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CINÉTICA QUÍMICA

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Cinética Química
Velocidade das reações químicas.
Velocidade das reações químicas.
A cabeça de palito de fósforo contém uma substância chamada trissulfeto de tetrafósforo. Esse composto inflama na presença de oxigênio, ocorrendo, à pressão ambiente, a liberação de uma grande quantidade de calor.
Velocidade de consumo/formação de uma substância
	A velocidade de consumo/formação de uma substância que participa de uma reação, é calculada através da variação da quantidade(nº de mol, massa ou concentração molar) pelo tempo com que a variação ocorreu.
	Tempo (min)	N2O5 (mol/L)	NO2
(mol/L)	O2
(mol/L)
	0	0,112	0	0
	5	0,08	0,064	0,016
	10	0,056	0,112	0,028
	20	0,028	0,168	0,042
	30	0,014	0,196	0,049
2 N2O5(g)  4 NO2(g) + 1 O2(g)
Note que a inclinação da curva NO2 é maior que a curva O2, fato relacionado com os coeficientes estequiométricos
	Tempo (min)	N2O5 (mol/L)	NO2
(mol/L)	O2
(mol/L)
	0	0,112	0	0
	5	0,08	0,064	0,016
	10	0,056	0,112	0,028
	20	0,028	0,168	0,042
	30	0,014	0,196	0,049
a) Velocidade média de consumo do N2O5 entre t = 0 e 
t = 5 min:
	Tempo (min)	N2O5 (mol/L)	NO2
(mol/L)	O2
(mol/L)
	0	0,112	0	0
	5	0,08	0,064	0,016
	10	0,056	0,112	0,028
	20	0,028	0,168	0,042
	30	0,014	0,196	0,049
b) Velocidade média de consumo do N2O5 entre t = 5 e 
t = 10 min:
2 N2O5(g)  4 NO2(g) + 1 O2(g)
	Tempo (min)	N2O5 (mol/L)	NO2
(mol/L)	O2
(mol/L)
	0	0,112	0	0
	5	0,08	0,064	0,016
	10	0,056	0,112	0,028
	20	0,028	0,168	0,042
	30	0,014	0,196	0,049
a) Velocidade média de produção do NO2 entre t = 0 e 
t = 5 min:
	Tempo (min)	N2O5 (mol/L)	NO2
(mol/L)	O2
(mol/L)
	0	0,112	0	0
	5	0,08	0,064	0,016
	10	0,056	0,112	0,028
	20	0,028	0,168	0,042
	30	0,014	0,196	0,049
b) Velocidade média de produção do NO2 entre t = 5 e 
t = 10 min:
2 N2O5(g)  4 NO2(g) + 1 O2(g)
Velocidade média da reação (Vm)
	Considere uma reação genérica:
	Em que as letras minúsculas são os coeficientes (nº de mol) e as maiúsculas são as substâncias participantes da reação.
aA + bB  cC + dD
2 A  4B + C
Velocidade média de uma reação
2  4 + 1
0,02 mol/L.min
0,04 mol/L.min
0,01 mol/L.min
Vmédia da reação =
0,02 mol/L.min
=
0,04 mol/L.min
=
0,01 mol/L.min
2
4
1
Vmédia da reação = 0,01 mol/L.min
Lei de Guldberg-Waage ou Lei da velocidade
	A influência da concentração dos reagentes sobre a velocidade das reações foi enunciada em 1864 pelos cientistas Cato Maximilian Guldberg e Peter Waage, por meio da lei da ação das massas.
	“A velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes, elevadas a expoentes determinados experimentalmente”.
Lei de Guldberg-Waage ou Lei da velocidade
Considere a reação genérica:
a A + b B  c C + d D
V = k [A]a [B]b
V = velocidade da reação;
k = constante da reação;
[A]; [B] = concentrações de A e B em mols/L;
a = coeficiente de A;ordem da reação em relação a A;
b= coeficiente de B; ordem da reação em relação a B;
a + b = ordem global da reação.
Exemplo:
Dado a Reação elementar:
N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g)
Lei da velocidade: 
V= k [N2] [H2]3
Ordem da reação: 1+3= 4 então
4ª ordem
Exemplo:
Dado o mecanismo abaixo:
H2(g) + 2NO(g)  N2O(g) + H2O(l) (lenta)
H2(g) + N2O(g)  N2(g) + H2O(l) (rápida) 
2H2(g)+2NO(g)N2(g)+2H2O(l) (equação global)
Então:
V = k [H2] [NO]2
Observações
	k é a constante de velocidade e depende fundamentalmente da temperatura.
	Substâncias no estado sólido não participam da expressão de velocidade.
	Exemplo:
Na2O(s) + CO2(g)  Na2CO3(s)
V = k [CO2]
		Para a reação não-elementar:
			H2O2 + 2I­ + 2H+ → 2H2O + I2
		Foram obtidos os seguintes resultados:
	A velocidade da reação depende apenas das concentrações de H2O2 e I­.
		
		No estudo cinético de uma reação foram 		obtidos os seguintes dados:
A expressão da velocidade pode ser representada por :
			V = k [HgCl2] . [C2O42-]2
Em que:
k- constante de velocidade
A – fator de freqüência (medida da probabilidade de uma colisão eficaz)
Ea – energia de ativação (kJ/ mol)
R – constante dos gases ideais ( em unidades S.I. 8,314 J/K . mol)
T – temperatura absoluta 
Quanto menor Ea e maior T , maior k.
EQUAÇÃO DE ARRHENIUS
TEMP DO CORPO = 310 K ; K = 1.10-3 L / MOL.S ; R = 8,314 Kj/mol . K ; EA = 108 Kj / MOL 
K = ? QUANDO T = 308 K
REVISANDO 
* Subtração de logarítmos é a mesma coisa que a divisão de logarítmos, portanto basta somente rearranjar a fórmula.
A Energia de Ativação (Ea), se encontra multiplicada por um valor negativo, como vamos medir uma variação de temperatura, nesse caso 310 K - 308 K, ambos multiplicando o valor da constante universal dos gases (R = 8,3145 e tudo isso sendo o dividendo da Ea , devemos tomar cuidado com os sinais, pois ficará: 
(-Ea/(RT')) - (-Ea/(RT)). Logo abaixo podemos ver o que ocorre.
Utilidade das equações cinéticas
1- Calcular a velocidade de uma reação a partir do conhecimento da constante de velocidade e das concentrações de reagentes;
2- Calcular a concentração de reagentes em qualquer instante durante o decorrer de uma reação.
Ordem da reação
O termo “ordem” vem da matemática onde é utilizado na classificação das equações diferenciais. As
leis de velocidade são equações diferenciais. Em cinética química, tais equações são classificadas de
acordo com a ordem da reação.
A ordem de uma reação é definida como sendo a soma das potências dos termos de concentração
que aparecem na equação de velocidade da reação química. É normalmente, um número inteiro pequeno,
podendo em casos especiais, ser zero ou fracionário.
É importante ressaltar, que a ordem de reação é uma grandeza que normalmente é obtida a partir
de dados experimentais, em grande parte das vezes sem o conhecimento real do mecanismo da reação.
Fatores que influenciam na velocidade de uma reação química
	Basicamente a ocorrência de uma reação depende de:
	Contato entre as partículas: (átomos, moléculas ou íons) dos reagentes.
	Afinidade química: uma certa tendência natural para reagir.
	Choques eficazes (colisões efetivas): a colisão entre as partículas dos reagentes deve ocorrer em uma orientação favorável, para que as ligações existentes nos reagentes sejam rompidas.
	Energia de ativação: para que uma reação aconteça, é necessário um mínimo de energia, além daquela que os reagentes já apresentam.
	
Superfície de contato 
	Quanto maior a superfície de contato entre os reagentes, ou seja, quanto mais pulverizado/fragmentado maior o número de colisões entre as partículas reagentes. Isso faz com que aumente o número de colisões eficazes, aumentando a velocidade da reação.
	Exemplo:
	40kg em forma de gravetos de madeira (queima mais rápido)
	40kg em forma de tora de madeira (queima mais lento)
Temperatura
	Aumentado a temperatura, aumenta a energia cinética das moléculas reagentes (grau de agitação das moléculas), o que proporciona um aumento no número de colisões e aumento do número de moléculas com energia igual ou superior à energia de ativação, aumentado a velocidade da reação.
	Exemplo:
	Lavar roupas em água fria (demora mais para retirar manchas)
	Lavar roupas em água quente (retira as manchas mais rapidamente)
Concentração
	Aumentando a concentração (quantidade ou até mesmo a pressão de um gás) estamos aumentando o número de choques entre as partículas reagentes, o que conseqüentemente aumenta a velocidade da reação.
	Exemplo:
	Se você tomar 10 gotas de um analgésico e a dor de cabeça não passar, o que você normalmente faz é tomar mais 10 gotas. Você aumentou a concentração de analgésico no seu organismo assim ele fará efeito mais rápido.
Catalisador
	Catalisador é uma espécie química que promove o aumento da velocidade de uma reação através da diminuição da energia de ativação. O catalisador participa temporariamente do processo, formando com os reagentes um complexo ativado menos energético. Porém ao final da reação é completamente recuperado, sem sofrer alteraçãona sua composição ou massa.
	Ex.: 
	N2(g) + 3H2(g)  2NH3 ; V1
	N (g) + 3H2(g) 2NH3 ; V2
	Com certeza o V2 é maior que o V1, pois o ferro age como catalisador na segunda reação.
Fe(s)
 
Catálise homogênea
	Catalisador e reagentes estão no mesmo estado físico (possui apenas uma fase).
2H2O2 (aq) 2H2O (l) + O2 (g)
Catálise heterogênea
	Catalisador e reagentes se encontram em estados físicos diferentes . 
C2H4 (g) + H2 (g) C2H6 (g)
2 NaN
3(s)
 
2 Na
(s)
 + 3 N
2(g)
Gás que infla o 
airbag
2 Fe
(s)
 + 3/2 O
2(g)
Fe
2
O
3
(s)
Ferrugem
P
4
S
3(s)
 + 8 O
2(g)
 
P
4
O
10(s)
 + 3 SO
2(g)
 
t
Q
V
D
D
=
|
|
Representação Gráfica
0
0,01
0,02
0,03
0,04
0,05
0,06
0,07
0,08
0,09
0,1
0,11
0,12
0,13
0,14
0,15
0,16
0,17
0,18
0,19
0,2
051015202530
Tempo (min)
Concentração (mol/L)
N2O5 (mol/L)
NO2(mol/L)
O2(mol/L)
Gráf2
	0	0	0
	5	5	5
	10	10	10
	20	20	20
	30	30	30
N2O5 (mol/L)
NO2(mol/L)
O2(mol/L)
Tempo (min)
Concentração (mol/L)
Representação Gráfica
0.112
0
0
0.08
0.064
0.016
0.056
0.112
0.028
0.028
0.168
0.042
0.014
0.196
0.049
Plan1
	Tempo (min)	N2O5 (mol/L)	NO2(mol/L)	O2(mol/L)
	0	0.112	0	0
	5	0.08	0.064	0.016
	10	0.056	0.112	0.028
	20	0.028	0.168	0.042
	30	0.014	0.196	0.049
Plan1
	
N2O5 (mol/L)
NO2(mol/L)
O2(mol/L)
Tempo (min)
Concentração (mol/L)
Representação Gráfica
Plan2
	
Plan3
	
min
.
0064
,
0
min
0
min
5
|
112
,
0
08
,
0
|
)
5
0
(
L
mol
L
mol
L
mol
V
m
=
-
-
=
®
min
.
0048
,
0
min
5
min
10
|
08
,
0
056
,
0
|
)
10
5
(
L
mol
L
mol
L
mol
V
m
=
-
-
=
®
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w (
mol/L)
N
2
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min
.
0128
,
0
min
0
min
5
|
0
064
,
0
|
)
5
0
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mol
L
mol
L
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-
-
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.
0096
,
0
min
5
min
10
|
064
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0
112
,
0
|
)
10
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¾
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