Cinética Química: Velocidade e Lei de Velocidade

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Química Geral
Cinética Química
INSTITUTO FEDERAL DE ALAGOAS
Palmeira dos Índios
Bacharelado em Engenharia Civil
Prof. Carlos Jonnatan
Velocidade das Reações Químicas
• Conceito de velocidade:
▫ 𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑚é𝑑𝑖𝑎 =
𝑑𝑖𝑠𝑡â𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑝𝑒𝑟𝑐𝑜𝑟𝑟𝑖𝑑𝑎
𝑡𝑒𝑚𝑝𝑜 𝑑𝑒𝑐𝑜𝑟𝑟𝑖𝑑𝑜
𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑚é𝑑𝑖𝑎 =
∆𝑑
∆𝑡
• Velocidade de reação:
▫ 𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 =
𝑣𝑎𝑟𝑖𝑎çã𝑜 𝑛𝑎 𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜
𝑡𝑒𝑚𝑝𝑜 𝑑𝑒𝑐𝑜𝑟𝑟𝑖𝑑𝑜
𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 =
∆ 𝑠𝑢𝑏𝑠𝑡â𝑛𝑐𝑖𝑎
∆𝑡
 Unidade: mol L-1 s-1
Velocidade das Reações Químicas
Estequiometria e Velocidade
• Decomposição do ozônio:
 E se tivéssemos monitorado o aumento na concentração de O2?
 Devemos levar em consideração a estequiometria da reação.
Estequiometria e Velocidade
 A conversão de ozônio em oxigênio, 2 O3  3 O2, foi estudada em um 
experimento, e a velocidade do consumo de ozônio foi medida como 2,5 x 
10-5 mol L-1 s-1. Qual foi a velocidade da produção de O2 nesse 
experimento?
 Se a velocidade de desaparecimento do N2O5 é 4,0 x 10
-6 mol L-1 s-1, qual 
é a velocidade de surgimento de cada produto?
2 N2O5  4 NO2 + O2
Velocidade Média e Velocidade Instantânea
• A velocidade de uma reação depende de quando ou como fazemos 
nossas observações.
Velocidade Média e Velocidade Instantânea
• Velocidade média:
 Inclinação da linha entre duas 
concentrações medidas em 
tempos separados.
• Velocidade instantânea:
 Inclinação da linha tangente 
em um único ponto da curva.
• Velocidade Inicial:
 Velocidade instantânea da 
reação no momento em que ela 
se inicia.
Lei de Velocidade
• Dependência da velocidade de reação em relação à concentração:
 Velocidade = k[X]m[Y]n
 k = constante de velocidade (unidades!).
 [] = concentração dos reagentes
 m e n = números inteiros ou meio inteiros  ordem da reação.
 Velocidade = k[A]
 Velocidade = k[A][B]
 Velocidade = k[A]2[B]
 Velocidade = k[A][B]½
Lei de Velocidade
• Velocidade = k[A]n
 Se n = 0, ao dobrarmos a concentração de A, não alteraremos a velocidade em nada, 
porque qualquer grandeza elevada à potência 0 é 1.
 Se n = 1, ao dobrarmos a concentração de A, dobraremos a velocidade.
 Se n = 2, ao dobrarmos a concentração de A, aumentaremos a velocidade em um 
fator de 4 (22 = 4).
 Lei de velocidade
 Constante de velocidade
Lei de Velocidade
• Dois reagentes:
 O estudo da cinética de sistemas reais pode ser complicado. Por exemplo, 
há diversos modos de converter O3 em O2. Uma dessas reações é:
Três experimento foram realizados, e obtiveram-se os seguintes dados:
Determine a lei de velocidade e a constante de velocidade para essa reação.
Lei de Velocidade Integrada
• Variação das concentrações em função do tempo.
 Se conhecemos todas as concentrações em um sistema reagente em um dado 
momento, e sabemos como a velocidade de reação varia com o tempo, então devemos 
ser capazes de prever quais serão as concentração em um momento posterior.
Lei de Velocidade Integrada
• Ordem zero:
Lei de Velocidade Integrada
• Primeira Ordem:
ln[A] = ln[A]0 - kt
Lei de Velocidade Integrada
 Considere a fotodissociação do ozônio pela luz ultravioleta, uma reação 
de primeira ordem com constante de velocidade de 1,0 x 10-5 s-1:
O3 + hv O + O2
Se a concentração inicial de O3 é 5,0 mM, qual será a concentração depois 
de um dia?
 Considere a mesma reação, com uma constante de velocidade de 1,0 x 10-
3 s-1.Quanto tempo levaria para que uma concentração inicial de ozônio 
de 5,0 mM diminuísse para 2,1 mM.
Lei de Velocidade Integrada
• Segunda Ordem:
Lei de Velocidade Integrada
 Átomos de iodo se combinam para formar moléculas de iodo na fase gás.
I (g) + I (g) 
A reação segue uma cinética de segunda ordem e tem uma alta constante 
de velocidade 7,0 x 109 mol L-1 s-1 a 23 ºC. Se a concentração inicial de I é 
0,068 mol/L, calcule a concentração depois de 3,5 minutos.
Meia-Vida
• Tempo em que sua concentração leva para cair para a metade do 
seu valor original.
Meia-Vida
 A constante de velocidade, k, para a decomposição térmica do ozônio no 
escuro a 25 ºC é apenas 3 x 10-26 s-1. Qual é a meia-vida do ozônio sob 
essas condições?
 A meia-vida da decomposição fotoquímica do N2O5 na estratosfera é de 
aproximadamente 43.000 s. Qual é a constante de velocidade para a 
reação?
Temperatura e Cinética
• Teoria cinético-molecular.
 Interação entre as moléculas somente nas colisões  podem reagir ou 
não!
 Energia cinética das moléculas em colisão.
 Distribuição de Maxwell-Boltzmann:
Temperatura e Cinética
• Quebra das ligações nos reagentes  Absorção de energia.
Temperatura e Cinética
• Geometria da colisão  complexo ativado.
▫ N2O (g) + ½ O2 (g)  N2 (g) + O2 (g)
Temperatura e Cinética
• Equação de Arrhenius:
 k = constante de velocidade;
 Ea = energia de ativação;
 R = constante universal dos gases;
 T = temperatura em kelvins;
 A = fator pré-exponencial (constante de proporcionalidade).
Temperatura e Cinética
 Na troposfera, o ozônio pode ser convertido em O2 através da seguinte 
reação com radicais de óxido de hidrogênio:
Os seguintes valores para a constante de velocidade, k, para essa reação 
foram medidos em experimentos em diversas temperaturas.
Calcule a energia de ativação a partir desses dados.
Mecanismos de Reação
• Conjunto de uma ou mais etapas moleculares que explicam como 
os reagentes se tornam produtos.
 Estequiometria de uma reação x etapas nos mecanismos da reação.
• Etapas elementares:
 Coeficientes estequiométricos  expoentes na lei de velocidade.
Mecanismos de Reação
• Destruição de ozônio por radicais cloros:
2 O3  3 O2
Cl. + O3  ClO + O2
ClO + O3  Cl
. + 2 O2
▫ ClO Intermediário reativo.
▫ A soma das etapas elementares fornecem a reação líquida.
Mecanismos de Reação
 A decomposição do N2O5 é dada pela equação 
2 N2O5 (g)  4 NO2 (g) + O2 (g)
O seguinte mecanismo é proposto para essa reação:
(a) Esse mecanismo é plausível? (b) Identifique todos os intermediários no 
mecanismo. (c) Identifique a molecularidade de cada etapa no mecanismo.
 E com relação a esse mecanismo proposto:
Mecanismo e Velocidade
• Reação em vária etapas:
▫ Etapa lenta  Etapa determinante da velocidade.
Catálise
• Substância que aumenta a velocidade de reação, porém não é 
criado nem destruído no processo.
 Catalisadores homogêneos
e heterogêneos.
Catálise
• Os catalisadores aumentam a 
velocidade de reação fornecendo 
um novo caminho de reação que 
diminui a energia de ativação.