CINÉTICA QUÍMICA- PARTE I- IFRJ

Prévia do material em texto

CINÉTICA QUÍMICA I
ROBERTA BRANCO
PROFESSORA QUÍMICA GERAL II
LICENCIATURA EM QUÍMICA
OBJETIVOS
 Conceituar a velocidade média de uma reação e
equacioná-la.
 Identificar as condições de ocorrência de uma
reação.
TÓPICOS
 Velocidade média de uma reação.
 Condições para ocorrência de uma reação.
 Teoria das Colisões.
Formação de cavernas...
Corrosão de metais por 
ferrugem...
Explosão de dinamites...
Queima do cigarro...
O que as imagens abaixo têm em comum?
O segredo é a velocidade!
 Para formar as estalactites e estalagmites de uma
caverna, demora milhares (ou milhões) de anos;
 A corrosão de um metal demora alguns meses (ou
anos);
 Um cigarro é consumido em cerca de 1 minuto;
 Uma dinamite explode instantaneamente.
Estuda a velocidade das reações químicas e os fatores 
que a influenciam.
Reações QuímicasRápidas Lentas
Moderadas
CINÉTICA QUÍMICA ou DINÂMICA QUÍMICA
Fatores que controlam a velocidade das 
transformações químicas
 A natureza dos reagentes e produtos. Algumas reações são naturalmente
rápidas e outras lentas, dependendo da composição química das
moléculas/íons envolvidos.
 A concentração dos reagentes. Para que 2 moléculas reajam, elas precisam
se encontrar e a probabilidade disso ocorrer numa mistura homogênea aumenta
com o aumento de suas concentrações. No caso de reações heterogêneas, a
velocidade também depende da área de contato entre as fases.
 Temperatura. A maioria das reações químicas ocorrem de forma mais rápida
quando suas temperaturas são aumentadas.
 Catalisadores (não são consumidos durante a reação)
Por que precisamos estudar a velocidade de 
uma reação?
AJUSTE DAS CONDIÇÕES DE UM 
SISTEMA REACIONAL PARA OBTER OS 
PRODUTOS O MAIS RÁPIDO POSSÍVEL 
Ex: Produção comercial de produtos 
químicos
AJUSTE DE CONDIÇÕES PARA QUE A 
REAÇÃO OCORRA O MAIS LENTAMENTE
POSSÍVEL Ex. controle no crescimento de 
fungos e bactérias em alimentos
Como que as reações químicas acontecem?
Uma reação química não ocorre normalmente, em uma
única etapa (colisões simultâneas de todos os reagentes).
 Ocorre uma sequência de reações simples
MECANISMO DA 
REAÇÃO
 É a razão entre a quantidade consumida ou produzida da substância 
e o intervalo de tempo (t) em que isso ocorreu. Para a reação:
aA + bB  cC + dD
Velocidade Média (ou rapidez) de uma reação
  
inicialfinaltt
InicialFinal
t
Vm






Equação análoga à de Vm da Física
Velocidade Média (ou rapidez) de uma reação
UNIDADE? (moles/dm3)/segundo
Velocidade de uma reação química = 
Na prática, como determinamos a 
Como se determina a velocidade de uma 
dada reação química na prática?
 Determina-se a concentração da espécie que é mais fácil de 
acompanhar em vários intervalos de tempo
 Exemplo simples é uma reação onde apenas um reagente
sofre uma transformação para formar um único produto.
Variações das concentrações e da 
velocidade graficamente:
A concentração dos 
reagentes diminui 
com o tempo
A concentração dos 
produtos aumenta 
com o tempo
E a velocidade 
diminui 
[R]
tempo tempo
tempo
I II III
velocidade[P]
t=zero, se tem a quantidade 
máxima de reagentes
t=zero, não foi 
obtido produto
v depende da concentração 
dos reagentes 
Esse comportamento é observado em quase todas as reações químicas, à 
medida que os reagentes vão sendo consumidos, a v decresce gradualmente.
Considere uma reação de hidrólise de um haleto de alquila (clorobutano). Numa
dada reação, a velocidade de consumo de uma substância pode ser medida
retirando-se a tangente do gráfico:
Consumo do reagente 
clorobutano (C4H9Cl) 
O sinal negativo é sempre usado se os 
reagentes são empregados para 
expressar a velocidade
Consideremos a reação:
Br2 (aq) + HCOOH(aq) → 2 Br
-
(aq) + 2 H
+
(aq) + CO2(g)
 
Δt
BrΔ
tt
BrBrmédia velocidade2
inicialfinal
inicial2final2 



A diminuição da concentração de bromo à medida que o tempo passa 
manifesta-se por uma perda de cor da solução.
Velocidade Média (ou rapidez) de uma reação
N2 + 3 H2(g) 2 NH3(g)
Velocidade média do NH3
No intervalo de 0 a 5 min:
 No intervalo de 5 a 10 min:
 No intervalo de 10 a 15 min:
 No intervalo de 15 a 20 min:
Exemplo 1
Velocidade média 
 Em relação ao N2:
 Em relação ao H2:
 Em relação ao NH3
1 N2 + 3 H2(g) 2 NH3(g)
20 mol/L30 mol/L10 mol/L
No intervalo de 0 a 5 min:
Exemplo 1
18
1 N2 + 3 H2(g) 2 NH3(g)
20 mol/L30 mol/L10 mol/L
Vm global da reação
Exemplo 1
 A amônia ou amoníaco (NH3) é obtida por um processo famoso chamado
Haber-Bosch que consiste em reagir nitrogênio e hidrogênio em quantidades
estequiométricas em elevada temperatura e pressão.
 É a maneira de obtenção de amônia mais utilizada hoje em dia. Esse processo
leva o nome de seus desenvolvedores Fritz Haber e Carl Bosch.
 Para cada molécula de N2 que reage, são necessárias três moléculas de H2, ou
seja, o hidrogênio está desaparecendo 3 vezes mais rápido que o nitrogênio.
Através dos coeficientes, pode-se observar que a partir de uma molécula de N2
estão sendo formadas 2 moléculas de NH3. Asssim, a velocidade de formação da
amônia é duas vezes mais rápida que a velocidade de consumo de nitrogênio
Exemplo 2
A amônia pode ser queimada de acordo com a reação:
Num determinado instante, a amônia reage à velocidade de 0,24 mol dm-3 s-1.
Determine:
a) A velocidade de reação do oxigênio?
b) A velocidade de formação da água?
a) Dado: v da amônia
v do O2=? 
Será estabelecida uma relação entre a NH3 e o O2 para equacionar a regra de 3
4 – 5
0,24 – x
x= 0,3 mol/dm3.s de O2.
b) A velocidade de formação da água?
Dado: v da amônia= 0,24 mol dm-3 s-1.
v do H2O=? 
Será estabelecida uma relação entre a NH3 e a H2O para equacionar a regra de 3
4 – 6
0,24 – y
y= 0,36 mol/dm3.s de H2O
LEMBRETE: 
dm3= 1 L
mol/dm3 = mol/L= concentração molar
Condições para que ocorra uma Reação
 Os reagentes devem estar em contato.
 Afinidade química entre os reagentes.
TEORIA DA COLISÃO
 Da frequência das colisões.
 Da energia das colisões.
 Da orientação das moléculas nas colisões.
A velocidade de uma reação depende:
Para que uma reação aconteça, é necessário que as
moléculas dos reagentes colidam com a orientação correta.
O2 N2
O------- N
O N
2 NO
Complexo 
Ativado
ProdutosReagentes
TEORIA DA COLISÃO
Colisão efetiva ou eficaz
Complexo Ativado: estado intermediário formado entre
reagentes e produtos, em cuja estrutura existem ligações
enfraquecidas e formação de novas ligações.
O2 N2 2 NO
Reagentes
Complexo 
Ativado
Produtos
O------- N
O N
TEORIA DA COLISÃO
Colisão 
Desfavorável
Colisão 
Desfavorável
TEORIA DA COLISÃO
Colisão não-efetiva ou não-eficaz
I2 + H2
HI + HI
I2 H2
TEORIA DA COLISÃO
 Para que a colisão seja efetiva é necessário
ainda que os reagentes adquiram uma energia
mínima denominada energia de ativação.
Energia de Ativação é a quantidade mínima de energia 
necessária para que a colisão entre as partículas dos 
reagentes, feita numa orientação favorável, seja efetiva.
TEORIA DA COLISÃO
Segundo a teoria das colisões postula-se que, para que
possam reagir, as moléculas que colidem têm de possuir
uma energia cinética total maior ou igual do que a energia
de ativação (Ea).
É a energia necessária para que se 
inicie uma dada reação.
TEORIA DA COLISÃO
Quanto maior
a energia de 
ativação da reação
Maior a barreira 
energética
a ser superada
Mais difícil 
para os reagentes
superarem essa 
barreira
Menor a rapidez
da reação
TEORIA DA COLISÃO
Quanto menor for a energia 
de ativação exigida, maior a 
velocidade da reação.
TEORIA DA COLISÃO
EXERCÍCIOS
1) A reação de decomposição da amônia gasosa foi
realizada em um recipiente fechado:
2 NH3  N2 + 3 H2
A tabela abaixo indica a variação na concentração de
reagente em função do tempo.
Concentração em NH3 em mol/L 8,0 6,0 4,0 1,0
Tempoem horas 0 1,0 2,0 3,0
Qual é a velocidade média de consumo do reagente nas
duas primeiras horas de reação?
a) 4,0 mol/L.h.
b) 2,0 mol/L.h.
c) 10 mol/L.h.
d) 1,0 mol/L.h.
e) 2,3 mol/h.
32
EXERCÍCIOS
2) Em determinada experiência, a reação de
formação de água está ocorrendo com
consumo de 4 mols de oxigênio por minuto.
Consequentemente, a velocidade de consumo
de hidrogênio é de:
a) 2 mols/min.
b) 4 mols/min.
c) 8 mols/min.
d) 12 mols/min.
e) 16 mols/min. 1 - ½
X - 4
X= 8
33
EXERCÍCIOS
3) A velocidade da uma reação química depende:
I. Do número de colisões entre moléculas por unidade de
tempo.
II. Da energia cinética das moléculas envolvidas na reação.
III. Da orientação das moléculas.
Estão corretas as alternativas:
a) I, II e III.
b) Somente I.
c) Somente II.
d) Somente I e II.
e) Somente I e III.
34
EXERCÍCIOS
4) O gráfico a seguir representa a variação das
concentrações das substâncias X, Y e Z durante a
reação em que elas tomam parte. A velocidade da
uma reação química depende:
A equação que representa a
reação é:
a) X + Z  Y.
b) X + Y  Z.
c) X  Y + Z.
d) Y  X + Z.
e) Z  X + Y.
5) O metano é um poluente atmosférico e sua combustão
completa é descrita pela equação química balanceada:
CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(g)
Essa combustão pode ser esquematizada pelo diagrama
abaixo
EXERCÍCIOS
6)
EXERCÍCIOS