Cinetica Quimica - Concentracao

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Disciplina de Química – ano lectivo de 2013
RELAÇÃO ENTRE A CONCENTRAÇÃO E A VELOCIDADE DA REACÇÃO
Consideremos a seguinte reacção: A + B AB 
De acordo com a teoria das colisões, a velocidade da reacção é tanto maior quanto maior for a concentração dos participantes.
Se aumentarmos a concentração do componente A ou B duas ou três vezes a velocidade da reacção aumentará também duas ou três vezes e vice – versa, isto é, a velocidade da reação é directamente proporcional a concentração dos reagentes: V~[A] . [B]
A proporcionalidade corresponde a existência de uma constante ente a velocidade ea as concentrações. Neste caso, a expressão de velocidade pode ser escrita da seguinte maneira
 V=K. [A] . [B]
Em geral na expressão da lei de velocidade elevamos sempre os coeficientes estequiométricos da equacção balanceada.
Ex: nA + m B nmAB
Lei da velocidade será: V=K. [A]
n
. [B]m
Onde: n e m são expoentes determinados experimentalmente.
Deste modo, Maximilium Guldberg e Peter Waage enunciaram a lei de acção de massas que diz: A velocidade da reacçao é directamente proporcional a concentração dos componentes, elevado aos expoentes que correspondem as coeficientes estequiométricos da reacção.
N.B Na expressão da lei de velocidade os coeficientes estequiométricos elevam-se nas concentrações e na velocidade média os coeficientes estequiométricos são o quociente das concentrações. Vm= -
[
]
t
n
A
D
D
1
 - 
m
1
 
[
]
t
B
D
D
 + 
nm
1
 
[
]
t
AB
D
D
Ex2: 2H2 + 2NO N2 + H2O V= K. [H2]2 . [NO]2 
TIPOS DE REACÇÕES
De acordo com o estado físico dos reagentes as reacções podem ser:
· Reacções Homogéneas – são aquelas que decorrem numa única fase.
EX: N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
· Recções Heterogéneas – são as que possuem mais de uma fase.
Ex: 2Fe(s) + 2 O2(g) 2Fe2O3(g)
Quanto ao modo como elas se processam as reacções podem ser:
· Reacções elementares – são aquelas em que as moléculas dos produtos se formam após uma única colisão entre as moléculas dos reagentes.
Ex1: O3(g) + NO(g) O2(g) + NO2(g)
· Reacções não elementares – são aquelas que ocorrem por meio de duas ou mais etapas elementares
Ex2: 2NO N2O2 - 1ª etapa Lenta 
 N2O2 + O2 2NO2 - 2ª etapa Rápida
 2NO + O2 2NO2 Etapa global
A expressão da lei da velocidade nas reacções elementares é dada pelo produto das concentrações dos reagentes ao passo que nas reacções não elementares a lei de Guldberg é dada pelo produto das concentração dos reagentes na etapa mais lenta do processo.
Assim, no exemplo 1 teremos: V= K. [O2] . [NO] e no exemplo 2 teremos: V= K. [NO]2
EXERCÍCIOS
1. Seja dada a seguinte Reacção: H2SO4(aq) + 2NaOH(aq) Na2SO4 + 2H2O(l) 
a) Escreve a expressão da lei develocidade.
b) Calcula a constante da reação se a concentração inicial de NaOH = 6.10-3 mol/l e H2SO4 = 5.10-3 mol/l e a velocidade igual a 5.0.10-2 mol/l.h
c) Qual será a alteração da velocidade prevista pela lei de Guldberg se triplicarmos a concentração de NaOH.
2. o que acontecerá com a velocidade da reacção 3O2 2 O3 se duplicarmos a concntração do oxigénio.
ORDEM DA REACÇÃO
É a soma dos expoentes dos termos das concentrações na expressão da lei de velocidade.
A ordem de reacção em muitos casos é determinada experimentalmente.
Ex1: 2HCl + Zn ZnCl2 + H2 
· Lei d Guldberg: V= K. [HCl]2. [Zn]
· Ordem de reacção: 2 + 1 = 3 , Implica que a reacção é da 3ª ordem.
Ex2: H2 + Cl2 2HCl
· Lei de Guldberg: V= K. [H2].[Cl2]
· Ordem de reacção 1 + 1= 2 , Implica que é da 2ª ordem
CASOS ESPECIAIS DE DETERMINAÇÃO DE ORDEM DA REACÇÃO
Consideremos a seguinte reacção: 2H2 + 2NO N2 + 2 H2O
A expressão da lei de velocidade seria: V= K. [H2]2 .[NO]2 o que implicaria que a recção fosse da 4ª ordem. Mas este facto não se verifica pois a ordem da reacção é determinada experimentalmente conforme os dados colhidos na experiências.
	Experiência
	[H2] em mol/l
	[NO] em mol/l
	Veloc. em mol/l.h
	1
	1.10-3
	1.10-3
	3.10-5
	2
	2.10-3
	1.10-3
	6.10-5
	3
	2.10-3
	2.10-3
	24.10-5
ANÁLISE DOS RESULTADOS DA EXPERÊNCIA
Comparando a 1ª e a 2ª linha, nota-se que a [NO] é constante, enquanto que a [H2] duplicou e em consequencia disso a velocidade da reacção também duplicou. Assim, a velocidade da reacção é directamente proprocional a concentração de H2. V~[H2]
Comparando a 2ª e a 3ª linhas, nota-se que a [H2] mantem-se constante e a [NO] foi duplicada e como consequência disto a velocidade da reacção foi multiplicada por 4 , isto é, 22 . Assim, conclui-se que a velocidade é directamente proporcional ao quadrado da [NO] . V~ [NO]2 .
Juntando as duas varientes de proporcionalidade teremos a expressão da lei de velocidade escrita de seguinte maneira: V= K.[NO]2 .[H2] e a ordem da reacção será 1+2 = 3, o que implica que é da 3ª ordem.
CÁLCULO MATEMÁTICO DA ORDEM DA REACÇÃO
A ordem da reacção determina se calculando as expoentes de cada componetes presente na lei de velocidade. Para o exemplo anterior, calcula-se o expoente da concentracão do Hidrogénio, a partir das experiências onde a concentração de NO mantém-se constante (Experi), e o expoente da concentração do NO, obtém-se a partir das experiências em que 
as concentrações do Hidrogénio se mantém constantes (Experiências 2 e 3 ).
V= K. [H2]x.[NO]y
Para X teremos: V2= K. [H2]2x ; V1= K. [H2]2x 
Achando o quociente entre as duas velocidades teremos. 
x 
2
2
2
x 
2
2
1
]
[H
 
K.
 
V
 
]
[H
 
K.
 
V
=
=
, 
x 
2
2
2
x 
2
2
1
]
[H
 
V
 
]
[H
 
V
=
=
 ; 
5
-
-5
6.10
3.10
=
x
÷
÷
ø
ö
ç
ç
è
æ
-
-
3
3
10
.
2
10
.
1
; 
2
1
=
x
÷
ø
ö
ç
è
æ
.
2
1
; X= 1
Para Y teremos: V2= K. [NO]2y ; V3= K. [NO]3y 
Achando o quociente entre as duas velocidades teremos. 
y 
3
3
y 
2
2
[NO]
 
K.
 
V
 
[NO]
 
K.
 
V
=
=
, 
y 
3
3
y 
2
2
[NO]
 
V
 
[NO]
 
V
=
=
 ; 
5
-
-5
24.10
6.10
=
y
÷
÷
ø
ö
ç
ç
è
æ
-
-
3
3
10
.
2
10
.
1
; 
2
2
1
÷
ø
ö
ç
è
æ
=
x
÷
ø
ö
ç
è
æ
.
2
1
; X= 2 
Substituindo os expoentes X e Y pelos seus valores na equação da lei de velocidade teremos: V= K. [H2] .[NO]2 . Assim a oredem da reacção será 1 + 2 = 3, o que implica que é da 3ª ordem diferentemente o que nos era mostrado pelos coeficientes estequiométricos da reacção.
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1ª Unidade Didáctica: Cinética Química
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