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Cinética Química
Prof. Xuxu
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Seja Bem-Vindo a
Goiânia
Seja Bem-Vindo a
Hidrolândia
Hora da saída: 11:45
Hora da chegada: 12:45
Distância Hidrolândia: 40
km
hkmh
km
t
dVm 40
1
40
Velocidade Média
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Velocidade das reações químicas.
2 NaN3(s) 2 Na(s) + 3 N2(g)
Gás que infla o airbag
2 Fe(s) + 3/2 O2(g)Fe2O3(s)
Ferrugem
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A cabeça de palito de fósforo contém uma substância chamada trissulfeto de tetrafósforo. Esse composto inflama na presença de oxigênio, ocorrendo, à pressão ambiente, a liberação de uma grande quantidade de calor.
P4S3(s) + 8 O2(g) P4O10(s) + 3 SO2(g)
Velocidade das reações químicas.
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Velocidade de consumo/formação de uma substância
t
QV
||
A velocidade de consumo/formação de uma substância que participa de uma reação, é calculada através da variação da quantidade(nº de mol, massa ou concentração molar) pelo tempo com que a variação ocorreu.
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Representação Gráfica
0
0,01
0,02
0,03
0,04
0,05
0,06
0,07
0,08
0,09
0,1
0,11
0,12
0,13
0,14
0,15
0,16
0,17
0,18
0,19
0,2
0 5 10 15 20 25 30
Tempo (min)
Co
nc
en
tra
çã
o (
mo
l/L)
N2O5 (mol/L)
NO2(mol/L)
O2(mol/L)
Tempo (min)
N2O5 (mol/L)
NO2
(mol/L)O2
(mol/L)
0 0,112 0 0
5 0,08 0,064 0,016
10 0,056 0,112 0,028
20 0,028 0,168 0,042
30 0,014 0,196 0,049
2 N2O5(g) 4 NO2(g) + 1 O2(g)
Note que a inclinação da curva NO2 é maior que a
curva O2, fato relacionado com os coeficientes
estequiométricos
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Tempo (min)
N2O5 (mol/L)
NO2
(mol/L)O2
(mol/L)
0 0,112 0 0
5 0,08 0,064 0,016
10 0,056 0,112 0,028
20 0,028 0,168 0,042
30 0,014 0,196 0,049
a) Velocidade média de consumo do N2O5 entre t = 0 e t = 5 min:
min.0064,0min0min5
|112,008,0|)50( Lmol
LmolLmolVm
Tempo (min)
N2O5 (mol/L)
NO2
(mol/L)O2
(mol/L)
0 0,112 0 0
5 0,08 0,064 0,016
10 0,056 0,112 0,028
20 0,028 0,168 0,042
30 0,014 0,196 0,049
b) Velocidade média de consumo do N2O5 entre t = 5 e
t = 10 min:min.0048,0
min5min10
|08,0056,0|)105( Lmol
LmolLmolVm
t(min)
mol/L)N2O5(g)
2 N2O5(g) 4 NO2(g) + 1 O2(g)
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Tempo (min)
N2O5 (mol/L)
NO2
(mol/L)O2
(mol/L)
0 0,112 0 0
5 0,08 0,064 0,016
10 0,056 0,112 0,028
20 0,028 0,168 0,042
30 0,014 0,196 0,049
a) Velocidade média de produção do NO2 entre t = 0 e t = 5 min:
min.0128,0min0min5
|0064,0|)50( Lmol
LmolLmolVm
Tempo (min)
N2O5 (mol/L)
NO2
(mol/L)O2
(mol/L)
0 0,112 0 0
5 0,08 0,064 0,016
10 0,056 0,112 0,028
20 0,028 0,168 0,042
30 0,014 0,196 0,049
b) Velocidade média de produção do NO2 entre t = 5 e t = 10 min:
min.0096,0min5min10
|064,0112,0|)105( Lmol
LmolLmolVm
t(min)
mol/L)[NO2]
[O2]
2 N2O5(g) 4 NO2(g) + 1 O2(g)
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Velocidade média da reação (Vm)
Considere uma reação genérica:
Em que as letras minúsculas são os coeficientes (nº de mol) e as maiúsculas são as substâncias participantes da reação.
aA + bB cC + dD
d
V
c
V
b
V
a
VV DCBA
m
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2 A 4B + C
Velocidade média de uma reação
2 4 + 1
0,02 mol/L.min 0,04 mol/L.min 0,01 mol/L.min
Vmédia da reação = 0,02 mol/L.min = 0,04 mol/L.min = 0,01 mol/L.min
2 4 1
Vmédia da reação = 0,01 mol/L.min
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Exercício resolvido
Considere a equação abaixo:N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
Sabendo que:[H2] inicial = 6 mol/L; [H2] final = 2 mol/L;
t = 20 min.Responda:a) Qual a velocidade média da reação?Resposta: Como os dados referem-se ao H2 devemos
calcular primeiramente sua velocidade:
2V = - 0,2 mol/L minH
22[H ]
Vt
H
22 - 6
V = 20
H 2- 4
V = 20
H
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Agora vamos calcular a velocidade média da reação.
b) qual a velocidade de formação do NH3?
Vm 0,07 mol/L min
VVm
b
B
2VVm
3
H
0,2Vm
3
3VVm
2
NH
3V0,07
2
NH
3V = 0,14NH
3V = 0,14 mol/L minNH
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Lei de Guldberg-Waage ou Lei da velocidade
A influência da concentração dos reagentes sobre a velocidade das reações foi enunciada em 1864 pelos cientistas Cato Maximilian Guldberg e Peter Waage, por meio da lei da ação das massas.
“A velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes, elevadas a expoentes determinados experimentalmente”.
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Lei de Guldberg-Waage ou Lei da velocidade
Considere a reação genérica:a A + b B c C + d D
V = k [A]a [B]b
V = velocidade da reação;k = constante da reação;[A]; [B] = concentrações de A e B em mols/L;a = coeficiente de A;ordem da reação em relação a A;b= coeficiente de B; ordem da reação em relação a B;a + b = ordem global da reação.
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Fique Ligado:
A lei da velocidade deve ser aplicada para reações elementares (reações que ocorrem em uma única etapa)
No mecanismo de reações (reações que ocorrem em várias etapas) devemos considerar a etapa lenta como a propulsora da expressão da lei da velocidade. Quando uma reação ocorrer em duas ou mais etapas, a velocidade da reação global será determinada pela etapa lenta, chamada de etapa determinante da reação.
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Exemplo:
Dado a Reação elementar:
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
Lei da velocidade: V= k [N2] [H2]3
Ordem da reação: 1+3= 4 então4ª ordem
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Exemplo:
Dado o mecanismo abaixo:
H2(g) + 2NO(g) N2O(g) + H2O(l) (lenta)
H2(g) + N2O(g) N2(g) + H2O(l) (rápida)
2H2(g)+2NO(g)N2(g)+2H2O(l) (equação global)
Então:V = k [H2] [NO]2
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Observações
k é a constante de velocidade e depende fundamentalmente da temperatura.
Substâncias no estado sólido não participam da expressão de velocidade.
Exemplo:Na2O(s) + CO2(g) Na2CO3(s)
V = k [CO2]
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Para a reação não-elementar:H2O2 + 2I + 2H+ → 2H2O + I2
Foram obtidos os seguintes resultados:
A velocidade da reação depende apenas das concentrações de H2O2 e I .
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No estudo cinético de uma reação foram obtidos os seguintes dados:
A expressão da velocidade pode ser representada por :
V = k [HgCl2] . [C2O42-]2
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Em que:k- constante de velocidadeA – fator de freqüência (medida da probabilidade de
uma colisão eficaz)Ea – energia de ativação (kJ/ mol)R – constante dos gases ideais ( em unidades S.I.
8,314 J/K . mol)T – temperatura absoluta Quanto menor Ea e maior T , maior k.
EQUAÇÃO DE ARRHENIUS
RT
Ea
Aek
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Equação da velocidade
dt
dCv a
A maneira mais usual de se medir a velocidade de uma reação química é a relação entre a concentração de um dos reagentes do meio reacional e o tempo. Logo:
A velocidade de reação normalmente é representada pela letra r (do inglês rate), e assim a forma realmente usual será então a seguinte:
dt
dCr aa
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Utilidade das equações cinéticas1- Calcular a velocidade de uma reação a partir do conhecimento da constante de velocidade e das concentrações de reagentes;
2- Calcular a concentração de reagentes em qualquer instante durante o decorrer de uma reação.
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Ordem da reaçãoO termo “ordem” vem da matemática onde é utilizado na classificação das equações diferenciais. Asleis de velocidade são equações diferenciais. Em cinética química, tais equações são classificadas deacordo com a ordem da reação.
A ordem de uma reação é definida como sendo a soma das potências dos termos de concentraçãoque aparecem na equação de velocidade da reação química. É normalmente, um número inteiro pequeno,podendo em casos especiais, ser zero ou fracionário.
É importante ressaltar, que a ordem de reação é uma grandeza que normalmente é obtida a partirde dados experimentais, em grande parte das vezes sem o conhecimento real do mecanismo da reação.
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Meia Vida
Tempo de meia-vida (t1/2): é o tempo necessário para que a concentração de uma reagente diminua para metade do seu valor inicial.
Tempo de meia vida reação de primeira ordem.
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Ordem Equação cinética
Equação
concentração-tempo
Tempo de meia-vida
0
1
2
Velocidade =k
Velocidade = k [A]
Velocidade = k [A]2
ln[A] = ln[A]0 - kt
1
[A]=
1
[A]0
+ kt
[A] = [A]0 - kt
t½
ln2
k=
t½ =[A]0
2k
t½ =1
k[A]0
Resumo da cinética de reações de ordem zero, 1ª ordem e 2ª ordem
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Fatores que influenciam na velocidade de uma reação química
Basicamente a ocorrência de uma reação depende de:Contato entre as partículas: (átomos, moléculas ou íons) dos reagentes.Afinidade química: uma certa tendência natural para reagir.Choques eficazes (colisões efetivas): a colisão entre as partículas dos reagentes deve ocorrer em uma orientação favorável, para que as ligações existentes nos reagentes sejam rompidas.Energia de ativação: para que uma reação aconteça, é necessário um mínimo de energia, além daquela que os reagentes já apresentam.
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Superfície de contato
Quanto maior a superfície de contato entre os reagentes, ou seja, quanto mais pulverizado/fragmentado maior o número de colisões entre as partículas reagentes. Isso faz com que aumente o número de colisões eficazes, aumentando a velocidade da reação.
Exemplo:40kg em forma de gravetos de madeira (queima mais rápido)40kg em forma de tora de madeira (queima mais lento)
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Temperatura
Aumentado a temperatura, aumenta a energia cinética das moléculas reagentes (grau de agitação das moléculas), o que proporciona um aumento no número de colisões e aumento do número de moléculas com energia igual ou superior à energia de ativação, aumentado a velocidade da reação.
Exemplo:Lavar roupas em água fria (demora mais para retirar manchas)Lavar roupas em água quente (retira as manchas mais rapidamente)
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Concentração
Aumentando a concentração (quantidade ou até mesmo a pressão de um gás) estamos aumentando o número de choques entre as partículas reagentes, o que conseqüentemente aumenta a velocidade da reação.
Exemplo:Se você tomar 10 gotas de um analgésico e a dor de cabeça não passar, o que você normalmente faz é tomar mais 10 gotas. Você aumentou a concentração de analgésico no seu organismo assim ele fará efeito mais rápido.
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Catalisador
Catalisador é uma espécie química que promove o aumento da velocidade de uma reação através da diminuição da energia de ativação. O catalisador participa temporariamente do processo, formando com os reagentes um complexo ativado menos energético. Porém ao final da reação é completamente recuperado, sem sofrer alteração na sua composição ou massa.
Ex.: N2(g) + 3H2(g) 2NH3 ; V1N (g) + 3H2(g) 2NH3 ; V2Com certeza o V2 é maior que o V1, pois o ferro age como catalisador na segunda reação.
Fe(s)
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Catálise homogênea
Catalisador e reagentes estão no mesmo estado físico (possui apenas uma fase).
2H2O2 (aq) 2H2O (l) + O2 (g)
)(aqOH
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Catálise heterogênea
Catalisador e reagentes se encontram em estados físicos diferentes (possui duas ou mais fases).
C2H4 (g) + H2 (g) C2H6 (g) )( sNi
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Catálise enzimática
Algumas reações que ocorrem rapidamente dentro do corpo humano, demorariam muito tempo para ocorrer fora, isto porque no corpo humano temos enzimas que são catalisadores.
A ação de uma enzima é altamente específica, ou seja, geralmente cada enzima catalisa uma única reação.
A enzima maltase, por exemplo, catalisa apenas o processo de transformação da maltose em glicose:
C12H22O11 (aq) + H2O 2 C6H12O6 (aq)
Outra reação que se não fosse a enzima ptialina (encontrada na saliva) levaria dias para ocorrer é a decomposição do amido.
maltase