Cinética Química - Fisico-química

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Seminário de fisico-química com o tema: Cinética Química

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Cinética Química - Fisico-química

  1. 1. CINÉTICA QUÍMICA ALLAN GOMES ANA RAQUEL DIANA SANTOS EMANOELY THAIUSKA GUILHERME ARRUDA JACQUELINE MARIA JAINE OLIVEIRA JEISIANE BENEDITO JOSÉ DANILO KAIQUE DIAS MARIA IDELITE RAYLA KELLY
  2. 2. Cinética química  Nível macroscópico;  Nível particulado;
  3. 3. Velocidades das reações químicas  Instantânea;  Fermentação;  Simples; A B
  4. 4. Determinação da velocidade media de uma reação  T = (tfinal – tinicial)  [ ] = [final] – [inicial]
  5. 5. NATUREZA DOS REAGENTES CONTATO ENTRE OS REAGENTES COLISÕES FAVORÁVEIS ENERGIA DE ATIVAÇÃO
  6. 6. o Natureza dos reagentes - Substâncias diferentes podem ou não reagir. Quando uma reação ocorre é porque temos uma “afinidade” entre os reagentes.
  7. 7. o Contato entre os reagentes - Essa é uma condição mais evidente para a ocorrência de uma reação. O contato entre os reagentes permite que ocorram interações entre os mesmos,originando os produtos. ÁCIDOS E BASES o Colisões favoráveis – a colisão deve ocorrer em uma posição geométrica favorável à formação do respectivo complexo ativado.
  8. 8. o Colisão efetiva
  9. 9. o Complexo ativado – é o intermediário (estado de transição) formado entre reagentes e produtos, em cuja estrutura existem ligações enfraquecidas (nos reagentes) e formação de novas ligações (nos produtos).
  10. 10. o Energia de ativação – é a quantidade mínima de energia necessária para iniciar uma reação química.
  11. 11. - Reação Exotérmica (ΔH < 0) - Reação Endotérmica (ΔH > 0)
  12. 12. APLICAÇÕES NO COTIDIANO  Porque o sal e o açúcar são utilizado como conservante?  Como ascender uma fogueira mais rápido e com um bom sucesso?  Como acelerar a secagem de uma tinta?
  13. 13. Condições de reação e velocidade  Para que uma reação química ocorra, as moléculas dos reagentes devem se aproximar, de modo que os átomos passam a ser trocados ou rearranjados.
  14. 14. Condições de reação e velocidade  Concentrações dos reagentes: O Alka-Seltzer contém NaHCO3 e ácido cítrico. Quando um comprimido é colocado em água, esses compostos reagem para forma o CO2;  Temperatura: Cozinhar envolve reações químicas. Uma temperatura mais alta resulta em cozimento mais rápido;  Catalizadores: São substâncias que aceleram as reações químicas, mas que não se transformam.
  15. 15. Efeito da concentração na velocidade de reação  Ao se estudar a cinética, um objetivo é determinar como as concentrações dos reagentes afetam a velocidade da reação;  Diferentes relações entre a velocidade da reação e a concentração dos reagentes são encontradas em outras reações. Por exemplo, a velocidade da reação poderia ser independente da concentração, ou a velocidade pode depender da concentração de algum reagente elevada a alguma potência.
  16. 16. Equações de Velocidade  É importante reconhecer que os expoentes M e N não são necessariamente os coeficientes estequiométrico da equação .  Velocidade= k[A]m[B] n  Se um catalisador está presente na solução , sua concentração pode também ser incluída na equação de velocidade.
  17. 17. Ordem de uma reação  É a soma dos expoentes de todos os termos de concentração.  2 N2O5 4 NO2 + O2  Velocidade = k[N2O5]  Se a reação é de primeira ordem com a relação a N2O5 e se a concentração for dobrada a velocidade da concentração dobrará.
  18. 18. VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO QUÍMICA  A velocidade de uma reação química será diretamente proporcional ao produto da molaridade dos seus reagentes elevada a expoentes determinados experimentalmente.
  19. 19. VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO QUÍMICA REAÇÂO aA + bB → cC + dD V = K.[A]p.[B]q p e q são determinados experimentalmente K--> constante de velocidade de reação p --> ordem da reação em relação a A q --> ordem da reação em relação a B p + q --> ordem global da reação
  20. 20. VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO QUÍMICA REAÇÃO ELEMENTAR  É aquela que ocorre numa única etapa. aA + bB → produtos  Os expoentes da concentração dos reagentes na equação da velocidade são os próprios coeficientes dos reagentes na equação balanceada. V = K.[A]a.[B]b
  21. 21. VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO QUÍMICA REAÇÃO NÃO ELEMENTAR  A reação é não elementar quando ocorre em varias etapas. O mecanismo de reação é o conjunto das etapas de uma reação. A etapa lenta é a que determina a velocidade da reação. X2 + Y2 2XY etapa lenta 2XY + X2 2X3Y etapa rápida 2X2 + Y2 2X3Y reação global V = K.[A].[B]
  22. 22. EXEMPLO 2H2(g) + 2NO(g) N2(g) + 2H2O(g) [H2] (mol/L) [NO] (mol/L) Velocidade inicial (mol/L.h) 1x10-3 dobrou 1x10-3 constante 3x10-5 dobrou 2x10-3 constante 1x10-3 dobrou 6x10-5 quadruplicou 2x10-3 2x10-3 24x10-5
  23. 23.  Para a citada equação podemos chegar a seguinte Lei de Velocidade V = K.[H2].[NO]2  A rapidez da reação entre o H2 e o NO, a temperatura constante, é diretamente proporcional à primeira potência da concentração, em mol/L, do H2 e ao quadrado da concentração, em mol/L do NO
  24. 24. CONSTANTE DE VELOCIDADE Constante de Velocidade (K) depende Reação Temperatura
  25. 25. CONSTANTE DE VELOCIDADE 2H2(g) + 2NO(g) N2(g) + 2H2O(g) [H2] (mol/L) [NO] (mol/L) Velocidade inicial K = V K = 3x10-5 K = 3x104 [H2].[NO]2 [1x10-3].[1x10-3]2 (mol/L.h) 1x10-3 1x10-3 3x10-5 2x10-3 1x10-3 6x10-5 2x10-3 2x10-3 24x10-5
  26. 26. Relação de Concentração  Reação de Primeira Ordem - É aquela na qual a velocidade é diretamente proporcional à concentração do reagente.
  27. 27. Relações de Concentração  Reação de Segunda Ordem - É aquela onde há uma dependência da velocidade com o quadrado da concentração do reagente.
  28. 28. Relação de Concentração  Reação de Ordem Zero - É a reação em que a velocidade da reação é constante, independente da concentração do reagente.
  29. 29. Relação de Concentração
  30. 30. Uma visão particulada das velocidades de reação A OBSERVAÇÃO DE COMO AS REAÇÕES OCORREM NO NÍVEL ATÔMICO E NO MOLECULAR FORNECE UMA VISÃO DAS VÁRIAS INFLUÊNCIAS SOBRE AS VELOCIDADES DAS REAÇÕES.
  31. 31.  Sabemos que a grande diferença nas velocidades de reações relaciona-se com os compostos específicos envolvidos:  Reações muito rápidas;  Reações lentas;  Para uma reação específica, alguns fatores influenciam a velocidade, como a concentração dos reagentes, a temperatura do sistema racional e a presença de catalisadores.
  32. 32. Concentração, Velocidade de reação e Teoria das colisões  Considere a reação em fase gasosa entre o óxido nítrico e ozônio: NO(g) + O3 NO2(g) + O2(g) A lei da velocidade para esta reação produto-favorecido é de primeira ordem em relação a cada reagente, isto é, velocidade = k[NO][O3]. Como essa reação pode ser lei da velocidade?
  33. 33.  Para que esta ou qualquer outra reação ocorra, a teoria das colisões de velocidades de reações afirme que três circunstância devem ser satisfeitas: 1. As moléculas que reagem devem colidir umas com as outras. 2. As moléculas que reagem devem colidir com energia suficiente. 3. As moléculas devem colidir com uma orientação que possa levar ao rearranjo dos átomos.
  34. 34. Temperatura, Velocidade de reação e Energia de ativação Em um laboratório ou na indústria química, as reações químicas são freqüentemente realizadas a temperaturas elevadas para fazer com que a reação ocorra rapidamente. Uma discussão do efeito da temperatura na velocidade da reação começa com a distribuição das energias entre as moléculas em uma amostra de um líquido ou gás.
  35. 35. www.brasilescola.com
  36. 36. Energia de Ativação  As moléculas necessitam de uma energia mínima para que possam reagir. Os químicos vêem isso como uma barreira da energia que deve ser superada pelos reagentes para que uma reação ocorra. A energia necessária para superar a barreira é chamada de energia de ativação, Ea.  Se a barreira for baixa;  Se a barreira for elevada;
  37. 37. Efeito de Catalisadores sobre a Velocidade de Reação • SE A REAÇÃO FOR REVERSÍVEL, A REAÇÃO INVERSA TAMBÉM SERÁ ACELERADA; • O CATALISADOR NÃO ALTERA A VARIAÇÃO DE ENTALPIA;
  38. 38.  Nas industrias químicas, os catalisadores são muito utilizados para acelerar as reações, deixando o processo mais barato;  A catálise pode ser:  Catálise Homogênea;  Catálise Heterogênea;
  39. 39.  Os catalisadores mais comuns são:  Metais: Co, Ni, Pt, Pd;  Ácidos: H2SO4;  Óxidos Metálicos: Al2O3, Fe2O3;  Bases: NaOH;  Enzimas: Lipase, suco gástrico;
  40. 40.  Toda reação química possui uma energia de ativação (Ea);  Complexo ativado: estado intermediário formado entre os reagentes e os produtos;
  41. 41.  Equação Genérica: A + B → AB  1ª etapa – Lenta, pois há a formação do complexo ativado. Essa é a etapa determinante da reação: A + C → AC Complexo ativado  2ª etapa – Rápida:  AC + B → AB + C  Observe que a soma das duas etapas é exatamente igual à reação genérica, o que significa que o catalisador não participa como um produto da reação, sendo regenerado no final;
  42. 42.  A ação do catalisador sobre a energia de ativação (Ea) pode ser vista pelo gráfico a seguir:
  43. 43. Mecanismos de Reação Sequências de etapas de formação e de quebra das ligações que ocorrem durante a conversão dos reagentes aos produtos. A maioria das reações ocorre em um conjunto de etapas.
  44. 44. Mecanismos de Reação Por exemplo o óxido nítrico e o ozônio reagem em uma reação de uma etapa, ocorre em consequência de uma colisão entre as moléculas do reagentes:
  45. 45. Mecanismos de Reação  Um mecanismo que ocorra em uma série de etapas, cada uma delas envolvendo apenas uma ou duas etapas.
  46. 46. Molecularidade de Etapas Elementares  Molecularidade;  A classificação das etapas elementares;  São denominadas como: Unimolecular, Bimolecular e Termolecular.
  47. 47. Por exemplo, um mecanismo de duas etapas foi proposto para a decomposição do ozônio na atmosfera:
  48. 48. Mecanismo de Reação e Equações de Velocidade Lei Cinética: aA + bB  cC + dD V = K. [A]m [B]n  Calculados Experimentalmente Ex: NO2 + CO  NO + CO2 Lenta - > 1º 2NO2  NO3 + NO Reações Rápida - > 2º NO3 + CO  NO2 + CO2 Elementares NO2 + CO  NO + CO2 V = K. [NO2]2
  49. 49. Mecanismo de Reação e Equações de Velocidade Energia Mais Lenta EAT 1 EAT 2 Mais Rápida NO3+NO+CO NO2 + CO NO2 + CO2 CR
  50. 50. REFERÊNCIAS  Kotz, John C. ; Treichel Jr., Paul M. Química Geral e reações químicas ; São Paulo. Thompson Learning. 2007.  Nóbrega, Olímpio Salgado; Silva, Eduardo Roberto; Silva, Ruth Hashimoto. Química, volume único. 1º ed. São Paulo. Ática, 2005.  http://www.brasilescola.com/quimica/cinetica-quimica.htm  http://www.infoescola.com/quimica/cinetica/  http://www.soq.com.br/conteudos/em/cineticaquimica/  http://www.iq.ufrgs.br/ead/fisicoquimica/cineticaquimica/cinetica_quimica_introdu cao.html  https://www.ufpe.br/cap/images/quimica/  http://www.pontociencia.org.br/
  51. 51. CINÉTICA QUÍMICA ALLAN GOMES ANA RAQUEL DIANA SANTOS EMANOELY THAIUSKA GUILHERME ARRUDA JACQUELINE MARIA JAINE OLIVEIRA JEISIANE BENEDITO JOSÉ DANILO KAIQUE DIAS MARIA IDELITE RAYLA KELLY

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