4°Aula - Cinética Química (PUC) - Engenharia

Prévia do material em texto

Química Aplicada
 Profº Ms Mayanderson Rodrigues
CINÉTICA QUÍMICA 
1
• O que é Cinética Química ?
• Para que serve a Cinética Química ?
• Qual a sua importância para os processos químicos e físicos ?
• Por que o controle das velocidades das reações é vital para o ser humano ?
• Quais as aplicações no dia a dia e na engenharia ?
Reações Químicas
Rápidas
Lentas
Moderadas
“Parte da Química que estuda a velocidade das reações e os fatores que a influenciam.”
1. Introdução 
Cinética Química
As reações também possuem
suas velocidades próprias
1. Introdução 
Cinética Química
Cinética Química
2. Condições para que ocorra uma Reação
 Os reagentes devem estar em contato 
 Afinidade química entre os reagentes
Energia de Ativação (Ea)
Teoria da Colisão
 As moléculas dos reagentes devem colidir entre si;
 A colisão deve ocorrer com geometria favorável.
Cinética Química
2. Condições para que ocorra uma Reação
Teoria da Colisão
Colisão Desfavorável
Colisão Desfavorável
Cinética Química
2. Condições para que ocorra uma Reação
Teoria da Colisão
O2
N2
O-------N
O
N
2 NO
Reagentes
Complexo Ativado
Produtos
Cinética Química
2. Condições para que ocorra uma Reação
Teoria da Colisão
 Para que a colisão seja efetiva é necessário ainda que os reagentes adquiram uma energia mínima denominada energia de ativação (Ea).
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.
Cinética Química
2. Condições para que ocorra uma Reação
Teoria da Colisão
Complexo Ativado: estado intermediário formado entre reagentes e produtos, em cuja estrutura existem ligações enfraquecidas e formação de novas ligações
O2
N2
O-------N
O
N
2 NO
Reagentes
Complexo Ativado
Produtos
Cinética Química
2. Condições para que ocorra uma Reação
Teoria da Colisão
eficaz
Não eficaz
I2 + H2
HI 
+ 
HI
I2 H2
Cinética Química
2. Condições para que ocorra uma Reação
Teoria da Colisão
• Considere o rearranjo da isonitrila de metila:
Cinética Química
3. Velocidade média (Vm)
“É a variação na quantidade de um reagente ou um produto num intervalo de tempo.”
• m = massa, n = n° de mols, V = volume, C = concentração Molar
• onde, C = [ ] (mols/L)
• ∆t → ano, mês, dia, hora, min, seg, etc.
• Em geral, para:
aA + bB →cC + dD
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
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:
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:
2 N2O5(g)  4 NO2(g) + 1 O2(g)
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:
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:
2 N2O5(g)  4 NO2(g) + 1 O2(g)
Cinética Química
3. Velocidade média (Vm)
Reação A → B:
• Reagente consumido (∆n de A / unidade de tempo)
• Produto formado (∆n de B / unidade de tempo)
Cinética Química
Exemplo 1:
Cinética Química
Exemplo 2:
A combustão completa do etanol é representada pela equação:
 C2H5OH (l) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O (ℓ).
Sabendo que em 30 min são consumidos 15 mol de álcool. Determine a velocidade da reação em mol/min.
Cinética Química
Exemplo 3:
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 no tempo de 0,0 a 2,0 horas de reação?
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
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
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:
Agora vamos calcular a velocidade média da reação.
b) qual a velocidade de formação do NH3?
Cinética Química
4. Fatores que afetam a velocidade de reações 
• Existem cinco fatores importantes que afetam as velocidades das reações:
– o estado físico do reagente;
– as concentrações dos reagentes;
– pressão no sistema;
– a temperatura na qual a reação ocorre;
– a presença de um catalisador.
• Objetivo: compreender as reações químicas no nível molecular.
Cinética Química
4.1 O estado físico do reagente 
No que se refere ao estado físico dos reagentes: 
Os gases reagem melhor que os líquidos, e estes melhor que os sólidos 
No que se refere aos sólidos: 
Quanto mais pulverizados estiverem os reagentes, mais rápida é a reação 
“Quanto maior a superfície de contato entre os reagentes, maior será a velocidade da reação.”
Aspirina em pó
Aspirina em comprimido
Cinética Química
4.2 Concentração dos Reagentes
 
Cinética Química
4.3 Pressão
 
Cinética Química
4.3 Temperatura
 
Cinética Química
4.4 Presença de um catalisador
 
Observações:
• Um catalisador acelera a reação, mas não aumenta seu rendimento, isto é, ele produz a mesma quantidade de produto, mas num período de tempo menor.
• O catalisador não altera o ΔH da reação.
• Um catalisador acelera tanto a reação direta quanto a inversa, pois diminui a energia de ativação de ambas.
Cinética Química
4.4 Presença de um catalisador
- Aplicação do catalisador:
 
Cinética Química
4.4 Presença de um catalisador
 Catálise homogênea
• O catalisador se encontra na mesma fase dos reagentes.
Exemplo: Decomposição da água oxigenada H2O2 (aq) pelo I- (aq) :
H2O2 + I- → H2O + IO-
H2O2 + IO- → H2O + O2 + I- 
 I- 
2 H2O2 → 2H2O + O2
 
Cinética Química
4.4 Presença de um catalisador
 Catálise heterogênea: catalisadores automotivos
 
• O catalisador não está na mesma fase que os reagentes.
Cinética Química
4.4 Presença de um catalisador
 Catálise enzimática
 
• Enzimas são proteínas com um ou mais sítios ativos tipo cavidade, onde a reação ocorre;
• São catalisadores biológicos que funcionam modificando moléculas de substrato para promover reações.
Cinética Química
Exemplo 4:
Cinética Química
Exemplo 5:
Cinética Química
5. Leida velocidade
 Reação Elementar
 
• Ocorre em uma única etapa;
• Não há formação de intermediários;
• Os produtos se formam diretamente da colisão 
dos reagentes;
• A lei de velocidade apresenta os expoentes 
iguais aos coeficientes da reação.
A lei de velocidade será dada por:
Matematicamente: v = k [reagentes]α
k = constante da reação (depende da Temp.); [reagente] = concentrações molares; α = ordem da reação (dado experimental)
Dado a REAÇÃO ELEMENTAR abaixo:
 a e b → são os expoentes de A e B, que correspondem aos coeficientes
 estequiométricos da reação.
Cinética Química
5. Lei da velocidade
 Reações Elementares Gerais
 
Cinética Química
Exemplo 6:
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
• Lei da velocidade ?
• A ordem de uma reação é dada pelo expoente !!!
• A ordem da reação em relação ao N2 = ? 
• A ordem da reação em relação ao H2 = ? 
• A ordem total da reação = ?
Cinética Química
5. Lei da velocidade
 Reação não Elementar
“Ocorrem em um conjunto de etapas, chamado mecanismo de reação.”
 
Mecanismo de reação:
 Cada etapa é uma reação elementar;
 Na soma algébrica das etapas, os compostos intermediários desaparecem na reação global.
Cinética Química
Exemplo 7:
Qual a lei de velocidade da reação que ocorre segundo o mecanismo a seguir?
Etapa 1: NO2 (g) + NO2(g) → NO3(g) + NO(g) (lenta)
Etapa 2: NO3(g) + CO (g) → NO2(g) + CO2(g) (rápida)
Global: NO2(g) + CO (g) → NO(g) + CO2(g)
Cinética Química
5. Lei da velocidade
 Para uma reação que são fornecidos dados experimentais:
“ Será necessário uma análise dos dados experimentais através de métodos algébricos.”
 
 
Exemplo 8:
 A tabela abaixo apresenta os valores das velocidades de reação e as correspondentes concentrações em mol / L dos reagentes em idênticas condições, para o processo químico representado pela equação: 
3 X + 2 Y  Z + 5 W
velocidade [ X ] [ Y ]
10
10
10
10
10
40
40
20
5
1
2
3
Qual a equação de velocidade desse processo?
Cinética Química
6. Ordem de uma reação
 
 
Consideremos a reação geral:
aA + bB → cC + dD
A equação da velocidade assume a forma:
Velocidade = k[A]α[B]β
α, β,k – determinados experimentalmente
α e β– ordem de uma reação; α é a ordem de A e β é a ordem de B.
A reação tem ordem global α + β
Cinética Química
6. Ordem de uma reação
 
 
 Ordem zero em relação a um reagente: se a alteração da concentração desse reagente não causa alteração na velocidade;
 Primeira ordem em relação a um reagente: se duplicar a concentração, duplica a velocidade da reação também;
 Ordem n em relação a um reagente: se duplicar a concentração aumenta de 2n a velocidade da reação.
Cinética Química
Exemplo 9:
Seja a equação química:
 
Responda:
a) equação da velocidade. 
b) ordem da reação.
c) o que acontece com a velocidade quando a concentração de NO2 é dobrada? 
d) o que acontece com a velocidade quando a concentração do CO é dobrada? 
e) qual é a molecularidade dessa reação?
Cinética Química
Exemplo 10:
Unisinos-RS) Na Química ambiental, que procura, entre outras coisas, avaliar formas de atenuar a emissão de substâncias gasosas que depreciam a qualidade do ar; a reação entre os gases monóxido de carbono e oxigênio, para produzir dióxido de carbono, tem grande importância. A equação representativa dessa reação é: 
2 CO (g) + O2 (g) 2 CO2 (g)
v1
v2
Quando se duplicarem, simultaneamente, as concentrações molares de CO e O2, efetuando a reação em sistema fechado, por quantas vezes ficará multiplicada a velocidade da reação “v”?
Cinética Química
7. Equação de Arrhenius de uma reação
 
 
Cinética Química
8. Cálculo da Energia Energia de ativação com a utilização gráfica
 
 
47
Gráf2
	0.112	0	0
	0.08	0.064	0.016
	0.056	0.112	0.028
	0.028	0.168	0.042
	0.014	0.196	0.049
N2O5 (mol/L)
NO2(mol/L)
O2(mol/L)
Tempo (min)
Concentração (mol/L)
Representação Gráfica
Plan1
	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
Plan1
	
N2O5 (mol/L)
NO2(mol/L)
O2(mol/L)
Tempo (min)
Concentração (mol/L)
Representação Gráfica
Plan2
	
Plan3