cinética química trabalho finalizado pdf 2

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAPÁ 
CURSO DE LICENCIATURA EM QUÍMICA
CINÉTICA QUÍMICA E TERMOQUÍMICA COM APLICAÇÕES NO COTIDIANO
Leidiane Lobato
Renan Oliveira
Shirlene Amaral
Thayna dos Santos
MACAPÁ-AP
		2019
UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAPÁ
CURSO DE LICENCIATURA EM QUÍMICA
CINÉTICA QUÍMICA E TERMOQUÍMICA COM APLICAÇÕES NO COTIDIANO
Este trabalho é referente a disciplina de Química Geral, o mesmo servirá de avalição para obtenção de nota no semestre tendo como, integrantes do grupo os alunos(a): Leidiane Lobato, Renam Oliveira, Shirlene Amaral e Thayna dos Santos.
Professor Me.: Cláudio Pimheiro
 
MACAPÁ-AP
2019
RESUMO
 Este trabalho aborda introdução a cinética química e termodinâmica levando em consideração a relação de complementação entre elas e a sua aplicação no cotidiano. Na termodinâmica estuda a relação com a energia e a posição de equilíbrio ao passar de um estado para outro, enquanto a cinética se relaciona com as taxas dos processos entre estados. A Cinética Química estuda a velocidade das reações químicas e os fatores que a influenciam como temperatura, superfície de contato, pressão, concentração do reagentes luz e catalizadores. Nas ciências químicas, a termodinâmica diz até que ponto ocorre uma reação, mas a cinética nos diz o quão rápido uma reação aconteceria.Dessa maneira percebe-se como há interação entre esses dois conteúdo.
 
PALAVRAS-CHAVE: Energia, Velocidade das Reações e Cotidiano.
I-INTRODUÇÃO
 Cinética química é o ramo da química que estuda a rapidez das reações , bem como os fatores que a influenciam. A rapidez, ou velocidade, de uma reação química indica a variação da quantidade de reagentes e produtos com o passar do tempo. Onde os reagentes vão sendo consumidos e os produtos formados. (ATKINS JONES, 2012)
 Esses conhecimento de cinética possibilita aos estudantes observar reações químicas que são rápidas ou que são muito lentas, como por exemplo, a queima de uma vela (reação de combustão), que é muito rápida, ocorre em segundos, ou a formação ferrugem em um prego (óxido-redução), que é um processo mais lento. (ATKINS e JONES, 2012) 
 Contudo, a ideia de que a velocidade de uma reação química corresponde à variação de concentração de reagentes (ou produtos) por unidade de tempo não é um conhecimento que se consiga chegar apenas pela observação de um dado fenômeno (VOGEL, 1981). A cinética química nos oferece ferramentas necessarias para o entendimento de tal processo. 
 Neste assunto abordaremos a determinação experimental das velocidades das reações e de como sua dependência da concentração é resumida nas expressões chamadas leis de velocidade, que descrevem a composição de uma mistura em qualquer ponto durante a progressão de uma reação. 
 Veremos que a velocidade das reações tambem dependem da temperatura, e um fator importante para determinar se as colisões entre as moléculas resultam em uma reação é a energia de ativação. E que o desenvolvimento de catalizadores é crucial para a indústria e a sociedade.
 
2-CINÉTICA QUÍMICA 
Concentração e velocidade de reação
 Em química, queremos saber a rapidez em que os reagentes são consumidos ou os produtos são formados. Definimos a velocidade de reação como variação da concentração de um dos reagentes ou produto dividido pelo tempo que a mudança leva para ocorrer. Como a velocidade pode mudar com o tempo, definimos a velocidade média da reação como variação da concentração molar do reagente, R, Δ [R] = [R] t 2 – [R]t1 , durante o intervalo de tempo Δt = t 2- t 1 ; 
Velocidade média constante R = Δ [R]
 Δ t 
 Como os reagentes são consumidos em uma reação, a concentração molar de R decresce com o tempo e Δ [R] é negativo. O sinal negativo da Eq. 1 torna a velocidade positiva , que é a convenção normal da cinética química (ATKINS e JONES 2012)
 Velocidade média da formação de P = Δ [P] 
 Δ t
 Nesta expressão, Δ [P] é a variação da concentração molar de P no intervalo de Δ t: ele é uma quantidade positiva, por que o produto se forma com o tempo. Em cinética química, os, colchetes representam a concentração molar, com unidades mol.L -1.
2.2 Cálculo da velocidade média de uma reação
 Suponha que estamos estudando a reação 2HI(g) → H2 (g) + I2 (g) e que descobrimos que o intervalo de 100. S a concentração de HI decresceu de 4,00 mmol.L -1 para 3,50 mmol.L -1 
Resolução: 
Da velocidade média do consumo de R = - Δ [R]/ Δt
 Velocidade média de desaparecimento de HI= (3,5 – 4,00) (mmol HI). L -1 
 100 . s
 = 5,0.10 -3 (mmol HI).L -1.s-1
 A velocidade média única de uma reação a A + Bb → Cc + Dd e qualquer umas das quatro quantidades iguais seguintes:
Velocidade média única de reação = 1 Δ [A] = 1 Δ[B] = 1 Δ[C] = 1 Δ [D]
 a Δt b Δt c Δ t d Δ t 
 A divisão pelos coeficientes estequiométricos leva em conta as relações estequiométricas entre o reagente e o produto, o valor da velocidade é o mesmo para todas as espécies. Entretanto a velocidade média única depende do coeficiente usado na equação balanceada e a equação química tem que ser especificada quando se registra uma velocidade única. (ATKINS JONES 2012)
2.3 Velocidade Instantânea de uma reação.
 A rapidez da reação química muda no decorrer do processo; assim, a rapidez média é diferente da rapidez instantânea.
 No entanto, é possível também calcular a velocidade instantânea para uma reação. Essa velocidade ou rapidez instantânea é a rapidez da reação em determinado instante. Podemos, então, calcular a velocidade em um determinado momento da reação ou em uma determinada concentração dos reagentes ou dos produtos.
Para você entender:
 A velocidade média apresenta um mesmo valor durante as etapas de um percurso, no entanto, isso não significa que, em todos os instantes da viagem a velocidade seja a mesma. Em cada instante ha uma velocidade instantânea específica.
 O mesmo ocorre com as reações químicas, se considerarmos intervalos de tempo muito pequenos, a rapidez média se torna cada vez mais próxima ao valor da rapidez instantânea.
Veja um exemplo de como isso é realizado: considere a reação química de decomposição do pentóxido de dinitrogênio em óxido de nitrogênio e gás oxigênio mostrada abaixo:
2 N2O5(g) → 4 NO2(g) + 1 O2(g)
A seguir temos o gráfico da variação da concentração em mol/L do N2O5 e dos produtos NO2 e O2:
 Como faríamos para calcular a velocidade instantânea para o N2O5 no instante t = 300 s?
Bem, primeiro calcula-se a rapidez média entre dois pontos próximos, por exemplo, entre 200 s e 400 s. Um fator importante é que quanto mais próximos forem os pontos, mais a velocidade instantânea se aproxima da média. Assim, temos:
Vm = Δ[ final – inicial ] = (149- 108) mol/ L =41 mol/L  = 0,205 mol/L . s
          Δ[ tfinal – tinicial ]         (400-200) s          200 s
tg α = Δ (N2O5)  = rapidez instantânea
          Δ (tempo)
Portanto, a rapidez instantânea será aproximadamente 0,205 mol/L . s no instante t = 300 s.
2.4 Leis da velocidade e ordem de reação 
 A expressão de v em função das concentrações, a uma dada temperatura,se denomina lei de velocidade, ou equação de velocidade.
 Para muitas reações, mas não todas, se encontrou experimentalmente que a velocidade de uma reação em um determinado tempo t está relacionadacom as concentrações das espécies presentes nesse tempo mediante uma expressão do tipo: v=k[A]m[B]n
 Onde os expoentes m, n, são em geral inteiros,a constante de proporcionalidade k, é denominada de constante cinética ou constante de velocidade, e sua magnitude depende da temperatura e pressão, e consequentemente determina como a temperatura afeta a velocidade.
 
 É importante enfatizar que m, n, não são necessariamente iguais aos coeficientes estequiométricos de A e B na reação. Os expoentes indicam como a velocidade é afetada pela concentração de cada reagente.
 
 Dizemos que a reação tem ordem m com respeito a A e ordem n com respeito a B,etc. Os expoentes m e n se denominam ordem parcial de uma reação. A soma dos coeficientes é a ordem total (ou simplesmente ordem) da reação.
Para um melhor entendimento, exemplificaremos:
2 NO(g) + 1 Br2(g) → 2 NOBr(g)
 A reação acima, entre o óxido nítrico e o bromo, ocorre à temperatura de 273ºC. Ao realizar uma série de experimentos, nos quais se alterou a concentração dos reagentes, obtiveram-se os seguintes dados da tabela abaixo:
Observe que do experimento 1 para o 2 dobrou-se a concentração do bromo, e o resultado foi que a velocidade da reação também dobrou. Assim, o expoente dessa substância será igual a 1.
Já no caso do óxido nítrico, do experimento 3 para o 4, sua concentração também foi dobrada, porém, a velocidade quadruplicou, pois foi de 36 mol. L-1. s-1 para 144 mol. L-1. s-1. Portanto, o seu expoente será 2. Desse modo, temos que a lei da velocidade para essa reação será dada pela seguinte equação:
v = k [NO]2. [Br2]1
Assim, essa reação é de:
2ª ordem em relação a NO;
1ª ordem em relação a Br2;
3ª ordem em relação à reação global (soma dos expoentes: 2+1 = 3).
2.5 Concentração e o tempo
 Precisamos saber,com frequência, como a concentração de um reagente ou produto varia com o tempo.Por exemplo, quanto tempo leva para um poluente se decompor?Que quantidade do combustível alternativo metanol pode ser produzida em uma hora em um processo industrial a partir do carvão?Essas questões podem ser respondidas com o auxílio de fórmulas derivadas das leis de velocidade das reações medidas experimentalmente.
2.6 Leis de velocidade integrada de primeira ordem
 Uma reação de primeira ordem é aquela na qual a velocidade é diretamente proporcional à concentração do reagente. Para uma reação monomolecular, irreversível, de primeira ordem, ocorrendo a volume constante, do tipo A→produtos, tem-se:
 
 Trata-se de uma reação de 1ª ordem, pois a concentração do reagente A encontra-se elevada ao expoente 1. Nesta equação,  representa a velocidade de decomposição de A. 
 Verifica-se que a constante de velocidade k para as reações de primeira ordem tem unidades de [tempo-1]. Separando as variáveis, a equação pode ser integrada entre limites:
 
 
  Apartir desta equação, fazendo-se um gráfico de  em função do tempo, o coeficiente angular é o termo k, o que permite determinar experimentalmente a constante de velocidade da reação.
Na forma exponencial a equação acima fica:
 
 Esta equação mostra que a variação da concentração com o tempo para uma cinética de primeira ordem é exponencial, como representada no gráfico abaixo:
2.7 Meia-vida de reação de primeira ordem
 Meia-vida é um conceito particularmente útil para as reações de primeira ordem, devido ao fato de estar relacionado diretamente com a constante de velocidade, dando uma idéia física da velocidade de reação melhor que a própria constante.  Lembrando que a meia-vida de uma reação é o tempo necessário para que a concentração do reagente se reduza à metade do seu valor inicial e usando para uma reação de primeira ordem a equação:
 
Quando , tem-se . Substituindo esse valor na equação acima, resulta:
 
Portanto a meia-vida de uma reação de primeira ordem é dada por:
 
 Como se vê, a meia-vida de uma reação de primeira ordem é independente da concentração inicial do reagente. Este é o motivo pelo qual a meia-vida é utilizada, por exemplo, para caracterizar os isótopos radioativos. O decaimento radioativo é um processo nuclear que segue uma cinética de primeira ordem. Assim, uma tabela de nuclídeos apresenta os diferentes isótopos radioativos caracterizados por suas meias vidas, que serão independentes das quantidades de núcleos radioativos presentes na amostra.
 2.8 Leis de velocidade integrada de segunda ordem
 Uma reação de segunda ordem é aquela onde há uma dependência da velocidade com o quadrado da concentração do reagente. Nas reações de segunda ordem, é preciso ter presente que elas podem ser monomoleculares ou bimoleculares. Para cada um desses casos, a equação diferencial resultante será diferente e eles devem ser tratados separadamente.
Reações de segunda ordem – primeiro caso:
No caso de reação monomolecular:
A→produtos             
Pode-se escrever então a seguinte equação diferencial:
 
 Verifica-se que a constante de velocidade k para as reações de segunda ordem tem unidades de [concentração-1].[tempo-1].
Separando as variáveis, a equação anterior pode ser integrada entre limites, resultando:
 
 
 
 Esta é a equação de uma reta, quando se faz um gráfico do inverso da concentração em função do tempo de reação. 
 Percebe-se que o gráfico do inverso da concentração do reagente A em função do tempo é uma reta crescente de coeficiente angular k e coeficiente linear 1/Co (inverso da concentração inicial de A).
2.9 Mecanismos de reação
 As reações podem ser apresentadas em função de outras reações elementares. Uma reação elementar é aquela que se produz em uma só etapa (ou "passo").Assim, surge o conceito de mecanismo de reação, que é uma sequência de reações (etapas) elementares que descreve um processo químico, ou seja, é um conjunto de reações elementares pelas quais passa uma reação global. Vale lembrar que existem espécies que participam de uma ou mais reações elementares, mas que não aparecem na reação global. Essas espécies são chamadas de intermediários de reação.
Etapa 1: 
2NO2(g)→NO(g)+NO3(g)Etapa elementar lenta
Etapa 2: 
NO3(g)+CO(g) → NO2(g)+CO2(g) Etapa elementar rápida
Soma das etapas: 
NO2(g)+CO(g) →NO(g)+CO2(g) reação global
 
 
 As etapas moleculares são classificadas em função do número de moléculas (ou íons, átomos ou radicais livres) que se juntam. Esse número é denominado de molecularidade. Dessa forma, quando uma etapa elementar possui uma única molécula como reagente, diz-se que a reação elementar é um processo é unimolecular. Do mesmo modo, se uma etapa elementar de uma reação envolve duas moléculas, a reação elementar é denominada processo bimolecular. O mesmo raciocínio é seguido para etapas que envolvem três ou mais moléculas.
 É importante salientar que em reações elementares com mais de uma molécula reagindo podem ter moléculas iguais ou diferentes. Adicionalmente, a equação de velocidade de qualquer etapa elementar é definida pela estequiometria da etapa. Em resumo, tem-se:
	Etapa elementar
	Molecularidade
	Molecularidade
	A produto
	Unimolecular
	Velocidade = k [A]
	A+B produto
	Bimolecular
	Velocidade = k [A] [B]
	A+A produto
	Bimolecular
	Velocidade = k [A]2
	2A + B produto
	Termolecular
	Velocidade = k [A]2 [B]
 
  2.10 Modelos de reações
 As leis de velocidades e as constantes de velocidades permitam a compreensão dos processos moleculares das mudanças químicas. Vimos como as leis de velocidades mostram detalhes dos mecanismos de reações. Agora, desenvolvemos modelos moleculares capazes de explicar os valores numéricos das constantes de velocidade que aparecem nas leis de velocidade. (ATKINS, 2012)
Efeito de temperatura 
 As velocidades das reações químicas dependem da temperatura. A observação qualitativa é que muitas reações acontecem maisrapidamente quando a temperatura aumenta. Um aumento de 10º C na temperatura normal dobra, em geral, a velocidade de reação de espécies orgânicas em solução. É por isso que cozinhamos os alimentos. O aquecimento acelera as processos que levam à ruptura das membranas celulares e à decomposição das proteínas. Refrigeramos os alimentos para retardar as reações químicas naturais que levam à sua decomposição. (ATKINS, 2012)
 Como velocidade de reação varia com a temperatura se resume à dependência da constante de velocidades com a temperatura. No final de século XIX, o químico sueco Svante Arrhenius descobriu que o gráfico do logaritmo da constante de velocidade contra o inverso da temperatura absoluta (1/T) é uma linha reta. Em outras palavras, ele mostrou que In k = intercepto + inclinação x 
 O intercepto é aqui designado como In A e, a inclinação é designada como – E / R, em que R é a constante dos gases. Com esta notação, a equação de Arrhenius, uma equação empírica, é 
In k = A - 
Uma forma alternativa desta expressão, obtida tomando-se antilogaritmos de ambos os lados, é 
K = Ae – Ea/RT
 As duas contantes, A e E, são conhecidas como parâmetros de Arrhenius da reação e são determinadas experimentalmente. A é chamada de fator pré-exponencial, e E, é a energia de avaliação. A e E, são praticamente independente da temperatura, mas dependente da reação que está sendo estudada. (ATKINS e JONES, 2012)
Teoria das Colisões
 Para você entender o que estuda esta teoria, vamos imaginar que as moléculas dos reagentes se comportam como bolas de bilhar quebradiças: se ocorrer uma colisão entre duas delas a uma velocidade baixa, elas simplesmente irão se separar, mas se elas se chocarem a uma velocidade maior elas poderão se despedaçar. Assim, se duas moléculas colidem com uma energia menor do que uma determinada energia cinética, elas simplesmente se separam. Mas, se elas se encontrarem com uma energia maior do que a energia cinética necessária, ligações podem quebrar-se e novas ligações podem se formar, gerando moléculas novas. (ATKINS e JONES, 2012)
 Energia de Ativação As moléculas dos reagentes necessitam de uma energia mínima para que possam reagir. Essa energia é denominada energia de ativação (Ea). De acordo com a teoria do complexo ativado, quando essa energia é atingida, as moléculas atingem o estado de transição denominado complexo ativado, onde as ligações dos reagentes estão fracas, prontas para serem quebradas, e novas ligações podem ser formadas para gerar os produtos.
 
 Dísponivel em: https://www.google.com.br/search?q=colisões+moleculares&rlz
 Este modelo mostra que, de fato, muitas colisões não levam a uma reação simplesmente porque as moléculas não estão orientadas da forma correta. No entanto, este não é o único fator que determina a ocorrência, ou não, de uma reação. Um fator normalmente até mais importante para determinar se as colisões resultam em uma reação é a energia de ativação. O químico sueco Svante Arrhenius, em 1888, sugeriu que as moléculas devem possuir certa quantidade mínima de energia para poder reagir. movimentos (cinética) das moléculas ao se colidir. ( BACCAN, 2004).
 Durante a colisão, a energia cinética que uma molécula possui pode ser usada para esticar, dobrar e quebrar ligações, levando a reações químicas. É fácil você entender que, se as moléculas se moverem muito lentamente, ou seja, com pouca energia cinética, elas simplesmente se chocarão sem provocar mudanças em suas estruturas. (lembre-se do exemplo das bolas de bilhar quebradiças). ( BACCAN, 2004).
Para que as moléculas reajam, elas devem colidir com energia cinética total igual ou maior a um valor mínimo. Esta energia mínima necessária para iniciar uma reação é chamada de energia de ativação, Ea . Para que os reagentes formem os produtos, é necessário que as ligações sejam quebradas nos reagentes. Você já aprendeu que, para quebrar uma ligação, é preciso fornecer energia para a molécula. Assim, a energia de ativação, Ea, é a energia mínima necessária para iniciar uma reação química. É importante que você saiba que, para cada reação, existe uma energia de ativação apropriada, ou seja, ela não tem um valor fixo para todas as reações. ( BACCAN, 2004).
 Mas, você deve estar se perguntando como cada molécula de isonitrila de metila obtém energia suficiente para ultrapassar a barreira de ativação? A partir da teoria cinética molecular, sabemos que, à medida que a temperatura aumenta, a energia cinética total aumenta. Assim, essa energia é conseguida através de colisões com outras moléculas. 
2.11 Aceleração das reações
Vimos que as velocidades de muitas reações aumentam se a concentração das regentes ou a temperatura aumentam. Do mesmo modo, a velocidade de uma reação heterogênea pode aumentar se a área superficial de um reagente aumentam. (ATKINS, 2012)
Catálise
 Um modo de aumentar a velocidade de uma reação é usada com catalisador, uma substância que aumenta a velocidade sem ser consumida na reação. O nome vem das palavras gregas que significam “decompondo-se ao se aproximar”. Em muitos casos, so uma pequena quantidade de catalisador é necessária, porque ele age muitas e muitas vezes. (ATKINS, 2012)
 
 Disponível em: blogdoenem.com.br/cinetica-quimica
 Uma pequena quantidade de catalisador – neste caso, iodeto de potássio em água – pode acelerar a decomposição de peróxido de hidrogênio em água e oxigênio. (a) Enchimento lento do balão na ausência de catalisador. (b) Enchimento rápido na presença de catalisador. (ATKINS, 2012)
 Isso que pequenas quantidades de cloro-fluoro-carbonetos podem ter um efeito tão devastador na camada de ozônio da estratosfera – eles se decompõem em radicais que catalisam a destruição do ozônio. (ATKINS, 2012)
 Um catalisador acelera uma reação fornecendo um caminho alternativo – mecanismo de reação diferente – entre reagentes e produtos. Esse novo caminho tem energia de ativação mais baixa do que o caminho original (fig. 14.34). Na mesma temperatura, uma fração maior de molécula de reagente pode cruzar a barreira mais baixa da trajetória catalisada e se transforma em produtos do que ocorreria na ausência do catalisador. Embora a reação ocorra mais rapidamente, o catalisador não afeta a composição de equilíbrio. Ambas as reações, direta e inversa, são aceleradas no caminho catalisado, o que deixa a constante de equilíbrio inalterada. (ATKINS, 2012)
 Em alguns casos, a reação original com uma etapa lenta determinada a velocidade pode continuar em paralelo com a reação catalisada. Entretanto, a velocidade é determinada pelo caminho mais rápido, que governa a velocidade total de formação de produtos. Uma reação elementar muito lenta não controla a velocidade se ela pode ser ultrapassada por uma reação elementar mais rápida em um caminho (geralmente catalisador. (ATKINS, 2012)
 Um catalisador homogêneo é um catalisador que está na mesma fase dos reagentes. Se os reagentes são gases, o catalisador homogêneo é também um gás. Se os reagentes são líquidos, o catalisador homogêneo se dissolve na solução. Bromo dissolvido é um catalisador homogêneo da decomposição de peróxido de hidrogênio em água: 
2 H2 O2 (aq)→2 H2 O (1) + O2(g)
 Na ausência de bromo ou de outro catalisador, uma solução de peróxido de hidrogênio pode ser armazenada por longo tempo em temperatura normal é adicionada. Acredita-se que o papel do bromo nessa reação é a redução a Br em uma primeira etapa, seguida por oxidação a Br2 em uma segunda etapa: 
Br2(aq) + H2 O2 (aq) → 2 Br – (aq) + 2 H+ (aq) + O2(g)
2 Br-(aq) + H2 O2(aq) + 2 H+(aq) →Br2(aq) + 2 H2 O2(1)
 Quando somamos as duas etapas, o catalisador, Br2, e o intermediário, Br -, se cancelam, deixando a equação total igual a 2 H2 O2(aq) → 2 H2 O(1) + O2(g). Assim, embora as moléculas de Br2 tenham participado da reação, elas não foram consumidas e podem ser usadas repetidas vezes.
 Apesar do catalisadornão aparecer na equação balanceada de uma reação, a concentração do catalisador homogênea aparece na lei de velocidade. Por exemplo, a reação entre íons triiodeto e íons azida é muito lenta, a não ser que um catalisador como dissulfeto de carbono esteja presente: 
I2-(aq0 + 2 N3-(AQ) CS2 3 I- (aq) + N2 (g)
 Se a etapa determinante da velocidade (EDV) é a segunda etapa, a lei de velocidade para aquela etapa determina a lei de velocidade da reação total. A curva laranja mostra o perfil de “reação” desde mecanismo com muita energia sendo necessária na etapa lenta. 
A lei de velocidade derivada deste mecanismo leva em conta as etapas que precedem a EDV. (b) Se a etapa determinante da velocidade é a primeira etapa, a lei de velocidade desta deve ser igual à lei de velocidade total da reação. As etapas posteriores não afetam a lei de velocidade. (c) Se dois caminhos para o produto são possíveis, a mais rápida (neste caso a inferior) determina a velocidade da reação; no mecanismo do caminho superior, a etapa lenta (a linha mais fina) não é um EDV.
O mecanismo da reação envolve duas etapas:
Etapa 1 O dissulfeto de carbono forma um intermediário reativo, um complexo com os íons azida: 
CS2 + N3 → S2CN3- (lento)
Etapa 2 O complexo reage rapidamente com os íons triiodeto em uma série de etapas rápidas, que podem ser resumidas como
2 S2 CN3 - + I3 - → 2 CS2 + 3 N2 + 3 I- (rápida)
A lei de velocidade derivada desse mecanismo é igual à lei de velocidade experimental: 
Velocidade de consumo de I 2- = K [CS2][N3-]
Note que a lei de velocidade é de primeira ordem no catalisador, dissulfeto de carbono, mas de ordem zero no íon triideto, que aparece apenas na etapa rápida que se segue à etapa lenta. (ATKINS, 2012)
 Um catalisador heterogêneo é um catalisador que está em uma fase diferente da dos reagentes. Os catalisadores heterogêneos mais comuns são sólidos finamente divididas ou porosos, usadas em reações a grande área superficial necessária para reações elementares que permitem o caminho catalisado. Um exemplo é o catalisador ferro usado no processo de Haber para a amônia, o outro é o níquel finamente dividido, usada na hidrogenação do eteno:
H2 C=CH2(g) + H2 (g)→ H3C-CH3(g)
O regente é adsorvido na superfície do catalisador. Quando uma molécula de reagente se liga à superfície do catalisador, suas ligações são enfraquecidas e a reação pode ocorrer mais rapidamente, porque as ligações são quebradas mais facilmente. Uma etapa importante do mecanismo do processo de Haber é a adsorção de moléculas de N2 sobre o ferro e o enfraquecimento da ligação tripla forte N = N. (ATKINS, 2012)
CONCLUSÃO
 Neste trabalho tivemos a oportunidade de estudar como a velocidade de uma reação química se relaciona com a concentração dos reagentes. Que a maneira como uma reação química ocorre pode ter pouco a ver com a equação química balanceada. Dependendo do tipo de reação (primeira, segunda ordem), vimos que existem diferentes Leis (equações cinéticas) que representam o comportamento da concentração dos reagentes em função do tempo.
 E que existe uma energia mínima para que os reagentes se transformem em produto, essa “energia mínima”  da se o nome de “energia de ativação”, quanto maior for a energia de ativação, menor será a velocidade da reação.Para diminuir essa “energia de ativação” pode-se usar um catalisador que facilita a transformação de reagentes em produtos.
 A possibilidade de alterar a velocidade de uma reação é muito importante. Degradar o lixo em poucas horas ou fazer com que um alimento leve anos para se deteriorar são sonhos que todo cientista gostaria de conseguir e toda a sociedade sairia lucrando. Existem alguns feitos, porém, que já foram alcançados graças ao estudo da cinética química.
REFERÊNCIAS
SHRIVER, DUWARD; ATKINS, PETER. Química inorgânica - 5ª edição. Porto Alegre, Bookman, 2012. 
VOGEL, Arthur Israel. Química Analítica Qualitativa / Arthur I. Vogel; 5. ed. rev. por G. Svehla.- São Paulo : Mestre Jou, 1981. 
MAHAN, B. M. Química: um curso universitário. 4a ed. São Paulo: Edgard Blücher, 2003.
BACCAN, N. et al. Química analítica quantitativa elementar. 3. Ed. São Paulo: Edgard Blucher, 2004. 
Disponível em: http://www.cesadufs.com.br/ORBI/public/uploadCatalago/11400916022012Cinetica_Quimica_Aula_1.pdf RUSSEL, J. B. Química geral. São Paulo: Makron Books, 2004. Acessado em janeiro de 2019.
Disponível em: https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/ordem-uma-reacao.htm. Acessado em janeiro de 2018
II - TERMOQUÍMICA COM APLICAÇÕES NO COTIDIANO
 1-INTRODUÇÃO
 
 A sociedade moderna depende de energia para sua existência. Quase toda a energia de que dependemos é derivada de reações químicas, com a queima de combustíveis fósseis, com as reações químicas ocorridas em baterias ou com a formação de biomassa
pela fotossíntese.O que podemos ter certeza é que toda mudança química geralmente envolve energia. (MAHAN, 2003)
 Para compreendermos a Química de forma adequada, temos também que entender as variações energéticas que acompanham a mudança química. (MAHAN, 2003)
 O estudo da energia e suas transformações são conhecidas como termodinâmica. Neste trabalho, examinaremos as relações entre reações químicas e variações de energia envolvendo calor. Esse aspecto da termodinâmica é chamado termoquímica. (MAHAN, 2003)
 A Termoquímica é o estudo do calor libertado ou absorvido, como resultado das reações químicas. É um ramo da termodinâmica que é utilizado por um grande número de cientistas e engenheiros. Bioquímicos com formação em termoquímica usam os conhecimentos para entender bioenergética, enquanto engenheiros químicos aplicam a termoquímica para projetar plantas de fabricação. (MAHAN, 2003)
 Reações químicas envolvem a conversão de um conjunto de substâncias coletivamente referidos como “reagentes” a um conjunto de substâncias referidos coletivamente como “produtos”. Termoquímica é um ramo da química que lida com a inter-relação do calor com a reação química ou mudança física de Estado
 As ideias termoquímicas básicas incluem a noção de um sistema e seus arredores e de sistemas fechados, abertos e isolados; os conceitos de energia cinética, energia potencial e energia interna; e a distinção entre dois tipos de bolsas de energia, calor (q) e o trabalho (w). Trabalho envolve uma transferência de energia resultante do movimento de um objeto, e calor envolve uma transferência de energia resultante de uma diferença de temperatura entre um sistema e seus arredores. (MAHAN, 2003)
2 - TERMOQUÍMICA
2.1 Termodinâmica
 A primeira lei - Quando utilizamos a termodinâmica para analisar mudanças de energia interna, focalizamos nossa atenção em uma parte do universo limitada e bem definida. (BACCAM, 2004)
 Em Química, muitas vezes falamos sobre sistemas; todo resto é chamado vizinhança. Quando estudamos a variação de energia interna que acompanha uma reação química em laboratório, os químicos normalmente constroem um sistema. O recipiente e tudo alémdele são considerados vizinhança. (BACCAM, 2004) 
 Os sistemas que podemos estudar mais facilmente são chamados sistemas fechados. Um sistema fechado pode trocar energia sem se importar com suas vizinhanças. Por exemplo, considere a mistura de gás hidrogênio, H2, e gás oxigênio,O2, em um cilindro. O sistema, nesse caso, é apenas o hidrogênio e o oxigênio o cilindro, o embolo, e tudo além deles são as vizinhanças. Se os gases hidrogênio e oxigênio reagem para formar a água, onde libera-se energia, esse sistema não troca matéria com sua vizinhança. (BACCAM, 2004)
2H2(g) + O2(g) H2O(g) + energia
 
 Entretanto, ele troca energia com ela na forma de trabalho e calor.
A relação entre calor, o trabalho e a variação de energia intena de um sistema é importante; de fato, é a pedra fundamental da ciência.
2.2 Trabalhoe calor
 Força é qualquer tipo de tração ou compressão exercida em um objeto. Por exemplo, a força da gravidade ‘puxa‘ uma bicicleta do topo da colina para sua base. A energia utilizada para fazer um objeto se mover contra uma força é chamada trabalho. O trabalho, simbolizado por w, que realizamos ao mover objetos contra uma força, F, é a distancia, d, pela qual o objeto e movido:
w= F x d
 Dessa forma, realizamos trabalho quando levantamos um objeto contra a força da gravidade ou quando aproximamos duas cargas iguais. 
 Se definimos o objeto como o sistema, nós, como parte do sistema, estamos realizando trabalho naquele sistema, transferindo energia para ele. A outra forma em que a energia é transferida é na forma de calor. Calor é a energia transferida de um objeto mais quente para um objeto mais frio.
 Representamos a quantidade de calor pelo símbolo q, definido como segue:
 q= quantidade de calor absorvida por um sistema.
 Como calor é uma forma de energia, ele pode ser expresso em Joules(J). Quando estão envolvidas grandes quantidades de calor (ou alguma outra forma de energia), é usado frequentemente o quilojoule (kj). Podemos agora fornecer uma definição mais precisa para energia: Energia é a capacidade de realizar trabalho ou transferir calor.Em geral, a energia pode ser convertida de uma forma para outra,podendo ser transferida de uma parte do universo para outra. 
 Nossa tarefa é compreender como as variações de energia, calor ou de trabalho podem ocorrer entre um sistema e sua vizinhança. Começamos com uma das mais importantes observações da ciência: energia não pode ser criada nem destruída. Essa verdade universal conhecida como a Primeira Lei da Termodinâmica (a energia é conservada). Mas, qual a definição de energia?
2.3 Energia
 
 A energia intena é geralmente representada pelo símbolo E. Ainda que a energia absoluta de um sistema não possa ser medida, variações na energia interna de um sistema são mensuráveis, representado por ΔE .Imagine que iniciamos um sistema com uma energia interna inicial,Einicial. O sistema sofre uma mudança, que pode envolver trabalho sendo realizado ou calor sendo transferido. Após a mudança, a energia final do sistema é Efinal. Definimos a variação na energia, ΔE, como a diferença entre as energias.
ΔE = Efinal – Einicial
 Não precisamos necessariamente saber os valores reais de Efinal ou Einicial para o sistema. Para aplicarmos a primeira lei da termodinâmica,precisamos apenas do valor de ΔE.A grandeza termodinâmica ΔE informa a magnitude da mudança:
1) ΔE (positivo) – indica que o sistema ganhou energia de sua vizinhança;
2) ΔE (negativo) – indica que os sistema perdeu energia para sua vizinhança.
 Vimos, até agora, que qualquer sistema pode trocar energia com sua vizinhança na forma de calor ou na forma de trabalho. Então podemos relacionar essas três grandezas e escrever uma expressão algébrica útil da primeira lei da termodinâmica.
 Quando um sistema sofre qualquer mudança química ou física, a variação obtida em sua energia, ΔE, é dada pelo calor adicionado ou liberado do sistema, q: 
mais o trabalho realizado pelo ou no sistema.
 A termoquímica e a parte da química que estuda as trocas de energia em uma reação química. Energia interna: Reação que ocorre com absorção de energia. Ep > Er e ΔE > 0 Reação que ocorre com liberação de energia. Ep < Er e ΔE < 0 
 Er = energia interna dos reagentes Ep = energia dos produtos
 2.4 Entalpia – (H) O calor é uma forma de energia e, segundo a Lei da Conservação da Energia, ela não pode ser criada e nem destruída, pode apenas ser transformada de uma forma para outra. Portanto a energia e liberada por uma reação química não foi criada, ela já existia antes, armazenada nos reagentes, sob uma outra forma absorvida por uma reação química não se perdeu, ela permanece no sistema, armazenada nos produtos, sob uma outra forma. A energia armazenada nas substâncias - reagentes (Hr) ou produtos (Hp) - dá-se o nome de conteúdo de calor (Q) ou entalpia (H)
. ΔH = Hp – Hr Q = - ΔH
 Cada substância armazena um certo conteúdo de calor, que será alterado quando a substância sofrer uma transformação essas transformações chamadas trocas de calor nas reações químicas se classificam em dois tipos:
 • reações exotérmicas – liberam calor; 
• reações endotérmicas - absorvem calor; 
 Estado Padrão ocorre quando uma substância é uma substâncias simples e se encontra à 25 °C de temperatura, pressão de 1 atm ou 760 mmHg, no seu estado físico mais comum e no seu estado alotrópico mais estável, essas condições experimentais são chamadas de condições padrão ou estado padrão, e a entalpia, determinada nessas condições, é a entalpia padrão que é igual a zero. A entalpia padrão á representada por H0. Exemplo: Substâncias com entalpia padrão zero: 02 gasoso, H2 gasoso, I2 sólido, C grafite, S8 rômbico etc.. Substâncias com entalpia padrão diferentes de zero: 02 liquido, 03 gasoso, H2 liquido, I2 gasoso, C diamante.
2.5 Processos Endotérmicos e Exotérmico 
 Processos que ocorrem com absorção de calor pelo sistema são chamados endotérmicos, como, por exemplo, a fusão do gelo, onde o calor flui da vizinhança para dentro do sistema. Esse processo mostra-se frio. Um processo no qual o sistema emite calor é chamado exotérmico, como a combustão da gasolina, o calor flui para fora do sistema em direção à sua vizinhança. Esse processo mostra-se quente.
2.6 O Calor e a Entalpia
 As mudanças químicas podem resultar na liberação ou absorção de calor, como representado pela Figura 2. Elas também podem provocar a realização de trabalho, tanto no próprio sistema como na vizinhança. Quando a pressão é constante, temos um tipo especial de trabalho que é chamdo trabalho de pressão x volume (ou trabalho PV). Representado pela equação:
w = -P ΔV
Onde ΔV representa a variação no volume.
Figura 2: O sistema mostra: (a) Uma pilha conectada por um fio perde energia para a vizinhança na
forma de calor; nenhum trabalho é realizado. (b) A pilha descarregada através de um motor dispende
energia na forma de trabalho (para fazer o ventilador rodar) bem como na forma de calor. O valor
de ΔE é o mesmo para ambos os processos, mas o valor de q e de w são diferentes.
 A função termodinâmica chamada entalpia, H, é o calor absorvido sob condições de pressão constante e quando nenhuma forma de trabalho é realizada a não ser trabalho PV. A entalpia é igual à energia interna mais o produto da pressão pelo volume do sistema.
H = E + PV
Se uma mudança ocorre à pressão constante, temos:
∆H = ∆( E + PAV)
Rearranjando, chegamos à seguinte equação:
∆H = ∆E + PAV
 Onde a variação na entalpia é dada pela variação da energia interna mais o produto da pressão constante pela variação do volume. O trabalho de expansão de um gás é dado por w = - PΔV, e substituindo -w por PΔV na equação anterior. Além disso, podemos substituir q + w por ΔE, e encontramos a seguinte relação:
∆H = q + w -w = q
∆H =q (pressãoconstante)
 A variação de entalpia, portanto, é igual ao obtido ou dispendido à pressão constante. Como o calor é algo que podemos medir ou calcular em muitas das mudanças químicas, a entalpia é uma função mais útil do que a energia interna. Quando ΔH é positivo (ou seja, quando q é positivo), o sistema ganhou calor da vizinhança, caracterizando um processo endotérmico. Quando é negativo, o sistema liberou calor para a vizinhança, caracterizando um processo exotérmico (Fig. 3). O valor de ΔH depende apenas dos estados inicial e final do sistema, e não de como a variação ocorre.
2.7 Entalpias de reação
 
 A variação de entalpia que acompanha uma reação é chamada entalpia de reação ou simplesmente calor da reação, simbolizado por ΔHr. A variação de entalpia de uma reação química é dada pela entalpia dos produtos menosa entalpia dos reagentes:
Hr = H(produtos) – H(reagentes)
ΔHr = H(final) – H(inicial)
 Por exemplo, a combustão do hidrogênio representada pela equação abaixo, onde o sitema libera 483,6 kj de calor. O valor de ΔH é negativo, formando uma reação exotérmica. Note que os coeficientes na equação balanceada representam a quantidade de matéria de reagentes e produtos. As equações químicas balanceadas que mostram a variação de entalpia associada dessa forma são chamadas equações termoquímicas.
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) ΔH = - 483,6 kJ
 A variação de entalpia que acompanha uma reação pode também ser representada em um diagrama de entalpia (Fig. 4). Algumas considerações são úteis quando são usadas equações termoquímicase diagramas de entalpia:
1. A entalpia é uma propriedade extensiva (a ordem de grandeza do ΔH é
diretamente proporcional à quantidade):
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ΔH = -890 kJ
2CH4(g) + 4O2(g) → 2CO2(g) + 4H2O(g) ΔH = -1780 kJ
2. A variação de entalpia para uma reação é igual em valores absolutos, mas oposta em sinais para o H da reação inversa. Quando invertemos uma reação, alteramos o sinal do ΔH:
CO2(g) + 2H2O(l) → CH4(g) + 2O2(g) ΔH = +890 kJ
3. A variação na entalpia depende do estado físico dos reagentes e dos produtos:
 A variação de entalpia da reação, ΔHr pode ser determinada diretamente pelo experimento ou calculada a partir das variações de entalpia conhecidas de outras reações, utilizando as equaçãoes relacionadas à primeira lei da termodinamica. O valor de ΔH pode ser determinado experimentalmente pela medida do fluxo de calor que acompanha uma reação à pressão constante. Quando o calor flui para dentro ou para fora de uma substância, a temperatura da substância varia. Experimentalmente, podemos determinar o fluxo de calor associado a uma reação química medindo a variação de temperatura produzida. A medição do fluxo de calor é a calorimetria; o aparelho utilizado para medir o fluxo de calor chama-se calorímetro.
2. 8 A Lei de Hess
 Muitas vezes é possível calucular o ΔH para uma reação a partir dos valores de ΔH tabelados para outras reações. Isso significa que se uma reação específica pode ser executada em uma etapa ou em uma série de etapas, a soma das variações de entalpia associadas às etapas individuais deve sera mesma da variação de entalpia associada a um processo de etapa única.
 A lei de Hess estabele que, se uma reação é executada em uma série de etapas, o ΔH para a reação será igual à soma das variações de entalpia para as etapas individuais. Por exemplo, a combustão do gás metano, CH4, para formar CO2(g) e água líquida pode ser considerada em duas etapas.
A variação de entalpia para o processo total é simplesmente a soma das variações de entalpia para essas duas etapas:
Etapa 1: CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) ΔH = -802 kJ
Etapa 2: 2H2O(g) → 2H2O(l) ΔH = -88 kJ
 Processo total: CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ΔH = -890 kJ
A variação de entalpia total para o processo é independente do número de etapas ou da natureza particular da meneira pela qual a reação é executada. A lei de Hess fornece um meio útil de se calcular as variações de energia que são difícies de medir diretamante.
 Em muitos casos, acontecerá de uma dada reação poder ser alcançada por mais de um conjunto gradual de equações. O valor final de ΔH é o mesmo, não importanto quantas etapas aplicamos para chegar aos produtos finais. Observe o exemplo da reação do metano (CH4) e oxigênio (O2) para formar CO2 e H2O. Observe que ambos os caminhos produzem o mesmo valor de ΔH. No diagrama de entalpia, isso significa:
ΔH1 = ΔH2 + ΔH3
Figura
Figura 5: A quantidade de calor gerada pela combustão de 1 mol
de CH4 independe se a reação ocorre em uma ou mais etapas.
2.9 As reações de formação e Entalpias de formação
 A lei de Hess simplifica muito o trabalho de tabelar as variações de entalpia das reações, eliminando a necessidade de uma imensa lista de todas as possíveis reações e seus correspondentes valores de ΔH. Em vez disso, os valores de somente um tipo de reação, a reação de formação, são tabelados, e estes podem ser utilizados para calcular os valores de ΔH das outras reações. A reação de formação é aquela que um mol de um único produto é formado a partir de seus elementos (não-combinados). A reação de carvão com oxigênio para formar dióxido de carbono é um exemplo de uma reação de formação: C(s) + O2(g) → CO2(g)
 A ordem de grandeza de qualquer variação de entalpia depende das condições de temperatura, pressão e estado (gás, líquido, sólido, forma cristalina) dos reagentes e produtos. Para se comparar as entalpias de diferentes reações, temos de definir um conjunto de condições, chamado estado padrão, no qual a maioria das entalpias são tabeladas.
A Figura 6 apresenta um diagrama de entalpia, mostrando como ela
pode ser quebrada em etapas envolvendo reações de formação.
Figura 6: O diagrama de entalpia para a combustão de 1 mol de gás propano, C3H8(g)
Podemos reescrever qualquer reação na forma de várias reaçãoes de formação, como fizemos aqui. Podemos fazer isso, pois o calor padrão de reação é a soma dos calores padrão de formação dos produtos menos os calores padrão de formação dos reagentes:
ΔHo
r = Σ nΔHo
f(produtos) - Σ mΔHo
f(reagentes)
O símbolo Σ (sigma) significa “a soma de”, e n e m são os coeficientes
estequiométricos da equação química.
 
CONCLUSÃO
 As transformações de energia, especialmente de calor, durante as reações são estudadas na termoquímica. A energia interna de um sistema pode mudar por causa da energia transferiada entre o sistema e a vizinhança. A primeira lei da termodinâmica interpreta que a variação de energia interna de um sistema é a função termodinâmica que relaciona o calor e o trabalho realizado pelo sistema. A entalpia é uma função que depende apenas dos estados inicial e final do sistema. A lei de Hess afirma que se uma reação é realizada em uma série de etapas, o valor de entalpia para a reação será igual à soma da variação de entalpia de cada etapa.
REFERÊNCIAS
Kotz, J. C.; Treichel Jr., P. M. Química Geral. Trad. 5 ed. Thomson, 2003.
Mahan, B. M.; Myers, R. J. Química: um curso universitário. 4 ed. Edgard
Blucher, 1995.
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e o meio ambiente. 3 ed. Bookman, 2006.
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Russel, J. B. Química geral. Ed. Makron Books do Brasil, 1994.