Cinética e equilíbrio químico

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Cinética e equilíbrio químico

  1. 1. Cinética e equilíbrio químico Marilena Meira
  2. 2. Cinética• Cinética é a parte da química que estuda as velocidades das reações, isto é a rapidez com que os reagentes são consumidos ou a rapidez com que os produtos são formados.
  3. 3. Reações diferentes ocorrem com diferentes velocidades• Algumas são instantâneas ou seja, a formação dos produtos ocorre assim que os reagentes são colocados em contato.• Outras processam tão devagar que pode demorar meses ou até anos para se completarem.
  4. 4. Estudo da velocidade de uma reação• O exemplo mais simples de uma reação é quando um único reagente se transforma em um único produto: A B• No instante inicial, a concentração ou a quantidade de A é máxima e vai diminuindo com o decorrer do tempo.• A concentração é representada pela fórmula da substância dentro de um colchete.
  5. 5. Estudo da velocidade de uma reação• Enquanto que no instante inicial a concentração ou a quantidade do produto B é zero e vai aumentando com o decorrer do tempo.• A B
  6. 6. Velocidade média de uma reação• A velocidade média de uma reação química pode ser expressa pela razão entre a variação da concentração de um dos reagentes ou de um dos produtos e o intervalo de tempo no qual ocorreu esta variação.• Assim a expressão da velocidade pode ser expressão para um reagente ou para um produto desta formas:
  7. 7. Condições para ocorrência de uma reação• Existem vários fatores responsáveis pela ocorrência de uma reação.• A natureza dos reagentes ou afinidade química.• Contato.• Choques eficazes.• Energia de ativação.
  8. 8. Natureza dos reagentes ou afinidade química• Substâncias diferentes podem ou não reagir.• Quando reagem é porque existe afinidade química entre elas.• Por exemplo, HCl tem afinidade química por AgNO3. No entanto, não reage com K2SO4, então pode-se dizer que o HCl não tem afinidade pelo K2SO4
  9. 9. Contato entre os reagentes• Mesmo que duas substâncias tenham afinidade química eles só irão reagir logicamente se houver contato entre eles.• Assim HCl e NaOH possuem afinidade química no entanto eles não reagirão se estiverem em frascos separados.
  10. 10. Choques eficazes• Todas as reações químicas resultam de choques entre as moléculas reagentes.• No entanto, nem todos os choques entre as moléculas reagentes resultam na formação dos produtos.• Apenas os choques eficazes isto é que ocorrem em uma posição geométrica privilegiada favorável à quebra das ligações nos reagentes e formação das novas ligações nos produtos.
  11. 11. Fator de orientaçãoPara que uma reação aconteça, é necessário que as moléculas dosreagentes colidam com a orientação correcta. Colisão Eficaz Colisão eficaz Colisão Ineficaz
  12. 12. Complexo ativado• No momento em que ocorre o choque eficaz forma-se uma estrutura intermediária entre reagentes e produtos denominada complexo ativado.• No complexo ativado existem ligações enfraquecidas presentes nos reagentes e formação de novas ligações presentes nos produtos.
  13. 13. Energia de ativação• Para que ocorra a formação do complexo ativado as moléculas dos reagentes devem apresentar além da colisão em posição favorável, energia suficiente denominada energia de ativação.
  14. 14. Energia de ativação Tal como uma bola não consegue alcançar o topo de uma colina senão rolar com energia suficiente até à colina, uma reação não ocorre seas moléculas não possuírem energia suficiente para ultrapassar abarreira de energia de ativação.
  15. 15. Energia de ativação• É a menor quantidade de energia que deve ser fornecida aos reagentes para a formação do complexo ativado e conseqüentemente para ocorrência da reação.
  16. 16. Energia de ativação• Então para que ocorra a formação do complexo ativado, os reagentes devem absorver uma quantidade de energia no mínimo igual à energia de ativação.• Este fato ocorre tanto para as reações endotérmicas quanto para as exotérmicas
  17. 17. Energia de ativação
  18. 18. Fatores que afetam a velocidade das reações químicas• Os principais fatores que alteram a velocidadede uma reação são:• Concentração dos reagentes• Temperatura• Superfície de contato• Presença de catalisadores
  19. 19. Superfície de contato
  20. 20. Superfície de contato• Quanto maior a superfície de contato maior a velocidade da reação.• Isto ocorre porque quanto maior a superfície exposta maior o número de choques e conseqüentemente maior a velocidade da reação.
  21. 21. Temperatura• O primeiro cientista a relacionar a variação da temperatura com a velocidade das reações foi Van’t Hoff que verificou que um aumento de 10 ºC faz com que a velocidade de uma reação dobre.
  22. 22. Temperatura • Como exemplo deste efeito, é o cozimento dos alimentos na panela de pressão que cozinha mais rápido, pois na panela de pressão a água ferve a uma temperatura superior a 100ºC.
  23. 23. Temperatura• Outro exemplo da influência da temperatura na velocidade de uma reação é a conservação dos alimentos por mais tempo em geladeira, pois, a velocidade de decomposição dos alimentos diminui em uma menor temperatura.
  24. 24. Catalisador• Um catalisador é uma substância que aumenta a velocidade de uma reação sem ser consumido na reação, pela sua capacidade de diminuir a energia de ativação.
  25. 25. Catalisador• O primeiro cientista a explicar a ação do catalisador foi Arrhenius em 1889.• Segundo Arrhenius o catalisador se combina com o reagente formando um composto intermediário que por sua vez se transforma no produto regenerando o catalisador.• 2.O catalisador não altera o H da reação.• 3.Um catalisador acelera tanto a reação direta quanto a inversa, pois diminui a energia de ativação de ambas.
  26. 26. Catalisador• Para uma reação com dois reagentes tem-se: A + B  AB A + C  AC (C = catalisador) AC + B  AB + C
  27. 27. Catalisador• Um catalisador acelera a reação, mas não aumenta o seu rendimento, isto é, ele produz a mesma quantidade de produto, mas num período de tempo menor.
  28. 28. Concentração dos reagentes• Quanto maior a concentração dos reagentes maior o número de choques entre as moléculas e maior a velocidade da reação.• Um pedaço de carvão em brasa queima lentamente no ar e rapidamente em oxigênio puro.• Este fato pode ser explicado em razão da concentração de oxigênio no ar atmosférico ser de 20%. Aumentando a concentração para 100% a velocidade de combustão do carvão torna-se bem mais rápida.
  29. 29. Concentração dos reagentes• A influência da concentração dos reagentes sobre a velocidade pode ser explicada matematicamente pela lei da velocidade da reação.V = k.[H2O2]Esta equação é a lei da velocidade desta reação, onde k é a constante deproporcionalidade. A [H2O2] está elevada ao expoente 1. Diz-se que areação é de primeira ordem.
  30. 30. Lei da velocidade• Seja, por exemplo, a reação: V = k.[NO]2.[Br2] Os coeficientes da equação balanceada dos reagentes (2 e 1) são iguais aos expoentes na lei da velocidade (2 e 1).
  31. 31. Lei da velocidade para uma reação elementar V = k.[NO]2.[Br2]• Os coeficientes da equação balanceada dos reagentes (2 e 1) são iguais aos expoentes na lei da velocidade (2 e 1).• Pode-se concluir que esta reação é elementar, ou seja, que ocorre em apenas 1 etapa.• Esta reação é de segunda ordem em relação ao NO e de primeira ordem em relação ao Br2. A ordem global da reação é 2+1=3.
  32. 32. Reação elementar• Para uma reação elementar, ou seja, que ocorre em apenas uma etapa os expoentes são numericamente iguais aos menores coeficientes inteiros da equação balanceada.
  33. 33. Ordem de reação em relação a determinado reagente• Uma reação é de primeira ordem em relação a um reagente quando a velocidade da reação é proporcional à concentração deste reagente elevado a primeira potencia.• Uma reação é de segunda ordem em relação a um reagente quando a velocidade da reação é proporcional à concentração deste reagente elevado a segunda potencia. V = k.[NO]2.[Br2]• E assim por diante.
  34. 34. Ordem de reação• É a soma dos expoentes dos termos de concentração que aparecem na Lei de Velocidade.• É determinada experimentalmente.• Não pode ser obtida a partir da estequiometria da reação.
  35. 35. Ordem de reação• No caso das reações que ocorrem em etapas, é a mais lenta delas que determinará a velocidade da reação.
  36. 36. Lei da velocidade• Para uma reação genérica tem-se: aA + bB  cC v = k.[A]m.[B]n• Onde m e n são expoentes apropriados a qual se deve elevar respectivamente a concentração de A e de B e determinados experimentalmente.
  37. 37. Reações reversíveis e irreversíveis• Teoricamente, toda reação química ocorre nos dois sentidos: de reagentes se transformando em produtos e de produtos se transformando de volta em reagentes.• Contudo, em certas reações, como a de combustão, virtualmente 100% dos reagentes são convertidos em produtos, e não se observa o contrário ocorrer (ou pelo menos não em escala mensurável); tais reações são chamadas de irreversíveis.• Há também uma série de reações nas quais logo que certa quantidade de produto(s) é formada, este(s) torna(m) a dar origem ao(s) reagente(s); essas reações possuem o nome de reversíveis.
  38. 38. Equilíbrio químico• Um equilíbrio químico é a situação em que a proporção entre as quantidades de reagentes e produtos em uma reação química se mantém constante ao longo do tempo.• A velocidade da reação direta torna-se igual à velocidade da reação inversa.• Para que se estabeleça o equilíbrio químico o sistema deve estar fechado e a temperatura e pressão devem se manter constantes.
  39. 39. O equilíbrio é dinâmico• Quando uma reação atinge o equilíbrio ela não para.• Ela continua se processando, porém tanto a reação direta como a inversa ocorrem à mesma velocidade, e desse jeito a proporção entre os reagentes e os produtos não varia.• Por outras palavras, estamos na presença de um equilíbrio dinâmico (e não de um equilíbrio estático).
  40. 40. Equilíbrio químico• No equilíbrio as macroscópicas permanecem constantes, ou seja, extermamente são se percebe nenhuma alteração no sistema, apesar do seu caráter dinâmico. Cor, estado físico, volume, densidade não se modificam com o passar do tempo.
  41. 41. Exemplo• O conceito de equilíbrio químico praticamente restringe-se às reações reversíveis.• Um exemplo de reação reversível é a da produção da amônia:• N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
  42. 42. Constante de equilíbrio
  43. 43. Constantes Kc e Kp
  44. 44. Interpretação da constante de equilíbrio A B KEq = [ B ] [A] KEq > 1 = [ B ] > [ A ] KEq < 1 = [ A ] > [ B ]
  45. 45. Equilíbrio homogêneo e heterogêneo• Equilíbrio químico no qual todas as substâncias que fazem parte são de mesma fase ou estado físico é chamado de equilíbrio homogêneo.• O equilíbrio heterogêneo é aquele no qual uma substância, no mínimo, está em uma fase diferente das outras.• Em reações heterogênas a expressão da constante de equilíbrio não inclui as concentrações dos sólidos.• Do mesmo modo, em reações nas quais um reagente ou produto ocorre como uma fase líquida pura, a concentração daquela substância como líquido puro é também constante.• Se desejarmos trabalhar com Kp em vez de Kc, uma vez mais necessitamos levar em conta apenas as substâncias presentes em fase gasosa.
  46. 46. 1.888
  47. 47. Consideremos o efeito da variação de concentração na misturaem equilíbrio cloro e água. A equação de equilíbrio é: Cl2 + 2 H2O HOCl + H3O+ + Cl- Esquerda Direita Esquerda Direita Esquerda
  48. 48. Exemplo: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 1mol 3 mols 2 molsO lado esquerdo da reação representa 4 mols de gás combinando-separa dar 2 mols no lado direito.Um aumento na pressão total do sistema desloca o equilíbrio para adireita.
  49. 49. Exemplo: N2(g) + O2(g) 2 NO(g) 1mol 1 mol 2 mols
  50. 50. ExemplosExemplo1:C(s) + CO2(g) + calor 2 CO(g)A reação é endotérmica e, como pode ser visto, o equilíbrio desloca-se para adireita em temperaturas mais elevadas.Exemplo2:PCl3(l) + Cl2(g) PCl5(s) + 88 kJNeste caso a reação é exotérmica. O calor fará com que o produto PCl5, sedecomponha, regenerando o PCl3 e o Cl2. Portanto, o calor desloca o equilíbriopara a esquerda.
  51. 51. Keq varia com a temperaturaExemplos: N2 + 3H2 2NH3 tC Keq 200 0,4 300 4.10-3 400 2.10-4

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