CINÉTICA QUÍMICA

Estudo da velocidade das reações químicas e dos

fatores que nela influem.

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,...

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)

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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 molar

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Representação gráfica

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

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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).

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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

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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

e = ordens ou graus

Prof. Mateus Andrade

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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.

Prof. Mateus Andrade

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Exemplo

I - Reação elementar

H2 + I2 2 HI

Lei de velocidade (instantânea)

v = k [H2]1[I2]1

Prof. Mateus Andrade

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Exemplo

II- Reação complexa

2 NO + O2 2 NO2

* Mecanismo2 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

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PORQUE OCORREM AS REAÇÕES QUÍMICAS ?

I - Colisões intermoleculares

CIN

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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

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I CA Reação: HBr + O2 HBrO2

Colisões em geometria desfavorável C

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PORQUE OCORREM AS REAÇÕES QUÍMICAS ?

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

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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 Ea, mais lenta a reação !

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Representações gráficas

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Fatores que influem na velocidade das reações

a ) Área de contato entre os reagentes;

b ) Concentração dos reagentes;

c) Temperatura e Energia de Ativação;

d) Radiações e descargas elétricas;

e) Ação de catalisadores.

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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

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b) 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)

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c) 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.

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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.

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Exemplo

SO2(g) + ½ O2(g) SO3(g) Ea = 240 kJ/mol

sem catalisador

Utilizando NO2(g) como catalisador a Ea 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 E = 110 KJ/mol

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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”.

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Como funciona o catalisador automotivo ?