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CINÉTICA QUÍMICA




    Prof. Adrianne Mendonça
Seja Bem-Vindo a
        Goiânia

                            Velocidade Média

Hora da saída: 11:45         ∆d 40km
                        Vm =    =    = 40 km h
                             ∆t   1h
                          Distância
                       Hidrolândia: 40
                             km


                                              Seja Bem-Vindo a
                                                 Hidrolândia




                                         Hora da chegada: 12:45
VELOCIDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS.


                  2 NaN3(s)                  2 Na(s) + 3 N2(g)



                                                    Gás que infla o airbag




                              2 Fe(s) + 3/2 O2(g)            Fe2O3(s)


                                                             Ferrugem
VELOCIDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS.




A cabeça de palito de fósforo contém uma substância chamada trissulfeto de
tetrafósforo. Esse composto inflama na presença de oxigênio, ocorrendo, à
pressão ambiente, a liberação de uma grande quantidade de calor.
                P4S3(s) + 8 O2(g)         P4O10(s) + 3 SO2(g)
VELOCIDADE DE CONSUMO/FORMAÇÃO DE UMA SUBSTÂNCIA

 A velocidade de consumo/formação de uma
 substância que participa de uma reação, é
 calculada através da variação da quantidade(nº
 de mol, massa ou concentração molar) pelo
 tempo com que a variação ocorreu.
                    V=
                       | ∆Q |
                      ∆t
2 N2O5(g)  4 NO2(g) + 1 O2(g)


                                             Representação Gráfica                                                      O2
                                                                                        Tempo      N2O5       NO2     (mol/L
                                                                                         (min)    (mol/L)   (mol/L)     )
                        0,2
                                                                                           0      0,112       0         0
                       0,19
                       0,18                                                                5       0,08     0,064     0,016
                       0,17                                                               10      0,056     0,112     0,028
                       0,16
                                                                                          20      0,028     0,168     0,042
                       0,15
                       0,14                                                               30      0,014     0,196     0,049
                       0,13
Concentração (mol/L)




                       0,12
                       0,11                                                        N2O5 (mol/L)
                        0,1                                                        NO2(mol/L)
                       0,09                                                        O2(mol/L)
                       0,08
                       0,07
                       0,06                                                             Note que a inclinação da
                       0,05
                                                                                        curva NO2 é maior que a
                       0,04
                       0,03                                                            curva O2, fato relacionado
                       0,02
                       0,01                                                               com os coeficientes
                         0                                                                  estequiométricos
                              0   5     10        15      20         25       30
                                                                     Tempo (min)
2 N2O5(g)  4 NO2(g) + 1 O2(g)
                                                        O2                                                        O2
                      Tempo      N2O5       NO2       (mol/L                       Tempo     N2O5       NO2     (mol/L
                       (min)    (mol/L)   (mol/L)       )                           (min)   (mol/L)   (mol/L)     )

                        0        0,112      0           0                            0      0,112       0         0

                        5        0,08     0,064       0,016                          5       0,08     0,064     0,016

                        10       0,056    0,112       0,028                         10      0,056     0,112     0,028

                        20       0,028    0,168       0,042                         20      0,028     0,168     0,042

                        30       0,014    0,196       0,049                         30      0,014     0,196     0,049



a) Velocidade média de consumo do N 2O5 entre t = 0 e          b) Velocidade média de consumo do N 2O5 entre t = 5 e
t = 5 min:
              | 0,08 mol L − 0,112 mol L |                     t = 10 min:0,056 mol L − 0,08 mol L |
                                                                           |
Vm ( 0→5)   =                              = 0,0064 mol L. min Vm (5→10) =                           = 0,0048 mol L. min
                      5 min − 0 min                                            10 min − 5 min



                                                ω (mol/L)
                                                 N2O5(g)




                                                                          t(min)
2 N2O5(g)  4 NO2(g) + 1 O2(g)

                                                      O2                                                           O2
                      Tempo      N2O5       NO2     (mol/L                          Tempo     N2O5       NO2     (mol/L
                       (min)    (mol/L)   (mol/L)     )                              (min)   (mol/L)   (mol/L)     )

                        0       0,112       0           0                             0      0,112       0         0

                        5        0,08     0,064        0,016                          5       0,08     0,064     0,016

                       10       0,056     0,112        0,028                         10      0,056     0,112     0,028

                       20       0,028     0,168        0,042                         20      0,028     0,168     0,042

                       30       0,014     0,196        0,049                         30      0,014     0,196     0,049



a) Velocidade média de produção do NO 2 entre t = 0 e           b) Velocidade média de produção do NO 2 entre t = 5 e
t = 5 min:                                                      t = 10 min:
              | 0,064 mol L − 0 mol L |                                 | 0,112 mol L − 0,064 mol L |
Vm ( 0→5) =                             = 0,0128 mol L. min Vm (5→10) =                               = 0,0096 mol L. min
                    5 min − 0 min                                               10 min − 5 min


                                           ω (mol/L)
                                                                             [NO2]




                                                                             [O2]



                                                                         t(min)
VELOCIDADE MÉDIA DA REAÇÃO (VM)

 Considere uma reação genérica:
                  aA + bB  cC + dD

 Em que as letras minúsculas são os coeficientes (nº de
 mol) e as maiúsculas são as substâncias participantes da
 reação.

            VA       VB       VC       VD
     Vm =        =        =        =
             a       b        c        d
VELOCIDADE MÉDIA DE UMA REAÇÃO
              2A                   4B         +         C


               2                    4         +         1


      0,02 mol/L.min          0,04 mol/L.min       0,01 mol/L.min


Vmédia da reação =   0,02 mol/L.min = 0,04 mol/L.min = 0,01 mol/L.min
                           2                4                1

Vmédia da reação = 0,01 mol/L.min
EXERCÍCIO RESOLVIDO
   Considere a equação abaixo:
                             N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
   Sabendo que:[H2] inicial = 6 mol/L; [H2] final = 2 mol/L;
   ∆t = 20 min.
   Responda:
   a) Qual a velocidade média da reação?
   Resposta: Como os dados referem-se ao H2 devemos calcular
      primeiramente sua velocidade:
                        ∆[H2 ] → VH2= 2 - 6        → VH2=
                                                               -4
                  VH2 =                20                      20
                         ∆t
                        VH2= - 0,2 mol/L min
Agora vamos calcular a velocidade média da reação.
               VB              VH2             0, 2
       Vm =         →Vm =              →Vm =
                b               3               3

               Vm = 0,07 mol/L min
b) qual a velocidade de formação do NH3?
                    VNH3               VNH3
            Vm =           → 0,07 =
                     2                  2
                         VNH3 = 0,14
                VNH3= 0,14 mol/L min
LEI DE GULDBERG-WAAGE OU LEI DA VELOCIDADE
A influência da concentração dos reagentes sobre a velocidade
das reações foi enunciada em 1864 pelos cientistas Cato
Maximilian Guldberg e Peter Waage, por meio da lei da ação
das massas.

“A velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao
produto das concentrações molares dos reagentes, elevadas a
expoentes determinados experimentalmente”.
LEI DE GULDBERG-WAAGE OU LEI DA VELOCIDADE

Considere a reação genérica:
                            aA + bB → cC + dD


                               V = k [A]a [B]b
V = velocidade da reação;
k = constante da reação;
[A]; [B] = concentrações de A e B em mols/L;
a = coeficiente de A;ordem da reação em relação a A;
b= coeficiente de B; ordem da reação em relação a B;
a + b = ordem global da reação.
FIQUE LIGADO:
 A lei da velocidade deve ser aplicada para reações elementares (reações
 que ocorrem em uma única etapa)


 No mecanismo de reações (reações que ocorrem em várias etapas)
 devemos considerar a etapa lenta como a propulsora da expressão da lei
 da velocidade. Quando uma reação ocorrer em duas ou mais etapas, a
 velocidade da reação global será determinada pela etapa lenta, chamada
 de etapa determinante da reação.
EXEMPLO:
Dado a Reação elementar:


                                N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)


Lei da velocidade:
                                       V= k [N2] [H2]3


Ordem da reação: 1+3= 4 então
                                         4ª ordem
EXEMPLO:

   Dado o mecanismo abaixo:


   H2(g) + 2NO(g) → N2O(g) + H2O(l) (lenta)
   H2(g) + N2O(g) → N2(g) + H2O(l) (rápida)
   2H2(g)+2NO(g)→N2(g)+2H2O(l) (equação global)




   Então:
                                   V = k [H2] [NO]2
OBSERVAÇÕES
 k é a constante de velocidade e depende fundamentalmente da
 temperatura.


 Substâncias no estado sólido não participam da expressão de
 velocidade.

 Exemplo:
                   Na2O(s) + CO2(g) → Na2CO3(s)
                            V = k [CO2]
Para a reação não-elementar:
            H2O2 + 2I ­ + 2H+ → 2H2O + I 2


    Foram obtidos os seguintes resultados:




A velocidade da reação depende apenas das concentrações de H2O2 e
I ­.
No estudo cinético de uma reação foram        obtidos os seguintes dados:




A expressão da velocidade pode ser representada por :
                    V = k [HgCl 2] . [C2O42-] 2
EQUAÇÃO DE ARRHENIUS
                               − Ea
                 k = Ae        RT
Em que:
k- constante de velocidade
A – fator de freqüência (medida da probabilidade de
  uma colisão eficaz)
Ea – energia de ativação (kJ/ mol)
R – constante dos gases ideais ( em unidades S.I.
  8,314 J/K . mol)
T – temperatura absoluta
Quanto menor Ea e maior T , maior k.
Equação da velocidade
      A maneira mais usual de se medir a velocidade de uma
      reação química é a relação entre a concentração de um
      dos reagentes do meio reacional e o tempo. Logo:

              dCa
           v=
               dt
A velocidade de reação
normalmente é representada pela
letra r (do inglês rate), e assim a
forma realmente usual será então
a seguinte:

                  dCa
         − ra = −
                   dt
Utilidade das equações cinéticas
1- Calcular a velocidade de uma reação a
partir do conhecimento da constante de
velocidade e das concentrações de
reagentes;

2- Calcular a concentração de reagentes em
qualquer instante durante o decorrer de uma
reação.
Ordem da reação
O termo “ordem” vem da matemática onde é utilizado na
classificação das equações diferenciais. As
leis de velocidade são equações diferenciais. Em cinética
química, tais equações são classificadas de
acordo com a ordem da reação.

A ordem de uma reação é definida como sendo a soma
das potências dos termos de concentração
que aparecem na equação de velocidade da reação
química. É normalmente, um número inteiro pequeno,
podendo em casos especiais, ser zero ou fracionário.

É importante ressaltar, que a ordem de reação é uma
grandeza que normalmente é obtida a partir
de dados experimentais, em grande parte das vezes sem
o conhecimento real do mecanismo da reação.
Meia Vida
Tempo de meia-vida
(t1/2): é o tempo
necessário para que a
concentração de uma
reagente diminua para
metade do seu valor
inicial.




Tempo de meia vida reação de primeira ordem.
Resumo da cinética de reações de
 ordem zero, 1ª ordem e 2ª ordem
                                        Equação              Tempo de
Ordem      Equação cinética      concentração-tempo          meia-vida

                                                                   [A]0
 0         Velocidade =k               [A] = [A]0 - kt     t½ =
                                                                    2k


                                                                   ln2
1       Velocidade = k [A]        ln[A] = ln[A]0 - kt     t½ =
                                                                    k


                                 1          1                      1
2       Velocidade = k [A]   2         =           + kt   t½ =
                                 [A]        [A]0                  k[A]0
Basicamente a ocorrência de uma reação
depende de:
Contato entre as partículas: (átomos, moléculas ou
íons) dos reagentes.
Afinidade química: uma certa tendência natural
para reagir.
Choques eficazes (colisões efetivas): a colisão
entre as partículas dos reagentes deve ocorrer em
uma orientação favorável, para que as ligações
existentes nos reagentes sejam rompidas.
Energia de ativação: para que uma reação
aconteça, é necessário um mínimo de energia, além
daquela que os reagentes já apresentam.
Quanto maior a superfície de contato entre os reagentes, ou seja, quanto
mais pulverizado/fragmentado maior o número de colisões entre as
partículas reagentes. Isso faz com que aumente o número de colisões
eficazes, aumentando a velocidade da reação.



Exemplo:
40kg em forma de gravetos de madeira (queima mais rápido)
40kg em forma de tora de madeira (queima mais lento)
Aumentado a temperatura, aumenta a energia cinética das moléculas
reagentes (grau de agitação das moléculas), o que proporciona um
aumento no número de colisões e aumento do número de moléculas com
energia igual ou superior à energia de ativação, aumentado a velocidade da
reação.

Exemplo:
Lavar roupas em água fria (demora mais para retirar manchas)
Lavar roupas em água quente (retira as manchas mais rapidamente)
Aumentando a concentração (quantidade ou até mesmo a pressão de um
gás) estamos aumentando o número de choques entre as partículas
reagentes, o que conseqüentemente aumenta a velocidade da reação.


Exemplo:
Se você tomar 10 gotas de um analgésico e a dor de cabeça não passar, o
que você normalmente faz é tomar mais 10 gotas. Você aumentou a
concentração de analgésico no seu organismo assim ele fará efeito mais
rápido.
Catalisador é uma espécie química que promove o aumento da velocidade
de uma reação através da diminuição da energia de ativação. O catalisador
participa temporariamente do processo, formando com os reagentes um
complexo ativado menos energético. Porém ao final da reação é
completamente recuperado, sem sofrer alteração na sua composição ou
massa.

Ex.:
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3 ; V1
N (g) + 3H2(g)     2NH3 ; V2
Com certeza o V2 é maior queFe(s) pois o ferro age como catalisador na
                             o V1,
segunda reação.
Catalisador e reagentes estão no mesmo estado físico (possui apenas uma fase).



           2H2O2 (aq)                     2H2O (l) + O2 (g)


                          OH − ( aq )
                        →
                          
Catalisador e reagentes se encontram em estados físicos diferentes (possui duas ou mais
  fases).



C2H4 (g) + H2 (g)                    C2H6 (g)



                                                      Ni( s )
                                                  →
                                                  
Algumas reações que ocorrem rapidamente dentro do corpo humano, demorariam
muito tempo para ocorrer fora, isto porque no corpo humano temos enzimas que
são catalisadores.

A ação de uma enzima é altamente específica, ou seja, geralmente cada enzima
catalisa uma única reação.

A enzima maltase, por exemplo, catalisa apenas o processo de transformação da
maltose em glicose:

C12H22O11 (aq) + H2O          2 C6H12O6 (aq)
                                           maltase
Outra reação que se não fosse a enzima ptialina (encontrada na saliva) levaria dias
para ocorrer é a decomposição do amido.
Obrigada !
   !!!!!!

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Cinética

  • 1. CINÉTICA QUÍMICA Prof. Adrianne Mendonça
  • 2. Seja Bem-Vindo a Goiânia Velocidade Média Hora da saída: 11:45 ∆d 40km Vm = = = 40 km h ∆t 1h Distância Hidrolândia: 40 km Seja Bem-Vindo a Hidrolândia Hora da chegada: 12:45
  • 3. VELOCIDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS. 2 NaN3(s) 2 Na(s) + 3 N2(g) Gás que infla o airbag 2 Fe(s) + 3/2 O2(g) Fe2O3(s) Ferrugem
  • 4. VELOCIDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS. A cabeça de palito de fósforo contém uma substância chamada trissulfeto de tetrafósforo. Esse composto inflama na presença de oxigênio, ocorrendo, à pressão ambiente, a liberação de uma grande quantidade de calor. P4S3(s) + 8 O2(g) P4O10(s) + 3 SO2(g)
  • 5. VELOCIDADE DE CONSUMO/FORMAÇÃO DE UMA SUBSTÂNCIA A velocidade de consumo/formação de uma substância que participa de uma reação, é calculada através da variação da quantidade(nº de mol, massa ou concentração molar) pelo tempo com que a variação ocorreu. V= | ∆Q | ∆t
  • 6. 2 N2O5(g)  4 NO2(g) + 1 O2(g) Representação Gráfica O2 Tempo N2O5 NO2 (mol/L (min) (mol/L) (mol/L) ) 0,2 0 0,112 0 0 0,19 0,18 5 0,08 0,064 0,016 0,17 10 0,056 0,112 0,028 0,16 20 0,028 0,168 0,042 0,15 0,14 30 0,014 0,196 0,049 0,13 Concentração (mol/L) 0,12 0,11 N2O5 (mol/L) 0,1 NO2(mol/L) 0,09 O2(mol/L) 0,08 0,07 0,06 Note que a inclinação da 0,05 curva NO2 é maior que a 0,04 0,03 curva O2, fato relacionado 0,02 0,01 com os coeficientes 0 estequiométricos 0 5 10 15 20 25 30 Tempo (min)
  • 7. 2 N2O5(g)  4 NO2(g) + 1 O2(g) O2 O2 Tempo N2O5 NO2 (mol/L Tempo N2O5 NO2 (mol/L (min) (mol/L) (mol/L) ) (min) (mol/L) (mol/L) ) 0 0,112 0 0 0 0,112 0 0 5 0,08 0,064 0,016 5 0,08 0,064 0,016 10 0,056 0,112 0,028 10 0,056 0,112 0,028 20 0,028 0,168 0,042 20 0,028 0,168 0,042 30 0,014 0,196 0,049 30 0,014 0,196 0,049 a) Velocidade média de consumo do N 2O5 entre t = 0 e b) Velocidade média de consumo do N 2O5 entre t = 5 e t = 5 min: | 0,08 mol L − 0,112 mol L | t = 10 min:0,056 mol L − 0,08 mol L | | Vm ( 0→5) = = 0,0064 mol L. min Vm (5→10) = = 0,0048 mol L. min 5 min − 0 min 10 min − 5 min ω (mol/L) N2O5(g) t(min)
  • 8. 2 N2O5(g)  4 NO2(g) + 1 O2(g) O2 O2 Tempo N2O5 NO2 (mol/L Tempo N2O5 NO2 (mol/L (min) (mol/L) (mol/L) ) (min) (mol/L) (mol/L) ) 0 0,112 0 0 0 0,112 0 0 5 0,08 0,064 0,016 5 0,08 0,064 0,016 10 0,056 0,112 0,028 10 0,056 0,112 0,028 20 0,028 0,168 0,042 20 0,028 0,168 0,042 30 0,014 0,196 0,049 30 0,014 0,196 0,049 a) Velocidade média de produção do NO 2 entre t = 0 e b) Velocidade média de produção do NO 2 entre t = 5 e t = 5 min: t = 10 min: | 0,064 mol L − 0 mol L | | 0,112 mol L − 0,064 mol L | Vm ( 0→5) = = 0,0128 mol L. min Vm (5→10) = = 0,0096 mol L. min 5 min − 0 min 10 min − 5 min ω (mol/L) [NO2] [O2] t(min)
  • 9. VELOCIDADE MÉDIA DA REAÇÃO (VM) Considere uma reação genérica: aA + bB  cC + dD Em que as letras minúsculas são os coeficientes (nº de mol) e as maiúsculas são as substâncias participantes da reação. VA VB VC VD Vm = = = = a b c d
  • 10. VELOCIDADE MÉDIA DE UMA REAÇÃO 2A  4B + C 2  4 + 1 0,02 mol/L.min 0,04 mol/L.min 0,01 mol/L.min Vmédia da reação = 0,02 mol/L.min = 0,04 mol/L.min = 0,01 mol/L.min 2 4 1 Vmédia da reação = 0,01 mol/L.min
  • 11. EXERCÍCIO RESOLVIDO Considere a equação abaixo: N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) Sabendo que:[H2] inicial = 6 mol/L; [H2] final = 2 mol/L; ∆t = 20 min. Responda: a) Qual a velocidade média da reação? Resposta: Como os dados referem-se ao H2 devemos calcular primeiramente sua velocidade: ∆[H2 ] → VH2= 2 - 6 → VH2= -4 VH2 = 20 20 ∆t VH2= - 0,2 mol/L min
  • 12. Agora vamos calcular a velocidade média da reação. VB VH2 0, 2 Vm = →Vm = →Vm = b 3 3 Vm = 0,07 mol/L min b) qual a velocidade de formação do NH3? VNH3 VNH3 Vm = → 0,07 = 2 2 VNH3 = 0,14 VNH3= 0,14 mol/L min
  • 13. LEI DE GULDBERG-WAAGE OU LEI DA VELOCIDADE A influência da concentração dos reagentes sobre a velocidade das reações foi enunciada em 1864 pelos cientistas Cato Maximilian Guldberg e Peter Waage, por meio da lei da ação das massas. “A velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes, elevadas a expoentes determinados experimentalmente”.
  • 14. LEI DE GULDBERG-WAAGE OU LEI DA VELOCIDADE Considere a reação genérica: aA + bB → cC + dD V = k [A]a [B]b V = velocidade da reação; k = constante da reação; [A]; [B] = concentrações de A e B em mols/L; a = coeficiente de A;ordem da reação em relação a A; b= coeficiente de B; ordem da reação em relação a B; a + b = ordem global da reação.
  • 15. FIQUE LIGADO: A lei da velocidade deve ser aplicada para reações elementares (reações que ocorrem em uma única etapa) No mecanismo de reações (reações que ocorrem em várias etapas) devemos considerar a etapa lenta como a propulsora da expressão da lei da velocidade. Quando uma reação ocorrer em duas ou mais etapas, a velocidade da reação global será determinada pela etapa lenta, chamada de etapa determinante da reação.
  • 16. EXEMPLO: Dado a Reação elementar: N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) Lei da velocidade: V= k [N2] [H2]3 Ordem da reação: 1+3= 4 então 4ª ordem
  • 17. EXEMPLO: Dado o mecanismo abaixo: H2(g) + 2NO(g) → N2O(g) + H2O(l) (lenta) H2(g) + N2O(g) → N2(g) + H2O(l) (rápida) 2H2(g)+2NO(g)→N2(g)+2H2O(l) (equação global) Então: V = k [H2] [NO]2
  • 18. OBSERVAÇÕES k é a constante de velocidade e depende fundamentalmente da temperatura. Substâncias no estado sólido não participam da expressão de velocidade. Exemplo: Na2O(s) + CO2(g) → Na2CO3(s) V = k [CO2]
  • 19. Para a reação não-elementar: H2O2 + 2I ­ + 2H+ → 2H2O + I 2 Foram obtidos os seguintes resultados: A velocidade da reação depende apenas das concentrações de H2O2 e I ­.
  • 20. No estudo cinético de uma reação foram obtidos os seguintes dados: A expressão da velocidade pode ser representada por : V = k [HgCl 2] . [C2O42-] 2
  • 21. EQUAÇÃO DE ARRHENIUS − Ea k = Ae RT Em que: k- constante de velocidade A – fator de freqüência (medida da probabilidade de uma colisão eficaz) Ea – energia de ativação (kJ/ mol) R – constante dos gases ideais ( em unidades S.I. 8,314 J/K . mol) T – temperatura absoluta Quanto menor Ea e maior T , maior k.
  • 22. Equação da velocidade A maneira mais usual de se medir a velocidade de uma reação química é a relação entre a concentração de um dos reagentes do meio reacional e o tempo. Logo: dCa v= dt A velocidade de reação normalmente é representada pela letra r (do inglês rate), e assim a forma realmente usual será então a seguinte: dCa − ra = − dt
  • 23. Utilidade das equações cinéticas 1- Calcular a velocidade de uma reação a partir do conhecimento da constante de velocidade e das concentrações de reagentes; 2- Calcular a concentração de reagentes em qualquer instante durante o decorrer de uma reação.
  • 24. Ordem da reação O termo “ordem” vem da matemática onde é utilizado na classificação das equações diferenciais. As leis de velocidade são equações diferenciais. Em cinética química, tais equações são classificadas de acordo com a ordem da reação. A ordem de uma reação é definida como sendo a soma das potências dos termos de concentração que aparecem na equação de velocidade da reação química. É normalmente, um número inteiro pequeno, podendo em casos especiais, ser zero ou fracionário. É importante ressaltar, que a ordem de reação é uma grandeza que normalmente é obtida a partir de dados experimentais, em grande parte das vezes sem o conhecimento real do mecanismo da reação.
  • 25. Meia Vida Tempo de meia-vida (t1/2): é o tempo necessário para que a concentração de uma reagente diminua para metade do seu valor inicial. Tempo de meia vida reação de primeira ordem.
  • 26. Resumo da cinética de reações de ordem zero, 1ª ordem e 2ª ordem Equação Tempo de Ordem Equação cinética concentração-tempo meia-vida [A]0 0 Velocidade =k [A] = [A]0 - kt t½ = 2k ln2 1 Velocidade = k [A] ln[A] = ln[A]0 - kt t½ = k 1 1 1 2 Velocidade = k [A] 2 = + kt t½ = [A] [A]0 k[A]0
  • 27. Basicamente a ocorrência de uma reação depende de: Contato entre as partículas: (átomos, moléculas ou íons) dos reagentes. Afinidade química: uma certa tendência natural para reagir. Choques eficazes (colisões efetivas): a colisão entre as partículas dos reagentes deve ocorrer em uma orientação favorável, para que as ligações existentes nos reagentes sejam rompidas. Energia de ativação: para que uma reação aconteça, é necessário um mínimo de energia, além daquela que os reagentes já apresentam.
  • 28. Quanto maior a superfície de contato entre os reagentes, ou seja, quanto mais pulverizado/fragmentado maior o número de colisões entre as partículas reagentes. Isso faz com que aumente o número de colisões eficazes, aumentando a velocidade da reação. Exemplo: 40kg em forma de gravetos de madeira (queima mais rápido) 40kg em forma de tora de madeira (queima mais lento)
  • 29. Aumentado a temperatura, aumenta a energia cinética das moléculas reagentes (grau de agitação das moléculas), o que proporciona um aumento no número de colisões e aumento do número de moléculas com energia igual ou superior à energia de ativação, aumentado a velocidade da reação. Exemplo: Lavar roupas em água fria (demora mais para retirar manchas) Lavar roupas em água quente (retira as manchas mais rapidamente)
  • 30. Aumentando a concentração (quantidade ou até mesmo a pressão de um gás) estamos aumentando o número de choques entre as partículas reagentes, o que conseqüentemente aumenta a velocidade da reação. Exemplo: Se você tomar 10 gotas de um analgésico e a dor de cabeça não passar, o que você normalmente faz é tomar mais 10 gotas. Você aumentou a concentração de analgésico no seu organismo assim ele fará efeito mais rápido.
  • 31. Catalisador é uma espécie química que promove o aumento da velocidade de uma reação através da diminuição da energia de ativação. O catalisador participa temporariamente do processo, formando com os reagentes um complexo ativado menos energético. Porém ao final da reação é completamente recuperado, sem sofrer alteração na sua composição ou massa. Ex.: N2(g) + 3H2(g) → 2NH3 ; V1 N (g) + 3H2(g) 2NH3 ; V2 Com certeza o V2 é maior queFe(s) pois o ferro age como catalisador na o V1, segunda reação.
  • 32.
  • 33.
  • 34. Catalisador e reagentes estão no mesmo estado físico (possui apenas uma fase). 2H2O2 (aq) 2H2O (l) + O2 (g) OH − ( aq )  → 
  • 35. Catalisador e reagentes se encontram em estados físicos diferentes (possui duas ou mais fases). C2H4 (g) + H2 (g) C2H6 (g) Ni( s )  → 
  • 36. Algumas reações que ocorrem rapidamente dentro do corpo humano, demorariam muito tempo para ocorrer fora, isto porque no corpo humano temos enzimas que são catalisadores. A ação de uma enzima é altamente específica, ou seja, geralmente cada enzima catalisa uma única reação. A enzima maltase, por exemplo, catalisa apenas o processo de transformação da maltose em glicose: C12H22O11 (aq) + H2O 2 C6H12O6 (aq) maltase Outra reação que se não fosse a enzima ptialina (encontrada na saliva) levaria dias para ocorrer é a decomposição do amido.
  • 37. Obrigada ! !!!!!!