0
CINÉTICA QUÍMICA
FATORES QUE AFETAM AS VELOCIDADES          DAS REAÇÕES1. O estado físico dos reagentes.2. As concentrações dos reagentes.3...
VELOCIDADE DE REAÇÕESA velocidade de uma reação química – sua taxade reação – é a variação na concentração dosreagentes ou...
Velocidade média em relação a B = Variação na concentração de B   =                                        Variação no tem...
Variação na Velocidade com o TempoC4H8Cl(aq)   +   H2O(l)   C4H9OH(aq)   +   HCl(aq)
Velocidade instantânea = ∆[C4H9Cl] = (0,017-0,042) mol/L =                            ∆t           (800-400)s             ...
Velocidades de Reação e Estequiometria                A           B         C4H9Cl          C4H9OH                ∆[C4H9Cl...
2HI(g)         H2(g) + I2(g)                   ∆[HI]   ∆[H2]         ∆[I2]Velocidade = - 1         =       =              ...
aA + bB                         cC + dD               1   ∆[A]      1   ∆[B]     1   ∆[C]   1   ∆[D]Velocidade = -        ...
CONCENTRAÇÃO E VELOCIDADE Uma maneira de estudar o efeito daconcentração na velocidade de reação édeterminar a maneira na...
NH4+(aq)   + NO2-(aq)             N2(g) + 2H2O(l)Dados de velocidade para a reação dos íons amônio e              nitrito ...
LEI DA VELOCIDADE    A velocidade depende das concentrações                 dos reagentes.Para uma reação geral:       aA ...
Velocidade = k [A]m [B]n k – constante de velocidade ( A magnitude de k  varia com a temperatura e determina como a      ...
Expoentes na Lei da VelocidadePara a maioria das reações:  Velocidade = k [reagente 1]m [reagente 2]n ... m e n em uma lei...
Velocidade = k [NH4+] [NO2-]    O expoente de [NH4+] é um, a velocidade é de             primeira ordem em NH4+ .     O ...
 Exemplos de leis de velocidade:    2N2O5(g)              4NO2(g) + O2(g)            Velocidade = k [N2O5]CHCl3(g) + Cl2 ...
Considere a reação    A + B             C    para a qual avelocidade = k [A] [B]2. Cada uma das seguintes caixasrepresenta...
REAÇÕES DE PRIMEIRA ORDEM             “R                produtos”A velocidade da reação é diretamente proporcional à  conc...
[R]t                       ln          = -kt                            [R]0     Onde, [R]0 é a concentração do reagente ...
EXERCÍCIOS1. O ciclopropano, C3H6, é usado misturado com o oxigêniocomo anestésico. (esta prática está sendo abandonada,po...
2. O peróxido de hidrogênio se decompõe no hidróxido desódio diluído, a 20 oC, numa reação de primeira ordem.           2H...
REAÇÕES DE SEGUNDA ORDEM              “R                 produtos”        Velocidade = -      ∆ [R]     = k [R]           ...
EXERCÍCIOS1. A decomposição do HI em fase gasosa         HI (g)            ½ H2 (g) + ½ I2 (g)   Tem a seguinte equação de...
REAÇÕES DE ORDEM ZERO             “R                produtos”    Velocidade = -     ∆ [R]    = k [R] = k                  ...
 A decomposição da amônia sobre uma superfície de          platina é uma reação de ordem zero,2 NH3(g)       N2 (g) + 3 H...
REAÇÃO DE PRIMEIRA ORDEM2 N2O5 (solvente)     4 NO2 (solvente)   + O2(g)
2 H2O2(aq)                 2 H2O(l)   + O2(g)             Velocidade = k [H2O2]
NO2(g)                NO(g)      +   ½ O(g)         Velocidade = k [NO2]2
Propriedades Características das Reações do Tipo                             R              ProdutosOrdem    Equação      ...
MEIA-VIDA E REAÇÕES DE PRIMEIRA ORDEM  A meia-vida, t1/2, de uma reação é o intervalo de temponecessário para a concentraç...
1                            [R]t       1       [R]t =         [R]0            ou             =                 2         ...
VISÃO MICROSCÓPICA DAS VELOCIDADES              DE REAÇÃO  Para uma determinada reação, a velocidade da reação depende da ...
TEORIA DAS COLISÕES1. Para que ocorra reação é necessário que as moléculascolidam entre si.2. As moléculas que colidem dev...
ENERGIA DE ATIVAÇÃO As moléculas para reagirem necessitam ter uma                energia mínima.  Uma barreira de energi...
ENERGIA DE ATIVAÇÃOSe a energia de ativação for pequena, uma elevada  proporção das moléculas de uma amostra tem      ener...
ENERGIA DE ATIVAÇÃO Se a energia de ativação for elevada, apenasalgumas moléculas numa amostra terão energia            su...
EQUAÇÃO DE ARRHENIUS   A velocidade de reação depende da energia e dafreqüência de colisões entre as moléculas que reagem,...
Freqüência de colisões com   geometria correta quando aconcentração dos reagentes = 1M         k = A e-Ea/RT        Fração...
A equação de Arrhenius pode ser usada para:1. Calcular a energia de ativação a partir davariação da constante de velocidad...
k = A e-Ea/RT             ln k = ln A - (Ea/RT)ln k = ln A - Ea     1                                   Equação de Arrheni...
Efeitos dos Catalisadores na Velocidade da Reação  H3C         CH3                                   H         CH3        ...
Efeitos dos Catalisadores na Velocidade da Reação
Cinética química
Cinética química
Cinética química
Cinética química
Cinética química
Cinética química
Cinética química
Cinética química
Cinética química
Cinética química
Cinética química
Cinética química
Upcoming SlideShare
Loading in...5
×

Cinética química

1,138

Published on

Published in: Education
0 Comments
0 Likes
Statistics
Notes
  • Be the first to comment

  • Be the first to like this

No Downloads
Views
Total Views
1,138
On Slideshare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
0
Actions
Shares
0
Downloads
20
Comments
0
Likes
0
Embeds 0
No embeds

No notes for slide

Transcript of "Cinética química"

  1. 1. CINÉTICA QUÍMICA
  2. 2. FATORES QUE AFETAM AS VELOCIDADES DAS REAÇÕES1. O estado físico dos reagentes.2. As concentrações dos reagentes.3. A temperatura na qual a reação ocorre.4. A presença de um catalisador.
  3. 3. VELOCIDADE DE REAÇÕESA velocidade de uma reação química – sua taxade reação – é a variação na concentração dosreagentes ou produtos por unidade de tempo.
  4. 4. Velocidade média em relação a B = Variação na concentração de B = Variação no tempo [B] em t2 - [B] em t1 ∆[B] = = t2 - t1 ∆t Velocidade média em relação a A = - ∆[A] ∆t
  5. 5. Variação na Velocidade com o TempoC4H8Cl(aq) + H2O(l) C4H9OH(aq) + HCl(aq)
  6. 6. Velocidade instantânea = ∆[C4H9Cl] = (0,017-0,042) mol/L = ∆t (800-400)s = 6,2 x 10-5 mol L-1 s-1 Em t = 0: Velocidade Inicial de reação
  7. 7. Velocidades de Reação e Estequiometria A B C4H9Cl C4H9OH ∆[C4H9Cl] ∆[C4H9OH] Velocidade = = ∆t ∆t
  8. 8. 2HI(g) H2(g) + I2(g) ∆[HI] ∆[H2] ∆[I2]Velocidade = - 1 = = 2 ∆t ∆t ∆t
  9. 9. aA + bB cC + dD 1 ∆[A] 1 ∆[B] 1 ∆[C] 1 ∆[D]Velocidade = - =- = = a ∆t b ∆t c ∆t d ∆t
  10. 10. CONCENTRAÇÃO E VELOCIDADE Uma maneira de estudar o efeito daconcentração na velocidade de reação édeterminar a maneira na qual a velocidade nocomeço de uma reação (a velocidade inicial)depende das concentrações iniciais.
  11. 11. NH4+(aq) + NO2-(aq) N2(g) + 2H2O(l)Dados de velocidade para a reação dos íons amônio e nitrito em água a 25 oC. Velocidade = k [NH4+] [NO2-]
  12. 12. LEI DA VELOCIDADE A velocidade depende das concentrações dos reagentes.Para uma reação geral: aA + bB cC + dD Velocidade = k [A]m [B]n
  13. 13. Velocidade = k [A]m [B]n k – constante de velocidade ( A magnitude de k varia com a temperatura e determina como a temperatura afeta a velocidade).  Os expoentes m e n são normalmente números inteiros pequenos (geralmente 0, 1 ou 2). Conhecendo-se a lei da velocidade para a reaçãoe sua velocidade para um conjunto de concentrações do reagente, podemos calcular o valor da constante de velocidade, k.
  14. 14. Expoentes na Lei da VelocidadePara a maioria das reações: Velocidade = k [reagente 1]m [reagente 2]n ... m e n em uma lei de velocidade são chamados ORDENS DE REAÇÃO
  15. 15. Velocidade = k [NH4+] [NO2-]  O expoente de [NH4+] é um, a velocidade é de primeira ordem em NH4+ .  O expoente de [NO2-] é um, a velocidade é de primeira ordem em NO2-.  ORDEM TOTAL DA REAÇÃO: é a soma das ordens em relação a cada reagente na lei da velocidade.A lei da velocidade tem ordem de reação total de 1 + 1 = 2, e a reação é de segunda ordem como um todo.
  16. 16.  Exemplos de leis de velocidade: 2N2O5(g) 4NO2(g) + O2(g) Velocidade = k [N2O5]CHCl3(g) + Cl2 (g) CCl4(g) + HCl (g) Velocidade = k [CHCl3] [Cl2]1/2 H2(g) + I2 (g) 2HI (g) Velocidade = k [H2] [l2]
  17. 17. Considere a reação A + B C para a qual avelocidade = k [A] [B]2. Cada uma das seguintes caixasrepresenta uma mistura de reação na qual A é mostradocomo esferas vermelhas e B como esferas azuis. Coloqueessas misturas em ordem crescente de velocidade de reação.
  18. 18. REAÇÕES DE PRIMEIRA ORDEM “R produtos”A velocidade da reação é diretamente proporcional à concentração de R elevada à primeira potência. Velocidade = - ∆ [R] = k [R] ∆t Através de métodos matemáticos obtém-se a EQUAÇÃO INTEGRADA DE VELOCIDADE [R]t ln = -kt [R]0
  19. 19. [R]t ln = -kt [R]0  Onde, [R]0 é a concentração do reagente no instante t = 0 e [R]t é a concentração no instante t.  Se a fração [R]t / [R]0 for medida no laboratório, depois de um certo intervalo de tempo, pode calcular a constante k.  Se [R]0 e k forem conhecidas, pode-se calcular a concentração remanescente do reagente depois de um certo intervalo de tempo. Se k for conhecida, a equação pode ser usada para calcular- se o tempo decorrido até R atingir uma certa concentração.
  20. 20. EXERCÍCIOS1. O ciclopropano, C3H6, é usado misturado com o oxigêniocomo anestésico. (esta prática está sendo abandonada,pois o composto é muito inflamável.) Quando aquecido,este composto se reorganiza estruturalmente no propeno. Velocidade = k [ciclopropano] k = 5,4 x 10-2 h-1Se a concentração inicial do ciclopropano for 0,050 mol/L,quantas horas se passarão até que a concentração dessecomposto caia a 0,010 mol/L?
  21. 21. 2. O peróxido de hidrogênio se decompõe no hidróxido desódio diluído, a 20 oC, numa reação de primeira ordem. 2H2O2(aq) 2 H2O(l) + O2(g) Velocidade = k [H2O2] k = 1,06 x 10-3 min-1Se a concentração inicial do H2O2 for 0,020 mol/L, qual aconcentração do peróxido depois de exatamente 100 min?Qual a fração do reagente que resta depois de decorridoum intervalo de tempo exatamente 100 min?
  22. 22. REAÇÕES DE SEGUNDA ORDEM “R produtos” Velocidade = - ∆ [R] = k [R] 2 ∆tUsando os métodos do cálculo, esta equação pode ser transformada numa outra onde se relaciona a concentração do reagente com o tempo: 1 1 - = -kt [R]t [R]0
  23. 23. EXERCÍCIOS1. A decomposição do HI em fase gasosa HI (g) ½ H2 (g) + ½ I2 (g) Tem a seguinte equação de velocidade Velocidade = k [HI]2 Onde k = 30 L/mol . min, a 443 oC. Que intervalo de tempo é necessário para a concentração do HI cair de 0,010 mol/L para 0,0050 mol/L, a 443 oC?
  24. 24. REAÇÕES DE ORDEM ZERO “R produtos” Velocidade = - ∆ [R] = k [R] = k 0 ∆tEsta equação leva à equação integrada de velocidade [R]0 - [R]t = kt
  25. 25.  A decomposição da amônia sobre uma superfície de platina é uma reação de ordem zero,2 NH3(g) N2 (g) + 3 H2 (g) Velocidade = k [NH3]0 = k O que significa que a reação é independente da concentração de NH3. A reta que se obtém quando se plota a concentração de R num tempo t, [R]t, contra o tempo t, mostra que a equação é de ordem zero.
  26. 26. REAÇÃO DE PRIMEIRA ORDEM2 N2O5 (solvente) 4 NO2 (solvente) + O2(g)
  27. 27. 2 H2O2(aq) 2 H2O(l) + O2(g) Velocidade = k [H2O2]
  28. 28. NO2(g) NO(g) + ½ O(g) Velocidade = k [NO2]2
  29. 29. Propriedades Características das Reações do Tipo R ProdutosOrdem Equação Equação Gráfico Coeficiente Unidades da Integrada da Retilíneo Angular de k Velocidade Velocidade 0 k[R]0 [R]0 - [R]t = kt [R]t vs. t -k moles/L .s 1 k[R]1 ln ([R]t/[R]0) = -kt ln [R]t vs. t -k s-1 2 k[R]2 (1/[R]t)-(1/[R]0)=kt 1/[R]t vs. t k L/mol .s
  30. 30. MEIA-VIDA E REAÇÕES DE PRIMEIRA ORDEM A meia-vida, t1/2, de uma reação é o intervalo de temponecessário para a concentração de um reagente diminuir àmetade do seu valor inicial. Este parâmetro é um indicador da velocidade com que um reagente é consumido numareação química; quanto mais dilatada for a meia-vida, mais lenta será a reação.
  31. 31. 1 [R]t 1 [R]t = [R]0 ou = 2 [R]0 2 Onde, [R]0 é a concentração inicial e [R]t é a concentração depois de a metade do reagente ter sido consumido.  Para achar t1/2, substituímos [R]t / [R]0 = ½ t = t1/2 na equação da concentração em função do tempo para uma cinética de primeira ordem. [R]t ln =-kt [R]0 t1/2 = 0,693 ln (1/2) = - k t1/2 k
  32. 32. VISÃO MICROSCÓPICA DAS VELOCIDADES DE REAÇÃO Para uma determinada reação, a velocidade da reação depende da concentração dos reagentes, da temperatura do sistema reacional e da presença de catalisadores, substâncias que não aparecem como reagentes ouprodutos na reação química mas que participam da reação fazendo com que esta ocorra mais rapidamente.
  33. 33. TEORIA DAS COLISÕES1. Para que ocorra reação é necessário que as moléculascolidam entre si.2. As moléculas que colidem devem ter valores mínimosde energia.3. As moléculas colidentes devem estar apropriadamenteorientadas.
  34. 34. ENERGIA DE ATIVAÇÃO As moléculas para reagirem necessitam ter uma energia mínima.  Uma barreira de energia que deve ser vencida pelos reagentes para que a reação ocorra. A energia necessária para vencer esta barreira é denominada ENERGIA DE ATIVAÇÂO, Ea.
  35. 35. ENERGIA DE ATIVAÇÃOSe a energia de ativação for pequena, uma elevada proporção das moléculas de uma amostra tem energia cinética suficiente para reagir. A reação será rápida.
  36. 36. ENERGIA DE ATIVAÇÃO Se a energia de ativação for elevada, apenasalgumas moléculas numa amostra terão energia suficiente para reagir. A reação será lenta.
  37. 37. EQUAÇÃO DE ARRHENIUS A velocidade de reação depende da energia e dafreqüência de colisões entre as moléculas que reagem, da temperatura e da orientação apropriada das moléculas ao colidirem. k = A e-Ea/RT
  38. 38. Freqüência de colisões com geometria correta quando aconcentração dos reagentes = 1M k = A e-Ea/RT Fração de moléculas com energia mínima para reação
  39. 39. A equação de Arrhenius pode ser usada para:1. Calcular a energia de ativação a partir davariação da constante de velocidade com atemperatura.2. Determinar a constante de velocidade, numadada temperatura, sendo conhecidos a energia deativação e o fator de freqüência A.
  40. 40. k = A e-Ea/RT ln k = ln A - (Ea/RT)ln k = ln A - Ea 1 Equação de Arrhenius R T y = a + bx Equação de uma reta
  41. 41. Efeitos dos Catalisadores na Velocidade da Reação H3C CH3 H CH3 C C (g) C C (g) H H H3C H cis-2-buteno trans-2-buteno Velocidade = k [cis-2-buteno] Adição de traços de iodo em fase gasosa, I2: Velocidade = k [cis-2-buteno] [I2]1/2
  42. 42. Efeitos dos Catalisadores na Velocidade da Reação
  1. A particular slide catching your eye?

    Clipping is a handy way to collect important slides you want to go back to later.

×