Aula 8 Rapidez de reação química (cinética)

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FÍSICO – QUÍMICA 
Prof. João Rogério Miraldo
Rapidez de reação
• Os primórdios científicos do estudo da velocidade das reações é do século XIX, pelo
estudos do químico alemão Ludwig Ferdinand Wilhelmy (1812-1864), que estudou a
velocidade de inversão da sacarose, usando um polarímetro.
• O estudo de Wilhelmy foi o primeiro a adotar uma aproximação realmente
quantitativa para velocidades de reação, mostrando que estas dependiam das
concentrações dos reagentes.
• Uma reação química pode se processar em diferentes velocidades: reações muito
rápidas: inflar um air bag, moderadas como a digestão de alimnetos ou lentas como as
de formação do petróleo.
• A velocidade é um conceito do dia a dia muito ligado ao movimento. É uma grandeza
escalar e vetorial;
• Na velocidade média de um automóvel, por exemplo, para tanto, dividimos a distância
pelo tempo decorrido num trajeto. A velocidade instantânea é obtida quando vΔt0.
Cinética Química
• Em Química o estudo da velocidade ou rapidez é campo da cinética química;
• É a variação de quantidade de uma substância em função do tempo.
• Para expressar a velocidade média, Vm, podemos escrever:
• Para eliminar o sinal negativo na variação da quantidade dos reagentes
utiliza-se módulo.
• Já a velocidade instantânea é determinada para um Δt muito pequeno;
• Existe uma área da Química que utiliza técnicas e equipamentos refinados
para determinar a velocidade na ordem de femtosegundos: 1 fs = 10–15s.
𝑉𝑚 =
│∆𝑞│
∆𝑡
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) + O2(g)
 Note que a inclinação da curva
NO2 é maior que a curva O2, fato
relacionado com os coeficientes
estequiométricos.
Velocidade média – exemplo.
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.0064,0
min0min5
|112,008,0|
)50( Lmol
LmolLmol
Vm 



b) Velocidade média de consumo do N2O5 entre t = 5 e t = 10 min:
min.0048,0
min5min10
|08,0056,0|
)105( Lmol
LmolLmol
Vm 



Velocidade média – exemplo.
Ordem de reação
 Toda reação química tem uma equação que representa a relação entre a quantidade
de substância concentração em função de uma constante, k.
 Para a reação 2N2O5(g)  4 NO2(g) + O2(g), a análise da variação da concentração
em função do tempo mostra que a velocidade é dependente da concentração de
N2O5(g) em todos os estágios e não apenas ao começo. A expressão de velocidade é:
 É uma reação de primeira ordem em relação ao 𝑁2𝑂5. Um gráfico relacionando a
concentração e tempo é uma reta.
 Mas em relação ao 𝑁𝑂2é de segunda ordem, pois a relação a concentração e tempo é
uma hipérbole.
𝑉(𝑁2𝑂5) = 𝑘[𝑁2𝑂5]
𝑉(𝑁𝑂2) = 𝑘(𝑁𝑂2)
2
Ordem de reação
 Para a reação 2NH3(g)  N2(g) + 3H2(g), a análise da variação da
concentração em função do tempo mostra que a velocidade é independente
da concentração de NH3 (g): é de ordem zero.
 A expressão de velocidade é:
 A ordem de uma reação é determinada experimentalmente, é empírica, não é
possível prevê-la pela estequiometria nas equações químicas.
 Deforma geral, a ordem total é dada pelo somatória das ordem dadas pelos
exponentes das expressões de velocidade:
𝑉(𝑁𝐻3) = 𝑘
𝑣 = 𝑘[𝐴]𝑎[𝐵]𝑏 …
Meia – vida (T½ ) 
 Conceito aplicável às reações de 1.ª ordem.
 É o tempo necessário para que uma substância tenha sua concentração reduzida à
metade da inicial. A mudança da concentração e o tempo de meia-vida são dados por:
 É importante no estudo de poluentes como o ozônio, ação de medicamentos, entre
outros.
 FÁRMACO: Meia-vida - a meia-vida (T1/2) é o tempo necessário para que a
concentração plasmática de determinado fármaco seja reduzida pela metade.
 Supondo então que a concentração plasmática atingida por certo fármaco seja de 100
 g/mL e que sejam necessários 45 minutos para que esta concentração chegue a 50
g/mL, a sua meia-vida é de 45 minutos.
𝑡
½
=
𝑙𝑛 2
𝑘
[𝐴𝑡] = [𝐴0] 𝑒
−𝑘𝑡𝑙𝑛
[𝐴𝑡]
[𝐴0]
= −𝑘𝑡
Meia – vida (T½ ) – exemplo 
 O mercúrio II (Hg2+) é eliminado do nosso corpo por um processo de primeira ordem
que tem uma meia-vida de 6 dias. Qual é o percentual de mercúrio num organismo
contaminado por esse íon após 30 dias se medidas terapêuticas não forem adotadas?
 R: 3%.
Teoria das colisões e do complexo ativado
 Pela teoria das colisões, as reações químicas são produtos de colisões entre as
partículas.
 Existem duas condições fundamentais para que a reação ocorra:
 Orientação favorável e,
 Energia mínima, denominada energia de ativação.
 As condições não são se excluem.
 Na teoria do complexo ativado, as moléculas são representadas se aproximando
para reagirem e se deformando na fase gasosa ou ziguezagueando nas soluções;
 Esse encontro gera um não um estado intermediário em que a reação pode ou
não prosseguir.
 A energia de ativação na teoria do complexo ativado é a medida da energia do
complexo ativado em relação aos reagentes.
Complexo ativado
• Perfil da reação exotérmica: a
energia potencial aumenta na
aproximação molecular até um
máximo para formar o complexo
ativado.
• Decresce quando formam
ligações.
• Apenas moléculas que tem
energia suficiente para romper a
barreira podem reagir para
formar produtos.
Catálise
• Catálise: ação de uma catalisador,
substância que acelera a reação,
promovendo um novo caminho
menos energético.
• Catalisadores não são consumidos.
• Catálise homogênea: todos
produtos na mesma fase de
agregação;
• Catálise heterogênea: mais de 1
fase.
• Enzimas: proteínas de alta
especificidade: catalisadores
biológicos.
Fatores que determinam a velocidade
• Existem alguns fatores que determinam a a
velocidade das reações, entre eles:
• Superfície de contato;
• Temperatura;
• Concentração;
• Ação de catalisadores.
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)
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)
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
consequentemente 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.
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(g); V1
N2(g) + 3H2(g) 𝐹𝑒 2NH3(g); V2
Com certeza o V2 é maior que o V1, pois o ferro age como catalisador na segunda
reação.