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aula 2 físicoquímica 2 unidade

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CINÉTICA
QUÍMICA
Turmas: 3NH, 3NI, 3NK e 3NM
Profª: Daniella Napoleão
Cinética Química: é a parte da química que estuda as
velocidades das reações químicas e os fatores que influenciam
em cada uma delas. Mas, que fatores influenciam nas
velocidades das reações?
• Concentração dos reagentes: a maioria das reações avança mais
facilmente quando se aumenta a concentração dos reagentes;facilmente quando se aumenta a concentração dos reagentes;
• Temperatura da reação: as velocidades das reações aumentam
com o aumento da temperatura;
Cinética Química
• Presença de um catalisador: catalisadores são substâncias que
tem o poder de acelerar uma reação, sem que para isso sejam
consumidos durante a reação;
• Área superficial dos reagentes (sólidos ou líquidos) e dos• Área superficial dos reagentes (sólidos ou líquidos) e dos
catalisadores: reações que envolvem sólidos, em geral, avançam
mais rapidamente, ou seja, com maior velocidade, quando a área
superficial do sólido aumenta.
VELOCIDADE DE REAÇÃO
A velocidade de uma reação pode ser definida como “a
modificação que ocorre num dado intervalo de tempo”.
Seja uma reação genérica em que A→B, a velocidade da reação
pode ser enunciada como uma medida da rapidez com que A épode ser enunciada como uma medida da rapidez com que A é
consumido ou com que B é produzido. De modo que para um
intervalo de tempo é possível calcular a velocidade média.
Velocidade média = (∆número de mols de B) / ∆t
Em que ∆t é a variação do tempo.
VELOCIDADE DE REAÇÃO
A variação da velocidade de uma reação química pode ser expressa
ainda como a razão da variação da concentração do reagente
consumido (ou do produto formado) pelo tempo.
O que pode ser escrito da seguinte maneira:O que pode ser escrito da seguinte maneira:
Considerando novamente uma reação genérica A→B, a equação fica
resumida a:
VELOCIDADE DE REAÇÃO
Vale observar na equação anterior que a variação da concentração de
A com o tempo é negativa, pois A está sendo consumido, enquanto
que a variação da concentração de B com o tempo é positiva, pois B
está sendo produzido.
Sendo assim, como seria a expressão da velocidade para a reação
abaixo?
aA + bB + cC → dD + eE
EXERCÍCIO
Calcule a velocidade média da reação abaixo, sabendo que num
intervalo de tempo de 400 a 800s a concentração de cloreto de
butila passou de 0,017 M para 0,042M.
C4H9Cl(aq) + H2O(l)→ C4H9OH(aq) + HCl(aq)C4H9Cl(aq) + H2O(l)→ C4H9OH(aq) + HCl(aq)
ORDEM DAREAÇÃO
Vimos que um dos fatores que influencia na velocidade da
reação é a concentração dos reagentes, de modo que para a lei
de velocidade existe uma expressão matemática que a explica de
um modo geral.
Seja a reação: aA + bB → produtos; a expressão para lei das
velocidades é escrita da seguinte maneira:velocidades é escrita da seguinte maneira:
Em que k é uma constante denominada constante de velocidade e
que depende apenas da temperatura da reação e a e b são os
coeficientes estequiométricos da reação, denominados na lei como
ordens da reação. A soma desses expoentes nos dá a ordem
global da reação.
ORDEM DAREAÇÃO
IMPORTANTE: “As ordens da reação não correspondem
obrigatoriamente aos coeficientes estequiométricos na equação
equilibrada. Os valores dos expoentes que figuram na lei de
velocidade da reação são determinados experimentalmente”.
EXERCÍCIO: Dada a seguinte reação elementar:EXERCÍCIO: Dada a seguinte reação elementar:
Determine:
a) A lei de velocidade;
b) A ordem da reação em relação ao CH3Br;
c) A ordem da reação em relação ao OH-;
d) A ordem total da reação.
Unidades da Constante de Velocidade
IMAGINEMOS UMAREAÇÃO DE SEGUNDAORDEM
Unidades de velocidade = (unidades da constante de velocidade) x
(unidades da concentração)²
unidades da constante de velocidade = Unidades de velocidade /
(unidades da concentração)² = (M/s ) / M² = M-1s-1
EXERCÍCIO: Utilizando o mesmo raciocínio qual seria a
unidade da constante de velocidade para uma reação de
primeira ordem?
Unidades da Constante de Velocidade
EXERCÍCIO
LEIS DE VELOCIDADE INTEGRADAS
Reação de Primeira Ordem: é a mais simples das leis de
velocidade.
Queremos usar a lei de velocidade para achar a concentração de
um reagente A no tempo t, sabendo que a concentração molarum reagente A no tempo t, sabendo que a concentração molar
inicial de A é [A]0.
A lei de velocidade para o consumo de primeira ordem de um
reagente A pode ser escrita de duas maneiras:
LEIS DE VELOCIDADE INTEGRADAS
Combinando as duas equações tem-se:
Rearranjando os termos, ficamos com:
De posse dessa última equação, podemos integrar de ambos os lados
entre os limites t=0 (CA0) e o tempo t (CA):
LEIS DE VELOCIDADE INTEGRADAS
Observando a equação para lei de velocidade de uma reação de
primeira ordem, pode-se entender o comportamento gráfico deste
tipo de reação.
Consumo de A
Decaimento
Exponencial
LEIS DE VELOCIDADE INTEGRADAS
Reação de Segunda Ordem: utilizemos o mesmo raciocínio
empregado para uma reação de primeira ordem.
Combinando as duas equações tem-se:
Empregando o rearranjo utilizado na reação de primeira ordem e
aplicando integral tem-se:
LEIS DE VELOCIDADE INTEGRADAS
Reação de Segunda Ordem
Essa expressão pode ser rearranjada e escrita da seguinte maneira:
CA = CA0 / 1+ CA0kt
LEIS DE VELOCIDADE INTEGRADAS
EXERCÍCIO: Um determinado composto A reage com uma certa
constante de velocidade. Numa reação, sua concentração inicial é de
20M. Qual o tempo necessário para que sua concentração decaia
para 12 mol/L, considerando:
a) Reação de 1ª ordem com k = 0,01 s-1?
b) Reação de 2ª ordem com k = 0,001 L/mol.s?
TEORIADAS COLISÕES
“Uma reação tem a probabilidade de ocorrer apenas quando os
reagentes se encontram. Quando duas moléculas se encontram em
um gás ocorre uma colisão, assim estudou-se de modo a
compreender o modelo que recebe o nome de teoria das colisões”.
De posse dessa informação verifica-se que a velocidade da reação éDe posse dessa informação verifica-se que a velocidade da reação é
proporcional ao número de colisões por segundo entre as moléculas
dos reagentes.
De um modo geral, o modelo das colisões diz que as moléculas tem
que colidir para que haja reação. Porém, não é tão simples, pois
observa-se que na maioria das reações apenas uma pequena
fração das colisões leva à reação.
TEORIADAS COLISÕES
Energia de Ativação
No modelo da colisão, a energia presente no processo advém da
energia cinética das moléculas que colidiram. Para que possa ocorrer
uma reação, as moléculas que colidem devem ter uma energia
cinética superior ou igual a um certo valor mínimo. O valor mínimo
necessário para que ocorra uma reação química recebe o nomenecessário para que ocorra uma reação química recebe o nome
de ENERGIADEATIVAÇÃO (Ea).
Essa energia está presente tanto em reações exotérmicas como em
reações endotérmicas.
TEORIADAS COLISÕES
Energia de Ativação
Importante: a altura de barreira entre a energia da molécula inicial
e o máximo de energia ao longo da via de reação é a Energia de
Ativação (Ea). A configuração dos átomos no topo da barreira
recebe o nome de complexo ativado, ou estado de transição.
TEORIADAS COLISÕES
FATORES QUE INFLUENCIAM NA VEOCIDADE DAS
REAÇÕES
Concentração dos reagentes: quanto maior a quantidade de
reagentes, maior serão os choques entre as suas moléculas,
aumentando assim o número de colisões efetivas e por conseguinte
a velocidade da reação.a velocidade da reação.
Superfície de contato: Quanto maior a área de contato entre os
reagentes, maior a velocidade da reação. Disso independe a
formação do produto, apenas indicando uma maior velocidade da
reação.
TEORIADAS COLISÕES
Temperatura: O aumento da temperatura num sistema favorece o
aumento da velocidade da reação, pois quando aumentamosa
temperatura ocorre um aumento também da energia cinética das
moléculas dos reagentes.
Presença de catalisadores: como visto anteriormente o catalisador
tem o poder de acelerar a reação química, isso ocorre pois ele agetem o poder de acelerar a reação química, isso ocorre pois ele age
diminuindo a energia necessária para o início da reação (ou seja, age
diminuindo a energia de ativação da reação).
TEORIADAS COLISÕES
Observação: Numa equação química, o catalisador é representado
escrito sobre a seta da reação, indicando que ela não faz parte da
reação global do processo.
EXEMPLO: A decomposição de KClO3 para dar KCl e O2 e que é
catalisada pelo MnO2.catalisada pelo MnO2.
EQUAÇÃO DEARRHENIUS
Arrhenius observou que em grande parte das reações a
velocidade decai de forma não-linear coma temperatura.
Enunciou que é possível representar a dependência entre
velocidade e temperatura pela seguinte equação:
R é a constante universal dos gases : 8,314 J/mol.K
Ea = Energia de ativação
k é a constante de velocidade
T é a temperatura
A é o fator de frequência, é constante quando não há alteração
da temperatura. É também conhecido como fator de forma.
EQUAÇÃO DEARRHENIUS
Quando se deseja obter a relação entre os valores de k1 e k2
pode-se reescrever a equação de Arrhenius da seguinte forma:
OBS: Para se chegar a esta equação foi tomado o logaritmo da
eq. de Arrhenius em ambos membros desta equação.
EXERCÍCIO: A energia de ativação para uma reação química é de
200 kJ/mol. A constante de velocidade dessa reação é de 1,28 x 10-3
L/mol.s a 600°C. Qual a sua constante de velocidade a 800°C?

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