4. Libras
4
●O que é Cinética Química ?
●Para que serve a Cinética Química
?
●Qual a sua importância para os
processos químicos e físicos ?
Perguntas que você
deverá responder ao
final desse módulo
5. Libras
5
●Por que o controle das velocidades
das reações é importante na
sociedade moderna ?
●Quais as aplicações no dia a dia e
na engenharia ?
Perguntas que você
deverá responder ao
final desse módulo
6. Libras
Condições para que ocorra
uma reação
●Os reagentes devem estar em
contato;
●Afinidade Química.
6
8. Libras
8
Introdução
● Toda reação química necessita de um certo
tempo para se completar.Exemplo:-
● 1H2SO4 + 1 NaOH→ 1 Na2SO4 + 1 H2O
● Formação da H2O ( pode ficar anos sem
ocorrer, mas uma faísca desencadeará uma
reação explosiva).
● 1 H2 + ½ O2 → 1 H2O
9. Libras
9
Introdução
● Transformação de gases tóxicos em não-
tóxicos.
● Condições normais é lenta, mas em condições
adequadas pode diminuir a poluição emitida
pelos automóveis.
● 2 CO + 2 NO →2 CO2 + N2
10. Libras
10
CINÉTICA QUÍMICA
● Cinética química (cinética vem do grego
kinetiké, significa “movimento”).
● Esse ramo da ciência se preocupa em estudar a
rapidez das reações químicas e os fatores que a
influenciam.
Figura 14.1- pg 484
11. Libras
11
CINÉTICA QUÍMICA
●É o estudo da velocidade das
reações e os fatores que nela
influenciam.
Reagente(s)
A
Produto(s)
B
t=0
máximo de reagentes
zero de produto
t=♌
máximo de produtos
zero de reagentes
24. Libras
24
COMPLEXO ATIVADO
●Complexo ativado é o estado
intermediário formado entre
reagente e produtos, em cujas
estruturas existem ligações
enfraquecidas(reagentes) e
formação de novas
ligações(produtos).
25. Libras
25
Energia de Ativação
● Energia de Ativação é a quantidade
mínima de energia necessária para
que a colisão entre as partículas dos
reagentes, feita numa orientação
favorável, seja efetiva.
26. Libras
26
ENERGIA DE ATIVAÇÃO
● Além de colisões com orientação espacial adequada,
as moléculas devem apresentar uma energia
cinética mínima que propicie uma ruptura das
ligações entre os reagentes e formação de novas
ligações, nos produtos.
● Quanto maior a energia de ativação, mais lenta é a
reação.
27. Libras
27
● E1= energia dos reagentes (r)
E2= energia do complexo ativado (CA)
E3= energia dos produtos (p)
b=energia de ativação da reação direta
c=variação de entalpia ( DH= Hp – Hr)
• Ea
30. Libras
30
Conceito de velocidade de
reação
● A velocidade da reação é a razão da variação
na concentração em relação ao tempo.
● Velocidade = Variação na Concentração
Tempo Decorrido
Vel= ∆ [substância]
∆t
31. Libras
31
FATORES QUE INFLUENCIAM NA Vr
●Área de contato entre os reagente;
●Concentração dos reagente;
●Temperatura e energia de
ativação;
33. Libras
33
ÁREA DE CONTATO ENTRE OS
REAGENTES
● Esse fator tem sentido quando um dos
reagentes for sólido.( batata, estômago)
● Fe(prego) + H2SO4(aq) → FeSO4 (aq) + H2(g) V1
● Fe(limalha) + H2SO4(aq) → FeSO4(aq) + H2(g)
V2
● Na segunda reação a
área de contato é maior.
● Portanto V2 › V1
36. Libras
36
Exemplo
● O carvão na churrasqueira quando abanado fica
incandescente porque estamos aumentando a [ ]
de gás oxigênio.
● (O2 , que é reagente na combustão), portanto
aumenta a velocidade da reação.
37. Libras
37
● O O2 é o responsável pela deterioração do suco de laranja.
● Dentro da laranja a [ ] de O2 baixa o suco dura alguns
dias, mas fora aumentando a [ ] de O2 e o suco estraga
muito rápido.
38. Libras
38
TEMPERATURA
● ↑TEMPERATURA ↑ ENERGIA CINÉTICA
● ↑ COLISÃO ↑ VELOCIDADE
● Regra de Van’t Hoff: um aumento em 10ºC provoca uma
duplicação na velocidade da reação.
Fatores que Influenciam
na Vr
39. Libras
39
Exemplo
Os alimentos gelados estragam com menor facilidade, pois a
velocidade da reação diminui.
Os incêndios se alastram rápido porque a energia liberada
pela combustão (exotérmica)ajuda as moléculas que ainda
não reagiram a vencer as barreiras energéticas que separa
reagentes e produtos.
40. Libras
40
Velocidade Média e
Velocidade instantânea
● Para a velocidade media,
duas concentrações são
medidas em tempos
separados por uma diferença
finita, e o grau de inclinação
da linha entre elas fornece a
velocidade.
● A velocidade instantânea se refere à velocidade em
um único momento e é dada pelo grau de
inclinação de uma linha tangente à curva definida
pela variação na concentração versus tempo.
41. Libras
41
A lei de velocidade
Onde K é uma constante chamada
constante de velocidade, [X] e [Y]
representam as concentrações de
reagente, e m e n são geralmente
números inteiros ou meio inteiros.
Para uma reação entre as substâncias X e Y , a
velocidade de reação pode normalmente ser
descrita por uma equação da forma
Velocidade = k[X]m[Y]n
42. Libras
42
●A concentração é medida em
quantidade de matéria
ou mol L ־¹, e o tempo em segundos.
●Unidade de velocidade normalmente
é: L־¹s־¹
43. Libras
43
Velocidade Média
Velocidade média de reação VELOCIDADE MÉDIA de uma
reação é o quociente da variação da concentração molar
(molaridade) de uma das substâncias, dividida pela
variação do tempo.
46. Libras
Estequiometria e velocidade
●A reação da destruição de Ozônio é
expressa em:
2 O3 → 3 O2
Pode ser dada pela velocidade
Velocidade = ∆[O3]
∆t
● Para o aumento de concentração
a velocidade será positiva, para a
diminuição de concentração a
velocidades será negativa.
47. Libras
47
Ordem de uma reação
● A ordem de uma reação química é igual ao valor
dos expoentes ao qual os reagentes são
elevados e expressos na equação de velocidade.
(A reação é de zero ordem quando a velocidade
da reação química é independente da
concentração do reagente)
48. Libras
Reações de ordem zero e de
primeira ordem
● São aquelas que a velocidade da reação
química é proporcional à concentração de
um reagente.
● A de Ordem zero é
constante e independente
das concentrações dos
reagentes.
● v= k[A]0
54. Libras
54
Como calcular esse fenômeno?
v –velocidade da reação a dada temperatura;
k –constante, cujo valor depende apenas da temperatura;
A lei de velocidades é dada por v = k • [A]a • [B]b em
que:a e b são determinados experimentalmente.
[B]–concentração molar
do reagente B
[A]–concentração molar
do reagente A
57. Libras
57
Exercício
O óxido nítrico é um poluente atmosférico que pode ser
reduzido na presença de hidrogênio, conforme a seguinte
equação:
2 NO(g) + 2 H2(g) →N2(g) + 2 H2O(g)
A velocidade inicial de formação
de N2 foi medida para várias
concentrações iniciais diferentes
de NO e H2, e os resultados são
os seguintes:
58. Libras
58
Fazendo uso desses dados,determine:
a) a equação de velocidade para a
reação;
b) o valor da constante de velocidade
da reação;
c) a velocidade inicial da reação
quando [NO]= 0,5 mol/L e [H2]= 1,0
mol/L.
59. Libras
59
v = k[NO]2 [H2]
2 NO(g) + 2 H2(g) →N2(g) + 2 H2O(g)
b) - v = k[NO]2 [H2]
1,23 x 10-3 = k(0,10)2 (0,10)1
k = 1,23
a)- v = k • [A]a • [B]b
c)- [NO] = 0,5 M ; [H2] = 1,0 M
vi = k[NO]2 [H2]
vi = 1,23[0,5]2 [1,0]
vi = 0,3 mol.L-1 .s-1
65. Libras
65
Catálise
● A catalise é um processo no
qual uma velocidade de
reação é influenciada pela
presença de substâncias
que não são nem reagentes
nem produtos na equação
total
66. Libras
66
Reação Sem catalisador
C.A.= Complexo ativado.
Ea = Energia de ativação.
HR. = Entalpia dos reagentes.
HP. = Entalpia dos produtos.
∆H = Variação de entalpia.
67. Libras
67
Reação Com catalisador
C.A.= Complexo ativado.
Ea = Energia de ativação.
HR. = Entalpia dos reagentes.
HP. = Entalpia dos produtos.
∆H = Variação de entalpia.
catalisador
69. Libras
69
Catálise
● Quando um catalisador é introduzido, a
quantidade de energia necessária diminui, e
uma maior fração das moléculas tem
velocidades que são altas o suficiente para
fornecer a energia necessária.
70. Libras
70
Perspectiva Molecular da Catálise
● Os catalisadores aumentam
a velocidade de reação,
fornecendo um novo
caminho de reação, que
diminui a energia de
ativação.
73. Libras
73
● Um catalisador, deve ter as seguintes
características:
● a)longevidade suficiente ou durabilidade para
perdurar em muitos ciclos de reação.
● b)Deve ter um alto número de rotação,
gerando grande quantidade de produtos em
menos tempo, e seletividade o que minimizara
a formação de derivados indesejáveis.
75. Libras
75
CATALISADOR
● SO2(g) + ½ O2(g) →SO3(g) Ea=+ 240 KJ.mol-1
sem catalisador
● Utilizando o NO2(g) como catalisador a Ea se reduz para
110 KJ.mol-1, tornado a reação extremamente mais rápida.
76. Libras
76
CATALISADOR
● Mecanismo da reação
● SO2 + NO2 →SO3 + NO (E1 consumo do catalisador)
● NO + ½ O2 → NO2 (E2 regeneração do catalisador)
● SO2 + ½ O2 →SO3
● Equação global Ea= +110 KJ.mol-1
79. Libras
79
INIBIDOR E VENENO
● Inibidor: é uma substância que retarda a
velocidade da reação.
● Veneno: é uma substância que anula o efeito
de um catalisador.