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Aula 13   controle das reações químicas - parte i (cinética química) - 27.04.11
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  • 1. Química Geral Aplicada a Engenharia 1º. Sem./2011 Engenharias© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 2. •Velocidade •Fatores •Presença de das reções que catalisadores afetam© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 3. Cinética Química• O que é Cinética Química ?• Para que serve a Cinética Química ?• Qual a sua importância para os processos químicos e físicos ?• Por que o controle das velocidades das reações é vital para o ser humano ?• Quais as aplicações no dia a dia e na engenharia ?© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 4. © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 5. Cinética Química© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 6. Cinética Química Rápidas Lentas© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 7. • 2 NaN3 (s)  3 Na (s) + 3 N2 (g)© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 8. © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 9. © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 10. Cinética Química© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 11. © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 12. © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 13. Cinética Química H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g) t0 1 mol 1 mol 0 t1 (1-x1) (1-x1) 2.x1 t1/2 (1-0,5) (1-0,5) 1 mol t 0 0 2 mols© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 14. Cinética Química Q (mol) I2 + H2 (2 mols) (1 mols) 2 HI (0 mol) t0 t1 t1/2 t tempo • Velocidade de consumo  v  [reagentes] • Velocidade de formação  v  [produtos]© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 15. © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 16. Cinética Química Velocidade média (vm) é a variação na quantidade de um reagente ou um produto num intervalo de tempo. m n V C vm  ou ou ou t t t t• m = massa, n = no mols, V = volume, C = concentração molar• onde, C = [ ] (mols/L)• ∆t → ano, mês, dia, hora, min, seg, etc© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 17. Cinética Química • Reação A  B: • reagente consumido (∆n de A / unidade de tempo) • produto formado (∆n de B / unidade de tempo) ∆[B] Velocidade média em relação a B = ∆t© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 18. Cinética Química Velocidade média (vm) Para cada substância existe um valor numérico para Vm. H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g)• No intervalo de ∆t = 10 min• ∆H2 = 1 mol ↔ 2 g  Vm = 2g/10min = 0,2 g/min• ∆I2 = 1 mol ↔ 254 g  Vm = 254g/10min = 25,4 g/min• ∆HI = 2 mols ↔ 256 g  Vm = 256g/10min = 25,6 g/min © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 19. Cinética Química© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 20. Cinética Química 1) A combustão completa do etanol é representada pela equação: C2H5OH (l) + 3 O2 (g)  2 CO2 (g) + 3 H2O (l). Sabendo que em 30 min são consumidos 15 mols de álcool, conclui-se que a velocidade da reação em mols desse combustível por minuto é: a) 1,0 mol/min • Etanol b) 2,0 mol/min • n = 15 mols c) 0,5 mol/min • t = 30 min d) 3,0 mol/min • Vm (etanol) = n/t = 15/30 = 0,5 mol/min e) 4,0 mol/min RESPOSTA© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 21. Cinética Química 2) Em determinada experiência, a reação de formação da água esta ocorrendo com consumo de 4 mols de oxigênio por minuto. Consequentemente, a velocidade de consumo de hidrogênio é de: a) 2,0 mol/min • 2 H2 + O2  2H2O • Oxigênio - O2 b) 4,0 mol/min • n = 4 mols RESPOSTA c) 8,0 mol/min • t = 1 min d) 12,0 mol/min • 2 mol H  1 mol O 2 2 e) 16,0 mol/min • t = 1 min: nO2 = 4 mol e nH2 = 8 mol© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 22. © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 23. Cinética Química • Variação da concentração com o tempo• Considere: • C4H9Cl(aq) + H2O(l)  C4H9OH(aq) + HCl(aq) • Cloreto de butila + água  butanol + ácido clorídrico• Podemos expressar a velocidade desta reação em função do consumo do reagente (cloreto de butila)• Vm = - [C4H9Cl] / t (mol/L s)© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 24. Cinética Química • Como está variando a concentração com o tempo ? • Como está variando a Vm com o tempo ?© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 25. Cinética Química© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 26. Cinética Química • Velocidade instântânea (velocidade) • Pela inclinação da tangente (coeficiente angular): • Seja y = a.x, onde a é o coef. Angular, temos • a = y / x, ou seja Vinst. = -  [C4H9Cl] / t, logo: • Para t = 600 s • Vinst = - (0,017 – 0,042) mol/L / (800 – 400) s • Vinst. = 6,2 x 10-5 mol L-1 s-1 • Para t = 0 s • Vinst = - (0,060 – 0,100) mol/L / (200 – 0) s • Vinst. = 2,0 x 10-4 mol L-1 s-1© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 27. Cinética Química • Variação da concentração com o tempo • Vm = - [C4H9Cl] / t (mol/L s) • A velocidade instantânea (Vinst. ou V) é a inclinação da tangente da curva. k é f(T) e  é v = k.[Reagente] experimental© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 28. Cinética Química© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 29. Cinética Química 3) Usando o gráfico da reação do cloreto de butila com água, calcule a velocidade instantânea de desaparecimento de C4H9Cl no tempo de 300 s.:© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 30. Cinética Química • [C4H9Cl] = (0,031 – 0,075) t = 300 s •  t = (500 – 100) RESPOSTA© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 31. Cinética Química 3) Resposta : • Traçar uma reta tangente no ponto para t = 300 s • Calcular o x ou  t = (500 – 100) = 400 • Calcular o y ou  [C4H9Cl] = (0,031 – 0,075) = … • V = - (0,031 – 0,075) mol/L / (500 – 100) s • V = 1,1 x 10-4 mol L-1 s-1© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 32. © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 33. Cinética Química Para que serve controlar a rapidez das reações?© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 34. Cinética Química Então, o que é necessário para aumentar ou diminuir a rapidez de uma reação Aumentar Aumentar Reduzir a os choques energia de Diminuir entre as ativação partículas© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 35. Cinética Química Fatores que influenciam a Rapidez Concentração Temperatura Pressão (reações com gases) Superfície de contato Presença de Catalisadores© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 36. Cinética Química Quanto maior a Concentração dos Concentração reagentes Maior o número de partículas disponíveis para colisão Maior o no. choques entre as partículas Maior a rapidez da C (s) + O2 (g)  CO2 (g) reação© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 37. Cinética Química Concentração dos reagentes CatoPeter GulbergWaage A velocidade é proporcional à concentração dos reagentes. “LEI DA AÇÃO DAS MASSAS” ou “LEI CINÉTICA” Matematicamente: v = k [reagentes] k = constante da reação (depende da Temp.) [reagente] = concentrações molares  = ordem da reação (dado experimental)© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 38. © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 39. Cinética Química Processo Haber-Bosch N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g) Experimento N2 H2 Veloc. Inicial 1 0,1 0,1 2 2 0,2 0,1 4 3 0,1 0,2 8 • Do Exp. 1 e 2: • Do Exp. 1 e 3: • [H2] não mudou • [N2] não mudou • [N2] dobrou • [H2] dobrou • Veloc. 2x • Veloc. 4x© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 40. Cinética Química N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g) V= k.[N2]1.[H2] 2 • A ordem de uma reação é dada pelo expoente !!! • A ordem da reação em relação ao N2 = 1 • A ordem da reação em relação ao H2 = 2 • A ordem total da reação = 3 (1 + 2)© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 41. Cinética Química Complexas Elementares© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 42. Cinética Química Reação Elementar : são reações químicas que ocorrem em uma única etapa ! H2 + I2  2 HI O que significa isso em relação a velocidade da reação ?  V = k. [H2] 1.[I2]1 Os expoentes (ordem da reação) correspondem exatamente aos coeficientes da reação química balanceada© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 43. Cinética Química Complexas : ocorrem em duas ou mais etapas. N2 (g) + 3H2 (g)  2 NH3 (g) 1a etapa (lenta) : N2 (g) + 2H2 (g)  N2H4 (g) 2a etapa (rápida) : N2H4 (g) + H2 (g)  2 NH3 (g) reação global : N2 (g) + 3H2 (g)  2 NH3 (g)  Suponha que a etapa lenta dure 1 h e a etapa rápida 1 min. Qual o tempo total da reação ? 1 hora© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 44. Cinética Química  “A etapa determinante para a velocidade de uma reação é a etapa lenta” 1a etapa (lenta) : N2 (g) + 2H2 (g)  N2H4 (g)  E na equação da velocidade só podem estar presentes as substâncias que influenciam na velocidade, portanto:  Para reação da amônia:© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 45. Cinética Química© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 46. Cinética Química4) Os dados abaixo foram medidos em 5 experimentos feitos com areação: (CH3)3CBr + OH-  (CH3)3COH + Br -, à temperatura de300 oC. Qual a equação da velocidade da reação ? Conc. Inicial – Mol/L V. inic. • Do Exp. 1 e 2: Exp. (CH3)3CBr OH- (CH3)3CBr • [OH-] não mudou 1 0,10 0,10 0,001 • [(CH3)3CBr] dobrou • Veloc. 2x 2 0,20 0,10 0,002 3 0,30 0,10 0,003 • Do Exp. 1 e 4: 4 0,10 0,20 0,001 • [(CH3)3CBr] igual • [OH-] dobrou 5 0,10 0,30 0,001 • Veloc. Não mudou  Como uma substância participante de uma reação não influencia na V= k.[CH3)3CBr]1 velocidade da mesma ?© Prof. Nelson Virgilio Resp.: Ela participa de uma etapa rápida !!! Aula 13
  • 47. Cinética Química Quanto pelo menos um dos Pressão reagentes é gás Quanto maior [ ] = n Const. a P menor o V V Quanto menor o V maior num. colisões Maior a rapidez da reação© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 48. Cinética Química Quanto maior a Temperatura Temperatura Maior a Energia Cinética das partículas Maior os choques entre as partículas Maior a rapidez da reação© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 49. Cinética Química Temperatura • Todas as reações químicas para ocorrerem precisam absorver uma certa quantidade de energia (calor), para alcançar o estado chamado “complexo ATENÇÃO !!! ativado”. • REAÇÃO EXOTÉRMICA (LIBERA) • REAÇÃO ENDOTÉRMICA (ABSORVE) • Quanto maior for a energia fornecida por unidade de tempo (temperatura), maior será a veloc. da reação, independentemente desta ser endotérmica ou exotérmica© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 50. Cinética Química Temperatura© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 51. Cinética QuímicaQuanto maior a área Superfície de contato de contato Maior a probabilidade de choque entre as partículasMaior os no. choquesentre as partículas Maior a rapidez da reação© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 52. Cinética Química© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 53. Cinética Química5) Estudando a influência de certos fatores na rapidez da reaçãoentre ácido clorídrico e carbonato de cálcio, foram realizados quatroexperimentos, cujos dados foram apresentados abaixo: Massa Conc. Vol. Temp. Espera-se que a rapidez daExp. Estado HCl HCl reação seja maior nos CaCO3 (oC) (mol/l) (ml) experimentos: 1 1,0 Pó 1 20 25 a) 1 e, depois 2 2 1,0 Pedaço 1 20 25 b) 1 e, depois 3 3 1,0 Pó 0,1 20 25 c) 2 e, depois 3 4 1,0 Pó 1 20 60 d) 3 e, depois 4 e) 4 e, depois 1 • Por exclusão, resposta letra … RESPOSTA© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 54. Cinética Química6) O zinco reage com ácidos, ocorrendo liberação do gás hidrogênio.Adicionam-se quantidades iguais de ácido em duas amostras demesma massa de zinco, uma delas em raspas (A) e outra em pó (B).Para esta experiência, o gráfico que deve representar a produção dehidrogênio em função do tempo de reação é: • Resposta - Reação: • Zn + HCl  ZnCl2 + H2 • VA = kA. [H2] (raspa) • VB = kB. [H2] (pó) • VB > VA RESPOSTA© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 55. Cinética Química Facilitador das Presença de catalisador Reações Diminui a energia de ativação Não é consumido na reação O catalisador diminui a necessidade de energia (ativação – Maior a Ea) para formar o complexo rapidez da ativado reação© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 56. © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 57. Cinética Química Para enterder como age um catalisador é necessário entender como funciona o caminho energético de uma reação !!! De novo: H2 + I2  2 HI Para entender o caminho energético temos que pensar na fórmula estrutural de cada substância  H̶H +I̶I H̶I +H̶I 1º. Para promovermos a reação temos que quebrar as ligações dos rragentes Para quebrar uma ligação temos que fornecer energia p/ reagentes, e a medida que as moléculas vão absorvendo esta energia, vai aumentado as tensões das ligações © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 58. Cinética Química© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 59. © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 60. Processo Haber-Bosch NH3, N2, H2 H2O(g) H2O(l)N2, H2 NH3, N2, H2 CATALISADOR (Fe) N2, H2 NH3(l) © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 61. Processo Haber-Bosch N2(g) + 3H2(g) ⇄ 2NH3(g) + CALOR Sem catalisador H Ea1 Com catalisador N2 + 3H2 Ea2 Ea2 < Ea1 H 2NH3© Prof. Nelson Virgilio CR Aula 13
  • 62. Cinética Química Combustão incompleta: Saída dos CO, gases: HnC2n+2, CO2, N2, NOx H2O CO, CxHy + O2 CO2 + H2O© Prof. Nelson Virgilio NO, NO2  N2 + O2 Aula 13
  • 63. Cinética Química Observações • Um catalisador acelera a reação, mas não aumenta seu rendimento, isto é, ele produz a mesma quantidade de produto, mas num período de tempo menor. • O catalisador não altera o ΔH da reação. • Um catalisador acelera tanto a reação direta quanto a inversa, pois diminui a energia de ativação de ambas.© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 64. Cinética Química© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 65. Cinética Química7) Considere o diagrama abaixo para a seguinte reação:A entalpia da reação e a energia de ativação representadas são,respectivamente: a) 3 kcal/mol e 28 kcal/mol b) 28 kcal/mol e 25 kcal/mol c) 28 kcal/mol e 3 kcal/mol d) 25 kcal/mol e 28 kcal/mol e) 25 kcal/mol e 3 kcal/mol RESPOSTA© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 66. Conteúdo da Apresentação • Conteúdo baseado no Livro Texto • Click na imagem para visitar o site do livro • BROWN, Theodore L - Química A Ciência Central (9ª. Edição) – Pearson – Cap. 14 – Cinética Química© Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 67. •Obrigado© Prof. Nelson Virgilio Aula 13

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