CINÉTICA QUÍMICA

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CINÉTICA QUÍMICA
Prof.: Larissa C. A. Silvestre
1. RAPIDEZ DAS REAÇÕES QUÍMICAS
Verificamos em nosso dia-a-dia que há reações químicas mais lentas e outras mais rápidas. Veja:
Um dos objetivos da Química é o de controlar a velocidade das reações químicas, de modo que sejam rápidas o suficiente para proporcionar o melhor aproveitamento do ponto de vista prático e econômico, mas não tão rápidas a ponto de oferecer risco de acidentes. Em resumo, o ideal é ter reações com velocidades controladas.
1. RAPIDEZ DAS REAÇÕES QUÍMICAS
Acelerar uma reação:
Desacelerar uma reação: 
O estudo da rapidez de reações químicas e dos fatores que a afetam está relacionado com o movimento das moléculas.
2. TEORIA DAS COLISÕES
Como não é possível visualizar átomos e suas formas de interação, os químicos desenvolveram teorias, ou modelos, que explicam como as reações químicas se desenvolvem. O primeiro fator a ser levado em conta é se os reagentes, quando colocados em contato, causam ou não uma reação. 
Ex.: Um alimento colocado num recipiente contendo gás oxigênio irá se deteriorar muito mais rapidamente do que se for guardado em um recipiente contendo exclusivamente nitrogênio.
Ex.2: Muitas substâncias podem ficar em contato por longo 
tempo sem que nada ocorra com elas, ou seja, sem que haja
 reação química. 
2. TEORIA DAS COLISÕES
N2 + 3 H2  2 NH3
2. TEORIA DAS COLISÕES
Nas reações exotérmicas, depois de iniciada a reação, a energia liberada pelas moléculas que já reagiram é suficiente para ativar novas reações, sem ser necessário fornecer mais energia. Já nas reações endotérmicas para manter a continuidade da reação é necessário fornecer mais energia do que a diferença efetiva de energia entre os produtos e reagentes.
2. TEORIA DAS COLISÕES
O modelo que imaginamos para explicar as reações químicas é conhecido como teoria das colisões. Segundo essa teoria, para que ocorra uma reação química entre duas substâncias é necessário que:
A teoria das colisões baseia-se na reação entre gases, mas também se aplica aos líquidos e sólidos, embora existam grandes diferenças de organização em cada estado de agregação. Com base na teoria das colisões, podemos entender os três principais fatores que afetam a rapidez de uma reação. 
3. FATORES QUE INFLUENCIAM A RAPIDEZ DAS REAÇÕES
Temperatura
 De forma geral, um aumento de temperatura gera aumento na rapidez das reações químicas, enquanto o abaixamento da temperatura reduz a rapidez destas. Assim, variações de quantidade de energia das moléculas fazem com que as reações ocorram com maior ou menor rapidez.
 Quando a temperatura é mais alta a movimentação das moléculas também é maior, o que eleva a quantidade de colisões entre as partículas, aumentando também a quantidade de colisões efetivas do sistema. 
3. FATORES QUE INFLUENCIAM A RAPIDEZ DAS REAÇÕES
Superfície de contato
 Quanto maior o número de moléculas em contato, maior será o nú- mero de colisões. Concluímos, então, que aumentando a superfície de contato entre as partículas dos reagentes, estaremos aumentando a frequência de choques entre elas, o que provoca um aumento na quantidade de choques efetivos e influencia na rapidez da reação.
 
3. FATORES QUE INFLUENCIAM A RAPIDEZ DAS REAÇÕES
Concentração
Outro fator que pode alterar a rapidez de uma reação é a concentração das espécies químicas envolvidas – os reagentes. A explicação desse fato, considerando a teoria das colisões, é fácil: quanto maior o número de partículas dos reagentes, maior será a probabilidade de choques entre elas e, consequentemente, mais rápida será a reação.
Por que, em certos casos, assoprar aumenta a 
intensidade da reação e, em outros casos, a
 interrompe?
4. MECANISMOS DE REAÇÃO
 As partículas podem ser átomos, moléculas ou íons que, ao colidirem, provocam rearranjos de átomos, com rompimento e formação de novas ligações químicas. Reações que envolvem rearranjo de muitos átomos tendem a ser lentas e, consequentemente, reações que envolvem rearranjo de poucos átomos tendem a ser rápidas.
 De acordo com um desses mecanismos, as reações não ocorrem em uma única etapa. Antes da formação dos produtos, as colisões levam à formação de espécies intermediárias.
 
 2C8H18(g) + 25O2(g)  16CO2(g) + 18H2O(g)
4. MECANISMOS DE REAÇÃO
5. CATÁLISE
A reação 2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (g) praticamente não ocorre em temperatura ambiente. Se adicionarmos, porém, um pouco de platina em pó, a mistura H2 e O2 explodirá no mesmo instante. Dizemos, então, que a platina agiu como catalisador da reação e escrevemos:
Vimos, que a velocidade de uma reação química pode ser aumentada com o aumento da concentração dos reagentes e/ou com o fornecimento de energia (calor, eletricidade, luz,etc.). Essas alternativas, porém, são caras, principalmente nas indústrias químicas. Por outro lado, uma pequena quantidade de catalisador (sem sofrer desgaste) pode, em muitos casos, acelerar uma reação,
 tornando o processo muito mais barato.
Por isso os catalisadores são largamente empregados — nas indústrias petroquímicas, na produção de plásticos, na fabricação de produtos de borracha, etc. —, o que justifica o grande esforço despendido na pesquisa de novos e melhores catalisadores.
5. CATÁLISE
5.1. Conceitos fundamentais
O inibidor, ao contrário do que ocorre com o catalisador, é consumido pela reação. Assim consideremos, por exemplo, a reação:
 Atualmente, os inibidores são muito usados na conservação de alimentos, bebidas e outros produtos perecíveis.
 Um exemplo de veneno (anticatalizador) são os produtos da combustão da gasolina de má qualidade, que diminuem ou anulam o efeito dos catalisadores dos escapamentos de automóveis.
5. CATÁLISE
5.2. Mecanismo da catálise
Embora existam processos catalíticos complexos, não muito bem explicados até hoje, podemos dizer que há duas maneiras principais de ação de um catalisador, dadas a seguir.
Formação de um composto intermediário
Nesse caso, o catalisador (NO) toma parte na reação, formando um composto intermediário (NO2), que facilita o andamento da reação. Note que o catalisador (NO) é recuperado na segunda
 reação; desse modo, podemos continuar dizendo que o catalisador não é consumido na reação.
5. CATÁLISE
5.2. Mecanismo da catálise
Adsorção dos reagentes
 
 A platina adsorve (isto é, retém em sua superfície) moléculas de HI. Como a platina é um metal de transição, ela é deficitária em elétrons e procura atrair as nuvens eletrônicas do hidrogênio e do iodo. Forma-se, então, um complexo ativado entre a platina e o HI, determinando um enfraquecimento da ligação entre o hidrogênio e o iodo que acelera a quebra da molécula HI e, em consequência, aumenta a velocidade da reação.
5. CATÁLISE
5.3. Ação do catalisador
5. CATÁLISE
5.4. Principais catalisadores
5. CATÁLISE
5.4. Principais catalisadores
 Outras enzimas são responsáveis por muitas fermentações, caseiras ou industriais, que são empregadas na fabricação de queijos, coalhadas, cervejas, etc.
ATIVIDADE