SlideShare uma empresa Scribd logo

Apostila de química 2013 3 col 1 bim.

A cinética química estuda as velocidades das reações químicas. Fatores como temperatura, superfície de contato e concentração dos reagentes influenciam na velocidade, sendo que quanto maiores esses fatores, maior a velocidade. A lei de Guldberg-Waage relaciona a velocidade com a concentração dos reagentes, enquanto a teoria da colisão explica que as moléculas precisam colidir com energia igual ou maior que a energia de ativação para que ocorra a reação.

1 de 17
Baixar para ler offline
APOSTILA DE QUÍMICA 2013
       3COL.1BIM
    EEPROF.ÂNGELO GOSUEN
        PROF. VALNEI
•   Cinética
•   A cinética é a parte da química que estuda as velocidades das reações onde, com o aumento da
    temperatura se aumenta a velocidade.
•   Existem fatores que influenciam na velocidade como “temperatura”, “superfície” e “concentração
    de reagentes”.

•
    Velocidade de uma reação
•   A velocidade de uma reação é a variação da concentração dos reagentes pela variação de uma
    unidade de tempo. As velocidades das reações químicas geralmente são expressas em molaridade
    por segundo (M/s).
•   A velocidade média de formação de um produto de uma reação é dado por:
•   Vm = variação da concentração do produto / variação do tempo
•   A velocidade da reação decresce com o tempo. A velocidade de formação do produto é igual a
    velocidade de consumo do reagente.:
•   Velocidade da reação = variação da concentração dos reagentes / variação do tempo
•   A velocidade das reações química pode ocorrer em escalas de tempo muito amplas. Por exemplo,
    uma explosão pode ocorrer em menos de um segundo, a cocção de um alimento pode levar
    minutos ou horas, a corrosão pode levar anos, e a erosão de uma rocha pode ocorrer em milhares
    ou milhões de anos.
•   Fatores que influenciam na velocidade da reação:
•   Superfície de contato: Quanto maior a superfície de contato, maior será a velocidade da reação.

•   Temperatura: Quanto maior a temperatura, maior será a velocidade da reação.

•   Concentração dos reagentes: Aumentando a concentração dos reagentes, aumentará a velocidade
    da reação.

•   Numa reação química, a etapa mais lenta é a que determina sua velocidade. Observe o exemplo a
    seguir: O peróxido de hidrogênio reagindo com íons iodeto, formando água e oxigênio gasoso.

•   I - H2O2 + I- ⇒ H2O + IO- (Lenta)
•   II - H2O2 + IO- ⇒ H2O + O2 + I- (Rápida)
•   Equação simplificada: 2 H2O2 ⇒ 2 H2O + O2.
•   A equação simplificada corresponde a soma das equações I e II. Como a etapa I é a etapa lenta,
    para aumentar a velocidade da reação, deve-se atuar nela. Tanto para aumentar ou diminuir a
    velocidade da reação, a etapa II (rápida) não vai influir; sendo a etapa I a mais importante.

•
•   A lei de Guldberg-Waage:
•   Considere a seguinte reação: a A + b B ⇒ c C + d D
•   Segundo a lei de Guldberg-Waage; V = k [A]a [B]b.
•   Onde:
•   V = velocidade da reação;

•   [ ] = concentração da substância em mol / L;

•   k = constante da velocidade específica para cada temperatura.

•   A ordem de uma reação é a soma dos expoentes das concentrações da equação da velocidade. Utilizando a equação anterior, calculamos a ordem de
    tal reação pela soma de (a + b).

•
    Teoria da colisão
•   Pela teoria da colisão, para haver reação é necessário que:
•   as moléculas dos reagentes colidam entre si;

•   a colisão ocorra com geometria favorável à formação do complexo ativado;

•   a energia das moléculas que colidem entre si seja igual ou superior à energia de ativação.

•   Colisão efetiva ou eficaz é aquela que resulta em reação, isto é, que está de acordo com as duas últimas condições da teoria da colisão. O número de
    colisões efetivas ou eficazes é muito pequeno comparado ao número total de colisões que ocorrem entre as moléculas dos reagentes.
•   Quanto menor for a energia de ativação de uma reação, maior será sua velocidade.
•   Uma elevação da temperatura aumenta a velocidade de uma reação porque aumenta o número de moléculas dos reagentes com energia superior à
    de ativação.
•   Regra de van't Hoff - Uma elevação de 10°C duplica a velocidade de uma reação.
•   Esta é uma regra aproximada e muito limitada.
•   O aumento da concentração dos reagentes aumenta a velocidade da reação.
• Energia de ativação:
• É a energia mínima necessária para que os
  reagentes possam se transformar em produtos.
  Quanto maior a energia de ativação, menor será
  a velocidade da reação.
• Ao atingir a energia de ativação, é formado o
  complexo ativado. O complexo ativado possui
  entalpia maior que a dos reagentes e dos
  produtos, sendo bastante instável; com isso, o
  complexo é desfeito e dá origem aos produtos da
  reação.
• Catalisador:
• O catalisador é uma substância que aumenta a
  velocidade da reação, sem ser consumida
  durante tal processo.
• A principal função do catalisador é diminuir a
  energia de ativação, facilitando a
  transformação de reagentes em produtos.

Recomendados

Mais conteúdo relacionado

Mais procurados

Aula 13 controle das reações químicas - parte i (cinética química) - 27.04.11
Aula 13   controle das reações químicas - parte i (cinética química) - 27.04.11Aula 13   controle das reações químicas - parte i (cinética química) - 27.04.11
Aula 13 controle das reações químicas - parte i (cinética química) - 27.04.11Nelson Virgilio Carvalho Filho
 
Cinética química
Cinética químicaCinética química
Cinética químicajapquimica
 
Lei de ação das massas - Lei da velocidade de uma reação química
Lei de ação das massas - Lei da velocidade de uma reação químicaLei de ação das massas - Lei da velocidade de uma reação química
Lei de ação das massas - Lei da velocidade de uma reação químicaCarlos Kramer
 
Slides da aula de Química (Manoel) sobre Cinética Química
Slides da aula de Química (Manoel) sobre Cinética QuímicaSlides da aula de Química (Manoel) sobre Cinética Química
Slides da aula de Química (Manoel) sobre Cinética QuímicaTurma Olímpica
 
Cinetica quimica
Cinetica quimicaCinetica quimica
Cinetica quimicaLiana Maia
 
Cinética química professora estela
Cinética química professora estelaCinética química professora estela
Cinética química professora estelaEstela Oliveira
 
Cinética química
Cinética químicaCinética química
Cinética químicakirkfc
 
Relatorio quimica geral_2 - cinetica
Relatorio quimica geral_2 - cineticaRelatorio quimica geral_2 - cinetica
Relatorio quimica geral_2 - cineticaÍngrede Silva
 
Experimento 8 Cinética química
Experimento 8   Cinética químicaExperimento 8   Cinética química
Experimento 8 Cinética químicaSilvanildo Macário
 
Cinética e equilíbrio químico
Cinética e equilíbrio químicoCinética e equilíbrio químico
Cinética e equilíbrio químicoMarilena Meira
 
Aula de cinética quimica
Aula de cinética quimicaAula de cinética quimica
Aula de cinética quimicaIsabele Félix
 
Aula 7 Testes De Estabilidade E Fundamentos De Cinetica Quimica
Aula 7   Testes De Estabilidade E Fundamentos De Cinetica QuimicaAula 7   Testes De Estabilidade E Fundamentos De Cinetica Quimica
Aula 7 Testes De Estabilidade E Fundamentos De Cinetica Quimicanewton.andreo
 

Mais procurados (20)

cinética quimica
cinética quimicacinética quimica
cinética quimica
 
Aula 13 controle das reações químicas - parte i (cinética química) - 27.04.11
Aula 13   controle das reações químicas - parte i (cinética química) - 27.04.11Aula 13   controle das reações químicas - parte i (cinética química) - 27.04.11
Aula 13 controle das reações químicas - parte i (cinética química) - 27.04.11
 
Cinética química
Cinética químicaCinética química
Cinética química
 
Cinética química
Cinética químicaCinética química
Cinética química
 
Lei de ação das massas - Lei da velocidade de uma reação química
Lei de ação das massas - Lei da velocidade de uma reação químicaLei de ação das massas - Lei da velocidade de uma reação química
Lei de ação das massas - Lei da velocidade de uma reação química
 
Slides da aula de Química (Manoel) sobre Cinética Química
Slides da aula de Química (Manoel) sobre Cinética QuímicaSlides da aula de Química (Manoel) sobre Cinética Química
Slides da aula de Química (Manoel) sobre Cinética Química
 
Cinetica quimica
Cinetica quimicaCinetica quimica
Cinetica quimica
 
Cinética química professora estela
Cinética química professora estelaCinética química professora estela
Cinética química professora estela
 
Cinética química
Cinética químicaCinética química
Cinética química
 
Relatorio quimica geral_2 - cinetica
Relatorio quimica geral_2 - cineticaRelatorio quimica geral_2 - cinetica
Relatorio quimica geral_2 - cinetica
 
Cinética Química
Cinética QuímicaCinética Química
Cinética Química
 
Experimento 8 Cinética química
Experimento 8   Cinética químicaExperimento 8   Cinética química
Experimento 8 Cinética química
 
Cinética e equilíbrio químico
Cinética e equilíbrio químicoCinética e equilíbrio químico
Cinética e equilíbrio químico
 
Catalisadores
CatalisadoresCatalisadores
Catalisadores
 
Cinética química
Cinética químicaCinética química
Cinética química
 
Aula de cinética quimica
Aula de cinética quimicaAula de cinética quimica
Aula de cinética quimica
 
Cinética química
Cinética químicaCinética química
Cinética química
 
Cinética química
Cinética químicaCinética química
Cinética química
 
Cinética química
Cinética químicaCinética química
Cinética química
 
Aula 7 Testes De Estabilidade E Fundamentos De Cinetica Quimica
Aula 7   Testes De Estabilidade E Fundamentos De Cinetica QuimicaAula 7   Testes De Estabilidade E Fundamentos De Cinetica Quimica
Aula 7 Testes De Estabilidade E Fundamentos De Cinetica Quimica
 

Semelhante a Apostila de química 2013 3 col 1 bim.

Semelhante a Apostila de química 2013 3 col 1 bim. (20)

Cinética Química
Cinética QuímicaCinética Química
Cinética Química
 
Cinetica Quimica, ENSINO MÉDIO.ppt.pptx
Cinetica Quimica, ENSINO MÉDIO.ppt.pptxCinetica Quimica, ENSINO MÉDIO.ppt.pptx
Cinetica Quimica, ENSINO MÉDIO.ppt.pptx
 
Cinética parte ii
Cinética parte iiCinética parte ii
Cinética parte ii
 
Resumo te rico cin-tica qu-mica.QUIMICA
Resumo te rico cin-tica qu-mica.QUIMICAResumo te rico cin-tica qu-mica.QUIMICA
Resumo te rico cin-tica qu-mica.QUIMICA
 
3a. aula química geral.pptx
3a. aula química geral.pptx3a. aula química geral.pptx
3a. aula química geral.pptx
 
Cinética química professora estela
Cinética química professora estelaCinética química professora estela
Cinética química professora estela
 
Cinetica
CineticaCinetica
Cinetica
 
cinticaqumica-141002231720-phpapp. 02.pdf
cinticaqumica-141002231720-phpapp. 02.pdfcinticaqumica-141002231720-phpapp. 02.pdf
cinticaqumica-141002231720-phpapp. 02.pdf
 
Reacções químicas
Reacções químicasReacções químicas
Reacções químicas
 
Velocidade de reação
Velocidade de reaçãoVelocidade de reação
Velocidade de reação
 
Cinetica
CineticaCinetica
Cinetica
 
Cinetica
CineticaCinetica
Cinetica
 
Cinética química
Cinética químicaCinética química
Cinética química
 
Cinetica Química
Cinetica QuímicaCinetica Química
Cinetica Química
 
Trabalho de quimica Vituriano
Trabalho de quimica ViturianoTrabalho de quimica Vituriano
Trabalho de quimica Vituriano
 
Teoria do Equilibrio
Teoria do EquilibrioTeoria do Equilibrio
Teoria do Equilibrio
 
Cinética química aula 02
Cinética química   aula 02Cinética química   aula 02
Cinética química aula 02
 
Folha 21 aula cinetica
Folha 21 aula cineticaFolha 21 aula cinetica
Folha 21 aula cinetica
 
Cinetica
CineticaCinetica
Cinetica
 
cinetica quimica ok.ppt
cinetica quimica ok.pptcinetica quimica ok.ppt
cinetica quimica ok.ppt
 

Apostila de química 2013 3 col 1 bim.

  • 1. APOSTILA DE QUÍMICA 2013 3COL.1BIM EEPROF.ÂNGELO GOSUEN PROF. VALNEI
  • 2. Cinética • A cinética é a parte da química que estuda as velocidades das reações onde, com o aumento da temperatura se aumenta a velocidade. • Existem fatores que influenciam na velocidade como “temperatura”, “superfície” e “concentração de reagentes”. • Velocidade de uma reação • A velocidade de uma reação é a variação da concentração dos reagentes pela variação de uma unidade de tempo. As velocidades das reações químicas geralmente são expressas em molaridade por segundo (M/s). • A velocidade média de formação de um produto de uma reação é dado por: • Vm = variação da concentração do produto / variação do tempo • A velocidade da reação decresce com o tempo. A velocidade de formação do produto é igual a velocidade de consumo do reagente.: • Velocidade da reação = variação da concentração dos reagentes / variação do tempo • A velocidade das reações química pode ocorrer em escalas de tempo muito amplas. Por exemplo, uma explosão pode ocorrer em menos de um segundo, a cocção de um alimento pode levar minutos ou horas, a corrosão pode levar anos, e a erosão de uma rocha pode ocorrer em milhares ou milhões de anos.
  • 3. Fatores que influenciam na velocidade da reação: • Superfície de contato: Quanto maior a superfície de contato, maior será a velocidade da reação. • Temperatura: Quanto maior a temperatura, maior será a velocidade da reação. • Concentração dos reagentes: Aumentando a concentração dos reagentes, aumentará a velocidade da reação. • Numa reação química, a etapa mais lenta é a que determina sua velocidade. Observe o exemplo a seguir: O peróxido de hidrogênio reagindo com íons iodeto, formando água e oxigênio gasoso. • I - H2O2 + I- ⇒ H2O + IO- (Lenta) • II - H2O2 + IO- ⇒ H2O + O2 + I- (Rápida) • Equação simplificada: 2 H2O2 ⇒ 2 H2O + O2. • A equação simplificada corresponde a soma das equações I e II. Como a etapa I é a etapa lenta, para aumentar a velocidade da reação, deve-se atuar nela. Tanto para aumentar ou diminuir a velocidade da reação, a etapa II (rápida) não vai influir; sendo a etapa I a mais importante. •
  • 4. A lei de Guldberg-Waage: • Considere a seguinte reação: a A + b B ⇒ c C + d D • Segundo a lei de Guldberg-Waage; V = k [A]a [B]b. • Onde: • V = velocidade da reação; • [ ] = concentração da substância em mol / L; • k = constante da velocidade específica para cada temperatura. • A ordem de uma reação é a soma dos expoentes das concentrações da equação da velocidade. Utilizando a equação anterior, calculamos a ordem de tal reação pela soma de (a + b). • Teoria da colisão • Pela teoria da colisão, para haver reação é necessário que: • as moléculas dos reagentes colidam entre si; • a colisão ocorra com geometria favorável à formação do complexo ativado; • a energia das moléculas que colidem entre si seja igual ou superior à energia de ativação. • Colisão efetiva ou eficaz é aquela que resulta em reação, isto é, que está de acordo com as duas últimas condições da teoria da colisão. O número de colisões efetivas ou eficazes é muito pequeno comparado ao número total de colisões que ocorrem entre as moléculas dos reagentes. • Quanto menor for a energia de ativação de uma reação, maior será sua velocidade. • Uma elevação da temperatura aumenta a velocidade de uma reação porque aumenta o número de moléculas dos reagentes com energia superior à de ativação. • Regra de van't Hoff - Uma elevação de 10°C duplica a velocidade de uma reação. • Esta é uma regra aproximada e muito limitada. • O aumento da concentração dos reagentes aumenta a velocidade da reação.
  • 5. • Energia de ativação: • É a energia mínima necessária para que os reagentes possam se transformar em produtos. Quanto maior a energia de ativação, menor será a velocidade da reação. • Ao atingir a energia de ativação, é formado o complexo ativado. O complexo ativado possui entalpia maior que a dos reagentes e dos produtos, sendo bastante instável; com isso, o complexo é desfeito e dá origem aos produtos da reação.
  • 6. • Catalisador: • O catalisador é uma substância que aumenta a velocidade da reação, sem ser consumida durante tal processo. • A principal função do catalisador é diminuir a energia de ativação, facilitando a transformação de reagentes em produtos.
  • 7. • Inibidor: é uma substância que retarda a velocidade da reação. • Veneno: é uma substância que anula o efeito de um catalisador. • A ação do catalisador é abaixar a energia de ativação, possibilitando um novo caminho para a reação. O abaixamento da energia de ativação é que determina o aumento da velocidade da reação. • Catálise homogênea - Catalisador e reagentes constituem uma só fase. • Catálise heterogênea - Catalisador e reagentes constituem duas ou mais fases (sistema polifásico ou mistura heterogênea).
  • 8. • Enzima • Enzima é uma proteína que atua como catalisador em reações biológicas. Caracteriza-se pela sua ação específica e pela sua grande atividade catalítica. Apresenta uma temperatura ótima, geralmente ao redor de 37°C, na qual tem o máximo de atividade catalítica. • Promotor de reação ou ativador de catalisador é uma substância que ativa o catalisador, mais isoladamente não tem ação catalítica na reação. • Veneno de catalisador ou inibidor é uma substância que diminui e até destrói a ação do catalisador, sem tomar parte na reação. • Autocatálise • Autocatálise - Quando um dos produtos da reação atua como catalisador. No início, a reação é lenta e, à medida que o catalisador (produto) vai se formando, sua velocidade vai aumentando.
  • 9. Conclusão • Na cinética química estuda-se a velocidade das reações químicas. • As velocidades das reações químicas são expressas por M/s “molaridade por segundo”. • Quanto maior for a temperatura, maior será a velocidade, existindo fatores que influenciam nessa velocidade, como “superfície”, “temperatura” e “concentração dos reagentes”, onde, quanto maior for a superfície de contato maior será a velocidade de reação, quanto maior a temperatura maior será a velocidade de reação, quanto maior for a concentração dos reagentes maior será a velocidade de reação. • “lei de Guldberg-Waage” lei onde a ordem de uma reação é a soma dos expoentes das concentrações da equação da velocidade • Existe uma energia mínima para que os reagentes se transformem em produto, essa “energia mínima” da se o nome de “energia de ativação”, quanto maior for a energia de ativação, menor será a velocidade da reação. • Para diminuir essa “energia de ativação” pode-se usar um catalisador que facilita a transformação de reagentes em produtos.
  • 11. • C.A.= Complexo ativado. Eat. = Energia de ativação. Hr. = Entalpia dos reagentes. Hp. = Entalpia dos produtos. DH = Variação de entalpia.
  • 12. • 1)(UFPE) Considere a reação: 2N2O à 4NO2 + O2. Admita que a formação de gás oxigênio tem uma velocidade média constante e igual a 0,05 mol/s. A massa de NO2 formada em 1 min é: • a) 96g • b) 55,2g • c) 12g • d) 552g • e) 5,52g
  • 13. • 2)(PUC-MG) A poluição pelo NO2 é uma das causas de destruição da camada de ozônio. Uma das reações que pode ocorrer no ar poluído é a reação do dióxido de nitrogênio com o ozônio: 2NO2 + O3 ß à N2O5 + O2. Admita que a formação do O2 tem uma velocidade média constante igual a 0,05 mol.L /s. A massa de ozônio consumida em 1 min é, em gramas: a) 2,40 • b) 144 • c) 1,60 • d) 96 • e) 48
  • 14. • 3)(PUC-MG) Considere a equação: 2NO2 + 4CO à N2 + 4CO2. Admita que a formação do gás nitrogênio tem uma velocidade média constante igual a 0,05 mol/L.min. Qual a massa, em gramas, de gás carbônico formada em uma hora? • 4). (Mack-SP) Numa certa experiência, a síntese do cloreto de hidrogênio ocorre com o consumo de 3 mols de gás hidrogênio por minuto. Qual a velocidade de formação do cloreto de hidrogênio?
  • 15. 1. O que é cinética química? • • 2. Por que o cálculo da velocidade média deve ser calculado em módulo? • • 3. O que acontece com a concentração dos reagentes em uma reação química, à medida que vai se formando os produtos? • • 4. O que é velocidade de consumo e de produção? • • 5. Quais são as principais condições para que uma reação química ocorra? •
  • 16. • • 6. Quais são os tipos de colisões entre as moléculas que existe? Qual o mais efetivo? Por quê? • • 7. O que é complexo ativado? • • 8. O que é energia de ativação? • • 9. Por que o aumento da energia de ativação retarda a velocidade da reação química? • • 10. Por que uma palha de aço enferrujará mais rápido do que um pedaço de prego com mesma massa? •