Cinética Quimica

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CINÉTICA
Reagir gás cloro com gás hidrogenio;
Escuro: químico terá que esperar vários dias para que uma quantidade sensível de produto seja formada.
LUZ- ficará tão rápida que poderá se tornar explosiva.
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 Estas reações quimicas poderão ser mais lentas ou mais rápidas. 
 Ao ramo da quimica que estuda a velocidade de uma reação, bem como os fatores que a influenciam, denominamos:
 CINÉTICA 
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Fatores que afetam as taxas de reações:
Natureza quimica dos reagentes
Habilidade dos reagentes para entrarem em contato um com o outro
As concentrações dos reagentes
A temperatura
Disponibilidade dos agentes aceleradores das taxas, chamados de catalisadores.
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As taxas e os coeficientes
 Quando conhecemos o valor de uma taxa de reação com respeito a uma substancia,os coeficientes da equação equilibrada da reação podem ser usados para encontrar as taxas com respeito a outras substancias. Por exemplo, na combustão do propano
 C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O 
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 C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O 
 Cinco mols de O2 devem ser consumidos por unidade de tempo para cada mol de C3H8 usados no mesmo tempo. 
 Portanto o oxigênio deve reagir 5x mais rápido que o propano em unidades de L-1 s-1. Simultaneamente ,o CO2 se forma 3x mais rápido que o C3H8 reage e H2O 4x mais rápido.
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 O butano C4H10 queima no oxigenio para dar o CO2 e a H2O, de acordo com a equação.
2 C4H10 + 13O2 -- 8CO2 + 10H2O
 Se em um certo momento a concentração do butano estiver diminuindo a uma taxa de 0,20 mol L--1s-1 ,qual será a taxa de concentração, na qual o oxigenio estará diminuindo, e quais serão as taxas com que as concentrações dos produtos estarão aumentando?
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2 C4H10 + 13O2 -- 8CO2 + 10H2O
Para o oxigênio
0,20 mol de C4H10 X 13 mol O2 = 1,3mol O2
 2mol C4H10
O oxigenio está reagindo a uma taxa de 1,3 mol/ L-1s-1
. Para CO2 e a H2O, temos calculos semelhantes. 
0,20 mol de C4H10 X 8 mol CO2 = 0,80mol CO2
 2mol C4H10
0,20 mol de C4H10 X 10 mol H2O = 1,0mol H2O
 2mol C4H10
 
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Exercício prático 
 O sulfeto de hidrogenio queima no oxigenio para formar o dióxido de enxofre e a água.
2H2S+ 3O2-- 2SO2+ 2H2O
 Se o dióxido de enxofre está sendo formado a uma taxa de 0,30 mol L-1s-1 , quais são as taxas de desaparecimento do sulfato de hidrogenio e do oxigenio? 
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As leis da taxa
MAIOR CONCENTRAÇÃO MAIOR VELOCIDADE
 Os quimicos Guldberg e Waage foram os primeiros a procurar uma relação quantitativa entre a velocidade da reação e a concentração dos reagentes, chegando à seguinte conclusão:
 A VELOCIDADE DA REAÇÃO É PROPORCIONAL À CONCENTRAÇÃO MOLAR DOS REAGENTES. 
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Considere a reação:
aA +bB --- produtos
A velocidade da reação será dada pela fórmula:
v = k [A] a [B] b 
 
v= velocidade da reação
k= constante de velocidade
[A]= concentração molar de A
[B] = concentração molar de B
Esta fórmula é conhecida como Lei de Guldberg e Waage
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Concentração e Tempo
 - A lei de taxa nos diz como a velocidade de uma reação varia com as concentrações dos reagentes.
Taxa integrada: é a relação entre a concentração e o tempo
Concentração x tempo para as reações de primeira ordem
 taxa= K [A]
 Pode ser mostrado que a equação seguinte é a relação entre a concentração de A e o tempo
In [A] 0= k t
 [A] t
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 ln [A] 0= kt [A] t 
 - a [A]0 é a concentração inicial de A (t=0)‏
[A] t é a concentração molar de A em algum tempo t depois do começo da reação.
Logaritimo natural, ln 
ln x= 2,303 log x
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 In [A] 0= kt
[A] t 
 A 45 graus, a concentração de taxa para a reação no tetracloreto de carbono é 6,22x 10 -4 s-1. Se a concentração inicial do N2O5 na solução é 0,100 M, quantos minutos levará para a concentração decair para 0,0100 M? 
 O N2O5 um ác.anidrido,é convertido para ác.nitrico pela reação com a água.
 N2O5 + H2O-2HNO3
 
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 In [A] 0= kt
[A] t 
[N2O5 ] 0 = 0,100 M [N2O5 ] t = 0,0100 M 
K= 6,22 X 10-4 s-1 t = ?
 In [0,100 M ] = (6,22 X 10-4 s-1 ) x t [0,0100 M] 
In (10,0)= (6,22 x 10-4 s-1 ) x t 
2,303 =(6,22 x 10-4 s-1 ) x t
Resolvendo para t,
t = 2,303 
 6,22 X 10-4 s-1 
= 370,2 x 104 s 
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Exercício
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Teorias sobre as taxas de reação
Teoria de Colisão- moléculas reagentes por segundo 
Teoria do Estado de Transição
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Teoria do estado de transição
Explica em detalhes o que acontece quando as moléculas reagentes reúnem-se em uma colisão.
Numa colisão de frente as moléculas reagentes retardam-se,param e então voam de modo disperso, imutáveis.
Com isso a energia cinética diminui transformando-se em energia potencial (EP) 
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Exemplo
 Bola de tênis quando se choca com a raquete. 
 Esta energia torna-se energia potencial (EP), que logo volta a ser energia cinética à medida que a bola é jogada para uma nova direção.
 A lei de conservação de energia requer que a energia total, a soma da Ec e da Ep , seja constante em uma colisão.
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Energia de ativação
 Que energia deve possuir uma molécula para produzir uma colisão efetiva?
 Se você colocar fogo em um pedaço de papel, a combustão continuará até terminar o papel. Certo?
 Mas, evidentemente, o papel não entra em combustão sem que iniciemos o processo. Isto mostra que o processo de combustão necessita de um “empurrão” de energia. – essa energia inicial é denominada de energia de ativação
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Temperatura afeta imensamente as taxas
 Vamos supor um cozimento de um ovo. Ao cozinhar um ovo em água fervente, certamente levará menos tempo do que cozinhando-o em água morna.
 A influencia da temperatura na velocidade de uma reação poderá ser analisada observando-se o comportamento das moléculas reagentes.
 temperatura = a energia cinética das moléculas = 
 a velocidade das moléculas. 
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Medindo a energia de ativação
 Sabemos que mudando a temperatura, altera-se a taxa de reação e então muda-se o valor da constante de taxa, k. 
 O efeito pode ser grande, porém quanto k muda com a temperatura depende da magnitude e da energia de ativação.
 A energia de ativação está relacionada à constante de taxa por uma relação descoberta em 1889 por Svante Arrhenius.
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Calculando a energia de ativação
 - algebricamente:
In ( k2 ) = ( - Ea ) ( 1 - 1 ) 
 (k1 ) R (T2 T1)
k= constante da taxa
In =base do sistema logaritimo natural
Ea= energia de ativação
R= constante do gás (8,314 Јmol -1 K-1 )
T= temperatura em kelvin
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Exemplo
 A decomposição do HI tem as constantes de taxa k=0,079 Lmol -1s -1 a 508 graus e k= 0,24 Lmol -1s -1 a 540 graus. Qual é a energia de ativação dessa reação?
 Temos também R= 8,314Jmol -1 
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Resolução
In ( k2 ) = ( - Ea ) ( 1 - 1 ) 
 (k1 ) R (T2 T1)
In (0,24 Lmol -1 s -1) = -Ea ( 1 - 1 )
 (0,079 Lmol -1 s -1) 8,314 JLmol -1 k -1 (813 781)
In (3) = - Ea ( 0,00123 - 0,00128)
 8,314 JLmol -1 
1,10 = - Ea (- 0,00005)
 8,314 JLmol -1 
1,10 X 8,314 JLmol -1 = Ea (0,00005)
9,15 JLmol -1 = Ea (0,00005)
 Ea= 9,15 JLmol -1 = 183.000 JLmol -1
 0,00005
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EXERCÍCIO
A decomposição do (H2O2) peróxido de hidrogenio apresenta taxa K=0,03
Lmol-1 s-1
 a 5010C e K=0,12 Lmol-1 s-1 a 6320C. Qual é a energia de ativação dessa reaçao?
T1= 501+ 273= 774
T2= 632 + 273= 905
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Catalisadores
substâncias capazes de aumentar a velocidade de uma reação, sem sofrer modificações químicas.
As reações em que atuam, são chamadas catálise. 
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Exemplo: O peróxido de hidrogênio (H2O2) pode se decompor lentamente, dele resultando água (H2O ) e oxigênio (O2 ):
2H2O2 --------- 2H2O + O2
 lenta
 Entretanto, esta reação terá a sua velocidade aumentada se adicionar íons Fe2+: 
 Fe2+
2H2O2 --------- 2H2O + O2
 rápida 
Logo o íon Fe2+ é um catalisador
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Catálise Homogênea
 Quando um catalisador e os reagentes constituem um sistema homogêneo,ou seja, formam uma única fase :
Ex: Fe2+ aq) 
2H2O2(aq) --------- 2H2O + O2
reagentes: H2O2(aq) 
 = UMA SÓ FASE:MEIO AQUOSO
- catalisadores: Fe2+(aq) 
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Catálise Heterogênea
 Quando o catalisador e os reagentes constituem um sistema heterogeneo, ou seja, formam mais de uma fase:
Ex:
 MnO2(s)
2H2O2(aq) --------- 2H2O + O2
reagentes: H2O2(aq) 
 = 2 FASES:REAGENTE LÍQUIDO 
 E CATALISADOR SÓLIDO
- catalisadores: MnO2(s) 
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2 EXEMPLO
 Pt (s)
2H2 (g) + O2(g) --------- 2H2O
- reagentes: H2 (g) e O2(g) 2 FASES: REAGENTES 
 GASOSOS E 
 CATALISADOR SÓLIDO
catalisadores: Pt (s)