Conceitos de cinética química

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O material aborda de forma didática os principais conceitos de cinética química. Relacionando-os com a derivada e aplicações.

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Conceitos de cinética química

  1. 1. Conceitos de Cinética Química Hugo Félix
  2. 2. Explicar o que é cinética química, apresentando seus principais conceitos e exemplificando algumas reações químicas.
  3. 3. Conteúdos                 O que é cinética química?; Velocidade de uma reação química e unidade; Velocidade de uma reação química e a concentração; Velocidade instantânea de uma reação; Lei de velocidade; Lei de velocidade e ordem de uma reação; Revisão; Lei de velocidade integrada de primeira ordem; Aplicação da lei de velocidade integrada de primeira ordem; Lei de velocidade integrada de segunda ordem; Modelo de reações: a teoria do complexo ativado; Teoria do complexo ativado: características; Teoria do complexo ativado: exemplos; Catalisadores; Catalisadores químicos e biológicos; Revisão.
  4. 4. O que é cinética química? Uma área da química envolvida estudo das reações químicas. no
  5. 5. Velocidade de uma reação química e unidade  Na física: Vm=∆S/∆t .: ∆S= variação da posição e ∆t= variação do tempo.  Na química: Vm=-∆[x]/∆t .: x massa do composto molaridade do composto e ∆t= variação do tempo.
  6. 6. Velocidade de uma reação química e Velocidade de uma reação a concentração química e a concentração • Vm=-∆[x]/∆T Vm=-∆[x]/∆t aA + bB  cC + dD Reação química genérica aA + bB  cC + dD Reação química genérica • Como expressar a velocidade de uma reação  Como independentemente de química expressar a velocidade dos uma reação coeficientes química independentemente dos coeficientes estequimiométrico? estequimiométrico? vm = 𝑉𝑚 1∆[𝐴] =𝑎∆𝑇 1∆[𝐵] 𝑏∆𝑇 = 1∆[𝐶] 1∆[𝐷] 𝑐∆𝑇 = 𝑑∆𝑇
  7. 7. A velocidade instantânea velocidade instantânea da reação de uma reação Vm = Vm 1d[A] a∆T =- 1d[B] b∆T = 1d[C] c∆T = 1d[D] d∆T Velocidade de uma reação química em termos da derivada*. * Derivada: Operação matemática relacionando duas variáveis.
  8. 8. Lei de velocidade V= a k[X] .: V=V(X)  V velocidade da reação; k Constante de velocidade e X Concentração da espécie.  Expresse a velocidade de isomerização do isocianeto de hidrogênio para cianeto de hidrogênio? 1) Reação química: HNC(g)  HCN(g) 2) Lei de velocidade*: V=k[HNC]a *Uma lei de velocidade é determinada experimentalmente.
  9. 9. Lei de velocidade e ordem de uma reação  Ordem da reação*: valor do expoente da concentração  Exemplo: H2 + Br2  2HBr .: V= k[H2][Br2]1/2  Ordem de reação para [H2] = 1  Ordem de reação para [Br2] = ½ Qual a ordem de reação global para a reação acima? 1+1/2 = 3/2. *A ordem da reação assuem valores inteiros ou semi-inteiros.
  10. 10. Revisão  O que é cinética química?;  Velocidade de uma reação e unidade;  Velocidade de uma reação e concentração;  Velocidade instantânea;  Lei de velocidade;  Ordem de uma reação;
  11. 11. Lei de velocidade integrada de primeira ordem V=k[A]  V = - d[A]/dt = k[A]  d[A]/[A]=-kdt [A]f=[A]oe-kt
  12. 12. Aplicação da Lei de velocidade integrada de primeira ordem  Calcule a concentração de N2O5 remanescente 600s (10min) após o início de sua decomposição a 65ºC, quando sua concentração inicial era 0,040 Mol/L. A constante k vale 5,2x10-3 s-1.  1) reação química: 2N2O5(g)  4NO2(g) + O2(g)  2) velocidade: V=k[N2O5]  3) [A]f=[A]oe-Kt: [N2O5]f= [N2O5]ie-kt  4) [N2O5]f= (0,040 Mol/L).e-(5,2x10-3s-1)x(600s)  5) [N2O5]f= 0,0018Mol/L  Análise da reação: Após 600s, a concentração de N2O5 cai de 0,040 Mol/L para 0,0018 Mol/L.
  13. 13. Lei de velocidade integrada de segunda ordem • V=k[A] 2  V =-d[A]/dt = k[A]2  d[A]/[A]2=-kdt [A]f= [A]o 1 + [A]okt
  14. 14. Modelo de Reações: A teoria do complexo ativado Usada para explicar como acontece uma reação química. Aplica-se a gases e soluções; Mais geral que a teoria das colisões, a qual foi elaborada para descrever gases.
  15. 15. A teoria do complexo ativado: características 1) Choques entre moléculas  reação química; 2) Energia mínima (Ea)  Energia de ativação; 3) Formação de estado de transição*; 4) Maior temperatura  Mais moléculas com energia de ativação. *Estado intermediário de alta energia entre reagentes e produtos.
  16. 16. A teoria do complexo ativado: exemplos Choques entre moléculas ↑ Temperatura ↑Energia Energia de ativação (Ea)
  17. 17. Catalisadores  Qual a utilidade dos catalisadores? Baixar a energia de ativação. Um catalisador fornece um novo caminho de reação com energia de ativação mais baixa. Portanto, permitindo que mais moléculas reagentes cruzem a barreira e formem produtos.
  18. 18. Catalisadores químicos e biológicos Catálise química Catálise biológica Proteínas com funções catalisadoras. Catalisadores metálicos no escapamento de um automóvel.
  19. 19. Revisão  Lei de velocidade integrada de primeira ordem;  Lei de velocidade integrada de segunda ordem;  Modelos de reações;  Teoria do complexo ativado:características e exemplos;  Catalisadores químicos e biológicos.
  20. 20. Obrigado.

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