2a. aula Química geral

1. Libras
Química Geral
Aula 3
●Dr. Arion Zandoná
Filho

2. Libras
2
3a. AULA
14. Capítulo
Cinética Química

3. Libras
3
Cinética Química

4. Libras
4
●O que é Cinética Química ?
●Para que serve a Cinética Química
?
●Qual a sua importância para os
processos químicos e físicos ?
Perguntas que você
deverá responder ao
final desse módulo

5. Libras
5
●Por que o controle das velocidades
das reações é importante na
sociedade moderna ?
●Quais as aplicações no dia a dia e
na engenharia ?
Perguntas que você
deverá responder ao
final desse módulo

6. Libras
Condições para que ocorra
uma reação
●Os reagentes devem estar em
contato;
●Afinidade Química.
6

7. Libras
7
Reatividade e Reações
Químicas

8. Libras
8
Introdução
● Toda reação química necessita de um certo
tempo para se completar.Exemplo:-
● 1H2SO4 + 1 NaOH→ 1 Na2SO4 + 1 H2O
● Formação da H2O ( pode ficar anos sem
ocorrer, mas uma faísca desencadeará uma
reação explosiva).
● 1 H2 + ½ O2 → 1 H2O

9. Libras
9
Introdução
● Transformação de gases tóxicos em não-
tóxicos.
● Condições normais é lenta, mas em condições
adequadas pode diminuir a poluição emitida
pelos automóveis.
● 2 CO + 2 NO →2 CO2 + N2

10. Libras
10
CINÉTICA QUÍMICA
● Cinética química (cinética vem do grego
kinetiké, significa “movimento”).
● Esse ramo da ciência se preocupa em estudar a
rapidez das reações químicas e os fatores que a
influenciam.
Figura 14.1- pg 484

11. Libras
11
CINÉTICA QUÍMICA
●É o estudo da velocidade das
reações e os fatores que nela
influenciam.
Reagente(s)
A
Produto(s)
B
t=0
máximo de reagentes
zero de produto
t=♌
máximo de produtos
zero de reagentes

12. Libras
12
Reação termina quando acaba pelo menos um dos reagentes

13. Libras
13
Bromo passa da condição
molecular para a iônica mudando
de cor

14. Libras
14
Como Acontece?

15. Libras
15
Teoria das Colisões

16. Libras
16
COMO OCORRE UMA REAÇÃO QUÍMICA
1o. Teoria das colisões
Reação Contato Colisão
Efetiva
Não Efetiva

17. Libras
17
• Colisões Moleculares
• Colisões Atômicas

18. Libras
18
Para ocorrer uma reação
química é necessário haver
colisões corretas entre os
reagentes

19. Libras
19
COLISÃO ENTRE AS MOLÉCULAS
Efetiva
• Gases
• Líquidos

20. Libras
20
COLISÃO EFETIVA
- Velocidade
- Orientação
-Energia de
choque
Reagentes
Energia E1
Complexo ativado
Energia E2
Produtos
Energia E3

21. Libras
21
●Probabilidades de
Colisões

22. Libras
22
ASSISTA AO FILME
●http://www.youtub
e.com/watch?v=fX9
d4XbAMRU
H2 O (g) + C O (g) H2 (g) + C O2 (g)
Do minuto 5:58 ao 8:54 min.
∆

23. Libras
23
Conceitos
Complementares

24. Libras
24
COMPLEXO ATIVADO
●Complexo ativado é o estado
intermediário formado entre
reagente e produtos, em cujas
estruturas existem ligações
enfraquecidas(reagentes) e
formação de novas
ligações(produtos).

25. Libras
25
Energia de Ativação
● Energia de Ativação é a quantidade
mínima de energia necessária para
que a colisão entre as partículas dos
reagentes, feita numa orientação
favorável, seja efetiva.

26. Libras
26
ENERGIA DE ATIVAÇÃO
● Além de colisões com orientação espacial adequada,
as moléculas devem apresentar uma energia
cinética mínima que propicie uma ruptura das
ligações entre os reagentes e formação de novas
ligações, nos produtos.
● Quanto maior a energia de ativação, mais lenta é a
reação.

27. Libras
27
● E1= energia dos reagentes (r)
E2= energia do complexo ativado (CA)
E3= energia dos produtos (p)
b=energia de ativação da reação direta
c=variação de entalpia ( DH= Hp – Hr)
• Ea

28. Libras
28
Energia de Ativação

29. Libras
29
Velocidade de Reação
Moderada
Rápida
Lenta
● Moderada : oxidação
de alimentos
● Lenta: Formação do
Petróleo

30. Libras
30
Conceito de velocidade de
reação
● A velocidade da reação é a razão da variação
na concentração em relação ao tempo.
● Velocidade = Variação na Concentração
Tempo Decorrido
Vel= ∆ [substância]
∆t

31. Libras
31
FATORES QUE INFLUENCIAM NA Vr
●Área de contato entre os reagente;
●Concentração dos reagente;
●Temperatura e energia de
ativação;

32. Libras
32
Fatores que Influenciam
na Vr
Área de Contato

33. Libras
33
ÁREA DE CONTATO ENTRE OS
REAGENTES
● Esse fator tem sentido quando um dos
reagentes for sólido.( batata, estômago)
● Fe(prego) + H2SO4(aq) → FeSO4 (aq) + H2(g) V1
● Fe(limalha) + H2SO4(aq) → FeSO4(aq) + H2(g)
V2
● Na segunda reação a
área de contato é maior.
● Portanto V2 › V1

34. Libras
34

35. Libras
35
CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES
●Quanto maior a concentração dos reagentes,
maior será a velocidades da reação.
Fatores que Influenciam
na Vr

36. Libras
36
Exemplo
● O carvão na churrasqueira quando abanado fica
incandescente porque estamos aumentando a [ ]
de gás oxigênio.
● (O2 , que é reagente na combustão), portanto
aumenta a velocidade da reação.

37. Libras
37
● O O2 é o responsável pela deterioração do suco de laranja.
● Dentro da laranja a [ ] de O2 baixa o suco dura alguns
dias, mas fora aumentando a [ ] de O2 e o suco estraga
muito rápido.

38. Libras
38
TEMPERATURA
● ↑TEMPERATURA ↑ ENERGIA CINÉTICA
● ↑ COLISÃO ↑ VELOCIDADE
● Regra de Van’t Hoff: um aumento em 10ºC provoca uma
duplicação na velocidade da reação.
Fatores que Influenciam
na Vr

39. Libras
39
Exemplo
Os alimentos gelados estragam com menor facilidade, pois a
velocidade da reação diminui.
Os incêndios se alastram rápido porque a energia liberada
pela combustão (exotérmica)ajuda as moléculas que ainda
não reagiram a vencer as barreiras energéticas que separa
reagentes e produtos.

40. Libras
40
Velocidade Média e
Velocidade instantânea
● Para a velocidade media,
duas concentrações são
medidas em tempos
separados por uma diferença
finita, e o grau de inclinação
da linha entre elas fornece a
velocidade.
● A velocidade instantânea se refere à velocidade em
um único momento e é dada pelo grau de
inclinação de uma linha tangente à curva definida
pela variação na concentração versus tempo.

41. Libras
41
A lei de velocidade
Onde K é uma constante chamada
constante de velocidade, [X] e [Y]
representam as concentrações de
reagente, e m e n são geralmente
números inteiros ou meio inteiros.
Para uma reação entre as substâncias X e Y , a
velocidade de reação pode normalmente ser
descrita por uma equação da forma
Velocidade = k[X]m[Y]n

42. Libras
42
●A concentração é medida em
quantidade de matéria
ou mol L ‫־‬¹, e o tempo em segundos.
●Unidade de velocidade normalmente
é: L‫־‬¹s‫־‬¹

43. Libras
43
Velocidade Média
Velocidade média de reação VELOCIDADE MÉDIA de uma
reação é o quociente da variação da concentração molar
(molaridade) de uma das substâncias, dividida pela
variação do tempo.

44. Libras
44

45. Libras
45
Concentração
de NH3 (mol.L-
1)
8,0 4,0 2,0 1,0
Tempo (h) 00 1,0 2,0 3,0
2 NH3 → N2 + 3H2

46. Libras
Estequiometria e velocidade
●A reação da destruição de Ozônio é
expressa em:
2 O3 → 3 O2
Pode ser dada pela velocidade
Velocidade = ∆[O3]
∆t
● Para o aumento de concentração
a velocidade será positiva, para a
diminuição de concentração a
velocidades será negativa.

47. Libras
47
Ordem de uma reação
● A ordem de uma reação química é igual ao valor
dos expoentes ao qual os reagentes são
elevados e expressos na equação de velocidade.
(A reação é de zero ordem quando a velocidade
da reação química é independente da
concentração do reagente)

48. Libras
Reações de ordem zero e de
primeira ordem
● São aquelas que a velocidade da reação
química é proporcional à concentração de
um reagente.
● A de Ordem zero é
constante e independente
das concentrações dos
reagentes.
● v= k[A]0

49. Libras
49
Como calcular esse
fenômeno?

50. Libras
50

51. Libras
51
xA + yB... zC + wD ...

52. Libras
52
Vm

53. Libras
53

54. Libras
54
Como calcular esse fenômeno?
v –velocidade da reação a dada temperatura;
k –constante, cujo valor depende apenas da temperatura;
A lei de velocidades é dada por v = k • [A]a • [B]b em
que:a e b são determinados experimentalmente.
[B]–concentração molar
do reagente B
[A]–concentração molar
do reagente A

55. Libras
55
Velocidade
Variável
Cloreto de butília em água

56. Libras
56

57. Libras
57
Exercício
O óxido nítrico é um poluente atmosférico que pode ser
reduzido na presença de hidrogênio, conforme a seguinte
equação:
2 NO(g) + 2 H2(g) →N2(g) + 2 H2O(g)
A velocidade inicial de formação
de N2 foi medida para várias
concentrações iniciais diferentes
de NO e H2, e os resultados são
os seguintes:

58. Libras
58
Fazendo uso desses dados,determine:
a) a equação de velocidade para a
reação;
b) o valor da constante de velocidade
da reação;
c) a velocidade inicial da reação
quando [NO]= 0,5 mol/L e [H2]= 1,0
mol/L.

59. Libras
59
v = k[NO]2 [H2]
2 NO(g) + 2 H2(g) →N2(g) + 2 H2O(g)
b) - v = k[NO]2 [H2]
1,23 x 10-3 = k(0,10)2 (0,10)1
k = 1,23
a)- v = k • [A]a • [B]b
c)- [NO] = 0,5 M ; [H2] = 1,0 M
vi = k[NO]2 [H2]
vi = 1,23[0,5]2 [1,0]
vi = 0,3 mol.L-1 .s-1

60. Libras
60
Pratique
●pg.489

61. Libras
61
Reações Químicas
Exotérmicas

62. Libras
62
Reações Químicas
Endotérmicas

63. Libras
63
PRESSÃO
● Pressão a proximidade número de
velocidade das moléculas colisões da
reação.

64. Libras
64
Como acelerar ou retardar
esse processo ?

65. Libras
65
Catálise
● A catalise é um processo no
qual uma velocidade de
reação é influenciada pela
presença de substâncias
que não são nem reagentes
nem produtos na equação
total

66. Libras
66
Reação Sem catalisador
C.A.= Complexo ativado.
Ea = Energia de ativação.
HR. = Entalpia dos reagentes.
HP. = Entalpia dos produtos.
∆H = Variação de entalpia.

67. Libras
67
Reação Com catalisador
C.A.= Complexo ativado.
Ea = Energia de ativação.
HR. = Entalpia dos reagentes.
HP. = Entalpia dos produtos.
∆H = Variação de entalpia.
catalisador

68. Libras
68
REAÇÃO COM E SEM
CATALISADOR

69. Libras
69
Catálise
● Quando um catalisador é introduzido, a
quantidade de energia necessária diminui, e
uma maior fração das moléculas tem
velocidades que são altas o suficiente para
fornecer a energia necessária.

70. Libras
70
Perspectiva Molecular da Catálise
● Os catalisadores aumentam
a velocidade de reação,
fornecendo um novo
caminho de reação, que
diminui a energia de
ativação.

71. Libras
71
Catalisadores homogêneos e
heterogêneos
●Os catalisadores podem ser dividido em
duas grandes categorias:
●catalisadores homogêneos que estão na
mesma fase das substancias reagentes.

72. Libras
72
Catalisadores homogêneos e
heterogêneos
●os catalisadores heterogêneos estão em
uma fase diferente das espécies reagentes.
●Ambos os tipos de catalise são importantes
nos processos atmosféricos.

73. Libras
73
● Um catalisador, deve ter as seguintes
características:
● a)longevidade suficiente ou durabilidade para
perdurar em muitos ciclos de reação.
● b)Deve ter um alto número de rotação,
gerando grande quantidade de produtos em
menos tempo, e seletividade o que minimizara
a formação de derivados indesejáveis.

74. Libras
74

75. Libras
75
CATALISADOR
● SO2(g) + ½ O2(g) →SO3(g) Ea=+ 240 KJ.mol-1
sem catalisador
● Utilizando o NO2(g) como catalisador a Ea se reduz para
110 KJ.mol-1, tornado a reação extremamente mais rápida.

76. Libras
76
CATALISADOR
● Mecanismo da reação
● SO2 + NO2 →SO3 + NO (E1 consumo do catalisador)
● NO + ½ O2 → NO2 (E2 regeneração do catalisador)
● SO2 + ½ O2 →SO3
● Equação global Ea= +110 KJ.mol-1

77. Libras
77
CARACTERÍSTICAS DOS
CATALISADORES
●Somente aumentam a velocidades;
●Não são consumidos;
●Não iniciam reação, mas
interferem nas que
já ocorreram sem
sua presença;

78. Libras
78
CARACTERÍSTICAS DOS
CATALISADORES
●Podem ser usados em pequenas
quantidades;
●Seus efeitos podem ser diminuídos
pela presença de “venenos de
catálise”.

79. Libras
79
INIBIDOR E VENENO
● Inibidor: é uma substância que retarda a
velocidade da reação.
● Veneno: é uma substância que anula o efeito
de um catalisador.