Cinética

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Cinética

  1. 1. CINÉTICA QUÍMICA Prof. Adrianne Mendonça
  2. 2. Seja Bem-Vindo a Goiânia Velocidade MédiaHora da saída: 11:45 ∆d 40km Vm = = = 40 km h ∆t 1h Distância Hidrolândia: 40 km Seja Bem-Vindo a Hidrolândia Hora da chegada: 12:45
  3. 3. VELOCIDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS. 2 NaN3(s) 2 Na(s) + 3 N2(g) Gás que infla o airbag 2 Fe(s) + 3/2 O2(g) Fe2O3(s) Ferrugem
  4. 4. VELOCIDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS.A cabeça de palito de fósforo contém uma substância chamada trissulfeto detetrafósforo. Esse composto inflama na presença de oxigênio, ocorrendo, àpressão ambiente, a liberação de uma grande quantidade de calor. P4S3(s) + 8 O2(g) P4O10(s) + 3 SO2(g)
  5. 5. 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. V= | ∆Q | ∆t
  6. 6. 2 N2O5(g)  4 NO2(g) + 1 O2(g) Representação Gráfica O2 Tempo N2O5 NO2 (mol/L (min) (mol/L) (mol/L) ) 0,2 0 0,112 0 0 0,19 0,18 5 0,08 0,064 0,016 0,17 10 0,056 0,112 0,028 0,16 20 0,028 0,168 0,042 0,15 0,14 30 0,014 0,196 0,049 0,13Concentração (mol/L) 0,12 0,11 N2O5 (mol/L) 0,1 NO2(mol/L) 0,09 O2(mol/L) 0,08 0,07 0,06 Note que a inclinação da 0,05 curva NO2 é maior que a 0,04 0,03 curva O2, fato relacionado 0,02 0,01 com os coeficientes 0 estequiométricos 0 5 10 15 20 25 30 Tempo (min)
  7. 7. 2 N2O5(g)  4 NO2(g) + 1 O2(g) O2 O2 Tempo N2O5 NO2 (mol/L Tempo N2O5 NO2 (mol/L (min) (mol/L) (mol/L) ) (min) (mol/L) (mol/L) ) 0 0,112 0 0 0 0,112 0 0 5 0,08 0,064 0,016 5 0,08 0,064 0,016 10 0,056 0,112 0,028 10 0,056 0,112 0,028 20 0,028 0,168 0,042 20 0,028 0,168 0,042 30 0,014 0,196 0,049 30 0,014 0,196 0,049a) Velocidade média de consumo do N 2O5 entre t = 0 e b) Velocidade média de consumo do N 2O5 entre t = 5 et = 5 min: | 0,08 mol L − 0,112 mol L | t = 10 min:0,056 mol L − 0,08 mol L | |Vm ( 0→5) = = 0,0064 mol L. min Vm (5→10) = = 0,0048 mol L. min 5 min − 0 min 10 min − 5 min ω (mol/L) N2O5(g) t(min)
  8. 8. 2 N2O5(g)  4 NO2(g) + 1 O2(g) O2 O2 Tempo N2O5 NO2 (mol/L Tempo N2O5 NO2 (mol/L (min) (mol/L) (mol/L) ) (min) (mol/L) (mol/L) ) 0 0,112 0 0 0 0,112 0 0 5 0,08 0,064 0,016 5 0,08 0,064 0,016 10 0,056 0,112 0,028 10 0,056 0,112 0,028 20 0,028 0,168 0,042 20 0,028 0,168 0,042 30 0,014 0,196 0,049 30 0,014 0,196 0,049a) Velocidade média de produção do NO 2 entre t = 0 e b) Velocidade média de produção do NO 2 entre t = 5 et = 5 min: t = 10 min: | 0,064 mol L − 0 mol L | | 0,112 mol L − 0,064 mol L |Vm ( 0→5) = = 0,0128 mol L. min Vm (5→10) = = 0,0096 mol L. min 5 min − 0 min 10 min − 5 min ω (mol/L) [NO2] [O2] t(min)
  9. 9. VELOCIDADE MÉDIA DA REAÇÃO (VM) Considere uma reação genérica: aA + bB  cC + dD Em que as letras minúsculas são os coeficientes (nº de mol) e as maiúsculas são as substâncias participantes da reação. VA VB VC VD Vm = = = = a b c d
  10. 10. VELOCIDADE MÉDIA DE UMA REAÇÃO 2A  4B + C 2  4 + 1 0,02 mol/L.min 0,04 mol/L.min 0,01 mol/L.minVmédia da reação = 0,02 mol/L.min = 0,04 mol/L.min = 0,01 mol/L.min 2 4 1Vmédia da reação = 0,01 mol/L.min
  11. 11. 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; ∆t = 20 min. Responda: a) Qual a velocidade média da reação? Resposta: Como os dados referem-se ao H2 devemos calcular primeiramente sua velocidade: ∆[H2 ] → VH2= 2 - 6 → VH2= -4 VH2 = 20 20 ∆t VH2= - 0,2 mol/L min
  12. 12. Agora vamos calcular a velocidade média da reação. VB VH2 0, 2 Vm = →Vm = →Vm = b 3 3 Vm = 0,07 mol/L minb) qual a velocidade de formação do NH3? VNH3 VNH3 Vm = → 0,07 = 2 2 VNH3 = 0,14 VNH3= 0,14 mol/L min
  13. 13. LEI DE GULDBERG-WAAGE OU LEI DA VELOCIDADEA influência da concentração dos reagentes sobre a velocidadedas reações foi enunciada em 1864 pelos cientistas CatoMaximilian Guldberg e Peter Waage, por meio da lei da açãodas massas.“A velocidade de uma reação é diretamente proporcional aoproduto das concentrações molares dos reagentes, elevadas aexpoentes determinados experimentalmente”.
  14. 14. LEI DE GULDBERG-WAAGE OU LEI DA VELOCIDADEConsidere a reação genérica: aA + bB → cC + dD V = k [A]a [B]bV = 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.
  15. 15. 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.
  16. 16. EXEMPLO:Dado a Reação elementar: N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)Lei da velocidade: V= k [N2] [H2]3Ordem da reação: 1+3= 4 então 4ª ordem
  17. 17. EXEMPLO: 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
  18. 18. OBSERVAÇÕES 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]
  19. 19. Para a reação não-elementar: H2O2 + 2I ­ + 2H+ → 2H2O + I 2 Foram obtidos os seguintes resultados:A velocidade da reação depende apenas das concentrações de H2O2 eI ­.
  20. 20. No estudo cinético de uma reação foram obtidos os seguintes dados:A expressão da velocidade pode ser representada por : V = k [HgCl 2] . [C2O42-] 2
  21. 21. EQUAÇÃO DE ARRHENIUS − Ea k = Ae RTEm que:k- constante de velocidadeA – 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 absolutaQuanto menor Ea e maior T , maior k.
  22. 22. Equação da velocidade 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: dCa v= dtA velocidade de reaçãonormalmente é representada pelaletra r (do inglês rate), e assim aforma realmente usual será entãoa seguinte: dCa − ra = − dt
  23. 23. Utilidade das equações cinéticas1- Calcular a velocidade de uma reação apartir do conhecimento da constante develocidade e das concentrações dereagentes;2- Calcular a concentração de reagentes emqualquer instante durante o decorrer de umareação.
  24. 24. Ordem da reaçãoO termo “ordem” vem da matemática onde é utilizado naclassificação das equações diferenciais. Asleis de velocidade são equações diferenciais. Em cinéticaquímica, tais equações são classificadas deacordo com a ordem da reação.A ordem de uma reação é definida como sendo a somadas potências dos termos de concentraçãoque aparecem na equação de velocidade da reaçãoquímica. É normalmente, um número inteiro pequeno,podendo em casos especiais, ser zero ou fracionário.É importante ressaltar, que a ordem de reação é umagrandeza que normalmente é obtida a partirde dados experimentais, em grande parte das vezes semo conhecimento real do mecanismo da reação.
  25. 25. Meia VidaTempo de meia-vida(t1/2): é o temponecessário para que aconcentração de umareagente diminua parametade do seu valorinicial.Tempo de meia vida reação de primeira ordem.
  26. 26. Resumo da cinética de reações de ordem zero, 1ª ordem e 2ª ordem Equação Tempo deOrdem Equação cinética concentração-tempo meia-vida [A]0 0 Velocidade =k [A] = [A]0 - kt t½ = 2k ln21 Velocidade = k [A] ln[A] = ln[A]0 - kt t½ = k 1 1 12 Velocidade = k [A] 2 = + kt t½ = [A] [A]0 k[A]0
  27. 27. Basicamente a ocorrência de uma reaçãodepende de:Contato entre as partículas: (átomos, moléculas ouíons) dos reagentes.Afinidade química: uma certa tendência naturalpara reagir.Choques eficazes (colisões efetivas): a colisãoentre as partículas dos reagentes deve ocorrer emuma orientação favorável, para que as ligaçõesexistentes nos reagentes sejam rompidas.Energia de ativação: para que uma reaçãoaconteça, é necessário um mínimo de energia, alémdaquela que os reagentes já apresentam.
  28. 28. Quanto maior a superfície de contato entre os reagentes, ou seja, quantomais pulverizado/fragmentado maior o número de colisões entre aspartículas reagentes. Isso faz com que aumente o número de colisõeseficazes, 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)
  29. 29. Aumentado a temperatura, aumenta a energia cinética das moléculasreagentes (grau de agitação das moléculas), o que proporciona umaumento no número de colisões e aumento do número de moléculas comenergia igual ou superior à energia de ativação, aumentado a velocidade dareação.Exemplo:Lavar roupas em água fria (demora mais para retirar manchas)Lavar roupas em água quente (retira as manchas mais rapidamente)
  30. 30. Aumentando a concentração (quantidade ou até mesmo a pressão de umgás) estamos aumentando o número de choques entre as partículasreagentes, o que conseqüentemente aumenta a velocidade da reação.Exemplo:Se você tomar 10 gotas de um analgésico e a dor de cabeça não passar, oque você normalmente faz é tomar mais 10 gotas. Você aumentou aconcentração de analgésico no seu organismo assim ele fará efeito maisrápido.
  31. 31. Catalisador é uma espécie química que promove o aumento da velocidadede uma reação através da diminuição da energia de ativação. O catalisadorparticipa temporariamente do processo, formando com os reagentes umcomplexo ativado menos energético. Porém ao final da reação écompletamente recuperado, sem sofrer alteração na sua composição oumassa.Ex.:N2(g) + 3H2(g) → 2NH3 ; V1N (g) + 3H2(g) 2NH3 ; V2Com certeza o V2 é maior queFe(s) pois o ferro age como catalisador na o V1,segunda reação.
  32. 32. Catalisador e reagentes estão no mesmo estado físico (possui apenas uma fase). 2H2O2 (aq) 2H2O (l) + O2 (g) OH − ( aq )  → 
  33. 33. Catalisador e reagentes se encontram em estados físicos diferentes (possui duas ou mais fases).C2H4 (g) + H2 (g) C2H6 (g) Ni( s )  → 
  34. 34. Algumas reações que ocorrem rapidamente dentro do corpo humano, demorariammuito tempo para ocorrer fora, isto porque no corpo humano temos enzimas quesão catalisadores.A ação de uma enzima é altamente específica, ou seja, geralmente cada enzimacatalisa uma única reação.A enzima maltase, por exemplo, catalisa apenas o processo de transformação damaltose em glicose:C12H22O11 (aq) + H2O 2 C6H12O6 (aq) maltaseOutra reação que se não fosse a enzima ptialina (encontrada na saliva) levaria diaspara ocorrer é a decomposição do amido.
  35. 35. Obrigada ! !!!!!!

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