CINÉTICA QUÍMICA

Estudo da velocidade das reações químicas e dos fatores que nela

influem.

1º Ten Hercules

CI N

ÉTIC

A Q

UÍM

I CA

CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES CINÉTICAS

I - Quanto à velocidade

Rápidas: neutralizações em meio

aquoso, combustões,...

Lentas: fermentações, formação

de ferrugem,...

VELOCIDADE DAS REAÇÕES

I - Velocidade média (Vm)

Representa a variação na quantidade de um reagente ou produto num intervalo de tempo.

t

Cou

t

Vou

t

nou

t

mvm

m = massa, n = no mols, V = volume, C = concentração molarCI N

ÉTIC

A Q

UÍM

I CA

VELOCIDADE DAS REAÇÕESC

INÉTIC

A Q

UÍM

I CA Para reagentes: Vm = - ∆[ reagentes]

∆ t

Obs.: para os reagentes podemos calcular a velocidade em módulo.

Para produtos: Vm = ∆[ produtos] ∆ t

A Vm dos reagentes também é chamada de velocidade de desaparecimento. A Vm dos produtos também é chamada de velocidade de formação.

Representação gráfica

O gráfico acima mostra como variam as concentrações de reagente (N2O5) e produtos (NO2 e O2) , com o passar do tempo.

CI N

ÉTIC

A Q

UÍM

I CA

VELOCIDADE DAS REAÇÕES

Valor da velocidade média da reação:

Vm (reagente ou produto)

coeficiente estequiométrico

CI N

ÉTIC

A Q

UÍM

I CA

Reação genérica: aA + bB cC

Vm = Vm(A) = Vm(B) = Vm(C)

a b c

VELOCIDADE DAS REAÇÕES

II - Velocidade instantânea (Vi ou V)

Representa a variação na quantidade de um reagente ou produto num instante (menor intervalo de tempo que se possa imaginar).

CI N

ÉTIC

A Q

UÍM

I CA

COMO OCORREM AS REAÇÕES QUÍMICAS?

I – Contato entre os reagentes

CI N

ÉTIC

A Q

UÍM

I CA

II – Afinidade Química

QUANDO OCORREM AS REAÇÕES QUÍMICAS?

I – Freqüência de choques entre os reagentes

II – Energia cinética desses choques

III – Orientação das moléculas no instante do choque

Colisões intermolecularesC

I NÉTIC

A Q

UÍM

I CA • a) Não-eficazes ou não efetivas

• (não formam-se produtos)

• * sem energia de colisão suficiente ou geometria de colisão inadequada.

b) Eficazes ou efetivas

(formam-se os produtos)

* com energia de colisão suficiente e geometria de colisão adequada.

Exemplo de colisão eficaz (geometria favorável)C

I NÉTIC

A Q

UÍM

I CA Reação: HBr + O2 HBrO2

Colisões em geometria desfavorável C

I NÉTIC

A Q

UÍM

I CA

Complexo Ativado: É o estado intermediário formado entre reagentes e produtos, cuja estrutura existem ligações enfraquecidas (reagentes) e formação de novas ligações

(produtos).

CI N

ÉTIC

A Q

UÍM

I CA

Representação gráfica

• 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

ΔH= Hp – HrCI N

ÉTIC

A Q

UÍM

I CA

PORQUE OCORREM AS REAÇÕES QUÍMICAS?

II - Energia mínima para reagir (Energia de Ativação - EAT)

CI N

ÉTIC

A Q

UÍM

I CA

Além de colisões com orientação espacial adequada, as moléculas devem apresentar uma energia cinética mínima que propicie a ruptura das ligações entre os reagentes e

formação de novas ligações, nos produtos. Quanto maior a EAT, mais lenta a reação !

CI N

ÉTIC

A Q

UÍM

I CA

Representações gráficas

CI N

ÉTIC

A Q

UÍM

I CA

Fatores que influem na velocidade das reações

a ) Área de contato entre os reagentes;

b ) Temperatura e Energia de Ativação;

c) Concentração dos reagentes;

d) Ação de catalisadores;

e) Pressão.

CI N

ÉTIC

A Q

UÍM

I CA

a) Área de contato entre os reagentes

Esse fator tem sentido quando um dos reagentes for sólido.

Exemplo:

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

CI N

ÉTIC

A Q

UÍM

I CA

Quanto mais fragmentado o reagente, maior a velocidade da reação, pois maior é

a superfície de contato.

CI N

ÉTIC

A Q

UÍM

I CA

b) Temperatura e Energia de Ativação

As variações de temperatura modificam o valor da constante de velocidade (k).

Um aumento na T, aumenta a freqüência das colisões intermoleculares e aumenta a energia cinética das moléculas fazendo com que um maior número alcance a energia mínima para

reagir (EATIVAÇÃO).

Um aumento na energia cinética (agitação molecular) favorece a ruptura das ligações.

CI N

ÉTIC

A Q

UÍM

I CA

Regra de Vant Hoff

Um aumento de 10ºC faz com que a velocidade da reação dobre.

Temperatura 5ºC 15ºC 25ºC

Velocidade V 2V 4V

CI N

ÉTIC

A Q

UÍM

I CA

c) Concentração dos reagentes

A velocidade é proporcional à concentração dos reagentes. Esse fator é expresso pela

LEI DA AÇÃO DAS MASSAS ou LEI CINÉTICA (Gulberg e Waage)

V = k [A] [B]

k = constante cinética

[A] e [B] = concentrações molares

e = ordens cinéticas (dadas no problema)

CI N

ÉTIC

A Q

UÍM

I CA

CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES CINÉTICAS

II - Quanto ao mecanismo

Elementares : ocorrem numa só etapa.

H2 + I2 2 HI

Complexas : ocorrem em duas ou

mais etapas.2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g)

1a etapa (rápida) : 2 NO(g) N2O2(g)

2a etapa (lenta) : N2O2(g) + O2(g) 2 NO2(g)

reação global : 2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g)

CI N

ÉTIC

A Q

UÍM

I CA

A velocidade instantânea de uma

reação é obtida através de uma expressão

matemática conhecida como LEI DA AÇÃO

DAS MASSAS ou LEI CINÉTICA, proposta

por Gulberg e Waage, em 1876.

Cato Gulberg

Peter WaageC

I NÉTIC

A Q

UÍM

I CA

LEI DA VELOCIDADE

Para uma reação genérica homogênea:

aA(g) + bB(g) xX(g) + yY(g)

a velocidade instantânea é calculada pela expressão

V = k [A] [B]

Onde:

k = constante de velocidade

[A] e [B] = concentrações molares dos reagentes

e = ordens ou graus (expoentes determinados em experimentos).

CI N

ÉTIC

A Q

UÍM

I CA

Nas reações elementares as ordens são iguais aos próprios coeficientes:

= a e = b

Nas reações complexas as ordens são iguais aos coeficientes da etapa mais lenta da reação, conhecida através do

mecanismo da mesma.CI N

ÉTIC

A Q

UÍM

I CA

Exemplo 1:

Reação elementar

H2 + I2 2 HI

Lei de velocidade (instantânea)

V = k [H2]1 [I2]1

CI N

ÉTIC

A Q

UÍM

I CA

Exemplo 2:

Reação complexa

2 NO + O2 2 NO2

Mecanismo:2 NO N2O2 (etapa lenta)

N2O2 + O2 2 NO2 (etapa rápida)

2 NO + O2 2 NO2 (reação global)

Lei de velocidade (instantânea)

V = k [NO]2

CI N

ÉTIC

A Q

UÍM

I CA

CI N

ÉTIC

A Q

UÍM

I CA

CI N

ÉTIC

A Q

UÍM

I CA

d) Ação de catalisadores

Catalisadores são substâncias que, quando presentes, aumentam a velocidade das reações

químicas, sem serem consumidos. Ao final encontram-se qualitativa e quantitativamente

inalterados.

Os catalisadores encontram “caminhos alternativos” para a reação, envolvendo menor

energia (diminuem a Energia de Ativação), tornando-a mais rápida.

CI N

ÉTIC

A Q

UÍM

I CA

Exemplo

SO2(g) + ½ O2(g) SO3(g) EAT = 240 KJ/mol

sem catalisador

Utilizando NO2(g) como catalisador a EAT se reduz para 110 KJ/mol, tornando a reação extremamente

mais rápida !

Mecanismo da reaçãoSO2 + NO2 SO3 + NO E1 (consumo do catalisador)NO + ½ O2 NO2 E2 (regeneração do catalisador)

Reação global: SO2 + ½ O2 SO3 EAT = 110 KJ/mol

CI N

ÉTIC

A Q

UÍM

I CA

Representação gráfica

Reação Endotérmica

CI N

ÉTIC

A Q

UÍM

I CA

Representação gráfica

Reação Exotérmica

CI N

ÉTIC

A Q

UÍM

I CA

Exercício

Observe os diagramas 1 e 2 representativos de uma mesma reação química.

Para cada curva do diagrama 1 há uma curva correspondente no diagrama 2. Quais curvas representam a reação na presença de um catalisador? Explique.

CI N

ÉTIC

A Q

UÍM

I CA

Características dos catalisadores

a) Somente aumentam a velocidade;

b) Não são consumidos;

c) Não iniciam reações, mas interferem nas que já ocorrem sem a sua presença;

d) Podem ser utilizados em pequenas quantias, visto que não são consumidos;

e) Seus efeitos podem ser diminuídos pela presença de “venenos de catálise”.

f) A introdução do catalisador diminui a Energia de Ativação.

CI N

ÉTIC

A Q

UÍM

I CA

Como funciona o catalisador automotivo?

CI N

ÉTIC

A Q

UÍM

I CA

Em reações envolvendo reagentes gasoso, quando se aumenta a pressão ocorre

diminuição do volume e consequentemente há aumento na concentração dos reagentes,

aumentando o número de colisões.

e) Efeito da Pressão

Que Deus os abençoe!

1º Ten Hercules