reações e cinética química
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Reações e Cinética Química
Velocidade das reações
A velocidade de uma reação química é a variação da concentração de uma substância do sistema reacional por unidade de tempo.
Durante a evolução de uma reação química a concentração do reagente (ou reagentes) diminui com o tempo e a concentração do produto (ou produtos) aumenta.
A equação abaixo representa a velocidade média no intervalo de tempo considerável.
Cinética Química
Fatores que afetam as velocidades de reações:
1)O estado físico dos reagentes;
2)A concentração dos reagentes;
3)A temperatura na qual a reação ocorre;
4)A presença de um catalisador
Velocidades de reações
A → B
1,0 mol de A 0,54 mol de A0,46 mol de B
0,30 mol de A0,70 mol de B
Velocidades de reações
Variação da concentração com o tempo
C4H9Cl(aq) + H2O(l) C4H9OH(aq) + HCl(aq)
Velocidades de reações
Velocidades de reações e Estequiometria
aA + bB cC + dD
EXEMPLO 1: Como a velocidade de desaparecimento do ozônio relaciona-se com a velocidade de aparecimento do oxigênio na seguinte equação: 2 O3 (g) → 3 O2 (g) ? Se a velocidade de aparecimento de O2, ∆ [O2]/ ∆t, é 6,0 x 10-5 mol/L/s em determinado instante, qual é o valor da velocidade de desaparecimento do O3, - ∆ [O3]/ ∆t, nesse mesmo instante?
NH4+(aq) + NO2
-(aq) N2(g) + 2H2O(l)
Velocidades de reações
Concentração e velocidade
Expoentes na lei de velocidade
2 N2O5 (g) → 4 NO2 (g) + O2 (g) Velocidade = k [N2O5]
CHCl3 (g) + Cl2 (g) → CCl4 (g) + HCl Velocidade = k [CHCl3] [Cl2]1/2
H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (g) Velocidade = k [H2] [I2]
Concentração e velocidade
Velocidades de reações
EXEMPLO 2: A velocidade inicial de uma reação A + B → C foi medida para várias concentrações iniciais diferentes de A e B, e os resultados são como seguem:
Nº do experimento
[A] (mol/L)] [B] (mol/L) Velocidade inicial (mol L-1 s-1)
1 0,100 0,100 4,0 x 10-5
2 0,100 0,200 4,0 x 10-5
3 0,200 0,100 16,0 x 10-5
Usando esses dados, determine (a) a lei de velocidade para a reação; (b) a magnitude da constante de reação; (c) a velocidade de reação [A] = 0,050 mol/L e [B] = 0,100 mol/L.
Reações de primeira ordem
0AlnAln ktt
Variação da concentraçãocom o tempo
Reações de segunda ordem
0A1
A1 ktt
Variação da concentraçãocom o tempo
EXEMPLO 3: Os seguintes dados foram obtidos para a decomposição na fase gasosa de dióxido de nitrogênio a 300ºC, NO2 (g) → NO (g) + ½ O2 (g):
Tempo (s) [NO2] (mol/ L)
0,0 0,0100
50,0 0,00787
100,0 0,00649
200,0 0,00481
300,0 0,00380
A reação é de primeira ou segunda ordem em NO2 ?
Variação da concentraçãocom o tempo
NO2 (g) → NO (g) + ½ O2 (g)
Meia-vida
kk
t693.0ln
21
21
Variação da concentraçãocom o tempo
0A1
21
kt
Temperatura e velocidade
Modelo de colisão
CH3NC → CH3CN
Fator orientação
Temperatura e velocidade
Cl + NOCl → NO + Cl2
Temperatura e velocidade
H3C N CC
NH3C H3C C N
Energia de ativação
RTEa
ef
Temperatura e velocidade
Equação de Arrhenius
RTEa
Aek
Temperatura e velocidade
ARTE
k a lnln
Equação de Arrhenius
Temperatura e velocidade
EXEMPLO 4: A seguinte tabela mostra as constantes de velocidade para o rearranjo de isonitrila de metila a várias temperaturas:
Temperatura (oC) K (s-1)
189,7 2,52 x 10-5
198,9 5,25 x 10-5
230,3 6,30 x 10-4
251,2 3,16 x 10-3
A partir desses dados, calcule a energia de ativação para a reação. Qual é o valor da constante de velocidade a 430 K?
Mecanismos de reação
NO (g) + O2 (g) → NO2 (g) + O2 (g) Etapa Elementar
• Molecularidade: é o número de moléculas presentes em uma etapa elementar.
– Unimolecular: uma molécula na etapa elementar.
– Bimolecular: duas moléculas na etapa elementar
– Termolecular: três moléculas na etapa elementar.
Mecanismos de várias etapas
• Algumas reações ocorrem através de mais de uma etapa:
NO2(g) + NO2(g) NO3(g) + NO(g)
NO3(g) + CO(g) NO2(g) + CO2(g)
• Observe que se adicionarmos as etapas acima, teremos a reação global:
2NO2(g) + NO3 (g) +CO(g) NO2(g) + NO3 (g) +NO (g) +CO2(g)
NO2(g) + CO(g) NO3 (g) +CO2(g) Equação Global Balanceada
Mecanismos de reação
Leis de velocidade para etapas elementares
• A lei de velocidade para uma etapa elementar é determinada por sua molecularidade:
– Os processos unimoleculares são de primeira ordem,
– os processos bimoleculares são de segunda ordem e
– os processos termoleculares são de terceira ordem.
Mecanismos de reaçãoMecanismos de reação
Leis de velocidade para mecanismos
de várias etapas
Mecanismos de reação
Mecanismos de reação
EXEMPLO 5: Considere a seguinte reação: 2 NO (g) + Br2 (g) → 2 NOBr (g). Escreva a lei de velocidade para a reação, supondo que ela envolve uma única etapa elementar. O mecanismo de uma única etapa é provável para essa reação?
Leis de velocidade para mecanismos
de várias etapas
• Etapa determinante da velocidade: é a mais lenta das etapas elementares.
Mecanismos de reaçãoMecanismos de reação
Catálise
Catálise homogênea:
2 H2O (aq) → 2 H2O (l) + O2 (g) Sem catalisador
2Br- (aq) + H2O2 (aq) + 2H+ → Br2 (aq) + 2H2O (l) Com catalisador
Br2 (aq) + H2O2 (aq) → 2 Br- (aq) + 2 H+ (aq) + O2 (g)
2 H2O2 (aq) → 2 H2O (l) + O2 (g) Equação balanceada
Catálise
Catálise
Catálise heterogênea: C2H4 (g) + H2 (g) → C2H6 (g) ∆H0 = -137 kJ/mol
Catálise