A + 2 B  P se processa em uma única etapa. Qual a velocidade desta reação quando K = 0,3 L/mol . min, [A] = 2,0 M e [B] = 3,0 M ? a) 5,4. b) 4,5. c) 1,8. d) 18,0. e) 54. v = k [ A ] [ B ] 2 k = 0,3 L / mol . min [ A ] = 2,0 M [ B ] = 3,0 M = 0,3 x 2 x 3 2 = 0,3 x 2 x 9 v = 5,4
  37. 37. 02) (Unip-SP) A poluição é uma das causas da destruição da camada de ozônio. Uma das reações que podem ocorrer no ar poluído é a reação do dióxido de nitrogênio com o ozônio: 2 NO 2 (g) + O 3 (g)  N 2 O 5 (g) + O 2 (g) Essa reação ocorre em duas etapas: I. NO 2 (g) + O 3 (g)  NO 3 (g) + O 2 (g) (lenta) II. NO 3 (g) + NO (g)  N 2 O 5 (g) (rápida) Assinale a lei de velocidade para essa reação: <ul><li>v = k [NO 2 ] [O 3 ] </li></ul><ul><li>v = k [NO 2 ] [O 3 ] </li></ul><ul><li>v = k [NO 3 ] [NO 2 ] </li></ul><ul><li>v = k [NO 2 ] [O 3 ] + k’ [NO 3 ] [NO 2 ] </li></ul><ul><li>v = k [NO 2 ] </li></ul>2 2 Pág. 45 Ex. 11
  38. 38. 03) Na decomposição térmica da amônia expressa pela equação: 2 NH 3 (g)  N 2 (g) + 3 H 2 (g) Duplicando-se a concentração molar de NH 3 , a velocidade da reação ficará: a) inalterada. b) duas vezes maior. c) três vezes maior. d) quatro vezes maior. e) seis vezes maior. v = k [ NH 3 ] 2 [ NH 3 ] = x mol /L v = k x 2 [ NH 3 ] = 2x mol /L v’ = k ( 2x ) 2 v’ = k x 4 2 v’ = 4 v
  39. 39. 04) Unisinos-RS) Na Química ambiental, que procura, entre outras coisas, avaliar formas de atenuar a emissão de substâncias gasosas que depreciam a qualidade do ar; a reação entre os gases monóxido de carbono e oxigênio, para produzir dióxido de carbono, tem grande importância. A equação representativa dessa reação é: 2 CO (g) + O 2 (g) 2 CO 2 (g) v 1 v 2 Quando se duplicarem, simultaneamente, as concentrações molares de CO e O 2 , efetuando a reação em sistema fechado, por quantas vezes ficará multiplicada a velocidade da reação “v”? <ul><li>2. </li></ul><ul><li>4. </li></ul><ul><li>8. </li></ul><ul><li>16. </li></ul><ul><li>32. </li></ul>Pág. 45 Ex. 10 v = k [CO] [O 2 ] 2 [CO 2 ] = x mol/L [O 2 ] = y mol/L 2 v = k x y [CO 2 ] = 2x mol/L [O 2 ] = 2y mol/L 2 v’ = k (2x) (2y) 2 v’ = 8 v k x y
  40. 40. 05) A tabela abaixo apresenta os valores das velocidades de reação e as correspondentes concentrações em mol / L dos reagentes em idênticas condições, para o processo químico representado pela equação: 3 X + 2 Y  Z + 5 W velocidade [ X ] [ Y ] 10 10 10 10 10 40 40 20 5 Qual a equação de velocidade desse processo? v = k [ X ] [ Y ] b x a 1 2 3 1 2 = 10 40 k k x x x 10 5 b a b a 10 10 x 2 3 = 40 40 k k x x x 10 10 b 2 b 2 20 10 4 = 2 a = 2 a 2 2 a = 2 1 = 2 b = 2 b 2 0 b = 0 v = k [ X ] [ Y ] 0 2 ou v = k [ X ] 2 Pág. 44 Ex. 08
  41. 41. 06) (Urca-CE) Dada a seguinte reação genérica “2 A + B  C” e o quadro cinético abaixo: É correto afirmar: <ul><li>é uma reação elementar. </li></ul><ul><li>a ordem global da reação é 2. </li></ul><ul><li>a lei de velocidade é v = k[A] 2 [B]. </li></ul><ul><li>a constante de velocidade é igual a 1. </li></ul><ul><li>a lei de velocidade é v = k[A][B] 2 . </li></ul>v = k [A] [B] x y = 2 1 1,80 0,20 k . (0,42) (0,63) x y k . (0,42) (0,21) x y 9 = 3 y y = 2 = 3 1 0,40 0,20 k . (0,84) (0,21) x y k . (0,42) (0,21) x y 2 = 2 x x = 1 v = k [A] [B] 2 0,40 0,21 0,84 III 1,80 0,63 0,42 II 0,20 0,21 0,42 I Velocidade (mol/L.s) [B] mol/L [A] mol/L Experiência

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