Cinética química

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Cinética química

  1. 1. <ul><li>Cinética Química </li></ul><ul><li>Autor: Bernardo Maia </li></ul>
  2. 2. Cinética Química <ul><li>Esse é a parte da química onde é estudado a velocidade das reações e os fatores que podem alterá-la, contribuindo para que seja mais rápida ou mais devagar. </li></ul>
  3. 3. Cinética Química <ul><li>Primeiramente vamos pensar: </li></ul><ul><li>As reações ocorrem sozinhas ou necessitam de algo para ocorrerem ? </li></ul>
  4. 4. Energia Cinética <ul><li>As reações necessitam de energia para que aconteçam. Essa energia é chamada de energia de ativação ( E at ). </li></ul><ul><li>Essa energia pode ser fornecida de diversas formas como calor, atrito dentre outras. </li></ul>
  5. 5. Gráfico Energia de Ativação Nos gráficos, a energia de ativação é representada pela diferença entre os reagentes e o topo da curva.
  6. 6. <ul><li>Quando essa energia é fornecida para os reagentes( onde ocorre a reação), eles se agitam de formam que o complexo ativado apareça, que é o momento da reação de maior energia. </li></ul>
  7. 7. Complexo Ativado <ul><li>No complexo ativado, os reagentes estão com as ligações rompidas e ocorre a colisão efetiva, que consiste na real formação do produto. </li></ul>
  8. 8. Gráfico No gráfico ao lado podemos localizar: I – Energia do complexo ativado II – Energia de ativação III –Entalpia dos reagentes IV- Entalpia dos produtos V- Entalpia da reação
  9. 9. <ul><li>A reações podem ocorrer em apenas uma etapa, sendo chamada de reação elementar ou em mais de uma etapa chamada de não- elementar. </li></ul>
  10. 10. <ul><li>Como dito anteriormente, a reação ocorre nos reagentes. A fórmula da velocidade das reações consiste na multiplicação das concentrações dos reagentes elevadas a seus coeficientes, multiplicados por uma constante. </li></ul>
  11. 11. <ul><li>Apenas os compostos aquosos e gasosos participarão da fórmula da velocidade da reação não sendo utilizados os sólidos e os líquidos. </li></ul>
  12. 12. Tipos de reação <ul><li>Reação elementar ( genérica) </li></ul><ul><li>A ( s) + 2B ( g) + C ( aq) E ( aq) </li></ul><ul><li>Reação não- elementar </li></ul><ul><li>A ( s) + C ( aq) E ( aq) Etapa rápida </li></ul><ul><li>E(aq) + D (s) F (aq) Etapa lenta </li></ul>
  13. 13. <ul><li>As reações não elementares, possuem sempre uma etapa lenta e as demais são rápidas. Essa etapa será a determinante da velocidade das reações, sendo esta a utilizada na fórmula. </li></ul>
  14. 14. <ul><li>Exemplo da velocidade da reação: </li></ul><ul><li>Serão utilizadas reações elementares e não elementares já citadas.( Volte ao slide tipo de reação) </li></ul><ul><li>Elementar: V=K[B] 2 [C] </li></ul><ul><li>Não -elementar: V=K[E] </li></ul>
  15. 15. Gráfico reação não-elementar <ul><li>Nos gráficos de reações não elementares temos a presença de mais de uma curva, sendo a de maior energia de ativação a etapa lenta. </li></ul>No gráfico temos a presença de duas etapas, sendo a mais lenta a etapa II por ter maior Eat
  16. 16. Fatores que alteram velocidade da reação <ul><li>Alguns fatores alteram a velocidade da reação, sendo eles: </li></ul><ul><li>Concentração </li></ul><ul><li>Temperatura </li></ul><ul><li>Superfície de contato </li></ul><ul><li>Catalisador/ Inibidor </li></ul><ul><li>Pressão </li></ul>
  17. 17. <ul><li>Vamos pensar: </li></ul><ul><li>Como a concentração pode afetar na velocidade da reação? </li></ul>
  18. 18. <ul><li>Veja a imagem abaixo: </li></ul>Existe uma grande chance das pessoas se esbarrarem neste local ou num local mais vazio?
  19. 19. <ul><li>Assim como num ambiente com muitas pessoas é provável que elas se esbarrem,isso também ocorre com os reagentes de uma reação. </li></ul>
  20. 20. <ul><li>Quanto maior a concentração dos reagentes, maior o número de choques entre eles e consequentemente maior a quantidade de produto formado, sendo mais rápida a reação. </li></ul>
  21. 21. Ilustração do efeito da concentração Na ilustração ao lado podemos perceber que quando a concentração aumenta, as colisões moleculares também aumentam.
  22. 22. <ul><li>Temperatura: </li></ul><ul><li>Como a temperatura poderia alterar na velocidade das reações? </li></ul>
  23. 23. <ul><li>Vejamos a figura: </li></ul>
  24. 24. <ul><li>Na figura temos a imagem de uma água em ebulição. Nesse momento as moléculas se encontram agitadas o que irá contribuir para um choque mais rápido dos reagentes, ocorrendo mais rapidamente a reação. </li></ul>
  25. 25. <ul><li>Superfície de contato: </li></ul><ul><li>A superfície de contato está relacionada à superfície exposta para reagir. Se a superfície aumenta, a reação ocorrerá mais rapidamente. </li></ul>
  26. 26. Na imagem ao lado temos a presença de uma roda onde está com formação de ferrugem. Essa reação ocorre devido ao contato do metal com o oxigênio.
  27. 27. <ul><li>Para Pensar: </li></ul><ul><li>Como fazemos para manter as rodas e latarias do carro sem sofrer o processo de enferrujamento? </li></ul>
  28. 28. <ul><li>Catalisador/ Inibidor </li></ul><ul><li>O catalisador tem a função de acelerar uma reação diminuindo a energia de ativação da reação. </li></ul>No gráfico ao lado a curva azul representa a reação sem catalisador. Ao adicionarmos o catalisador, a energia de ativação diminui representada pela linha vermelha.
  29. 29. <ul><li>O inibidor tem a função de retardar a reação, fazendo com que necessite de uma maior energia de ativação para ocorrer. </li></ul><ul><li>Exemplo: os conservantes de alimentos têm a função de inibir o processo de uma reação que possa causar alteração no alimento. </li></ul>
  30. 30. O catalisador dos carros <ul><li>O catalisador dos carros, lançado em 1992 como item obrigatório nos veículos, tinha a função de fazer com que a queima da gasolina fosse completa de forma que liberasse o dióxido de carbono ( CO 2 ) e não o monóxido ce carbono ( CO) gás muito mais nocivo que o CO 2 . </li></ul>
  31. 31. <ul><li>Veja a ilustração de um catalisador </li></ul>http://www.carroecia.com.br/reportagens/especial/cuidados.asp O CO é transformado em CO2 para se tornar menos poluente.
  32. 32. <ul><li>Pressão: </li></ul><ul><li>Para finalizar os fatores que alteram a velocidade da reação, temos a pressão que, que só afetam os gasosos. Quando diminuímos o volume de onde o gás se encontra, aumentamos a pressão do gás que passa a ter suas moléculas mais próximas favorecendo a reação </li></ul>
  33. 33. Atividades propostas <ul><li>Faça algumas experimentações rápidas para ilustrar os fatores que alteram o equilíbrio, e peça ao aluno que explique o que ocorre. </li></ul><ul><li>Jogue sobre um pedaço de batata algumas gotas de água oxigenada. </li></ul><ul><li>Aqueça um pouco de água e coloque em um copo. Em outro recipiente, coloque água gelada ou à temperatura ambiente. Jogue um comprimido efervescente de mesmo tamanho em cada copo e acompanhe o tempo de dissolução. </li></ul><ul><li>Coloque água à temperatura ambiente em dois copos. Pegue dois comprimidos efervescentes e tritura um deles. Joguem nos copos e observe o tempo de dissolução. </li></ul>
  34. 34. <ul><li>Dê três exemplos de superfície de contato e concentração de situações cotidianas que alterem a velocidade de alguma reação. </li></ul>

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