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1
Professora (Estagiária): Magda Vieira
Professora Supervisora: Kátia Aquino
Cinética Química
Profa. Kátia Aquino
2
As reações também possuem
suas velocidades próprias
http://www.franciscoevangelista.com/2012/07/incendio-residencial-com-vitima-fatal.html
Muito rápida: combustão
Muito lenta: Petróleo
http://maisquecuriosidade.blogspot.com.br/2010/05/coisas-que-voce-nao-sabia-sobre-o.html
3
É a área da química que estuda a velocidade
das reações e os fatores que a influencia,
tais como:
• CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES;
• SUPERFÍCIE DE CONTATO;
• TEMPERATURA;
• CATALISADORES/INIBIDORES;
• CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES;
• SUPERFÍCIE DE CONTATO;
• TEMPERATURA;
• CATALISADORES/INIBIDORES;
Cinética Química
4
Observe:
http://www.alunosonline.com.br/quimica/cinetica-quimica.html
5
Br2(aq) + HCOOH (aq) → 2Br-
(aq) + 2H+
(aq) + CO2 (g)
A cor avermelhada do primeiro becker é por conta do
bromo. Com o passar do tempo a concentração de bromo
diminui e é observada a perda de cor do sistema.
Exemplo de reação
tempo
http://quimica2univia.files.wordpress.com/2012/04/clase17.jpg?w=640
6
Velocidade média=−
Δ[ A]
Δt
=
Δ[B]
Δt
Para a reação:
A → B
Variação da quantidade de um reagente
ou produto em uma reação química num
intervalo de tempo.
vm=
Δm
Δt
ou
Δn
Δt
ou
ΔV
Δt
ou
ΔC
Δt
m = massa, n = no
mols, V = volume, C = concentração
molar
Velocidade média de um
componente da reação (Vm)
7
Uma reação apresenta uma reação média que pode ser
obtida pela divisão da velocidade de cada componente da
reação química pelo respectivo coeficiente estequiométrico.
aA + bB → cC + dD
Vm = -∆[A]
a∆t
= --∆∆[B][B]
b∆t
=-∆[B] ∆[C]
c∆t
= ∆[D]
d∆t
Exemplo geral:
Velocidade média
da reação (Vm)
8
C4H9Cl(aq) + OH- (aq)  C4H9OH (aq) + Cl- (aq)
Tempo
(s)
[C4H9Cl]
(M)
0 0,1000
50 0,0905
100 0,0820
150 0,0741
Comportamento
gráfico
9
 É a variação na quantidade de um
reagente ou produto num instante, ou
seja, no menor intervalo de tempo que
se possa imaginar.
 É a variação na quantidade de um
reagente ou produto num instante, ou
seja, no menor intervalo de tempo que
se possa imaginar.
Velocidade
instantânea (Vi)
A velocidade instantânea (Vi) pode
ser obtida através da declividade da
reta tangente à curva do gráfico
concentração vs. tempo em um
determinado instante..
Não esqueça que a declividade
da reta (m) pode ser obtida
No gráfico por:
m=(y-yo)/(x-xo )
Escolha seus pontos!
Como calcular Vi?
11
C4H9Cl(aq) + OH- (aq)  C4H9OH (aq) + Cl- (aq)
Exemplo t=0s:
Velocidade
instantânea em t=0s
Vi = - (0,060 – 0,100) M
(200 – 0)
Vi = 2,0 x 10- 4
M/s
12
C4H9Cl(aq) + OH- (aq)  C4H9OH (aq) + Cl- (aq)
Exemplo em t=600s:
Velocidade instantânea em
t=600s
Vi = - (0,017- 0,042) M
(800 – 400) s
Vi = 6,2 x 10- 5
M/s
13
COLISÃO ENTRE AS MOLÉCULAS
ORIENTAÇÃO FAVORÁVEL
ENERGIA MÍNIMA
NATUREZA DOS REAGENTES
REAÇÃO QUÍMICA
Condições para que
uma reação ocorra
importante
14
UMA REAÇÃO É UM FENÔMENO PROBABILÍSTICO
1- OS REAGENTES SE ENCONTRAM;
2- O ENCONTRO DE DUAS MOLÉCULAS
CORRESPONDE A UMA COLISÃO;
SE BASEIA NO MODELO CINÉTICO DOS GASES
3- AS MOLÉCULAS PODEM ( DEPENDENDO DA ENERGIA):
• COLIDIR E SEPARAR
• COLIDIR, ROMPER LIGAÇÕES E FORMAR NOVAS LIGAÇÕES
4- FREQUÊNCIA COM QUE AS MOLÉCULAS COLIDEM
5- FRAÇÃO DAS COLISÕES QUE APRESENTAM UMA ENERGIA
MÍNIMA
Teoria da Colisões
COLISÃO ENTRE AS MOLÉCULAS
15
Para que uma reação aconteça é necessário que as
moléculas dos reagentes colidam com a orientação correta.
ORIENTAÇÃO FAVORÁVEL
http://www.brasilescola.com/quimica/condicoes-para-ocorrencia-reacoes-quimicas.htm
16
Em 1888, o químico sueco Svante Arrhenius
sugeriu que as moléculas deviam possuir uma
energia mínima para que pudessem reagir.
No modelo da colisão, a energia na colisão provém
da energia cinética das moléculas colidentes.
Em cada colisão, esta energia pode provocar:
• ESTIRAMENTO
• FLEXÃO
• TORÇÃO
• ROMPIMENTO
Para que a reação aconteça, as moléculas devem apresentar uma
energia cinética superior ou igual a um certo mínimo. Essa energia
mínima é denominada de Energia de Ativação.
Fonte:
http://www.magnet.fsu.edu/education/t
utorials/pioneers/arrhenius.html
ENERGIA MÍNIMA
17
Reação endotérmica
Reação exotérmica
Ea = Ecomplexo ativado – E Reagentes
Fonte: http://www.agracadaquimica.com.br/index.php?
&ds=1&acao=quimica/ms2&i=22&id=587
Energia de ativação
e os gráficos
18
CONCENTRAÇÃO DOS
REAGENTES
SUPERFÍCIE DE CONTATO
TEMPERATURA
ESTADO FÍSICO DOS REAGENTES
CATALISADORES/ INIBIDORES
Fatores que influenciam
na velocidade de uma reação
19
Para a maioria das reações a
velocidade aumenta com um
aumento da temperatura.
Para a maioria das reações a
velocidade aumenta com um
aumento da temperatura.
TEMPERATURA
CHOQUES
ENERGIA
CINÉTICA
VELOCIDADE
TEMPERATURA
20
Um aumento de 10ºC faz com que a
velocidade da reação dobre.
Um aumento de 10ºC faz com que a
velocidade da reação dobre.
Temperatura 5ºC 15ºC 25ºC
Velocidade V 2V 4V
Cuidado, pois
esta regra possui
limitações, ou
seja, não é
sempre válida.
Regra de Van't Hoff
ESTADO FÍSICO DOS REAGENTES
Quanto maior o estado entrópico dos reagentes,
mais rápida será a reação.
Substâncias que estão no estado líquido tende a reagir mais
rapidamente se as mesmas estiverem no estado sólido.
Por estarem mais livres, há maior probabilidade de choques
entre as moléculas.
22
SUPERFÍCIE DE CONTATO
http://educacao.uol.com.br/quimica/cinetica-quimica-1-fatores-que-interferem-na-velocidade-das-reacoes.jhtm
23
Quem oxidaria
mais
rapidamente?
http://www.roboticasimples.com/artigos.php?acao=10
São substâncias que, quando presentes,
aumentam (catalisador) ou diminuem
(inibidor) a velocidade das reações
químicas, sem serem consumidos.
São substâncias que, quando presentes,
aumentam (catalisador) ou diminuem
(inibidor) a velocidade das reações
químicas, sem serem consumidos.
Os catalisadores/inibidores encontram “caminhos
alternativos” ou seja, outra rota reacional que
apresenta uma menor energia de ativação
(catalisador) ou maior energia de ativação
(inibidor).
Os catalisadores/inibidores encontram “caminhos
alternativos” ou seja, outra rota reacional que
apresenta uma menor energia de ativação
(catalisador) ou maior energia de ativação
(inibidor).
CATALISADORES/ INIBIDORES
Fonte: Química Geral – Fundamentos/ Daltamir Justino Maia e J.C. Bianchi. – São Paulo: Pearson
Prentice Hall, 2007)
• Atuam propiciando uma rota alternativa ;
• A variação de entalpia é a mesma, independente do caminho;
• O catalisador não elimina o caminho A da reação, mas possibilita um caminho B;
• Como o novo caminho envolve energias menores, praticamente toda reação ocorre por
este caminho.
Catalisador e a Energia
de ativação
• O catalisador se encontra na mesma fase dos reagentes.
Exemplo: Decomposição da água oxigenada H2O2 (aq) pelo I-
(aq) :
H2O2 + I-
 H2O + IO-
H2O2 + IO-
 H2O + O2 + I-
2H2O2  2H2O + O2
I-
Água oxigenada+sabão+catalisador
Catálise homogênea
http://www.emdialogo.uff.br/node/3234
• O catalisador não está na mesma fase que os reagentes.
Catálise heterogênea
os catalisadores automotivos
http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/catalise-heterogenea.htm
• Enzimas são proteínas com um ou mais sítios ativos tipo cavidade,
onde a reação ocorre;
• São catalisadores biológicos que funcionam modificando moléculas
de substrato para promover reações.
Catálise enzimática
http://www.mundoeducacao.com.br/biologia/enzimas.htm
• É uma reação onde os produtos da reação agem como catalisador
da própria reação;
• A reação é cada vez mais rápida à medida que esta vai progredindo;
Autocatálise
3 Cu(s) + 8 HNO3(aq) → 3 Cu(NO3)2(aq) + 2 NO(g) + 4 H2O(l)
catalisador
http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/autocatalise.htm
30
CONCENTRAÇÃO DOS
REAGENTES
http://www.marco.eng.br/cinetica/trabalhodealunos/CineticaBasica/influencia.html
A velocidade da reação diminui quando as
concentrações dos reagentes diminuem.
A velocidade da reação diminui quando as
concentrações dos reagentes diminuem.
A velocidade da reação diminui com o
passar do tempo.
A velocidade da reação diminui com o
passar do tempo.
Os dados cinéticos são geralmente obtidos a partir
da velocidade inicial da reação.
Os dados cinéticos são geralmente obtidos a partir
da velocidade inicial da reação.
Concentração x velocidade
Dado a REAÇÃO ELEMENTAR abaixo:
aA + bB  cC + dD
V = K[A]a
. [B]b
A lei de velocidade será dada por::
a e b  são os expoentes de A e B,
que correspondem aos coeficientes
estequiométricos da reação.
“ A velocidade de uma reação química
elementar, a uma dada temperatura, é
diretamente proporcional ao produto das
concentrações dos reagentes, em mol/L,
elevadas aos seus respectivos
coeficientes estequiométricos.”
“ A velocidade de uma reação química
elementar, a uma dada temperatura, é
diretamente proporcional ao produto das
concentrações dos reagentes, em mol/L,
elevadas aos seus respectivos
coeficientes estequiométricos.”
Fonte:
http://en.wikipedia.org/wiki/Cato_Maximilian_Guldberg
A lei de velocidade das reações (ou lei de
Guldberg –Waage) foi proposta em 1867
pelos cientistas noruegueses Cato
Maximilian Guldberg (1836-1902) e Peter
Waage (1833-1900)
Lei da velocidade
reação elementar
Reação elementar:
Ocorre em uma única etapa;
Não há formação de intermediários;
Os produtos se formam diretamente da colisão dos reagentes;
A lei de velocidade apresenta os expoentes iguais aos coeficientes da
reação.
Reação elementar:
Ocorre em uma única etapa;
Não há formação de intermediários;
Os produtos se formam diretamente da colisão dos reagentes;
A lei de velocidade apresenta os expoentes iguais aos coeficientes da
reação.
REAÇÕES ELEMENTARES GERAIS
Exemplos Molecularidade Lei de Velocidade
A  produtos Unimolecular V=K[A]
2A produtos Bimolecular V=K[A]2
A + B
produtos
Bimolecular V=K[A] [B]
Mecanismo de reação:
Cada etapa é uma reação elementar;
Na soma algébrica das etapas, os compostos
intermediários desaparecem na reação global;
Mecanismo de reação:
Cada etapa é uma reação elementar;
Na soma algébrica das etapas, os compostos
intermediários desaparecem na reação global;
Reação não elementar:
Ocorrem em um conjunto de etapas, chamado mecanismo de
reação.
Reação não elementar:
Ocorrem em um conjunto de etapas, chamado mecanismo de
reação.
A velocidade da reação não elementar depende
apenas da etapa lenta
Reação não elementar
Reação genérica: 2A + 3B + C  Produtos2A + 3B + C  Produtos
Experimento [A]0(mol/L) Velocidade inicial da
reação (mol/L.min)
I 1 0,02
II 2 0,04
III 4 0,08
Lei das velocidades
Reação não elementar
Reação genérica: 2A + 3B + C  Produtos2A + 3B + C  Produtos
Experimento [B]0(mol/L) Velocidade inicial da
reação (mol/L.min)
I 1 0,02
II 2 0,08
III 4 0,32
Reação genérica:
2A + 3B + C  Produtos2A + 3B + C  Produtos
Experimento [C]0(mol/L) Velocidade inicial da
reação (mol/L.min)
I 1 0,02
II 2 0,02
III 4 0,02
Reação genérica anterior
2A + 3B + C  Produtos2A + 3B + C  Produtos
QUAL A LEI DE VELOCIDADE QUE PODEMOS PROPOR?
V = K[A] [B] 2V = K[A] [B] 2
V = K[A] [B] 2V = K[A] [B] 2
V = K[A] [B] 2V = K[A] [B] 2
Concluindo...
Vamos
exercitar!
Qual a lei de velocidade da reação que ocorre segundo o
mecanismo a seguir?
Etapa 1: NO2 (g) + NO2(g)  NO3(g) + NO(g) (lenta)
Etapa 2: NO3(g) + CO (g)  NO2(g) + CO2(g) (rápida)
Global: NO2(g) + CO (g)  NO(g) + CO2(g)
Ordem de reação (ordem global) é a soma dos valores das
potências a que as concentrações de reagentes se encontram
elevadas na equação cinética da reação (lei de velocidade).
Ordem de reação (ordem global) é a soma dos valores das
potências a que as concentrações de reagentes se encontram
elevadas na equação cinética da reação (lei de velocidade).
Consideremos a reação geral:
aA + bB → cC + dD
A equação da velocidade assume a forma:
Velocidade = k[A]α
[B]β
α, β,k – determinados experimentalmente
α e β– ordem de uma reação; α é a ordem de A e β é a ordem de B.
A reação tem ordem global α + β
Ordem de uma reação
Ordem zero em relação a um reagente: se a alteração da
concentração desse reagente não causa alteração na velocidade;
Primeira ordem em relação a um reagente: se duplicar a
concentração, duplica a velocidade da reação também;
Ordem n em relação a um reagente: se duplicar a concentração
aumenta de 2n
a velocidade da reação.
Uma reação é de:
Reações de ordem zero são raras;
A equação cinética é:
velocidade = k[A]0
ou
v=k
A velocidade de uma reação de ordem zero é
constante e independente das concentrações de
reagentes.
(A)
= N2O
(B)
2 N2O(g)  2N2 (g) + O2(g) (em platina aquecida)
Obs.: A concentração molar é maior em B, mas isso não afeta
a velocidade da reação, pois a superfície da platina pode
adsorver um determinado número de moléculas.
2 N2O(g)  2N2 (g) + O2(g) (em platina aquecida)
Obs.: A concentração molar é maior em B, mas isso não afeta
a velocidade da reação, pois a superfície da platina pode
adsorver um determinado número de moléculas.
Reação de ordem zero
A equação concentração x tempo
É obtida da integração (cálculo integral, que é visto no
ensino superior) da equação da lei de velocidade.
Matemáticamente temos:
[A] = [A]0 – k t
Graficamente:
k=declividade
da reta
Numa reação de primeira ordem a velocidade depende da
concentração de reagente elevada à potência unitária.
45
A  ProdutosA  Produtos
a) Diminuição da concentração do reagente com o
tempo.
v=k[A]
Reação de ordem 1
velocidade=−
Δ[A]
Δt
velocidade=k [A]
⇔ln[A]=ln[A]0−kt
46
A  ProdutosA  Produtos
(equação da reta)
b) Utilização da representação
gráfica da relação linear de ln[A] em
função do tempo para calcular a
constante de velocidade.
Tempo de meia vida (T1/2): Reação
de primeira ordem
47
Variação da concentração
de um reagente com o número
de tempos de meia vida (t1/2)
para uma reação de primeira
ordem.
t=t1/2
[A] = [A]0/2
Tempo de de meia-vida (t1/2): é o tempo necessário para que a concentração
de uma reagente diminua para metade do seu valor inicial.
t1/2=
1
k
ln
[ A]0
[ A]0/ 2
⇔t1/2=
1
k
ln2⇔t1/ 2=
0,693
k
É a reação cuja velocidade depende da concentração de
reagente elevada ao quadrado ou de concentrações de dois
reagentes diferentes, cada um deles elevada à unidade.
A → produto
48
velocidade=−
Δ[ A]
Δt
velocidade=k [ A]2
⇔
1
[ A]
=
1
[ A0 ]
+kt
Reação de ordem 2
(equação da reta)
Podemos obter uma equação para
o tempo de meia-vida da reação
de 2ª ordem, se fizermos
[A] = [A]0/2 na equação:
1
[ A]
=
1
[ A]0
+kt
1
[A]0 /2
=
1
[A]0
+kt1/2 ⇔t1/2=
1
k [ A]0
Tempo de meia vida (T1/2): Reação
de segunda ordem
Ordem Equação Cinética Equação
Concentração x
Tempo
Tempo de Meia
Vida
0 Velocidade =k [A] = [A]0 - kt
1 Velocidade = k [A] ln[A] = ln[A]0 - kt
2 Velocidade = k [A]2
1
[A]
=
1
[A]0
+ kt
t½
ln2
k
=
t½ =
[A]0
2k
t½ =
1
k[A]0
Resumindo...
51
Como a temperatura e a velocidade de reação estão diretamente ligadas,
elas podem estar relacionadas pela equação de Arrhenius.
Como a temperatura e a velocidade de reação estão diretamente ligadas,
elas podem estar relacionadas pela equação de Arrhenius.
kk == Ae-Ea/RT
kk == Ae-Ea/RT
Onde:
• k é a constante da velocidade
• Ea é a energia de ativação
• R é a constante dos gases (8,314 J/mol.K)
• A é uma “constante” relacionada com a frequência das colisões
• T é a temperatura em Kelvin
Equação de ArrheniusAprofunde
seus
conhecimentos
52
k=Ae− Ea/ RT
⇔ ln k=(−
E a
R )(1
T )+ln A
E a ( kJ/mol)
R = 8,314 J/K . mol
Cálculo da Energia Energia de ativação
com a utilização gráfica
Vamos
exercitar!
Em uma dada temperatura, a decomposição do N2O3 em
NO2 e NO é de primeira ordem, com K = 3,2x10-4
s-1
.
Considerando que a concentração inicial de N2O3 é de 10 M,
quanto tempo levará para que essa concentração seja
reduzida para 2 M? Qual o tempo de meia vida dessa
reação?
Questão 1
Vamos
exercitar!
A sacarose (C12H22O11) se decompõe em glicose e frutose em
solução ácida. A velocidade da reação é dada por:
V = k[sacarose].
Sabendo que K = 0,208 h-1
a 25ºC, qual o tempo necessário para
que 87,5% da concentração inicial de sacarose reaja nessa
temperatura?
Questão 2
Bons estudos!!!

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Cinética Química: Fatores que influenciam a velocidade de reações

  • 1. 1 Professora (Estagiária): Magda Vieira Professora Supervisora: Kátia Aquino Cinética Química Profa. Kátia Aquino
  • 2. 2 As reações também possuem suas velocidades próprias http://www.franciscoevangelista.com/2012/07/incendio-residencial-com-vitima-fatal.html Muito rápida: combustão Muito lenta: Petróleo http://maisquecuriosidade.blogspot.com.br/2010/05/coisas-que-voce-nao-sabia-sobre-o.html
  • 3. 3 É a área da química que estuda a velocidade das reações e os fatores que a influencia, tais como: • CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES; • SUPERFÍCIE DE CONTATO; • TEMPERATURA; • CATALISADORES/INIBIDORES; • CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES; • SUPERFÍCIE DE CONTATO; • TEMPERATURA; • CATALISADORES/INIBIDORES; Cinética Química
  • 5. 5 Br2(aq) + HCOOH (aq) → 2Br- (aq) + 2H+ (aq) + CO2 (g) A cor avermelhada do primeiro becker é por conta do bromo. Com o passar do tempo a concentração de bromo diminui e é observada a perda de cor do sistema. Exemplo de reação tempo http://quimica2univia.files.wordpress.com/2012/04/clase17.jpg?w=640
  • 6. 6 Velocidade média=− Δ[ A] Δt = Δ[B] Δt Para a reação: A → B Variação da quantidade de um reagente ou produto em uma reação química num intervalo de tempo. vm= Δm Δt ou Δn Δt ou ΔV Δt ou ΔC Δt m = massa, n = no mols, V = volume, C = concentração molar Velocidade média de um componente da reação (Vm)
  • 7. 7 Uma reação apresenta uma reação média que pode ser obtida pela divisão da velocidade de cada componente da reação química pelo respectivo coeficiente estequiométrico. aA + bB → cC + dD Vm = -∆[A] a∆t = --∆∆[B][B] b∆t =-∆[B] ∆[C] c∆t = ∆[D] d∆t Exemplo geral: Velocidade média da reação (Vm)
  • 8. 8 C4H9Cl(aq) + OH- (aq)  C4H9OH (aq) + Cl- (aq) Tempo (s) [C4H9Cl] (M) 0 0,1000 50 0,0905 100 0,0820 150 0,0741 Comportamento gráfico
  • 9. 9  É a variação na quantidade de um reagente ou produto num instante, ou seja, no menor intervalo de tempo que se possa imaginar.  É a variação na quantidade de um reagente ou produto num instante, ou seja, no menor intervalo de tempo que se possa imaginar. Velocidade instantânea (Vi)
  • 10. A velocidade instantânea (Vi) pode ser obtida através da declividade da reta tangente à curva do gráfico concentração vs. tempo em um determinado instante.. Não esqueça que a declividade da reta (m) pode ser obtida No gráfico por: m=(y-yo)/(x-xo ) Escolha seus pontos! Como calcular Vi?
  • 11. 11 C4H9Cl(aq) + OH- (aq)  C4H9OH (aq) + Cl- (aq) Exemplo t=0s: Velocidade instantânea em t=0s Vi = - (0,060 – 0,100) M (200 – 0) Vi = 2,0 x 10- 4 M/s
  • 12. 12 C4H9Cl(aq) + OH- (aq)  C4H9OH (aq) + Cl- (aq) Exemplo em t=600s: Velocidade instantânea em t=600s Vi = - (0,017- 0,042) M (800 – 400) s Vi = 6,2 x 10- 5 M/s
  • 13. 13 COLISÃO ENTRE AS MOLÉCULAS ORIENTAÇÃO FAVORÁVEL ENERGIA MÍNIMA NATUREZA DOS REAGENTES REAÇÃO QUÍMICA Condições para que uma reação ocorra importante
  • 14. 14 UMA REAÇÃO É UM FENÔMENO PROBABILÍSTICO 1- OS REAGENTES SE ENCONTRAM; 2- O ENCONTRO DE DUAS MOLÉCULAS CORRESPONDE A UMA COLISÃO; SE BASEIA NO MODELO CINÉTICO DOS GASES 3- AS MOLÉCULAS PODEM ( DEPENDENDO DA ENERGIA): • COLIDIR E SEPARAR • COLIDIR, ROMPER LIGAÇÕES E FORMAR NOVAS LIGAÇÕES 4- FREQUÊNCIA COM QUE AS MOLÉCULAS COLIDEM 5- FRAÇÃO DAS COLISÕES QUE APRESENTAM UMA ENERGIA MÍNIMA Teoria da Colisões COLISÃO ENTRE AS MOLÉCULAS
  • 15. 15 Para que uma reação aconteça é necessário que as moléculas dos reagentes colidam com a orientação correta. ORIENTAÇÃO FAVORÁVEL http://www.brasilescola.com/quimica/condicoes-para-ocorrencia-reacoes-quimicas.htm
  • 16. 16 Em 1888, o químico sueco Svante Arrhenius sugeriu que as moléculas deviam possuir uma energia mínima para que pudessem reagir. No modelo da colisão, a energia na colisão provém da energia cinética das moléculas colidentes. Em cada colisão, esta energia pode provocar: • ESTIRAMENTO • FLEXÃO • TORÇÃO • ROMPIMENTO Para que a reação aconteça, as moléculas devem apresentar uma energia cinética superior ou igual a um certo mínimo. Essa energia mínima é denominada de Energia de Ativação. Fonte: http://www.magnet.fsu.edu/education/t utorials/pioneers/arrhenius.html ENERGIA MÍNIMA
  • 17. 17 Reação endotérmica Reação exotérmica Ea = Ecomplexo ativado – E Reagentes Fonte: http://www.agracadaquimica.com.br/index.php? &ds=1&acao=quimica/ms2&i=22&id=587 Energia de ativação e os gráficos
  • 18. 18 CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES SUPERFÍCIE DE CONTATO TEMPERATURA ESTADO FÍSICO DOS REAGENTES CATALISADORES/ INIBIDORES Fatores que influenciam na velocidade de uma reação
  • 19. 19 Para a maioria das reações a velocidade aumenta com um aumento da temperatura. Para a maioria das reações a velocidade aumenta com um aumento da temperatura. TEMPERATURA CHOQUES ENERGIA CINÉTICA VELOCIDADE TEMPERATURA
  • 20. 20 Um aumento de 10ºC faz com que a velocidade da reação dobre. Um aumento de 10ºC faz com que a velocidade da reação dobre. Temperatura 5ºC 15ºC 25ºC Velocidade V 2V 4V Cuidado, pois esta regra possui limitações, ou seja, não é sempre válida. Regra de Van't Hoff
  • 21. ESTADO FÍSICO DOS REAGENTES Quanto maior o estado entrópico dos reagentes, mais rápida será a reação. Substâncias que estão no estado líquido tende a reagir mais rapidamente se as mesmas estiverem no estado sólido. Por estarem mais livres, há maior probabilidade de choques entre as moléculas.
  • 24. São substâncias que, quando presentes, aumentam (catalisador) ou diminuem (inibidor) a velocidade das reações químicas, sem serem consumidos. São substâncias que, quando presentes, aumentam (catalisador) ou diminuem (inibidor) a velocidade das reações químicas, sem serem consumidos. Os catalisadores/inibidores encontram “caminhos alternativos” ou seja, outra rota reacional que apresenta uma menor energia de ativação (catalisador) ou maior energia de ativação (inibidor). Os catalisadores/inibidores encontram “caminhos alternativos” ou seja, outra rota reacional que apresenta uma menor energia de ativação (catalisador) ou maior energia de ativação (inibidor). CATALISADORES/ INIBIDORES
  • 25. Fonte: Química Geral – Fundamentos/ Daltamir Justino Maia e J.C. Bianchi. – São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2007) • Atuam propiciando uma rota alternativa ; • A variação de entalpia é a mesma, independente do caminho; • O catalisador não elimina o caminho A da reação, mas possibilita um caminho B; • Como o novo caminho envolve energias menores, praticamente toda reação ocorre por este caminho. Catalisador e a Energia de ativação
  • 26. • O catalisador se encontra na mesma fase dos reagentes. Exemplo: Decomposição da água oxigenada H2O2 (aq) pelo I- (aq) : H2O2 + I-  H2O + IO- H2O2 + IO-  H2O + O2 + I- 2H2O2  2H2O + O2 I- Água oxigenada+sabão+catalisador Catálise homogênea http://www.emdialogo.uff.br/node/3234
  • 27. • O catalisador não está na mesma fase que os reagentes. Catálise heterogênea os catalisadores automotivos http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/catalise-heterogenea.htm
  • 28. • Enzimas são proteínas com um ou mais sítios ativos tipo cavidade, onde a reação ocorre; • São catalisadores biológicos que funcionam modificando moléculas de substrato para promover reações. Catálise enzimática http://www.mundoeducacao.com.br/biologia/enzimas.htm
  • 29. • É uma reação onde os produtos da reação agem como catalisador da própria reação; • A reação é cada vez mais rápida à medida que esta vai progredindo; Autocatálise 3 Cu(s) + 8 HNO3(aq) → 3 Cu(NO3)2(aq) + 2 NO(g) + 4 H2O(l) catalisador http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/autocatalise.htm
  • 31. A velocidade da reação diminui quando as concentrações dos reagentes diminuem. A velocidade da reação diminui quando as concentrações dos reagentes diminuem. A velocidade da reação diminui com o passar do tempo. A velocidade da reação diminui com o passar do tempo. Os dados cinéticos são geralmente obtidos a partir da velocidade inicial da reação. Os dados cinéticos são geralmente obtidos a partir da velocidade inicial da reação. Concentração x velocidade
  • 32. Dado a REAÇÃO ELEMENTAR abaixo: aA + bB  cC + dD V = K[A]a . [B]b A lei de velocidade será dada por:: a e b  são os expoentes de A e B, que correspondem aos coeficientes estequiométricos da reação. “ A velocidade de uma reação química elementar, a uma dada temperatura, é diretamente proporcional ao produto das concentrações dos reagentes, em mol/L, elevadas aos seus respectivos coeficientes estequiométricos.” “ A velocidade de uma reação química elementar, a uma dada temperatura, é diretamente proporcional ao produto das concentrações dos reagentes, em mol/L, elevadas aos seus respectivos coeficientes estequiométricos.” Fonte: http://en.wikipedia.org/wiki/Cato_Maximilian_Guldberg A lei de velocidade das reações (ou lei de Guldberg –Waage) foi proposta em 1867 pelos cientistas noruegueses Cato Maximilian Guldberg (1836-1902) e Peter Waage (1833-1900) Lei da velocidade reação elementar
  • 33. Reação elementar: Ocorre em uma única etapa; Não há formação de intermediários; Os produtos se formam diretamente da colisão dos reagentes; A lei de velocidade apresenta os expoentes iguais aos coeficientes da reação. Reação elementar: Ocorre em uma única etapa; Não há formação de intermediários; Os produtos se formam diretamente da colisão dos reagentes; A lei de velocidade apresenta os expoentes iguais aos coeficientes da reação.
  • 34. REAÇÕES ELEMENTARES GERAIS Exemplos Molecularidade Lei de Velocidade A  produtos Unimolecular V=K[A] 2A produtos Bimolecular V=K[A]2 A + B produtos Bimolecular V=K[A] [B]
  • 35. Mecanismo de reação: Cada etapa é uma reação elementar; Na soma algébrica das etapas, os compostos intermediários desaparecem na reação global; Mecanismo de reação: Cada etapa é uma reação elementar; Na soma algébrica das etapas, os compostos intermediários desaparecem na reação global; Reação não elementar: Ocorrem em um conjunto de etapas, chamado mecanismo de reação. Reação não elementar: Ocorrem em um conjunto de etapas, chamado mecanismo de reação. A velocidade da reação não elementar depende apenas da etapa lenta Reação não elementar
  • 36. Reação genérica: 2A + 3B + C  Produtos2A + 3B + C  Produtos Experimento [A]0(mol/L) Velocidade inicial da reação (mol/L.min) I 1 0,02 II 2 0,04 III 4 0,08 Lei das velocidades Reação não elementar
  • 37. Reação genérica: 2A + 3B + C  Produtos2A + 3B + C  Produtos Experimento [B]0(mol/L) Velocidade inicial da reação (mol/L.min) I 1 0,02 II 2 0,08 III 4 0,32
  • 38. Reação genérica: 2A + 3B + C  Produtos2A + 3B + C  Produtos Experimento [C]0(mol/L) Velocidade inicial da reação (mol/L.min) I 1 0,02 II 2 0,02 III 4 0,02
  • 39. Reação genérica anterior 2A + 3B + C  Produtos2A + 3B + C  Produtos QUAL A LEI DE VELOCIDADE QUE PODEMOS PROPOR? V = K[A] [B] 2V = K[A] [B] 2 V = K[A] [B] 2V = K[A] [B] 2 V = K[A] [B] 2V = K[A] [B] 2 Concluindo...
  • 40. Vamos exercitar! Qual a lei de velocidade da reação que ocorre segundo o mecanismo a seguir? Etapa 1: NO2 (g) + NO2(g)  NO3(g) + NO(g) (lenta) Etapa 2: NO3(g) + CO (g)  NO2(g) + CO2(g) (rápida) Global: NO2(g) + CO (g)  NO(g) + CO2(g)
  • 41. Ordem de reação (ordem global) é a soma dos valores das potências a que as concentrações de reagentes se encontram elevadas na equação cinética da reação (lei de velocidade). Ordem de reação (ordem global) é a soma dos valores das potências a que as concentrações de reagentes se encontram elevadas na equação cinética da reação (lei de velocidade). Consideremos a reação geral: aA + bB → cC + dD A equação da velocidade assume a forma: Velocidade = k[A]α [B]β α, β,k – determinados experimentalmente α e β– ordem de uma reação; α é a ordem de A e β é a ordem de B. A reação tem ordem global α + β Ordem de uma reação
  • 42. Ordem zero em relação a um reagente: se a alteração da concentração desse reagente não causa alteração na velocidade; Primeira ordem em relação a um reagente: se duplicar a concentração, duplica a velocidade da reação também; Ordem n em relação a um reagente: se duplicar a concentração aumenta de 2n a velocidade da reação. Uma reação é de:
  • 43. Reações de ordem zero são raras; A equação cinética é: velocidade = k[A]0 ou v=k A velocidade de uma reação de ordem zero é constante e independente das concentrações de reagentes. (A) = N2O (B) 2 N2O(g)  2N2 (g) + O2(g) (em platina aquecida) Obs.: A concentração molar é maior em B, mas isso não afeta a velocidade da reação, pois a superfície da platina pode adsorver um determinado número de moléculas. 2 N2O(g)  2N2 (g) + O2(g) (em platina aquecida) Obs.: A concentração molar é maior em B, mas isso não afeta a velocidade da reação, pois a superfície da platina pode adsorver um determinado número de moléculas. Reação de ordem zero
  • 44. A equação concentração x tempo É obtida da integração (cálculo integral, que é visto no ensino superior) da equação da lei de velocidade. Matemáticamente temos: [A] = [A]0 – k t Graficamente: k=declividade da reta
  • 45. Numa reação de primeira ordem a velocidade depende da concentração de reagente elevada à potência unitária. 45 A  ProdutosA  Produtos a) Diminuição da concentração do reagente com o tempo. v=k[A] Reação de ordem 1
  • 46. velocidade=− Δ[A] Δt velocidade=k [A] ⇔ln[A]=ln[A]0−kt 46 A  ProdutosA  Produtos (equação da reta) b) Utilização da representação gráfica da relação linear de ln[A] em função do tempo para calcular a constante de velocidade.
  • 47. Tempo de meia vida (T1/2): Reação de primeira ordem 47 Variação da concentração de um reagente com o número de tempos de meia vida (t1/2) para uma reação de primeira ordem. t=t1/2 [A] = [A]0/2 Tempo de de meia-vida (t1/2): é o tempo necessário para que a concentração de uma reagente diminua para metade do seu valor inicial. t1/2= 1 k ln [ A]0 [ A]0/ 2 ⇔t1/2= 1 k ln2⇔t1/ 2= 0,693 k
  • 48. É a reação cuja velocidade depende da concentração de reagente elevada ao quadrado ou de concentrações de dois reagentes diferentes, cada um deles elevada à unidade. A → produto 48 velocidade=− Δ[ A] Δt velocidade=k [ A]2 ⇔ 1 [ A] = 1 [ A0 ] +kt Reação de ordem 2 (equação da reta)
  • 49. Podemos obter uma equação para o tempo de meia-vida da reação de 2ª ordem, se fizermos [A] = [A]0/2 na equação: 1 [ A] = 1 [ A]0 +kt 1 [A]0 /2 = 1 [A]0 +kt1/2 ⇔t1/2= 1 k [ A]0 Tempo de meia vida (T1/2): Reação de segunda ordem
  • 50. Ordem Equação Cinética Equação Concentração x Tempo Tempo de Meia Vida 0 Velocidade =k [A] = [A]0 - kt 1 Velocidade = k [A] ln[A] = ln[A]0 - kt 2 Velocidade = k [A]2 1 [A] = 1 [A]0 + kt t½ ln2 k = t½ = [A]0 2k t½ = 1 k[A]0 Resumindo...
  • 51. 51 Como a temperatura e a velocidade de reação estão diretamente ligadas, elas podem estar relacionadas pela equação de Arrhenius. Como a temperatura e a velocidade de reação estão diretamente ligadas, elas podem estar relacionadas pela equação de Arrhenius. kk == Ae-Ea/RT kk == Ae-Ea/RT Onde: • k é a constante da velocidade • Ea é a energia de ativação • R é a constante dos gases (8,314 J/mol.K) • A é uma “constante” relacionada com a frequência das colisões • T é a temperatura em Kelvin Equação de ArrheniusAprofunde seus conhecimentos
  • 52. 52 k=Ae− Ea/ RT ⇔ ln k=(− E a R )(1 T )+ln A E a ( kJ/mol) R = 8,314 J/K . mol Cálculo da Energia Energia de ativação com a utilização gráfica
  • 53. Vamos exercitar! Em uma dada temperatura, a decomposição do N2O3 em NO2 e NO é de primeira ordem, com K = 3,2x10-4 s-1 . Considerando que a concentração inicial de N2O3 é de 10 M, quanto tempo levará para que essa concentração seja reduzida para 2 M? Qual o tempo de meia vida dessa reação? Questão 1
  • 54. Vamos exercitar! A sacarose (C12H22O11) se decompõe em glicose e frutose em solução ácida. A velocidade da reação é dada por: V = k[sacarose]. Sabendo que K = 0,208 h-1 a 25ºC, qual o tempo necessário para que 87,5% da concentração inicial de sacarose reaja nessa temperatura? Questão 2