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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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