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Química Geral
           Aplicada a
           Engenharia
          1º. Sem./2011
           Engenharias




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•Velocidade           •Fatores   •Presença de
     das reções              que     catalisadores
                           afetam

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Cinética Química

• O que é Cinética Química ?
• Para que serve a Cinética
  Química ?
• Qual a sua importância para os
  processos químicos e físicos ?
• Por que o controle das
  velocidades das reações é vital
  para o ser humano ?
• Quais as aplicações no dia a dia
  e na engenharia ?

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Cinética Química




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Cinética Química




               Rápidas                 Lentas

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• 2 NaN3 (s)  3 Na (s) + 3 N2 (g)
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Cinética Química




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Cinética Química

                               H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g)
                      t0        1 mol    1 mol       0
                      t1        (1-x1)   (1-x1)     2.x1
                     t1/2      (1-0,5)   (1-0,5)   1 mol

                          t       0        0       2 mols

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   Q (mol)
     I2 + H2
      (2 mols)


        (1 mols)



         2 HI
         (0 mol)
                    t0    t1   t1/2    t      tempo
     • Velocidade de consumo  v  [reagentes]
     • Velocidade de formação  v  [produtos]
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Cinética Química
                          Velocidade média (vm)
            é a variação na quantidade de um reagente ou
                um produto num intervalo de tempo.

                      m n V C
                 vm     ou    ou    ou
                      t    t    t    t
• m = massa, n = no mols, V = volume, C = concentração
  molar
• onde, C = [ ] (mols/L)
• ∆t → ano, mês, dia, hora, min, seg, etc
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                          • Reação A  B:

    • reagente consumido (∆n de A / unidade de tempo)
    • produto formado (∆n de B / unidade de tempo)




                                            ∆[B]
          Velocidade média em relação a B =
                                             ∆t
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Cinética Química
                              Velocidade média (vm)
                        Para cada substância existe um valor
                                numérico para Vm.

                              H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g)
•    No intervalo de ∆t = 10 min
•    ∆H2 = 1 mol ↔ 2 g  Vm = 2g/10min = 0,2 g/min
•    ∆I2 = 1 mol ↔ 254 g  Vm = 254g/10min = 25,4 g/min
•    ∆HI = 2 mols ↔ 256 g  Vm = 256g/10min = 25,6 g/min

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Cinética Química

 1) A combustão completa do etanol é representada pela
 equação: C2H5OH (l) + 3 O2 (g)  2 CO2 (g) + 3 H2O (l).
 Sabendo que em 30 min são consumidos 15 mols de
 álcool, conclui-se que a velocidade da reação em mols
 desse combustível por minuto é:
    a) 1,0 mol/min        •   Etanol
    b) 2,0 mol/min        •   n = 15 mols
    c) 0,5 mol/min        •   t = 30 min
    d) 3,0 mol/min        •   Vm (etanol) = n/t = 15/30 = 0,5 mol/min
    e) 4,0 mol/min
                                                             RESPOSTA

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 2) Em determinada experiência, a reação de formação da
 água esta ocorrendo com consumo de 4 mols de oxigênio
 por minuto. Consequentemente, a velocidade de consumo
 de hidrogênio é de:
   a) 2,0 mol/min • 2 H2 + O2  2H2O
                   • Oxigênio - O2
   b) 4,0 mol/min
                   • n = 4 mols
                                                 RESPOSTA

   c) 8,0 mol/min
                   • t = 1 min
   d) 12,0 mol/min • 2 mol H  1 mol O
                             2            2
   e) 16,0 mol/min • t = 1 min: nO2 = 4 mol e nH2 = 8 mol

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    • Variação da concentração com o tempo
• Considere:

    • C4H9Cl(aq) + H2O(l)  C4H9OH(aq) + HCl(aq)
    • Cloreto de butila + água  butanol + ácido clorídrico

• Podemos expressar a velocidade desta reação em função
  do consumo do reagente (cloreto de butila)
• Vm = - [C4H9Cl] / t (mol/L s)


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 • Como está variando a concentração com o tempo ?
 • Como está variando a Vm com o tempo ?
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           • Velocidade instântânea (velocidade)
      •     Pela inclinação da tangente (coeficiente angular):
      •     Seja y = a.x, onde a é o coef. Angular, temos
      •     a = y / x, ou seja Vinst. = -  [C4H9Cl] / t, logo:
      •     Para t = 600 s
      •     Vinst = - (0,017 – 0,042) mol/L / (800 – 400) s
      •     Vinst. = 6,2 x 10-5 mol L-1 s-1
      •     Para t = 0 s
      •     Vinst = - (0,060 – 0,100) mol/L / (200 – 0) s
      •     Vinst. = 2,0 x 10-4 mol L-1 s-1

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         • Variação da concentração com o tempo
    • Vm = - [C4H9Cl] / t (mol/L s)
    • A velocidade instantânea (Vinst. ou V) é a inclinação
      da tangente da curva.


                                            k é f(T) e  é
            v = k.[Reagente]               experimental



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 3) Usando o gráfico da reação do cloreto de butila com
 água, calcule a velocidade instantânea de desaparecimento
 de C4H9Cl no tempo de 300 s.:




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Cinética Química
           • [C4H9Cl] = (0,031 – 0,075)



                                                                 t = 300 s




                                           •  t = (500 – 100)
                                                     RESPOSTA
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Cinética Química

 3) Resposta :

    •     Traçar uma reta tangente no ponto para t = 300 s
    •     Calcular o x ou  t = (500 – 100) = 400
    •     Calcular o y ou  [C4H9Cl] = (0,031 – 0,075) = …
    •     V = - (0,031 – 0,075) mol/L / (500 – 100) s
    •     V = 1,1 x 10-4 mol L-1 s-1




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            Para que serve
              controlar a
             rapidez das
               reações?




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             Então, o que é
            necessário para
              aumentar ou
               diminuir a
            rapidez de uma
                 reação
                              Aumentar

                                         Aumentar     Reduzir a
                                         os choques   energia de




                                                                         Diminuir
                                         entre as     ativação
                                         partículas



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                      Fatores que influenciam a Rapidez

                                  Concentração
                                   Temperatura
                           Pressão (reações com gases)
                               Superfície de contato
                            Presença de Catalisadores

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        Quanto maior a
       Concentração dos              Concentração
          reagentes


     Maior o número de
    partículas disponíveis
         para colisão



      Maior o no. choques
      entre as partículas



      Maior a rapidez da        C (s) + O2 (g)  CO2 (g)
           reação

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                          Concentração dos reagentes       Cato
Peter                                                     Gulberg
Waage



           A velocidade é proporcional à concentração
               dos reagentes. “LEI DA AÇÃO DAS
                MASSAS” ou “LEI CINÉTICA”
               Matematicamente: v = k [reagentes]
            k = constante da reação (depende da Temp.)
                [reagente] = concentrações molares
              = ordem da reação (dado experimental)

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                               Processo Haber-Bosch

                          N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g)
               Experimento           N2     H2        Veloc. Inicial

                          1       0,1       0,1             2
                          2       0,2       0,1             4
                          3       0,1       0,2             8
    •   Do Exp. 1 e 2:           •   Do Exp. 1 e 3:
    •   [H2] não mudou           •   [N2] não mudou
    •   [N2] dobrou              •   [H2] dobrou
    •   Veloc. 2x                •   Veloc. 4x
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                          N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g)
                              V= k.[N2]1.[H2] 2

    • A ordem de uma reação é dada pelo expoente !!!
    • A ordem da reação em relação ao N2 = 1
    • A ordem da reação em relação ao H2 = 2
    • A ordem total da reação = 3 (1 + 2)


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                                        Complexas


                          Elementares




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 Reação Elementar : são reações químicas que ocorrem
  em uma única etapa !
                            H2 + I2  2 HI
 O que significa isso em relação a velocidade da reação
  ?
                           V = k. [H2] 1.[I2]1
 Os expoentes (ordem da reação) correspondem
  exatamente aos coeficientes da reação química
  balanceada


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 Complexas : ocorrem em duas ou mais etapas.
                          N2 (g) + 3H2 (g)  2 NH3 (g)

              1a etapa (lenta) : N2 (g) + 2H2 (g)  N2H4 (g)
              2a etapa (rápida) : N2H4 (g) + H2 (g)  2 NH3 (g)
              reação global :     N2 (g) + 3H2 (g)  2 NH3 (g)

   Suponha que a etapa lenta dure 1 h e a etapa
    rápida 1 min. Qual o tempo total da reação ?
                                1 hora
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      “A etapa determinante para a velocidade de uma
                  reação é a etapa lenta”


             1a etapa (lenta) : N2 (g) + 2H2 (g)  N2H4 (g)

      E na equação da velocidade só podem estar
       presentes as substâncias que influenciam na
       velocidade, portanto:
      Para reação da amônia:
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4) Os dados abaixo foram medidos em 5 experimentos feitos com a
reação: (CH3)3CBr + OH-  (CH3)3COH + Br -, à temperatura de
300 oC. Qual a equação da velocidade da reação ?
            Conc. Inicial – Mol/L     V. inic.    •   Do Exp. 1 e 2:
  Exp.
            (CH3)3CBr      OH-      (CH3)3CBr     •   [OH-] não mudou
      1        0,10        0,10       0,001
                                                  •   [(CH3)3CBr] dobrou
                                                  •   Veloc. 2x
      2        0,20        0,10       0,002
      3        0,30        0,10       0,003       •   Do Exp. 1 e 4:
      4        0,10        0,20       0,001
                                                  •   [(CH3)3CBr] igual
                                                  •   [OH-] dobrou
      5        0,10        0,30       0,001
                                                  •   Veloc. Não mudou
         Como uma substância participante
          de uma reação não influencia na         V= k.[CH3)3CBr]1
          velocidade da mesma ?
© Prof. Nelson Virgilio   Resp.: Ela participa de uma etapa rápida !!!    Aula 13
Cinética Química
         Quanto pelo
        menos um dos                Pressão
        reagentes é gás



         Quanto maior
                              [ ] = n        Const.
         a P menor o V
                                     V
        Quanto menor
         o V maior
        num. colisões


            Maior a
           rapidez da
             reação

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Cinética Química
         Quanto maior a
          Temperatura              Temperatura

         Maior a Energia
          Cinética das
           partículas


            Maior os
         choques entre as
            partículas



         Maior a rapidez
           da reação

© Prof. Nelson Virgilio                          Aula 13
Cinética Química
                                  Temperatura


                    • Todas as reações químicas para ocorrerem precisam
                      absorver uma certa quantidade de energia (calor),
                      para alcançar o estado chamado “complexo
      ATENÇÃO !!!




                      ativado”.
                    • REAÇÃO EXOTÉRMICA (LIBERA)
                    • REAÇÃO ENDOTÉRMICA (ABSORVE)
                    • Quanto maior for a energia fornecida por unidade
                      de tempo (temperatura), maior será a veloc. da
                      reação, independentemente desta ser endotérmica
                      ou exotérmica
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Cinética Química
                 Temperatura




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Cinética Química
Quanto maior a área         Superfície de contato
    de contato


      Maior a
  probabilidade de
   choque entre as
     partículas


Maior os no. choques
entre as partículas



 Maior a rapidez da
      reação

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Cinética Química




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Cinética Química
5) Estudando a influência de certos fatores na rapidez da reação
entre ácido clorídrico e carbonato de cálcio, foram realizados quatro
experimentos, cujos dados foram apresentados abaixo:

     Massa
                             Conc.    Vol.
                                             Temp.   Espera-se que a rapidez da
Exp.       Estado            HCl      HCl            reação seja maior nos
     CaCO3                                    (oC)
                            (mol/l)   (ml)
                                                     experimentos:
  1        1,0       Pó       1       20      25
                                                           a) 1 e, depois 2
  2        1,0     Pedaço     1       20      25
                                                           b) 1 e, depois 3
  3        1,0       Pó      0,1      20      25
                                                           c) 2 e, depois 3
  4        1,0       Pó       1       20      60
                                                           d) 3 e, depois 4
                                                           e) 4 e, depois 1
   • Por exclusão, resposta letra …                         RESPOSTA


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Cinética Química
6) O zinco reage com ácidos, ocorrendo liberação do gás hidrogênio.
Adicionam-se quantidades iguais de ácido em duas amostras de
mesma massa de zinco, uma delas em raspas (A) e outra em pó (B).
Para esta experiência, o gráfico que deve representar a produção de
hidrogênio em função do tempo de reação é:
                                     • Resposta - Reação:
                                     • Zn + HCl  ZnCl2 + H2
                                     • VA = kA. [H2] (raspa)
                                     • VB = kB. [H2] (pó)
                                     • VB > VA

                                                         RESPOSTA


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Cinética Química
    Facilitador das        Presença de catalisador
       Reações



       Diminui a
       energia de
        ativação



         Não é
     consumido na
        reação
                                O catalisador diminui a
                           necessidade de energia (ativação –
       Maior a                Ea) para formar o complexo
      rapidez da                        ativado
        reação
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Cinética Química
 Para enterder como age um catalisador é necessário
  entender como funciona o caminho energético de uma
  reação !!!
                            De novo: H2 + I2  2 HI
 Para entender o caminho energético temos que pensar na
  fórmula estrutural de cada substância
                            H̶H +I̶I H̶I +H̶I
 1º. Para promovermos a reação temos que quebrar as
  ligações dos rragentes
 Para quebrar uma ligação temos que fornecer energia p/
  reagentes, e a medida que as moléculas vão absorvendo
  esta energia, vai aumentado as tensões das ligações
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Cinética Química




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Processo Haber-Bosch
                  NH3, N2, H2
                                                  H2O(g)

                           H2O(l)
N2, H2
                                               NH3, N2, H2



                              CATALISADOR
                                  (Fe)



                                      N2, H2           NH3(l)
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Processo Haber-Bosch

                N2(g) + 3H2(g) ⇄ 2NH3(g) + CALOR

                                           Sem catalisador
             H
                                      Ea1 Com catalisador
                   N2 + 3H2           Ea2    Ea2 < Ea1



                            H

                                           2NH3
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Cinética Química


 Combustão
 incompleta:                                          Saída dos
     CO,                                               gases:
   HnC2n+2,                                           CO2, N2,
     NOx                                                H2O




                           CO, CxHy + O2 CO2 + H2O

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                              NO, NO2  N2 + O2           Aula 13
Cinética Química




          Observações
          • Um catalisador acelera a reação, mas não aumenta seu
            rendimento, isto é, ele produz a mesma quantidade de
            produto, mas num período de tempo menor.
          • O catalisador não altera o ΔH da reação.
          • Um catalisador acelera tanto a reação direta quanto a inversa,
            pois diminui a energia de ativação de ambas.

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Cinética Química




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Cinética Química
7) Considere o diagrama abaixo para a seguinte reação:
A entalpia da reação e a energia de ativação representadas são,
respectivamente:

   a) 3 kcal/mol e 28 kcal/mol
   b) 28 kcal/mol e 25 kcal/mol
   c) 28 kcal/mol e 3 kcal/mol
   d) 25 kcal/mol e 28 kcal/mol
   e) 25 kcal/mol e 3 kcal/mol


                                                            RESPOSTA

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  • BROWN, Theodore L - Química A Ciência Central (9ª. Edição) –
  Pearson – Cap. 14 – Cinética Química

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Controle da velocidade das reações químicas

  • 1. Química Geral Aplicada a Engenharia 1º. Sem./2011 Engenharias © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 2. •Velocidade •Fatores •Presença de das reções que catalisadores afetam © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 3. Cinética Química • O que é Cinética Química ? • Para que serve a Cinética Química ? • Qual a sua importância para os processos químicos e físicos ? • Por que o controle das velocidades das reações é vital para o ser humano ? • Quais as aplicações no dia a dia e na engenharia ? © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 4. © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 5. Cinética Química © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 6. Cinética Química Rápidas Lentas © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 7. • 2 NaN3 (s)  3 Na (s) + 3 N2 (g) © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 8. © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 9. © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 10. Cinética Química © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 11. © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 12. © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 13. Cinética Química H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g) t0 1 mol 1 mol 0 t1 (1-x1) (1-x1) 2.x1 t1/2 (1-0,5) (1-0,5) 1 mol t 0 0 2 mols © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 14. Cinética Química Q (mol) I2 + H2 (2 mols) (1 mols) 2 HI (0 mol) t0 t1 t1/2 t tempo • Velocidade de consumo  v  [reagentes] • Velocidade de formação  v  [produtos] © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 15. © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 16. Cinética Química Velocidade média (vm) é a variação na quantidade de um reagente ou um produto num intervalo de tempo. m n V C vm  ou ou ou t t t t • m = massa, n = no mols, V = volume, C = concentração molar • onde, C = [ ] (mols/L) • ∆t → ano, mês, dia, hora, min, seg, etc © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 17. Cinética Química • Reação A  B: • reagente consumido (∆n de A / unidade de tempo) • produto formado (∆n de B / unidade de tempo) ∆[B] Velocidade média em relação a B = ∆t © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 18. Cinética Química Velocidade média (vm) Para cada substância existe um valor numérico para Vm. H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g) • No intervalo de ∆t = 10 min • ∆H2 = 1 mol ↔ 2 g  Vm = 2g/10min = 0,2 g/min • ∆I2 = 1 mol ↔ 254 g  Vm = 254g/10min = 25,4 g/min • ∆HI = 2 mols ↔ 256 g  Vm = 256g/10min = 25,6 g/min © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 19. Cinética Química © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 20. Cinética Química 1) A combustão completa do etanol é representada pela equação: C2H5OH (l) + 3 O2 (g)  2 CO2 (g) + 3 H2O (l). Sabendo que em 30 min são consumidos 15 mols de álcool, conclui-se que a velocidade da reação em mols desse combustível por minuto é: a) 1,0 mol/min • Etanol b) 2,0 mol/min • n = 15 mols c) 0,5 mol/min • t = 30 min d) 3,0 mol/min • Vm (etanol) = n/t = 15/30 = 0,5 mol/min e) 4,0 mol/min RESPOSTA © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 21. Cinética Química 2) Em determinada experiência, a reação de formação da água esta ocorrendo com consumo de 4 mols de oxigênio por minuto. Consequentemente, a velocidade de consumo de hidrogênio é de: a) 2,0 mol/min • 2 H2 + O2  2H2O • Oxigênio - O2 b) 4,0 mol/min • n = 4 mols RESPOSTA c) 8,0 mol/min • t = 1 min d) 12,0 mol/min • 2 mol H  1 mol O 2 2 e) 16,0 mol/min • t = 1 min: nO2 = 4 mol e nH2 = 8 mol © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 22. © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 23. Cinética Química • Variação da concentração com o tempo • Considere: • C4H9Cl(aq) + H2O(l)  C4H9OH(aq) + HCl(aq) • Cloreto de butila + água  butanol + ácido clorídrico • Podemos expressar a velocidade desta reação em função do consumo do reagente (cloreto de butila) • Vm = - [C4H9Cl] / t (mol/L s) © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 24. Cinética Química • Como está variando a concentração com o tempo ? • Como está variando a Vm com o tempo ? © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 25. Cinética Química © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 26. Cinética Química • Velocidade instântânea (velocidade) • Pela inclinação da tangente (coeficiente angular): • Seja y = a.x, onde a é o coef. Angular, temos • a = y / x, ou seja Vinst. = -  [C4H9Cl] / t, logo: • Para t = 600 s • Vinst = - (0,017 – 0,042) mol/L / (800 – 400) s • Vinst. = 6,2 x 10-5 mol L-1 s-1 • Para t = 0 s • Vinst = - (0,060 – 0,100) mol/L / (200 – 0) s • Vinst. = 2,0 x 10-4 mol L-1 s-1 © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 27. Cinética Química • Variação da concentração com o tempo • Vm = - [C4H9Cl] / t (mol/L s) • A velocidade instantânea (Vinst. ou V) é a inclinação da tangente da curva. k é f(T) e  é v = k.[Reagente] experimental © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 28. Cinética Química © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 29. Cinética Química 3) Usando o gráfico da reação do cloreto de butila com água, calcule a velocidade instantânea de desaparecimento de C4H9Cl no tempo de 300 s.: © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 30. Cinética Química • [C4H9Cl] = (0,031 – 0,075) t = 300 s •  t = (500 – 100) RESPOSTA © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 31. Cinética Química 3) Resposta : • Traçar uma reta tangente no ponto para t = 300 s • Calcular o x ou  t = (500 – 100) = 400 • Calcular o y ou  [C4H9Cl] = (0,031 – 0,075) = … • V = - (0,031 – 0,075) mol/L / (500 – 100) s • V = 1,1 x 10-4 mol L-1 s-1 © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 32. © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 33. Cinética Química Para que serve controlar a rapidez das reações? © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 34. Cinética Química Então, o que é necessário para aumentar ou diminuir a rapidez de uma reação Aumentar Aumentar Reduzir a os choques energia de Diminuir entre as ativação partículas © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 35. Cinética Química Fatores que influenciam a Rapidez Concentração Temperatura Pressão (reações com gases) Superfície de contato Presença de Catalisadores © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 36. Cinética Química Quanto maior a Concentração dos Concentração reagentes Maior o número de partículas disponíveis para colisão Maior o no. choques entre as partículas Maior a rapidez da C (s) + O2 (g)  CO2 (g) reação © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 37. Cinética Química Concentração dos reagentes Cato Peter Gulberg Waage A velocidade é proporcional à concentração dos reagentes. “LEI DA AÇÃO DAS MASSAS” ou “LEI CINÉTICA” Matematicamente: v = k [reagentes] k = constante da reação (depende da Temp.) [reagente] = concentrações molares  = ordem da reação (dado experimental) © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 38. © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 39. Cinética Química Processo Haber-Bosch N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g) Experimento N2 H2 Veloc. Inicial 1 0,1 0,1 2 2 0,2 0,1 4 3 0,1 0,2 8 • Do Exp. 1 e 2: • Do Exp. 1 e 3: • [H2] não mudou • [N2] não mudou • [N2] dobrou • [H2] dobrou • Veloc. 2x • Veloc. 4x © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 40. Cinética Química N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g) V= k.[N2]1.[H2] 2 • A ordem de uma reação é dada pelo expoente !!! • A ordem da reação em relação ao N2 = 1 • A ordem da reação em relação ao H2 = 2 • A ordem total da reação = 3 (1 + 2) © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 41. Cinética Química Complexas Elementares © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 42. Cinética Química  Reação Elementar : são reações químicas que ocorrem em uma única etapa ! H2 + I2  2 HI  O que significa isso em relação a velocidade da reação ?  V = k. [H2] 1.[I2]1  Os expoentes (ordem da reação) correspondem exatamente aos coeficientes da reação química balanceada © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 43. Cinética Química  Complexas : ocorrem em duas ou mais etapas. N2 (g) + 3H2 (g)  2 NH3 (g) 1a etapa (lenta) : N2 (g) + 2H2 (g)  N2H4 (g) 2a etapa (rápida) : N2H4 (g) + H2 (g)  2 NH3 (g) reação global : N2 (g) + 3H2 (g)  2 NH3 (g)  Suponha que a etapa lenta dure 1 h e a etapa rápida 1 min. Qual o tempo total da reação ? 1 hora © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 44. Cinética Química  “A etapa determinante para a velocidade de uma reação é a etapa lenta” 1a etapa (lenta) : N2 (g) + 2H2 (g)  N2H4 (g)  E na equação da velocidade só podem estar presentes as substâncias que influenciam na velocidade, portanto:  Para reação da amônia: © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 45. Cinética Química © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 46. Cinética Química 4) Os dados abaixo foram medidos em 5 experimentos feitos com a reação: (CH3)3CBr + OH-  (CH3)3COH + Br -, à temperatura de 300 oC. Qual a equação da velocidade da reação ? Conc. Inicial – Mol/L V. inic. • Do Exp. 1 e 2: Exp. (CH3)3CBr OH- (CH3)3CBr • [OH-] não mudou 1 0,10 0,10 0,001 • [(CH3)3CBr] dobrou • Veloc. 2x 2 0,20 0,10 0,002 3 0,30 0,10 0,003 • Do Exp. 1 e 4: 4 0,10 0,20 0,001 • [(CH3)3CBr] igual • [OH-] dobrou 5 0,10 0,30 0,001 • Veloc. Não mudou  Como uma substância participante de uma reação não influencia na V= k.[CH3)3CBr]1 velocidade da mesma ? © Prof. Nelson Virgilio Resp.: Ela participa de uma etapa rápida !!! Aula 13
  • 47. Cinética Química Quanto pelo menos um dos Pressão reagentes é gás Quanto maior [ ] = n Const. a P menor o V V Quanto menor o V maior num. colisões Maior a rapidez da reação © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 48. Cinética Química Quanto maior a Temperatura Temperatura Maior a Energia Cinética das partículas Maior os choques entre as partículas Maior a rapidez da reação © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 49. Cinética Química Temperatura • Todas as reações químicas para ocorrerem precisam absorver uma certa quantidade de energia (calor), para alcançar o estado chamado “complexo ATENÇÃO !!! ativado”. • REAÇÃO EXOTÉRMICA (LIBERA) • REAÇÃO ENDOTÉRMICA (ABSORVE) • Quanto maior for a energia fornecida por unidade de tempo (temperatura), maior será a veloc. da reação, independentemente desta ser endotérmica ou exotérmica © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 50. Cinética Química Temperatura © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 51. Cinética Química Quanto maior a área Superfície de contato de contato Maior a probabilidade de choque entre as partículas Maior os no. choques entre as partículas Maior a rapidez da reação © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 52. Cinética Química © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 53. Cinética Química 5) Estudando a influência de certos fatores na rapidez da reação entre ácido clorídrico e carbonato de cálcio, foram realizados quatro experimentos, cujos dados foram apresentados abaixo: Massa Conc. Vol. Temp. Espera-se que a rapidez da Exp. Estado HCl HCl reação seja maior nos CaCO3 (oC) (mol/l) (ml) experimentos: 1 1,0 Pó 1 20 25 a) 1 e, depois 2 2 1,0 Pedaço 1 20 25 b) 1 e, depois 3 3 1,0 Pó 0,1 20 25 c) 2 e, depois 3 4 1,0 Pó 1 20 60 d) 3 e, depois 4 e) 4 e, depois 1 • Por exclusão, resposta letra … RESPOSTA © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 54. Cinética Química 6) O zinco reage com ácidos, ocorrendo liberação do gás hidrogênio. Adicionam-se quantidades iguais de ácido em duas amostras de mesma massa de zinco, uma delas em raspas (A) e outra em pó (B). Para esta experiência, o gráfico que deve representar a produção de hidrogênio em função do tempo de reação é: • Resposta - Reação: • Zn + HCl  ZnCl2 + H2 • VA = kA. [H2] (raspa) • VB = kB. [H2] (pó) • VB > VA RESPOSTA © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 55. Cinética Química Facilitador das Presença de catalisador Reações Diminui a energia de ativação Não é consumido na reação O catalisador diminui a necessidade de energia (ativação – Maior a Ea) para formar o complexo rapidez da ativado reação © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 56. © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 57. Cinética Química  Para enterder como age um catalisador é necessário entender como funciona o caminho energético de uma reação !!! De novo: H2 + I2  2 HI  Para entender o caminho energético temos que pensar na fórmula estrutural de cada substância  H̶H +I̶I H̶I +H̶I  1º. Para promovermos a reação temos que quebrar as ligações dos rragentes  Para quebrar uma ligação temos que fornecer energia p/ reagentes, e a medida que as moléculas vão absorvendo esta energia, vai aumentado as tensões das ligações © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 58. Cinética Química © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 59. © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 60. Processo Haber-Bosch NH3, N2, H2 H2O(g) H2O(l) N2, H2 NH3, N2, H2 CATALISADOR (Fe) N2, H2 NH3(l) © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 61. Processo Haber-Bosch N2(g) + 3H2(g) ⇄ 2NH3(g) + CALOR Sem catalisador H Ea1 Com catalisador N2 + 3H2 Ea2 Ea2 < Ea1 H 2NH3 © Prof. Nelson Virgilio CR Aula 13
  • 62. Cinética Química Combustão incompleta: Saída dos CO, gases: HnC2n+2, CO2, N2, NOx H2O CO, CxHy + O2 CO2 + H2O © Prof. Nelson Virgilio NO, NO2  N2 + O2 Aula 13
  • 63. Cinética Química Observações • Um catalisador acelera a reação, mas não aumenta seu rendimento, isto é, ele produz a mesma quantidade de produto, mas num período de tempo menor. • O catalisador não altera o ΔH da reação. • Um catalisador acelera tanto a reação direta quanto a inversa, pois diminui a energia de ativação de ambas. © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 64. Cinética Química © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 65. Cinética Química 7) Considere o diagrama abaixo para a seguinte reação: A entalpia da reação e a energia de ativação representadas são, respectivamente: a) 3 kcal/mol e 28 kcal/mol b) 28 kcal/mol e 25 kcal/mol c) 28 kcal/mol e 3 kcal/mol d) 25 kcal/mol e 28 kcal/mol e) 25 kcal/mol e 3 kcal/mol RESPOSTA © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 66. Conteúdo da Apresentação • Conteúdo baseado no Livro Texto • Click na imagem para visitar o site do livro • BROWN, Theodore L - Química A Ciência Central (9ª. Edição) – Pearson – Cap. 14 – Cinética Química © Prof. Nelson Virgilio Aula 13
  • 67. •Obrigado © Prof. Nelson Virgilio Aula 13