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CINÉTICA QUÍMICA
Profa. Loraine Jacobs
DAQBI
lorainejacobs@utfpr.edu.br
http://paginapessoal.utfpr.edu.br/lorainejacobs
 Lei de Velocidade Integrada
◦ Mostra a variação das concentrações com o
tempo.
◦ Deduzida através da integração da lei de
velocidade.
◦ Lembrando que v = ∆ [ ]
∆t
Cinética Química
 Lei de Velocidade Integrada
◦ Para reação de ordem zero: v = k.[A]0
◦ Portanto v = k (Velocidade independe da[ ])
◦ - ∆ [R] = k ... Convertendo infinitesimalmente
∆t
◦ -d [R] = k ou d [R]= -k. dt
dt
Cinética Química
 Lei de Velocidade Integrada
◦ Integrando no intervalo entre 0 e t, teremos:
[A]t - [A]0 = -k.t
◦ Para compararmos à uma equação de reta,
rearranjamos os termos:
[A]t = [A]0 -k.t
y = a – b.x
Cinética Química
Reações de Ordem Zero
 Com esta informação é possível expressar o
comportamento da velocidade graficamente e se
obter o valor de (k)
 Coeficiente Angular será o valor de k.
 Lei de Velocidade Integrada
◦ Para reação de primeira ordem: v = k.[A]1
◦ Portanto v = k[A]
- ∆ [R] = k.[A]
∆t
Convertendo infinitesimalmente
-d [R] = k [A] ou d [R]= -k. [A] dt
dt
Cinética Química
 Lei de Velocidade Integrada
◦ Integrando no intervalo entre 0 e t, teremos:
ln[A]t = -k.t ou [A]t = [A]0.e-k.t
[A]0
◦ Comparando à uma equação de reta para
observar o comportamento da velocidade,
temos:
[A]t = [A]0.e-k.t
y = b.x
Cinética Química
Reações de Primeira Ordem
 Representação Gráfica
◦ Comportamento exponencial - [A]t = [A]0.e-k.t
 Não fornece o valor de k
Reações de Primeira Ordem
 Representação Gráfica
◦ Para se obter o valor de k usa-se
 Coeficiente Angular será o valor de k.
ln[A]t = -k.t
[A]0
ln[A]t
[A]0
Reações de Primeira Ordem
 Exercício 04:
◦ A fotodissociação do O3 pela luz UV é uma
reação de primeira ordem com k = 1.10-5s-1.
Considere um experimento onde a [O3] =
5mol.L-1. Qual será a concentração de O3 após
1 dia? Dado: ou [A]t = [A]0.e-k.tln[A]t = -k.t
[A]0
 Lei de Velocidade Integrada
◦ Para reação de segunda ordem: v = k.[A]2
◦ Portanto v = k[A]2
◦ - ∆ [R] = k.[A]2
∆t
Convertendo infinitesimalmente
◦ -d [R] = k [A]2 ou d [R]= -k. [A]2 dt
dt
Cinética Química
 Lei de Velocidade Integrada
◦ Integrando no intervalo entre 0 e t, teremos:
1 - 1 = k.t ou 1 = 1 +k.t
[A]t [A]0 [A]t [A]0
◦ Comparando à uma equação de reta para
observar o comportamento da velocidade,
temos:
1 = 1 +k.t
[A]t [A]0
y = a+b.x
Cinética Química
Reações de Segunda Ordem
 Representação Gráfica
◦ Coeficiente Angular será o valor de k.
1 = 1 + k.t
[A]t [A]0
Reações de Segunda Ordem
 Exercício 05:
◦ Entre os possíveis destinos do NO2 na química
atmosférica, está a decomposição para formar NO e
O2. Essa reação foi estudada a 370ºC e os
resultados obtidos foram os seguintes:
Tempo
(s)
[NO2]
(mol.L-1)
0 0,300
5 0,0197
10 0,0100
15 0,007
20 0,0052
25 0,0041
30 0,0035
◦ Com base nesses
dados, determine a
constante de
velocidade (k)
Reações de Segunda Ordem
 Exercício 05:
Tempo
(s)
[NO2]
(mol.L-1)
1/[NO2]
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0 0,300 3,33
5 0,0197 50,76
10 0,0100 100
15 0,007 142,9
20 0,0052 192,3
25 0,0041 243,9
30 0,0035 285,7
3,33
50,76
100
142,9
192,3
243,9
285,7
y = 9,4692x + 3,5175
0
50
100
150
200
250
300
350
0 5 10 15 20 25 30 35
Decomposição NO2
1 = 1 + k.t
[A]t [A]0
k = 9,47 L.mol-1s-1
Cinética Química
 Lei de Velocidade e o Tempo de Meia Vida
◦ Tempo de meia vida (t½)  tempo necessário para
que a concentração de um reagente alçance a
metade de sua concentração inicial.
Cinética Química
 Lei de Velocidade e o Tempo de Meia Vida
◦ Para reações de ordem zero:
[A]t = [A]0 -k.t
Substituindo [A]t por ½[A]0
½[A]0 = [A]0 -k.t ½  ½[A]0 - [A]0 =-k.t½
 -½[A]0 =-k.t½  ½[A]0 =k.t½
[A]0 = t½
2k
 Lei de Velocidade e o Tempo de Meia Vida
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[A]t = [A]0 .e-k.t
Substituindo [A]t por ½[A]0
½[A]0 = e-k.t  1[A]0 = e-k.t
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ln (1/2) = ln(e-k.t)
ln1-ln2 = -kt½
-ln2 = -kt½
t½ = ln2
k
Cinética Química
 Lei de Velocidade e o Tempo de Meia Vida
◦ Para reações de 2ª ordem:
1 = 1 + k.t
[A]t [A]0
Substituindo [A]t por ½[A]0
1 = 1 + k.t½
½[A]0 [A]0
2 - 1 = k.t½
[A]0 [A]0
t½ = 1 .
k[A]0
Cinética Química
Classificação das
Reações Químicas
do Ponto de Vista
Cinético
Classificação das Reações Químicas
 Molecularidade
◦ Diz a ordem total da lei de velocidade para a etapa
elementar.
 Molecularidade 1 - Unimolecular: Apenas uma
espécie reagente participa da reação;
 Molecularidade 2- Bimolecular: Duas espécies
reagentes colidem entre si para que a reação
ocorra;
 Molecularidade 3 - Termolecular: Rara pois depende
de ocorrência de colisão tripla dos reagentes.
Classificação das Reações Químicas
 Mecanismos de Reação
◦ Conjunto de uma ou mais etapas moleculares que
explicam como os reagentes se tornam produtos.
 Etapas Individuais do Mecanismo
◦ Reações Elementares: Ocorrem em apenas uma
etapa e sua equação representa perfeitamente o
mecanismo de ocorrência da reação.
◦ Ex:
A + B  P onde  =k.Ca.Cb
Classificação das Reações Químicas
 Reações Elementares: 1 etapa
= k [A]x · [B]y
  = velocidade da reação
 k = constante de velocidade (em T
determinada)
 [A] e [B] = concentração dos reagentes
 x e y = ordem da reação são iguais aos
coeficientes estequiométricos
Classificação das Reações Químicas
 Etapas Individuais do Mecanismo
◦ Reações Não Elementares: Ocorrem por meio de
várias etapas, cada uma com sua expressão de
velocidade própria.
◦ Ex: Br2  2 Br k1 Onde:
◦ Br + H2  HBr + H k2
◦ H+ Br2  HBr + Br k3
◦ H + HBr  H2 + Br k4
◦ Br + Br  Br2 k5
Classificação das Reações Químicas
 Reações Não-Elementares: + de 1 etapa
 Etapa Lenta – Determina a velocidade
 Etapa Rápida
Classificação das Reações Químicas
 Reações Não-Elementares: + de 1 etapa
2A+B  A2B
◦ Mecanismo
 Etapa Lenta: A+A  A2
 Etapa Rápida: A2+B  A2B
= k [A].[A] ou = k [A]2
Classificação das Reações Químicas
 Exercício 06:
◦ A decomposição do N2O5 é dada por:
2 N2O5  4 NO2 + O2
◦ O seguinte mecanismo é proposto para a reação:
N2O5  NO2 + NO3
NO2 + NO3  NO2 + NO + O2
NO3 + NO  2 NO2
◦ Verifique a estequiometria, identifique os intermediários
e identifique a molecularidade das etapas.
Fatores que
Influenciam a
Velocidade de
Reação
Fatores que Influenciam a Velocidade
de Reação
 Catalisador
◦ Substância capaz de acelerar uma reação, sem
ser consumida. Criam um caminho alternativo
para a reação.
◦ Divididos em homogêneos e heterogêneos
 Catálise
◦ Aumento de velocidade da reação, provocado
pelo catalisador
Fatores que Influenciam a Velocidade
de Reação
 Mecanismo de Catálise
◦ Formação de Composto Intermediário
 Ex: 2SO2 + O2  2SO3
Fatores que Influenciam a Velocidade
de Reação
 Mecanismo de Catálise
◦ Adsorção dos reagentes
 Decomposição do HI, utilizando Pt (pó) a 500oC
Fatores que Influenciam a Velocidade
de Reação
 Mecanismo de Catálise
◦ Adsorção
 A espécie reativa adsorve, ou se adere, na superfície
do catalisador;
 As espécies migram na superfície até encontrarem-se;
 A reação ocorre na superfície;
 Os produtos desorbem da superfície do catalisador.
Fatores que Influenciam a Velocidade
de Reação
 Atenção
- O catalisador não aumenta a quantidade de produto
da reação e não altera seu  H.
- - Um catalisador acelera tanto a reação direta
quanto a inversa, pois diminui a Energia de ativação
de ambas.
Fatores que Influenciam a Velocidade
de Reação
 Principais Catalisadores
◦ Metais: especialmente metais de transição, como Co,
Ni, Pd, Pt
◦ Óxidos metálicos: por exemplo, Al2O3, Fe2O3, Co2O3,
V2O5
◦ Ácidos: catalisam muitas reações da Química
Orgânica
◦ Bases: também atuam como catalisadores de muitas
reações
◦ Substâncias que se oxidam e se reduzem
facilmente: por exemplo NO
Fatores que Influenciam a Velocidade
de Reação
 Superfície de contato:
Fatores que Influenciam a
Velocidade de Reação
 Concentração dos Reagentes
◦ A concentração é relacionada ao número de
choques entre as moléculas.
Regra de Van’t Hoff
O aumento de 10 ºC faz com que a
velocidade da reação dobre
Fatores que Influenciam a Velocidade
de Reação
 Temperatura
◦ Quanto maior a temperatura, maior a energia
cinética entre as moléculas e portanto, maior o
número de colisões.
Arrhenius
Fatores que Influenciam a Velocidade
de Reação
 Equação de Arrhenius
◦ Descreve a dependência de k com a temperatura
(T)
k = Ae-Ea/RT
 Onde:
◦ k: constante cinética da reação
◦ A: constante de proporcionalidade ou fator pré-
exponencial de Arrhenius, depende da reação e tem as
mesmas unidades de k
◦ Ea: Energia de Ativação expressa em kJ/mol
◦ T: temperatura em Kelvin
◦ R: constante universal dos gases 8,314J/mol.K
Fatores que Influenciam a Velocidade
de Reação
 Equação de Arrhenius
◦ Como utilizamos a temperatura no controle de
experimentos, é mais simples se a deixarmos
fora do expoente. Assim, aplicando-se ln em
ambos os lados da equação temos:
Fatores que Influenciam a Velocidade
de Reação
 Equação de Arrhenius
◦ Separando os termos, teremos a relação linear
entre lnk e 1/T
Fatores que Influenciam a Velocidade
de Reação
 Gráfico de lnk (x) e 1/T(y)
 Coeficiente angular = tg ou y/x
Fatores que Influenciam a Velocidade
de Reação
 Gráfico de lnk (x) e 1/T(y)
Fatores que Influenciam a Velocidade
de Reação
 Conhecida Ea pode-se prever o valor da
constante de velocidade k2, na temperatura T2,
partindo-se de k1 e T1.
Classificação das Reações Químicas
 Exercício 07:
◦ O ozônio pode ser convertido em O2, através da reação
com radicais de óxido de hidrogênio:
HO. + O3  HO2
. + O2
◦ Os seguintes valores foram obtidos experimentalmente:
◦ Essa reação exibe comportamento de Arrhenius?
◦ Calcule a Energia de Ativação a partir destes dados.
k (L.mol-1.s-1) Temperatura (K)
1,0 . 107 220
5,1.107 340
1,1.108 450
Classificação das Reações Químicas
 Exercício 07:
◦ Obter os dados para construção do gráfico
◦ Representar graficamente lnk (x) e 1/T (y)
k (L.mol-1.s-1) lnk Temperatura (K) 1/T (K-1)
1,0 . 107 16,1 220 4,5.10-3
5,1.107 17,7 340 2,9.10-3
1,1.108 18,5 450 2,2.10-3
Classificação das Reações Químicas
 Exercício 07:
◦ Gráfico linear segue comportamento de Arrhenius
y = -1036x + 20,748
16
16,5
17
17,5
18
18,5
2,00E-03 2,50E-03 3,00E-03 3,50E-03 4,00E-03 4,50E-03 5,00E-03
lnK
1/T
Classificação das Reações Químicas
 Exercício 07:
◦ Com a equação da reta podemos calcular a Ea
y = -1036x+20,748
lnk = lnA – Ea . 1 .
R T
-Ea = -1036K  Ea = 1036K x 8,314 JK-1mol-1
R
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2014 1 - qb70 d- cinetica aula 2

  • 1. CINÉTICA QUÍMICA Profa. Loraine Jacobs DAQBI lorainejacobs@utfpr.edu.br http://paginapessoal.utfpr.edu.br/lorainejacobs
  • 2.  Lei de Velocidade Integrada ◦ Mostra a variação das concentrações com o tempo. ◦ Deduzida através da integração da lei de velocidade. ◦ Lembrando que v = ∆ [ ] ∆t Cinética Química
  • 3.  Lei de Velocidade Integrada ◦ Para reação de ordem zero: v = k.[A]0 ◦ Portanto v = k (Velocidade independe da[ ]) ◦ - ∆ [R] = k ... Convertendo infinitesimalmente ∆t ◦ -d [R] = k ou d [R]= -k. dt dt Cinética Química
  • 4.  Lei de Velocidade Integrada ◦ Integrando no intervalo entre 0 e t, teremos: [A]t - [A]0 = -k.t ◦ Para compararmos à uma equação de reta, rearranjamos os termos: [A]t = [A]0 -k.t y = a – b.x Cinética Química
  • 5. Reações de Ordem Zero  Com esta informação é possível expressar o comportamento da velocidade graficamente e se obter o valor de (k)  Coeficiente Angular será o valor de k.
  • 6.  Lei de Velocidade Integrada ◦ Para reação de primeira ordem: v = k.[A]1 ◦ Portanto v = k[A] - ∆ [R] = k.[A] ∆t Convertendo infinitesimalmente -d [R] = k [A] ou d [R]= -k. [A] dt dt Cinética Química
  • 7.  Lei de Velocidade Integrada ◦ Integrando no intervalo entre 0 e t, teremos: ln[A]t = -k.t ou [A]t = [A]0.e-k.t [A]0 ◦ Comparando à uma equação de reta para observar o comportamento da velocidade, temos: [A]t = [A]0.e-k.t y = b.x Cinética Química
  • 8. Reações de Primeira Ordem  Representação Gráfica ◦ Comportamento exponencial - [A]t = [A]0.e-k.t  Não fornece o valor de k
  • 9. Reações de Primeira Ordem  Representação Gráfica ◦ Para se obter o valor de k usa-se  Coeficiente Angular será o valor de k. ln[A]t = -k.t [A]0 ln[A]t [A]0
  • 10. Reações de Primeira Ordem  Exercício 04: ◦ A fotodissociação do O3 pela luz UV é uma reação de primeira ordem com k = 1.10-5s-1. Considere um experimento onde a [O3] = 5mol.L-1. Qual será a concentração de O3 após 1 dia? Dado: ou [A]t = [A]0.e-k.tln[A]t = -k.t [A]0
  • 11.  Lei de Velocidade Integrada ◦ Para reação de segunda ordem: v = k.[A]2 ◦ Portanto v = k[A]2 ◦ - ∆ [R] = k.[A]2 ∆t Convertendo infinitesimalmente ◦ -d [R] = k [A]2 ou d [R]= -k. [A]2 dt dt Cinética Química
  • 12.  Lei de Velocidade Integrada ◦ Integrando no intervalo entre 0 e t, teremos: 1 - 1 = k.t ou 1 = 1 +k.t [A]t [A]0 [A]t [A]0 ◦ Comparando à uma equação de reta para observar o comportamento da velocidade, temos: 1 = 1 +k.t [A]t [A]0 y = a+b.x Cinética Química
  • 13. Reações de Segunda Ordem  Representação Gráfica ◦ Coeficiente Angular será o valor de k. 1 = 1 + k.t [A]t [A]0
  • 14. Reações de Segunda Ordem  Exercício 05: ◦ Entre os possíveis destinos do NO2 na química atmosférica, está a decomposição para formar NO e O2. Essa reação foi estudada a 370ºC e os resultados obtidos foram os seguintes: Tempo (s) [NO2] (mol.L-1) 0 0,300 5 0,0197 10 0,0100 15 0,007 20 0,0052 25 0,0041 30 0,0035 ◦ Com base nesses dados, determine a constante de velocidade (k)
  • 15. Reações de Segunda Ordem  Exercício 05: Tempo (s) [NO2] (mol.L-1) 1/[NO2] (L.mol-1) 0 0,300 3,33 5 0,0197 50,76 10 0,0100 100 15 0,007 142,9 20 0,0052 192,3 25 0,0041 243,9 30 0,0035 285,7 3,33 50,76 100 142,9 192,3 243,9 285,7 y = 9,4692x + 3,5175 0 50 100 150 200 250 300 350 0 5 10 15 20 25 30 35 Decomposição NO2 1 = 1 + k.t [A]t [A]0 k = 9,47 L.mol-1s-1
  • 16. Cinética Química  Lei de Velocidade e o Tempo de Meia Vida ◦ Tempo de meia vida (t½)  tempo necessário para que a concentração de um reagente alçance a metade de sua concentração inicial.
  • 17. Cinética Química  Lei de Velocidade e o Tempo de Meia Vida ◦ Para reações de ordem zero: [A]t = [A]0 -k.t Substituindo [A]t por ½[A]0 ½[A]0 = [A]0 -k.t ½  ½[A]0 - [A]0 =-k.t½  -½[A]0 =-k.t½  ½[A]0 =k.t½ [A]0 = t½ 2k
  • 18.  Lei de Velocidade e o Tempo de Meia Vida ◦ Para reações de 1ª ordem: [A]t = [A]0 .e-k.t Substituindo [A]t por ½[A]0 ½[A]0 = e-k.t  1[A]0 = e-k.t [A]0 2 [A]0 ln (1/2) = ln(e-k.t) ln1-ln2 = -kt½ -ln2 = -kt½ t½ = ln2 k Cinética Química
  • 19.  Lei de Velocidade e o Tempo de Meia Vida ◦ Para reações de 2ª ordem: 1 = 1 + k.t [A]t [A]0 Substituindo [A]t por ½[A]0 1 = 1 + k.t½ ½[A]0 [A]0 2 - 1 = k.t½ [A]0 [A]0 t½ = 1 . k[A]0 Cinética Química
  • 20. Classificação das Reações Químicas do Ponto de Vista Cinético
  • 21. Classificação das Reações Químicas  Molecularidade ◦ Diz a ordem total da lei de velocidade para a etapa elementar.  Molecularidade 1 - Unimolecular: Apenas uma espécie reagente participa da reação;  Molecularidade 2- Bimolecular: Duas espécies reagentes colidem entre si para que a reação ocorra;  Molecularidade 3 - Termolecular: Rara pois depende de ocorrência de colisão tripla dos reagentes.
  • 22. Classificação das Reações Químicas  Mecanismos de Reação ◦ Conjunto de uma ou mais etapas moleculares que explicam como os reagentes se tornam produtos.  Etapas Individuais do Mecanismo ◦ Reações Elementares: Ocorrem em apenas uma etapa e sua equação representa perfeitamente o mecanismo de ocorrência da reação. ◦ Ex: A + B  P onde  =k.Ca.Cb
  • 23. Classificação das Reações Químicas  Reações Elementares: 1 etapa = k [A]x · [B]y   = velocidade da reação  k = constante de velocidade (em T determinada)  [A] e [B] = concentração dos reagentes  x e y = ordem da reação são iguais aos coeficientes estequiométricos
  • 24. Classificação das Reações Químicas  Etapas Individuais do Mecanismo ◦ Reações Não Elementares: Ocorrem por meio de várias etapas, cada uma com sua expressão de velocidade própria. ◦ Ex: Br2  2 Br k1 Onde: ◦ Br + H2  HBr + H k2 ◦ H+ Br2  HBr + Br k3 ◦ H + HBr  H2 + Br k4 ◦ Br + Br  Br2 k5
  • 25. Classificação das Reações Químicas  Reações Não-Elementares: + de 1 etapa  Etapa Lenta – Determina a velocidade  Etapa Rápida
  • 26. Classificação das Reações Químicas  Reações Não-Elementares: + de 1 etapa 2A+B  A2B ◦ Mecanismo  Etapa Lenta: A+A  A2  Etapa Rápida: A2+B  A2B = k [A].[A] ou = k [A]2
  • 27. Classificação das Reações Químicas  Exercício 06: ◦ A decomposição do N2O5 é dada por: 2 N2O5  4 NO2 + O2 ◦ O seguinte mecanismo é proposto para a reação: N2O5  NO2 + NO3 NO2 + NO3  NO2 + NO + O2 NO3 + NO  2 NO2 ◦ Verifique a estequiometria, identifique os intermediários e identifique a molecularidade das etapas.
  • 29. Fatores que Influenciam a Velocidade de Reação  Catalisador ◦ Substância capaz de acelerar uma reação, sem ser consumida. Criam um caminho alternativo para a reação. ◦ Divididos em homogêneos e heterogêneos  Catálise ◦ Aumento de velocidade da reação, provocado pelo catalisador
  • 30. Fatores que Influenciam a Velocidade de Reação  Mecanismo de Catálise ◦ Formação de Composto Intermediário  Ex: 2SO2 + O2  2SO3
  • 31. Fatores que Influenciam a Velocidade de Reação  Mecanismo de Catálise ◦ Adsorção dos reagentes  Decomposição do HI, utilizando Pt (pó) a 500oC
  • 32. Fatores que Influenciam a Velocidade de Reação  Mecanismo de Catálise ◦ Adsorção  A espécie reativa adsorve, ou se adere, na superfície do catalisador;  As espécies migram na superfície até encontrarem-se;  A reação ocorre na superfície;  Os produtos desorbem da superfície do catalisador.
  • 33. Fatores que Influenciam a Velocidade de Reação  Atenção - O catalisador não aumenta a quantidade de produto da reação e não altera seu  H. - - Um catalisador acelera tanto a reação direta quanto a inversa, pois diminui a Energia de ativação de ambas.
  • 34. Fatores que Influenciam a Velocidade de Reação  Principais Catalisadores ◦ Metais: especialmente metais de transição, como Co, Ni, Pd, Pt ◦ Óxidos metálicos: por exemplo, Al2O3, Fe2O3, Co2O3, V2O5 ◦ Ácidos: catalisam muitas reações da Química Orgânica ◦ Bases: também atuam como catalisadores de muitas reações ◦ Substâncias que se oxidam e se reduzem facilmente: por exemplo NO
  • 35. Fatores que Influenciam a Velocidade de Reação  Superfície de contato:
  • 36. Fatores que Influenciam a Velocidade de Reação  Concentração dos Reagentes ◦ A concentração é relacionada ao número de choques entre as moléculas.
  • 37. Regra de Van’t Hoff O aumento de 10 ºC faz com que a velocidade da reação dobre Fatores que Influenciam a Velocidade de Reação  Temperatura ◦ Quanto maior a temperatura, maior a energia cinética entre as moléculas e portanto, maior o número de colisões. Arrhenius
  • 38. Fatores que Influenciam a Velocidade de Reação  Equação de Arrhenius ◦ Descreve a dependência de k com a temperatura (T) k = Ae-Ea/RT  Onde: ◦ k: constante cinética da reação ◦ A: constante de proporcionalidade ou fator pré- exponencial de Arrhenius, depende da reação e tem as mesmas unidades de k ◦ Ea: Energia de Ativação expressa em kJ/mol ◦ T: temperatura em Kelvin ◦ R: constante universal dos gases 8,314J/mol.K
  • 39. Fatores que Influenciam a Velocidade de Reação  Equação de Arrhenius ◦ Como utilizamos a temperatura no controle de experimentos, é mais simples se a deixarmos fora do expoente. Assim, aplicando-se ln em ambos os lados da equação temos:
  • 40. Fatores que Influenciam a Velocidade de Reação  Equação de Arrhenius ◦ Separando os termos, teremos a relação linear entre lnk e 1/T
  • 41. Fatores que Influenciam a Velocidade de Reação  Gráfico de lnk (x) e 1/T(y)  Coeficiente angular = tg ou y/x
  • 42. Fatores que Influenciam a Velocidade de Reação  Gráfico de lnk (x) e 1/T(y)
  • 43. Fatores que Influenciam a Velocidade de Reação  Conhecida Ea pode-se prever o valor da constante de velocidade k2, na temperatura T2, partindo-se de k1 e T1.
  • 44. Classificação das Reações Químicas  Exercício 07: ◦ O ozônio pode ser convertido em O2, através da reação com radicais de óxido de hidrogênio: HO. + O3  HO2 . + O2 ◦ Os seguintes valores foram obtidos experimentalmente: ◦ Essa reação exibe comportamento de Arrhenius? ◦ Calcule a Energia de Ativação a partir destes dados. k (L.mol-1.s-1) Temperatura (K) 1,0 . 107 220 5,1.107 340 1,1.108 450
  • 45. Classificação das Reações Químicas  Exercício 07: ◦ Obter os dados para construção do gráfico ◦ Representar graficamente lnk (x) e 1/T (y) k (L.mol-1.s-1) lnk Temperatura (K) 1/T (K-1) 1,0 . 107 16,1 220 4,5.10-3 5,1.107 17,7 340 2,9.10-3 1,1.108 18,5 450 2,2.10-3
  • 46. Classificação das Reações Químicas  Exercício 07: ◦ Gráfico linear segue comportamento de Arrhenius y = -1036x + 20,748 16 16,5 17 17,5 18 18,5 2,00E-03 2,50E-03 3,00E-03 3,50E-03 4,00E-03 4,50E-03 5,00E-03 lnK 1/T
  • 47. Classificação das Reações Químicas  Exercício 07: ◦ Com a equação da reta podemos calcular a Ea y = -1036x+20,748 lnk = lnA – Ea . 1 . R T -Ea = -1036K  Ea = 1036K x 8,314 JK-1mol-1 R Ea = 8613,3 Jmol-1 Ea = 8,6kJmol-1