CINÉTICA QUÍMICA. Parte da Química que estuda a velocidade das reações e os fatores que a...

CINÉTICA

QUÍMICA

Parte da Química que estuda a velocidade das reações e os fatores que a influenciam.

Reações QuímicasRápidas Lentas

Moderadas

Reação Rápida

http://pt.wikipedia.org/wiki/Explos%C3%A3o64

http://www.publicdomainpictures.net/view-image.php?image=403&picture=fogos-de-artificio

Reação Moderada

http://www.publicdomainpictures.net/view-image.php?image=1656&picture=macas-podres

http://www.diaadia.pr.gov.br/tvpendrive/arquivos/File/imagens/4quimica/2vela2.jpg

Reação Lenta

http://pt.wikipedia.org/wiki/Ferrugem http://pt.wikipedia.org/wiki/Petr%C3%B3leo#O_petr.C3.B3leo_no_Brasil

O que se faz no dia a dia paradiminuir a velocidade das reações químicas?

O que fazer para conservar os alimentos durante mais

tempo?

Colocam- se em geladeira, uma vez que a temperatura elevada é um dos fatores que aumenta a velocidade das reações.

http://pt.wikipedia.org/wiki/Geladeira

http://www.diaadia.pr.gov.br/tvpendrive/arquivos/File/imagens/4quimica/8frutasesteres.jpg

Como é que antigamente se conservavam os alimentos, se não

existiam geladeiras?

A salga foi um dos primeiros processos de conservar os alimentos (peixe e carne). O sal funciona como inibidor - diminui a velocidade da reação.

http://pt.wikipedia.org/wiki/Carne_de_sol

Por que é que os chouriços são defumados?

A substância química formaldeído, liberada no fumo, mata muitas bactérias que iriam degradar mais rapidamente o alimento.

http://pt.wikipedia.org/wiki/Chouri%C3%A7o

Por que as garrafas de vinho são fechadas com

rolha e lacre?

O lacre nas rolhas das garrafas de vinho, isola mais o vinho do contato com o ar, que o iria oxidar mais rapidamente.

http://pt.wikipedia.org/wiki/Vinho

Por que alguns alimentos são

embalados à vácuo?

A falta de oxigênio fará com que sua degradação se torne mais lenta.Rosana N. R. Campos

Já reparou que ao abrirmos um lata de picles, a lata dá um

estalido?

Antes da lata ser fechada, o alimento é por vezes aquecido para retirar o ar que iria favorecer a sua oxidação. O vinagre inibe o crescimento de bactérias que iriam degradar o alimento.

Rosana N. R. Campos

Quando temos que acender uma fogueira

porque é que não usamos os troncos

maiores e mais grossos?

Os troncos mais grossos demoram mais tempo para acender. Quanto mais pequenos forem os troncos mais depressa acendem!http://www.publicdomainpictures.net/view-

image.php?image=330&picture=fogo

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 mol, V = volume, C = concentração molar

VELOCIDADE DAS REAÇÕES

A Vm dos reagentes também é chamada de velocidade de desaparecimento. A Vm dos produtos também é chamada de velocidade de formação.Obs.: para os reagentes podemos calcular a velocidade em módulo.

tempo

reagentesVm

tempo

reagentesVm

tempo

produtosVm

A (REAGENTE)DESAPARECIMENTO

B (PRODUTO)FORMAÇÃO

t

[ ]

B

A

tempo

[ ] A

C

B

EXERCÍCIO-1EXERCÍCIO-1O gráfico abaixo se refere às O gráfico abaixo se refere às concentra-concentra-ções de reagentes e produtos da ções de reagentes e produtos da reação reação equacionada como: equacionada como: 2N 2N22OO55 → 4NO → 4NO22 + + OO22

Associe as curvas A, B e C com asAssocie as curvas A, B e C com assubstâncias Nsubstâncias N22OO55 , NO , NO22 e O e O22..

Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 255, 1998.

A= NO2 curva crescente (produto).

B= O2 curva crescente (produto).

C= N2O5 curva decrescente (reagente).

RESOLUÇÃORESOLUÇÃO

EXERCÍCIO-2EXERCÍCIO-2

Coloca-se dentro de um recipiente Coloca-se dentro de um recipiente

fechado amônia gasosa (NHfechado amônia gasosa (NH33) com uma ) com uma

concentração inicial de 8,0 mol/L.concentração inicial de 8,0 mol/L.

Com o passar do tempo ocorre aCom o passar do tempo ocorre a

reação 2NHreação 2NH3(g)3(g) → N → N2(g)2(g) + 3H + 3H2(g)2(g), e um, e um

pesquisador, utilizando métodos pesquisador, utilizando métodos

adequados, verifica, à medida que oadequados, verifica, à medida que o

tempo passa, o quanto resta de NHtempo passa, o quanto resta de NH3 e3 e

Tempo (h)Tempo (h) [NH[NH33] (mol/L)] (mol/L)

00 8,08,0

1,01,0 4,04,0

2,02,0 2,02,0

3,03,0 1,01,0

anota os valores numa tabela.

Calcule:

a) A Velocidade média de consumo da amônia (NH3) no intervalo de 0 e 2h.

Esse resultado pode ser interpretado:A cada hora, consome-se 3mol/L de amônia.

*Obs: Na prática, utiliza-se a velocidade dos reagentes

em módulo | | , para evitar valores negativos.

32

6

02

82

hLmolVm .32

6

02

82


Ficando assim:

b) A velocidade média de consumo de NH3 entre 1 e 3h.

hLmolVm .32

6

02

82

hLmolVm .5,12

3

13

41


c) A velocidade média de formação do N2 entre 0 e 2h.

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

Coeficientes 2 : 1

Vm(0-2h) 3mol/L.h __ VmN2


VmVmNN22=1,5mol/=1,5mol/

L.hL.h

d) A velocidade média de formação do N2 entre 1 e 3h.

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

Coeficientes 2 : 1

Vm(1-3h) 1,5mol/L.h __ VmN2


VmVmNN22=0,75mol/=0,75mol/

L.hL.h

Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T.M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 254, 1998.

EXERCÍCIO-3EXERCÍCIO-3

Ao realizar a reação de formação daAo realizar a reação de formação da

água: água: 2H 2H2(g)2(g) + O + O2(g)2(g) → 2H → 2H22OO(g)(g),,

verificou-se que a velocidade de verificou-se que a velocidade de

consumo de oxigênio foi de 4 mol/min.consumo de oxigênio foi de 4 mol/min.

Determine a velocidade de consumo doDetermine a velocidade de consumo do

hidrogênio.hidrogênio.


Equação química 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)

Coeficientes 2 : 1 V. de consumo VmH2 __ 4 mol/min


VmVmHH22= 8mol/min= 8mol/min

Condições para que ocorra uma ReaçãoCondições para que ocorra uma Reação

Os reagentes devem estar em contato.

Afinidade química entre os reagentes. Teoria da ColisãoTeoria da Colisão

As moléculas dos reagentes devem colidir entre si.

A colisão deve ocorrer com geometria favorável e energia suficiente.

Teoria da ColisãoTeoria da Colisão

Colisão Desfavoráv

el

(não-efetiva)

Colisão Desfavoráv

el

(não-efetiva)

Colisão Favorável Colisão Favorável (efetiva)(efetiva)

O2 N2

O-------N

O N2 NO

Reagentes Complexo

Ativado

Produtos

Para que a colisão seja efetiva é necessário ainda que os reagentes adquiram uma energia mínima denominada energia de ativação.

Energia de Ativação é o valor mínimo de energia que as moléculas de reagentes devem possuir para que uma colisão entre elas seja efetiva.

Quanto maior for a energia de ativação, mais lenta será a reação.

Complexo Ativado: estado intermediário formado entre reagentes e produtos, ocorre um progressivo enfraquecimento das ligações entre as moléculas iniciais e um fortalecimento das ligações entre as moléculas finais.

O2 N2

O-------N

O N2 NO

Reagentes Complexo

Ativado

Produtos

eficaz

Não eficazI2 + H2

HI+HI

I2 H2

REVISÃO

REAÇÃO EXOTÉRMICAREAÇÃO EXOTÉRMICA

EE11= energia dos = energia dos reagentes reagentes

EE22= energia do complexo = energia do complexo ativadoativado

EE33= energia dos = energia dos produtos produtos

b=energia de ativação b=energia de ativação

c=variação de entalpia c=variação de entalpia

ΔΔH= Hp – HrH= Hp – Hr

E1

E2

E3

. . . . . . . . . . . . . . .

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

. . . . . . . . . .

b

c

Quanto menor for a energia de ativação, maior a velocidade da reação.

Energia (Kcal/mol)Complexo Ativado

Caminho da reação

REAÇÃO ENDOTÉRMICAREAÇÃO ENDOTÉRMICA

E3

E2

E1

. . . . . . . . . . . . . .

. . . . . . . . . . . . . . . . . . .

. . . . . . . . . . . . . . . .

b c

Quanto maior for a energia de ativação, menor a velocidade da reação.

EE11= energia dos reagentes = energia dos reagentes EE22= energia do complexo = energia do complexo

ativadoativadoEE33= energia dos produtos = energia dos produtos b=energia de ativação b=energia de ativação c=variação de entalpia c=variação de entalpia ΔΔH= Hp – HrH= Hp – Hr

Energia (Kcal/mol)Complexo Ativado

Caminho da reação

10

30

2

. . . . . . . . . . . . . . .

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

. . . . . . . . . .

Energia (Kcal/mol)

Caminho da reação

EXERCÍCIO-4EXERCÍCIO-4O gráfico descreve a variação de O gráfico descreve a variação de energia de uma certa reação:energia de uma certa reação:

A + B

C

Descubra:a) O valor da entalpia dos reagentes.b) O valor da entalpia dos produtos. c) Se a reação é endo ou exotérmica.d) O valor da energia de ativação.e) O valor da energia do complexoativado.f) O valor da energia da reação(variação de entalpia).

Fonte: Adaptação: HARTWIG, D.R., SOUZA, E. e MOTA, R.N. Físico- Química: volume 2. São Paulo, Scipione, p. 153, 1999.

a) H reagentes= 10 Kcal/molb) H produtos= 2 Kcal/molc) A Reação é exotérmica (Hp‹Hr)d) Eat= 30 – 10= 20 Kcal/mole) CA= 30 Kcal/molf) ΔH= Hp – Hr ΔH= 2 – 10 ΔH= - 8 Kcal/mol ( o processo

libera energia:reação exotérmica).


Fatores que influenciam a velocidade de uma reação

a ) Superfície de contato entre os reagentes;

b ) Concentração dos reagentes;

c) Temperatura;

d) Presença de catalisadores;

e) Pressão.

a) Superfície de contato entre os reagentes.Quanto maior a superfície de

contato, maior é o número de choques efetivos entre as partículas dos reagentes e, portanto, maior será a velocidade da reação.

http://www.brasilescola.com/quimica/cinetica-quimica.htm

EXERCÍCIO-5EXERCÍCIO-5Na digestão dos Na digestão dos alimentos ocorre uma alimentos ocorre uma série de reações série de reações químicas. químicas. Explique, levando em Explique, levando em conta a velocidade das conta a velocidade das reações químicas, por reações químicas, por que é benéfico mastigar que é benéfico mastigar bem os alimentos.bem os alimentos.Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T.M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 273, 1998.

Quanto mais triturado estiver oalimento, mais rápidas serão asreações envolvidas na digestão,graças ao aumento da superfície

decontato entre os reagentes.


Quanto maior a concentração de partículas dos reagentes, maior será o número de colisões efetivas e consequentemente maior a velocidade da reação.

b) Concentração dos reagentes.

Abanando carvão em brasa, aumentamos a concentração de gás oxigênio (O2) (reagente), aumentando a velocidade da reação.http://www.diaadia.pr.gov.br/tvpendrive/

arquivos/File/imagens/4quimica/2fogo2.jpg

Lei da Ação das Massas,

Lei da Velocidade ou Lei de Guldberg-Waage

“A uma dada temperatura, a velocidade de uma reação química elementar (reação que ocorre em uma única etapa) é diretamente proporcional ao produto das concentrações dos reagentes, em mol/L, elevadas a seus respectivos coeficientes”.

EXEMPLO: aA + bB → cC + dDV = k [A] [B]β

V = velocidade da reação;

K = constante de velocidade (característica da reação e da temperatura);

[ ] = concentração dos reagentes (mol/L), exceto reagente sólido, pois a concentração de uma substância sólida é sempre constante, ficando assim incorporada à constante de velocidade.

e β = expoentes determinados experimentalmente.

Obs.: Se a reação for elementar = a e β= b

Se a reação não for elementar, deve-se calcular o valor de e β.

Reação Elementar

aA + bB → cC + dD

V = k [A]a.[B]b

Quando a reação química se desenvolve em uma única etapa, dizemos que a reação é elementar.

Numa reação elementar, os expoentes a que devem ser elevadas as concentrações dos reagentes na expressão da velocidade são os próprios coeficientes dos reagentes na equação balanceada.

EXERCÍCIO-6Determine a expressão da

velocidade(segundo a Lei de Guldberg-

Waage),supondo elementares:a) C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g)

b) 3Cu(s)+ 8HNO3(aq) → 3Cu(NO3)2(aq)+ 4H2O(l)+ 2NO(g)

Fonte: HARTWIG, D.R., SOUZA, E. e MOTA, R.N. Físico- Química: volume 2. São Paulo, Scipione, p. 167, 1999.

242 . HHCKV


a) Ca) C22HH4(g)4(g) + H + H2(g)2(g) → C → C22HH6(g)6(g)

242 . HHCKV

242 . HHCKV

b) 3Cb) 3Cuu(s)(s)+ 8HNO+ 8HNO3(aq) 3(aq) → 3Cu(NO→ 3Cu(NO33))2(aq)2(aq)+ 4H+ 4H22OO(l)(l)+ 2NO+ 2NO(g)(g)

83HNOKV

Reação Não-Elementar

A etapa lenta é a etapa determinante da velocidade da reação.

Quando a reação se desenvolve em duas ou mais etapas distintas, a velocidade da reação depende apenas da velocidade da etapa lenta.

O óxido nítrico reage com hidrogênio, produzindo nitrogênio e vapor de água de acordo com a equação:

2 H2 + 2 NO → 1 N2 + 2 H2O

Etapa I 1H2 + 2NO → 1N2O + 1H2O (lenta)

Etapa II 1H2 + 1N2O → 1N2 + 1H2O (rápida)Reação Global 2H2 + 2NO → 1N2 + 2H2ODescubra a Lei da velocidade para essa reação:

1º EXEMPLO: (REAÇÃO NÃO-ELEMENTAR)

Fonte: FELTRE, R. FÍSICO-QUÍMICA: volume 2. 6ed. São Paulo: Moderna, p. 166, 2004.


Equação da velocidade (etapa lenta)

V = k [H2].[NO]2

EXERCÍCIO-7A poluição é uma das causas da destruiçãoda camada de ozônio. Uma das reações quepodem ocorrer no ar poluído é a reação dodióxido de nitrogênio com o ozônio: 2NO2(g) + O3(g) → N2O5(g) + O2(g)

Essa reação ocorre em duas etapas:I. NO2(g) + O3(g) → NO3(g) + O2(g) (lenta)

II. NO3(g) + NO2(g) → N2O5(g) (rápida)

Descubra a lei da velocidade para essa reação.

Fonte: USBERCO,J.;SALVADOR,E. Química: volume único. 2ed. São Paulo: Saraiva, p. 356, 1998.


Equação da velocidade (etapa lenta)

V = k [NO2].[O3]

Considere a seguinte reação:

Em diversos experimentos com essa

reação, feitos à temperatura de 700oC,

foram obtidos os seguintes dados:

2H2H22(g)(g)+ 2NO+ 2NO(g) (g) → N→ N2(g)2(g)+ 2H+ 2H22OO(g)(g)


ExperimentExperimentoo

[H[H22] ]

(mol/L)(mol/L)

[NO][NO]

(mol/L)(mol/L)VelocidadVelocidad

ee

(mol/L.h)(mol/L.h)

11 1.101.10-3-3 1.101.10-3-3 3.103.10-5-5

22 2.102.10-3-3 1.101.10-3-3 6.106.10-5-5

33 2.102.10-3-3 2.102.10-3-3 24.1024.10-5-5

A expressão da Lei da velocidade é: v=k.[H2]x.[NO]y

Como essa é uma reação não-elementar,

devemos calcular o valor de x e y.Fonte: HARTWIG, D.R., SOUZA, E. e MOTA, R.N. Físico- Química: volume 2. São Paulo, Scipione, p. 163-164, 1999.

1ª etapa: Determinar o valor de x.- Escolher dois experimentos nos quais varie

a [H2] , mas não varie a [NO].

(Escolhemos o experimento 1 e 2)(Escolhemos o experimento 1 e 2)

- Substituímos na expressão v=k.[H2]x.[NO]y

1º Experimento 3.10-5=k.(1.10-3)x.(1.10-

3)y

12

1

2

1

2

1

2

1

2

1

2

1

2

1

6

31

xxx

x

x

x

x

2º Experimento2º Experimento 6.10 6.10-5-5=k.(2.10=k.(2.10-3-3))xx.(1.10.(1.10-3-3))yy

12

1

2

1

2

1

2

1

2

1

2

1

2

1

6

31

x

xx

x

x

x

x

2ª etapa: Determinar o valor de y.- Escolher dois experimentos nos quais varie

a [NO] , mas não varie a [H2].

(Escolhemos o experimento 2 e 3)(Escolhemos o experimento 2 e 3)

- Substituímos na expressão v=k.[H2]x.[NO]y

2º Experimento 6.10-5=k.(2.10-3)x.(1.10-

3)y

12

1

2

1

2

1

2

1

2

1

2

1

2

1

6

31

xxx

x

x

x

x

3º Experimento3º Experimento 24.10 24.10-5-5=k.(2.10=k.(2.10-3-3))xx.(2.10.(2.10-3-3))yy

22

1

2

1

2

1

2

1

2

1

4

1

2

1

24

62

2

y

yyy

y

y

22

1

2

1

2

1

2

1

2

1

4

1

2

1

24

62

2

y

yyy

y

y

3ª etapa: Utilizando então os valores de x e

y na expressão v=k.[H2]x.[NO]y , obtemos

a Lei da velocidade dessa reação:

v=k.[H2]1.[NO]2 ou

12

1

2

1

2

1

2

1

2

1

2

1

2

1

6

31

xxx

x

x

x

x

v=k.[Hv=k.[H22].[NO]].[NO]22

Considere a reação de síntese da amônia:

O que ocorrerá com a velocidade se aconcentração molar do hidrogênio forreduzida à terça parte e a do

nitrogênio fortriplicada?

NN22(g)(g)+ 3H+ 3H2(g) 2(g) → 2NH→ 2NH3(g)3(g)


Fonte: SARDELA, A.; MATEUS, E. Curso de Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, p. 153, 1992.

NN22(g)(g)+ 3H+ 3H2(g) 2(g) → 2NH→ 2NH3(g)3(g)

1ª etapa: 1ª etapa: [N[N22] = x [H] = x [H22] = y ] = y

v = k . [Nv = k . [N22] . [H] . [H22]]33

v = k . x . yv = k . x . y33

2ª etapa: 2ª etapa: [N[N22] = 3x [H] = 3x [H22] = y/3 ] = y/3 v= k . [N v= k . [N22] . [H] . [H22]]33

vv,, = k . 3x . (y/3) = k . 3x . (y/3)33 v v,, = k . 3x . y = k . 3x . y33/27 /27

vv,, = v/9 = v/9


A velocidade reduzirá à A velocidade reduzirá à nona parte ou 9 vezes.nona parte ou 9 vezes.

A equação dessa reação é: 2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g)

O que ocorrerá com a velocidade dessa

reação se duplicarmos as concentrações

de CO(g) e O2(g).Fonte: FONSECA, Martha Reis Marques da. Completamente Química: FÍSICO-QUÍMICA. São Paulo: FTD, p. 291, 2001.

2CO2CO(g)(g) + O + O2(g)2(g) → 2CO → 2CO2(g)2(g)

1ª etapa: 1ª etapa: [CO] = x [O[CO] = x [O22] = y ] = y

v = k . [CO]v = k . [CO]22 . [O . [O22] ]

v = k . xv = k . x22 . y . y

2ª etapa: 2ª etapa: [CO] = 2x [O[CO] = 2x [O22] = 2y ] = 2y v= k . [CO] v= k . [CO]22 . [O . [O22] ]

vv,, = k . (2x) = k . (2x)22 . (2y) v . (2y) v,, = k . 4x = k . 4x22 . 2y . 2y

vv,, = 8v = 8v


A velocidade aumentará A velocidade aumentará 8 vezes. 8 vezes.

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

c) Temperatura.

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 (Eat).

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

Regra de Vant’Hoff

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

TemperaturTemperaturaa

10ºC10ºC 20ºC20ºC 40ºC40ºC

VelocidadeVelocidade VV 2V2V 8V8V

EXERCÍCIO-9

A regra de Vant’Hoff diz que “um aumento de 10oC na temperatura

duplica a velocidade de uma reação química”.

Admita que essa regra seja válida para as reações que fazem os alimentos estragarem. Dentro de uma geladeira (5oC) os alimentos estragam com uma certa velocidade.

Quantas vezes mais rápido o alimento estragaria se estivesse fora da geladeira:

a) Em um dia a 15oC? b) Em um dia a 25oC? c) Em um dia a 35oC?


Se a cada 10oC de aumento na temperatura avelocidade da reação duplica, então, sendo v

aVelocidade com que o alimento estraga a

5oC,podemos concluir que:a) A 15oC, a velocidade com que o alimento

estraga é 2v.2v.b) A 25oC, a velocidade com que o alimento

estraga é 4v.4v.c) A 35oC, a velocidade com que o alimento

estraga é 8v.8v.


d) Presença 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.

Fonte: Rosana N. R. Campos

Ea2

Ea1

reagente

produto

H < 0

Caminho da reação

E (KJ/mol)

Complexo ativado com catalisador

Complexo ativado sem catalisador

Gráfico Cinética Química e a influência do Catalisador

Características dos catalisadoresa) Aumentam a velocidade das reações;

b) Não são consumidos durante as reações;

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.

Como funciona o catalisador automotivo?

O catalisador têm aspecto semelhante a uma colméia proporcionando uma maior superfície de contato entre o catalisador e os gases que saem do motor. Sua função é acelerar a oxidação dos gases emitidos após a combustão.

O catalisador acelera as reações químicas, que transformam os poluentes (CO, NOx, HC) em compostos menos prejudiciais à saúde (CO2, H20, N2).

http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Aufgeschnittener_Metall_Katalysator_f%C3%BCr_ein_Auto.jpg

15

30

8

. . . . . . . . . . . . . . . .

. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

. . . . . . . . . . . . . . . .

Energia (Kcal/mol)

Caminho da reação

EXERCÍCIO-10EXERCÍCIO-10Considere Considere gráfico:gráfico:

A + B

AB

36

Agora, responda:a) Qual a energia de ativação comcatalisador?b) Qual a energia de ativação semcatalisador?c) Qual a diminuição da energia deativação provocada pelo

catalisador?d) Qual a energia liberada pelareação?

Fonte: SARDELA, A.; MATEUS, E. Curso de Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, p. 162, 1992.

a) 30-15= 15 Kcal/mol.15 Kcal/mol.b) 36-15= 21 Kcal/mol.21 Kcal/mol.c) 36-30= 6 Kcal/mol.6 Kcal/mol.d) ΔH=produto -

reagente ΔH=8-15= -7 Kcal/mol.-7 Kcal/mol.


Em reações envolvendo

reagentes gasosos, quando se aumenta

a pressão ocorre diminuição do

volume e consequentemente

há aumento na concentração dos

reagentes, aumentando o

número de colisões.

e) Pressão.

http://www.brasilescola.com/quimica/cinetica-quimica.htm

A pressão parcial de um gás é diretamente proporcional à sua concentração.

Maior pressão parcial Maior velocidadeMaior concentração

Ordem de uma reaçãoChama-se ordem de uma reação (ordem global) à soma dos valores das potências a que as concentrações de reagentes se encontram elevadas a equação cinética da reação.

Chama-se ordem de uma reação (ordem global) à soma dos valores das potências a que as concentrações de reagentes se encontram elevadas a equação cinética da reação.

H2 + 2 NO → 1 N2O + H2O

V = k [H2].[NO]2

Ordem da reação: 1 +2 = 3 (3ª ordem)

Em relação ao H2: 1ªordem, v = k [H2]

Em relação ao NO: 2ªordem, v = k [NO]2

Molecularidade

É o número de moléculas que se chocam em cada reação elementar ou em uma etapa de uma reação não-elementar.

É o número de moléculas que se chocam em cada reação elementar ou em uma etapa de uma reação não-elementar.

H2 + 2 NO → 1 N2O + H2O

Molecularidade igual a 3 (trimolecular).

Considerando a reaçãoNO2(g) + CO(g) → NO(g) + CO2(g)

Que ocorre em uma única etapa eque, numa dada temperatura,apresenta a lei experimental develocidade dada por v=K[NO2]

[CO].Qual a ordem e a molecularidadedessa reação?

EXERCÍCIO-12

Fonte: FELTRE, R. FÍSICO-QUÍMICA: volume 2. 6ed. São Paulo: Moderna, p. 167, 2004.

A reação é de 2ª ordem, visto que a soma dos expoentes na fórmula da velocidade é

igual a 2.A molecularidade é também igual a 2,

pois, ocorrendo a reação em uma única etapa, ela envolverá o choque

de 2 moléculas (NO2 e CO).

RESOLUÇÃO

BIBLIOGRAFIA

BENABOU, J.; RAMANOSKI, M. Química: volume único. São Paulo: Atual, 2003.CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, 1998.CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química: volume único. 2 ed. São Paulo: Moderna, 2003. CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química na abordagem do cotidiano: volume único. 2ed. São Paulo: Moderna, 2002.CARVALHO, G. C.; Química Moderna 2. São Paulo:Scipione, 1995.CARVALHO, G. C.; SOUZA, C. L. Química de olho no mundo do trabalho: volume único. São Paulo:Scipione, 2003.FELTRE, R. FÍSICO-QUÍMICA: volume 2. 6ed. São Paulo: Moderna, 2004.FONSECA, Martha Reis Marques da. Completamente Química: FÍSICO-QUÍMICA. São Paulo: FTD, 2001.HARTWIG, D. R., SOUZA, E. e MOTA, R. N. Físico- Química: volume 2. São Paulo, Scipione, 1999.LEMBO, A.; SARDELA, A. Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, 1988.MATSUI, Ana N.; LINGUANOTO, Maria; UTIMURA, Teruko Y. Química, 2: 2o Grau. São Paulo: Editora FTD, 1987.NOBREGA, O. S.; SILVA, E. R.; SILVA, R. H. Química: volume único. 1ed. São Paulo: Ática, 2005.SANTOS, W. L. P.; MÓL, G. S. Química e Sociedade: volume único. São Paulo: Nova Geração, 2005.SARDELA, A.; MATEUS, E. Curso de Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, 1992.USBERCO,J.;SALVADOR,E. Química: volume único. 2ed. São Paulo: Saraiva, 1998.

CINÉTICA QUÍMICA. Parte da Química que estuda a velocidade das reações e os fatores que a...

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