Aula 1. conceitos introdutórios de cinética química

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19/08/2015 
1 
Cinética Química 
Aula 02 
Profa. Rosália Andrighetto 
1. Introdução à cinética química: Conceitos, fatores que afetam a 
ocorrência e a velocidade de reação - Teoria das colisões. 
 
2. Velocidades de reação 
 2.1 – Velocidade média de reação 
 2.2 – Velocidade instantânea de reação 
3. Determinação da ordem e molecularidade das reações químicas. 
4. Equações de velocidade (equações cinéticas) 
2 
CINÉTICA QUÍMICA: Relação de conteúdos 
5. Teoria do complexo ativado. 
6. Mecanismos de reação. 
7. Energia de ativação. 
8.1 Dependência da velocidade e temperatura. 
CINÉTICA QUÍMICA: Relação de conteúdos 
3 
CINÉTICA QUÍMICA: Equações-chave 
4 
CINÉTICA QUÍMICA: Equações-chave 
5 6 
 
 
 • O que é Cinética Química ? 
 
• Para que serve? 
• Qual a sua importância para os 
processos químicos e físicos ? 
O Ensino Médio e .... 
A Graduação e ... 
A Cinética Química e .... 
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2 
7 
 
 
 
• Por que o controle das velocidades 
 das reações é vital para o ser 
humano ? 
• Quais as aplicações no dia a dia 
e nas indústrias ? 
O Ensino Médio e .... 
A Graduação e ... 
A Cinética Química e .... 
8 
Cinética Química Objeto de Estudo 
Reações 
Químicas 
Velocidade 
Fatores que influenciam 
♦ Temperatura 
♦ Concentração (pressão) 
♦ Área Superficial 
♦ Presença de catalisadores/inibidores 
Expressões matemáticas 
- Leis de velocidade 
Etapas/Mecanismos 
♦ Composição 
♦ Progressão da reação 
9 
Cinética Química 
Reagentes 
iniciais 
Produtos 
finais 
 
• Mecanismo: 
• Sequencia de etapas individuais 
• Velocidade de cada etapa 
• Perfil energético 
Equação química da reação global 
♦ Fornece informações de como as reações químicas ocorrem. 
Reações 
Químicas 
♦ Estudo da velocidade, mecanismos e fatores que a influenciam. 
♦ Tem importantes aplicações práticas. 
Objeto de Estudo 
10 
Cinética Química Importância e Aplicações 
 Biologia e medicina: 
 
 • Saúde: Representa um 
balanço entre um 
grande número de 
reações (metabolismo). 
• Doença: Frequentemente é 
um sinal de que a velocidade 
de reações biologicamente 
importantes alterou-se. 
11 
Cinética Química Importância e Aplicações 
 Farmacologia/Farmacocinética: 
12 
Cinética Química Importância e Aplicações 
• Tempo de ação de um medicamento no organismo. 
• Tempo de eliminação do medicamento pelo organismo. 
 
 Farmacologia/Farmacocinética: 
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3 
13 14 
Cinética Química Importância e Aplicações 
 Indústria: 
• Fator econômico – Como obter um produto mais rapidamente. 
15 
Cinética Química Importância e Aplicações 
 Indústria: 
• Fator econômico – Como fazer com que um produto dure mais 
tempo sem estragar. 
16 
Cinética Química Importância e Aplicações 
Monitoramentos da atmosfera (efeitos dos poluentes) 
• Quanto tempo um poluente leva para se decompor ? 
17 
Cinética Química Importância e Aplicações 
Meio ambiente 
• Tempo de decomposição de resíduos na natureza. 
18 
Cinética Química Importância e Aplicações 
 Impacto ambiental 
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4 
19 
 
↘ Quantificação da(s) energia(s) envolvida(s) na reação: 
 
 
TEMPO É IRRELEVANTE 
 
O estudo de uma reação química envolve 
dois aspectos fundamentais: 
 
↘ Determinação da velocidade de reação: 
 
 
TEMPO É FUNDAMENTAL 
20 
Termodinâmica x Cinética 
Como a reação 
ocorre 
Físico-
Química 
Termodinâmica 
Direção 
Extensão 
Cinética Velocidade 
Se a reação pode 
ocorrer ou não 
Início e 
fim 
Etapas 
intermediárias 
(mecanismo) 
21 
Entretanto, 
“leva anos para ocorrer” 
H2 (g) + ½ O2 (g)  H2O(g) 
Espontânea (∆G<0) 
Um processo espontâneo tem a tendência natural de 
ocorrer sem estar sendo induzido por uma influência 
externa, porém não necessariamente ocorre a uma 
velocidade significativa. 
22 
CO2 + H2O + energia 
Entretanto, 
“leva anos para ocorrer” 
Espontânea (∆G<0) 
23 
ia 
24 
Sem catálise, as reações necessárias para: 
...simplesmente não ocorreriam em uma velocidade útil/vital. 
Digestão 
Envio de sinais 
Contração muscular 
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25 
Cinética Química Objeto de Estudo 
Reações 
Químicas 
Qual a rapidez com que a reação ocorre? 
 
Até onde a reação pode avançar no 
sentido dos produtos? 
26 
Cinética Química 
Oxidação do ferro 
(ocorre de forma lenta) 
Explosão da pólvora 
(ocorre de forma rápida) 
Estuda a velocidade das reações 
27 
Cinética Química Reações Química 
Rápidas 
28 
Cinética Química Reações Química 
Rápidas 
29 
Cinética Química Reações Química 
Rápidas 
AgNO3(aq) + HCl(aq) –> AgCl(s) + HNO3(aq) 
Pb(NO3)2(aq) + 2 KI(aq) –> PbI2(s) + 2 KNO3(aq) 
30 
Cinética Química Reações Química 
 
Moderadas 
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31 
Cinética Química Reações Química 
Lentas 
32 
Cinética Química Como controlar a 
Velocidade das reações químicas? 
Para que serve 
controlar a rapidez das 
reações químicas? 
33 
Cinética Química 
Para controlar a velocidade 
é preciso saber: 
 
As condições necessárias para 
a ocorrência de reação... 
 
Como as reações ocorrem... 
 
 
 
 34 
Cinética Química Como as reações ocorrem? 
Modelos 
Teoria do Complexo Ativado 
35 
Cinética Química 
C(gr) + O2(g)  CO2 (g) ΔH = - 94,1 kcal (exotérmica) 
Condições 
para ocorrência de reação 
36 
Cinética Química 
Butano 
Propano 
Etano 
Metano 
Condições 
para ocorrência de reação 
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7 
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Cinética Química 
Condições 
para ocorrência de reação 
Reação Química 
 Afinidade química (“natureza química”); 
 Colisões energeticamente favoráveis; 
 Colisões com a orientação adequada; 
38 
 Condições devem ser satisfeitas para que uma reação ocorra: 
Colisão efetiva ou choque efetivo 
 
1° - As partículas dos reagentes devem colidir entre si. 
 
2° - É necessário haver colisões com uma quantidade 
 de energia favorável. 
 
3° - As colisões devem ocorrer com orientação adequada 
(posição espacial ou geometria) 
 
39 
V α 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑐𝑜𝑙𝑖𝑠õ𝑒𝑠
𝑢𝑛𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 𝑡𝑒𝑚𝑝𝑜
 
40 
Cinética Química 
A teoria das colisões estabelece que a velocidade da reação 
depende: 
 
a) da frequência dos choques entre as moléculas — um 
maior número de choques implicará um maior número 
de moléculas reagindo e, portanto, maior velocidade da 
reação; 
 
 
V α 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑐𝑜𝑙𝑖𝑠õ𝑒𝑠
𝑢𝑛𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 𝑡𝑒𝑚𝑝𝑜
 
41 
A teoria das colisões estabelece que a velocidade da reação 
depende: 
 
b) da energia (violência) desses choques — uma colisão 
eficaz ou efetiva (energética) terá uma chance maior de 
provocar a reação entre as moléculas do que uma colisão 
fraca (chamada de colisão não eficaz ou não efetiva); 
 
 
Cinética Química 
V α 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑐𝑜𝑙𝑖𝑠õ𝑒𝑠
𝑢𝑛𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 𝑡𝑒𝑚𝑝𝑜
 
42 
A teoria das colisões estabelece que a velocidade da reação 
depende: 
 
c) de uma orientação apropriada das moléculas no 
instante do choque — uma colisão frontal será mais eficaz 
que uma colisão de raspão (colisão não frontal). 
 
 Observação: Esse fator depende também do tamanho (fator 
estérico) e geometria espacial das moléculas reagentes. 
 
 
 
Cinética Química 
V α 
𝑛º 𝑑𝑒 𝑐𝑜𝑙𝑖𝑠õ𝑒𝑠
𝑢𝑛𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 𝑡𝑒𝑚𝑝𝑜
 
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Orientação adequada 
H2 I2 + 2 HI 
e 
Energia suficiente 
Energia 
insuficiente 
H2 I2 + 2 HI 
Orientaçãoinadequada 
H2 I2 + 2 HI 
46 
Cinética Química 
Condições 
para ocorrência de reação 
Reação Química 
47 
Exotérmica 
48 
Cinética Química Como controlar a velocidade? 
O que é necessário para 
aumentar a rapidez das 
reações químicas? 
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49 
Cinética Química Para controlar a velocidade... 
A compreensão destes efeitos pode nos ajudar a 
controlar as velocidades das reações químicas! 
Fatores que influenciam a rapidez 
Estado físico dos reagentes 
Concentração 
Pressão (reações com gases) 
 
Temperatura 
 
Eletricidade, luz uv 
 
Superfície de contato 
Presença de catalisadores 
50 
Cinética Química Objeto de Estudo 
♦ Homogêneas: Todos os reagentes estão em uma 
única fase. 
Reações Químicas 
Em geral são rápidas 
♦ Exemplos: 
51 
Cinética Química Objeto de Estudo 
♦ Heterogêneas: Reagentes em fases diferentes. 
Nestes casos, a reação ocorre na interface das fases do 
sistema. 
Reações Químicas 
Em geral são lentas 
(velocidade aumenta com o aumento da área interfacial) 
52 
Cinética Química 
 Interação entre íons: Reação ocorre rapidamente, 
pois quando íons de cargas opostas se aproximam e 
reagem entre si, não há uma orientação preferencial 
– os íons originam um campo elétrico ao seu redor 
uniforme em todas as direções. 
 
 
 
 
 
 
 
Reações Químicas 
Em geral são rápidas 
53 
Cinética Química 
 Interações entre moléculas ou grupos covalentes: 
 
 
 
 
 1) Deve ocorrer o rompimento de ligação covalente e; 
 
 2) Formação de novas ligações covalentes. 
 
 
 
Reações Químicas 
 Para isso acontecer, as partículas devem colidir 
com orientação adequada e energia suficiente 
Ocorrem lentamente, pois: 
54 
Cinética Química 
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55 
Cinética Química 
56 
Cinética Química 
Quando pelo menos um 
dos reagentes é gás 
57 
Cinética Química 
58 
Cinética Química Influencia da Temperatura 
T2 > T1 
T2 (Alta) 
T1 (Baixa) 
Maior fração 
de moléculas 
com energia 
suficiente 
Energia mínima (Energia de ativação) 
59 
Cinética Química 
b 
a 
60 
Cinética Química Reação genérica A  B 
[A]0  Concentração inicial do reagente: Molaridade - mol/L 
[B]0  Concentração inicial do produto: Molaridade - mol/L 
T = 0 s 
[A]o  Máxima ... e diminui com o tempo 
[B]o  Nula ... e aumenta com o tempo 
A B 
Reagente Produto 
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61 
Cinética Química Gráfico: [ ] versus t 
Para calcular a velocidade podemos 
acompanhar a concentração de um 
reagente (ou produto) durante o 
processo reacional. 
62 
Cinética Química 
Lembre-se que: 
Velocidade escalar média 
Velocidade média de 
consumo de reagente (ou 
formação de produto) 
em uma reação química 
Vm = 
∆𝑥
∆𝑡
 
Vm de consumo = - 
∆ R
∆𝑡
 
Velocidade instantânea 
Velocidade instantânea 
de uma reação química 
Leis de velocidade 
Vm de formação = 
∆ P
∆𝑡
 
Vm única = - 
1
𝑎
 
∆ R
∆𝑡
 = 
1
𝑏
 
∆ 𝑃
∆𝑡
 
63 
Cinética Química 
Em uma reação química: Velocidade média é definida 
como a quantidade de matéria transformada por 
unidade de tempo - Taxa de transformação química. 
64 
Cinética Química 
As quantidades das substâncias 
são medidas em mol/L, massas, 
volumes (gases)... 
Enquanto que o intervalo de 
tempo pode ser dado em 
segundos, minutos ou horas... 
65 
Cinética Química 
Velocidade: 
Como determinar? 
 São convenientes as técnicas que acompanham 
continuamente o processo da reação pela observação 
de uma propriedade física do sistema, por exemplo: 
 
O princípio 
é o mesmo: 
 Escolha do 
método... 
 Consiste em medir a variação da 
quantidade de uma das 
substâncias consumidas (ou das 
formadas) em um intervalo de 
tempo. 
 ...Depende da 
reação 
66 
Cinética Química 
Por exemplo, 
 
• Se uma das substâncias envolvidas for o íon H+ em 
solução aquosa, pode-se utilizar um peagametro: 
 
 
 
Velocidade: 
Como determinar? 
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67 
Cinética Química 
Por exemplo, 
 
• Se um gás for produzido (ou consumido), pode-se medir a 
variação da pressão em um intervalo de tempo: 
Exemplo: 2 N2O5 (g)  4 NO2 (g) + O2 (g) 
 
Nesta reação ocorre o consumo de dois mols gasosos para 
cada cinco mols gasosos que se formam. Então: A pressão 
aumenta com o tempo e pode ser usada para medir a 
velocidade da reação em condições de temperatura e 
volume constantes. 
Velocidade: 
Como determinar? 
68 
Cinética Química 
Por exemplo, 
 
• Caso envolva substâncias coloridas, pode-se expressar a 
rapidez em função da intensidade da cor (absorvância em 
espectrofotômetro): 
 
Exemplo: 
 
CIO- (aq) + I- (aq)  IO- (aq) + Cl- (aq) 
 
A intensidade da absorção é proporcional à concentração 
de hipoiodito [IO-] e pode ser usada para determinar a 
velocidade da reação. 
Velocidade: 
Como determinar? 
69 
Cinética Química 
Velocidade: 
Como determinar? 
70 
É a maior ou menor rapidez (velocidade) 
com que uma transformação química ocorre 
É calculada pela relação entre a quantidade 
de um reagente (ou produto) que é consumido (ou produzido) 
e o intervalo de tempo gasto para isto 
VM = 
│[ final ] – [ inicial ] │ 
 t final – t inicial 
mol 
𝐋. s
 Unidades: 
mol 
𝐋. min
 
mol 
𝐋. h
 ; ; 
Cinética Química 
71 
Vm = 
|∆ |
∆𝒕
=
| 𝒇𝒊𝒏𝒂𝒍 − [𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍]|
𝒕𝒇𝒊𝒏𝒂𝒍− 𝒕𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍
 
Velocidade média de uma reação =
𝒗𝒂𝒓𝒊𝒂çã𝒐 𝒅𝒂 𝒄𝒐𝒏𝒄𝒆𝒏𝒕𝒓𝒂çã𝒐
𝒗𝒂𝒓𝒊𝒂çã𝒐 𝒅𝒆 𝒕𝒆𝒎𝒑𝒐
(𝒊𝒏𝒕𝒆𝒓𝒗𝒂𝒍𝒐)
 
∆t 
∆[ ] 
[ ]o 
[ ]i 
[ ]f 
Cinética Química Análise Gráfica 
72 
Cinética Química Análise Gráfica 
Vm de consumo = - 
 𝟐−[ ]𝟏
𝒕𝟐 − 
𝒕𝟏
 
[A
],
 
m
o
l.
L
-1
 
Tempo, min 
 Maior inclinação  Maior Vm 
Reação genérica A  B 
Vm é o coeficiente angular (inclinação) 
da reta que une dois pontos: [ ]o = 
[ ]o 
Vm α [A] 
Tabela 1 – Tempo e concentração de A . 
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Cinética Química Velocidade média 
Vm = - ∆[C4H9Cl] (mol/L s) 
∆t 
Considerando a reação: 
74 
Cinética Química Análise 
Observe: 
♦ Como está variando a concentração com o tempo ? 
♦ Como está variando a Vm com o tempo ? 
 
Tabela 2 – Variação da concentração de C4H9Cl e velocidade média. 
75 
Cinética Química Nos próximos encontros: 
 
Velocidade média 
em reações químicas 
Vm de consumo = - 
∆ R
∆𝑡
 
Vm de formação = 
∆ P
∆𝑡
 
Velocidade média 
única de reações 
químicas 
Vm única = - 
1
𝑎
 
∆ R
∆𝑡
 = 
1
𝑏
 
∆ 𝑃
∆𝑡
 
76 
E a velocidade instantânea... 
V = 
𝑑 A
𝑑𝑡
 = lim ∆t  0 
∆ A
∆𝑡
 
Cinética Química Nos próximos encontros: 
 
77 
a) Tangente, velocidade = 
 coeficiente angular 
b) Tangente, velocidade = 
 - coeficiente angular 
A velocidade instantânea de uma reação é a inclinação 
da reta tangente à curva concentração - tempo no ponto 
(instante) desejado: 
Cinética Química Nos próximos encontros: 
 
78 
Cinética Química EXERCÍCIOS 
1) A ocorrência e velocidade de uma reação química 
depende: 
 
I. Do número de colisões entre moléculas na unidade de 
tempo. 
II. Da energia cinética das moléculas envolvidas na reação. 
III. Da orientação das moléculas. 
 
Estão corretas a(s) alternativa(s): 
 
a) I, II e III. b) somente I. c) somente II. 
d) somente I e II. e) somente I e III. 
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79 
Cinética Química EXERCÍCIOS2) Se abrirmos uma válvula de um fogareiro, ocorrendo escape de 
um gás inflamável, não ocorrerá nenhuma reação até que 
acendamos um palito de fósforo, fazendo com que ocorra uma 
reação de combustão entre o gás oxigênio do ar e o gás que 
escapou. Por outro lado, se deixarmos um giz na presença de ar, não 
ocorrerá nenhuma reação, mesmo que aproximemos um palito de 
fósforo aceso. Qual foi o fator que fez a primeira reação ocorrer e 
qual a condição que não foi satisfeita no segundo exemplo, 
resultando na não ocorrência da reação, respectivamente? 
 
a) Contato entre os reagentes e atingir a energia de ativação. 
b) Contato entre os reagentes em ambos os casos. 
c) Afinidade química e atingir a energia de ativação. 
d) Afinidade química em ambos os casos. 
e) Atingir a energia de ativação e afinidade química. 
 
80 
03) O gráfico a baixo representa a variação das concentrações das 
substâncias X, Y e Z durante a reação em que elas participam. 
 
 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 
Cinética Química EXERCÍCIOS 
81 
04) 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 de NH3 em mol/ L: 
Tempo em horas: 
8,0 6,0 4,0 1,0 
0,0 1,0 2,0 3,0 
Qual é a velocidade média de consumo do reagente nas duas 
prim/eiras horas de reação? 
V m = 
4 mol / L 
2 h 
= 2 mol / L . h 
82 
05) Em determinada experiência, a reação de formação de água está 
 ocorrendo com o consumo de 4 mols de oxigênio por minuto. 
 Consequentemente, a velocidade de consumo de hidrogênio é de: 
2 mols/min de H2 1 mol/min de O2 
n mols/min de H2 4 mols/min de O2 
n = 2 x 4 n = 8 mols / min 
H2 + O2  H2O 2 2 1 
Cinética Química EXERCÍCIOS 
83 
06) Em uma reação completa de combustão, 0,25 mol de metano foi 
consumido, transformado em CO2 e H2O, em 5 minutos. 
 
 A velocidade da reação é: 
V m = 
0,25 mol 
5 min 
V m = 0,05 mol / min 
Cinética Química EXERCÍCIOS 
84 
Sugestão: http://www.quimica.ufc.br/cinetica