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Aula 3   Cinética Química

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Aula 3 - Cinética Química 
 
Podemos observar que algumas reações químicas acontecem com mais rapidez e outras 
mais lentamente. Nem toda reação química acontece no mesmo tempo. Umas demoram horas, 
dias, anos. Outras levam uma fração de segundo para ocorrer. 
As reações químicas ocorrem em velocidades diferentes, como por exemplo o processo de 
digestão dos alimentos que leva algumas horas e uma explosão que é instantânea. 
 
Veja algumas reações químicas: 
 
- ácido e uma base é uma reação instantânea; 
- formação da ferrugem, que levam anos para se formar; 
- dissolução de uma pastilha efervescente, que levam alguns segundos; 
- decaimento radioativos, que levam muitas vezes bilhões de anos; 
- queima de uma vela, que levam algumas horas; 
- queima de um palito de fósforo, que levam alguns segundos; 
- formação das rochas, que levam alguns milhões de anos. 
 
 Às vezes é importante controlar estas reações, tornando-as mais rápidas ou mais lentas. A 
cinética química é uma área da Química que estuda a velocidade das reações químicas e os 
fatores que alteram esta velocidade. 
 
 
VELOCIDADE MÉDIA 
 
A velocidade média de uma reação química pode ser dada através da razão da variação 
de concentração pelo tempo de reação. 
 
 
Onde: 
 
Vm = velocidade média (mol/L/s) 
 variação de concentração (mol/L) 
 variação de tempo (s, min) 
 módulo (resultado tem que ser positivo, a velocidade tem que ser positiva) 
 
Exemplo: 
 
Observe a transformação do acetileno em benzeno: 
 
 
Pode-se calcular a velocidade média (até o processo final) ou parcial: 
 
1. cálculo da velocidade ao final de 4 minutos: 
 
 
 
 
2. cálculo da velocidade entre 1 e 2 minutos: 
 
 
 
Conhecendo as informações sobre um dos participantes da reação, podemos calcular a 
velocidade dos outros participantes e até mesmo a velocidade média da reação. 
Veja o caso da síntese da amônia: 
 
 
 
Dividindo-se a velocidade calculada para qualquer um dos participantes pelo seu próprio 
coeficiente estequiométrico, será encontrado um resultado igual ao mesmo cálculo feito aos 
demais participantes. 
 
 
Onde: 
 
 
Estes cálculos podem ser feitos também, através de regra de três. 
 
Exemplos: 
 
De acordo com a reação da síntese da amônia, veja o problema seguinte: 
 
O gás hidrogênio é consumido a uma taxa de 18 mols a cada 4 minutos. Calcule: 
 
a) a velocidade de consumo do N2 
 
 
 
b) a taxa de formação do NH3 
 
 
 
c) a massa consumida de H2 por minuto 
 
 
 
 
d) a massa obtida de NH3 por minuto 
 
 
 
Durante uma reação química, a concentração dos reagentes (B) vai diminuindo, enquanto 
a concentração dos produtos vai aumentando (A). 
 
 
A concentração dos reagentes pode ou não chegar a zero. Se a concentração dos 
reagentes 
for diminuindo, a velocidade da reação também vai diminuindo. Quando terminar a reação, a 
velocidade será zero. 
 
 
Velocidade de Consumo e de Produção 
 
A velocidade média de consumo é a medida de reagente que é consumida, “desaparece” 
na reação, por unidade de tempo. 
A velocidade média de produção é a medida de produto formado durante a reação, por 
unidade de tempo. 
 
Seja a reação genérica: 
 
 
Neste caso, o reagente também pode ser chamado de reatante. 
A equação química pode apresentar o coeficiente estequiométrico de cada reagente. Este 
coeficiente representa o número de mols da substância. Veja uma equação química genérica, 
onde a, b, c e d são coeficientes estequiométricos e A, B, C e D são as substâncias químicas. 
 
 
 
Velocidade de Consumo dos Reagentes: 
 
Exemplo: 
 
 
 
Velocidade de Formação dos Produtos: 
 
 
 
Condições para que ocorra uma reação química 
 
Para que uma reação química ocorra é necessário que haja contato e afinidade química 
entre os reagentes. Uma das condições mais importantes para a ocorrência de uma reação 
química são as colisões entre as moléculas dos reagentes. 
 
TEORIA DAS COLISÕES 
 
Os átomos das moléculas dos reagentes estão sempre em movimento gerando muitas 
colisões (choques). Parte destas colisões aumentam a velocidade da reação química. 
Quanto mais choques com energia e geometria adequada houver, maior a velocidade da 
reação. 
Há dois tipos de colisões: 
 
- horizontal – colisão mais lenta 
- vertical – colisão mais rápida, colisão efetiva 
Veja os dois modelos de colisões para a formação de duas moléculas de HCl: 
 
Colisão Horizontal 
 
 
 
Observe que após a primeira colisão há a formação de apenas uma molécula de HCl. A 
segunda molécula se formará na segunda colisão. 
 
Colisão Vertical 
 
Observe que molécula de H2 se aproxima da molécula de Cl2 com muita velocidade. Em 
seguida, se chocam violentamente formando duas moléculas de HCl que se afastam logo. A 
primeira colisão forma o complexo ativado (duas moléculas de HCl). Esta colisão acontece com 
muita velocidade e portanto mais rápida, mais efetiva. Torna a reação química mais rápida. 
 
FATORES QUE ALTERAM A VELOCIDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
 
Alguns fatores podem aumentar ou diminur a velocidade de uma reação química. São eles: 
- temperatura 
 
- superfície de contato 
- pressão 
- concentração 
- presença de luz 
- catalisador 
- inibidores 
 
Temperatura 
 
A temperatura está ligada à agitação das moléculas. Quanto mais calor, mais agitadas 
ficam as moléculas. Se aumenta a temperatura, aumenta a energia cinética das moléculas 
(movimento). Se as moléculas se movimentam mais, elas se chocam mais e com mais energia, 
diminuindo a energia de ativação e em consequência, aumenta o número de colisões efetivas, e 
portanto, a velocidade da reação também aumenta. 
 
 
 
Por este motivo, aumentamos a chama do fogão para cozinhar e utilizamos a geladeira 
para evitar a deterioração dos alimentos. 
 
Superfície de Contato 
 
A área de contato entre os reagentes também interfere na velocidade das reações 
químicas. Quanto maior a superfície de contato, maior o número de moléculas reagindo, maior o 
número de colisões eficazes, e portanto, aumenta a velocidade da reação. 
 
 
 
Isto explica porque devemos tomar um comprimido de aspirina, por exemplo, inteiro do que 
em pó. O comprimido em pó reage mais rapidamente, causando lesões no nosso estômago. Se 
ele for ingerido inteiro, levará mais tempo para reagir, evitando lesões. 
 
Uma substância em pó reage mais rápido do que uma substância inteira porque possui 
maior superfície de contato. 
 
Veja outros exemplos: 
 
- a carne é digerida mais facilmente quando mastigada do que inteira; 
- gravetos queimas mais rápido do que um pedaço de madeira de mesma massa; 
- palha de aço queima mais rápido do que um pedaço de ferro de mesma massa. 
 
Pressão 
 
Pressão é a razão entre força e área, ou seja, fazer força sobre uma determinada área. 
Com o aumento da pressão em um recipiente, diminui o volume e desta forma aumenta a 
concentração dos reagentes. As moléculas se chocam mais, aumentando o número de colisões, 
e portanto, aumenta a velocidade da reação. 
 
 
 
 
Concentração 
 
Concentração está relacionado à quantidade de soluto e de solvente de uma substância. 
Se aumenta a concentração de reagentes, aumenta o número de moléculas dos reagentes, 
aumentando o número de colisões e aumentando também a velocidade da reação. Está 
associada à Lei Cinética (Lei de Guldber-Waage). 
Quando se aumenta a concentração de oxigênio numa queima, a combustão acontece 
mais rápido. 
 
 
 
Presença de Luz 
 
Algumas reações químicas ocorrem com maior velocidade quando estão na presença de 
luz. A luz influencia na velocidade das reações porque é uma energia em forma de onda 
eletromagnética que ajuda a quebrar a barreira da energia de ativação.