Aula 06 - Cinetica Quimica (1)

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Química Aplicada à Engenharia
Prof.ª Carolina Veloso
carolina.veloso@unifanor.edu.br
Cinética Química
É a parte da química que estuda a velocidade de uma reação.
Avalia o quanto de produtos (mol/L) é formado por tempo ou o quanto de reagente é consumido com o tempo. 
Teoria das Colisões
Para que a reação química ocorra, as moléculas reagentes devem ser postas em contato por meio de choques. É necessário que o choque seja bem orientado, permitindo perfeita interação entre as partículas. 
Colisão NÃO efetiva
Colisão efetiva
Teoria das Colisões
Além do choque efetivo, é necessário que as partículas possuam uma ENERGIA para romper as ligações químicas já existentes e formar novas substâncias.
Colisão efetiva
Eozônio
Eóxido
Eozônio
Eóxido
ENERGIA DE ATIVAÇÃO
A energia de ativação é energia necessária para atingir o estado intermediário, que está acima dos níveis de energia dos reagentes e produtos.
A energia de ativação é energia necessária para atingir o estado intermediário, que está acima dos níveis de energia dos reagentes e produtos.
Contendo a energia de ativação necessária, após o choque efetivo, um complexo ativado é formado. E daí, os produtos são formados.
Complexo Ativado
 Estrutura transitório.
 Com elevado valor energético.
Estado intermediário da reação.
Obs.: O complexo ativado é a espécie química com maior estado energético da reação, independentemente se a reação é endotérmica ou exotérmica.
Colisão efetiva
(formação do complexo ativado)
Obs.: Quanto maior o número de choques efetivos, mais rápida será a reação (maior a velocidade da reação).
Reação química
Produtos formados
Choque efetivo entre moléculas 
Elevado estado energético 
Teoria das Colisões
 
 Como aumentar o número de choques entre as moléculas?
Número de moléculas (Concentração)
?
Menor concentração = poucas colisões
Reação lenta
Maior concentração = muitas colisões
Reação rápida
Teoria das Colisões
 
 Como aumentar o número de choques entre as moléculas?
Pressão
?
Aumento da pressão, aumenta a aproximação entre as moléculas, logo, aumenta-se a chance de ocorrerem mais colisões. 
Mais colisões = reação mais rápida 
(aumenta a velocidade) 
Teoria das Colisões
 
 Como aumentar o número de choques entre as moléculas?
Temperatura
?
↑ Choques
↑Velocidade da reação
↑Temperatura 
↑ Estado energético
 
 Como aumentar o número de choques entre as moléculas?
Superfície de contato (área de contato)
?
A reação do CaCO3 na forma em pó é mais acentuada (maior superfície de contato).
HCl
10 g CaCO3
 CATALISADOR: é estuda na cinética química, porém ele não interfere nas colisões entre as espécies. 
 Promove a formação de uma caminho alternativo de reação com menor energia de ativação. Como a quantidade de energia necessária (Ea) é menor, a reação é mais rápida.
Obs.: os catalisadores NÃO são consumidos durante a reação.
Cinética Química
Como a reação ocorre 
Os fatores que afetam a reação
Como a reação química é medida???
É medida pela variação da concentração dos reagentes e produtos ao longo do tempo.
Fator estequiométrico
Exemplo
Pentóxido de nitrogênio se decompõe em óxido de nitrogênio e oxigênio. Foi medida a concentração do N2O5 no tempo 40 min e no tempo de 55 min. As concentrações medidas foram, respectivamente, 1,22 e 1,10 mol/L. com base nesses dados, calcule a velocidade de consumo do reagente e de formação dos produtos.
Velocidade de Reação
Vimos que a temperatura e a concentração dos reagentes interferem diretamente na reação química. 
Então, necessitamos de uma equação que correlacione esses dois parâmetros. 
Lei da velocidade
Velocidade de Reação
Lei da velocidade
Constante de velocidade
Determinada pela
Equação de Arrhenius
Equação de Arrhenius: resume a influência da temperatura, frequência de choques e orientação das moléculas.
A  Fator de frequência (frequência de colisões com geometria correta)
Ea  Energia de ativação
R  Constante do gases 8,314 J/mol K
T  Temperatura (Kelvin)
Velocidade de Reação
Lei da velocidade
x e y → são determinados experimentalmente e NÃO necessariamente são iguais aos coeficientes estequiométricos a e b dos reagentes
Velocidade de Reação
Lei da velocidade: quando uma reação acontece em uma única etapa, dizemos que temos uma reação elementar. 
Dessa forma, x e y são iguais aos coeficientes estequiométricos dos reagentes. 
Velocidade de Reação
 Lei da velocidade: Em reações que ocorrem em mais de uma etapa, a velocidade de reação é determinada pela etapa mais lenta (a etapa limitante).
Rápida:
Lenta:
GLOBAL:
Velocidade de Reação
 Lei da velocidade: Em reações reversíveis, a velocidade da reação é dada pela soma das velocidades das reações direta e inversa.
Velocidade de Reação
A soma dos coeficientes x e y (sendo iguais aos estequiométricos ou não) indicam:
ORDEM DE REAÇÃO: indica o que acontece com a velocidade da reação quando a concentração dos reagentes é alterada.
Velocidade de Reação
Ordem de reação: indica o que acontece com a velocidade da reação quando a concentração dos reagentes é alterada. Classificamos a reação quanto aos reagentes ou de forma global.
A reação é de ordem x em relação ao reagente A e de ordem y em relação ao reagente B.
Ordem global da reação: n = x + y 
Exemplo
Ordem da reação:
 NO: a reação é de segunda ordem.
 O2: a reação é de primeira ordem.
 Reação global: n = 2 + 1  terceira ordem. 
Ordem da reação:
 CO: a reação é de ordem 1.
 Cl2: a reação é de ordem 3/2
 Reação global: ordem 5/2. 
Velocidade de Reação
Ordem de reação: indica o que acontece com a velocidade da reação quando a concentração dos reagentes é alterada. 
Ordem
Com ↑ [A]
0
velocidade NÃO altera
1
velocidade aumenta na mesma proporção
2
velocidade aumenta 4x (segunda potência)
3
velocidade aumenta na terceira potência
Só sabemos realizando experimentos!
Determinação da lei da velocidade
Conc. Inicial (mol/L)
Vel. dareação
Exp.
CO
NO2
(mol/L s)
1
0,1
0,1
5,0 x 10-2
2
0,2
0,1
5,0 x 10-2
3
0,2
0,2
20,0 x 10-2
Dados experimentais, levantados na temperatura de 25 ºC.