Material - Slides de Cinética Química

Esta é uma pré-visualização de arquivo. Entre para ver o arquivo original

CINÉTICA Química Princípios e fundamentos
Ricardo Lanzellotti quintino
Por Dentro da Química
Por que algumas reações são mais lentas e outras mais rápidas?
Essas e demais perguntas relacionadas com as velocidades das reações químicas podem ser compreendidas e respondidas em Cinética Química.
Área ou campo da Química que estuda a velocidade ou a rapidez das reações químicas, os mecanismos de reação e os fatores que influenciam neste processo.
Estudo das taxas de reações químicas, seus mecanismos e fatores.
Por que o comprimido efervescente em pó possui uma reação diferente com a água quando comparado com o comprimido efervescente inteiro?
Como acontece a decomposição da água oxigenada quando adiciona-se iodeto de potássio?
Na Física, quando dizemos velocidade(v) remetemos a ideia de deslocamento (∆x) de um determinado corpo ou objeto relacionado a um intervalo de tempo (∆t).
v = 
0
6 
(m)
v = 
v = = 0,2 m/s
Na Química, quando dizemos velocidade ou rapidez (υ) de uma reação química, estamos relacionando a quantidade consumida de um reagente (∆Qr) ou produzida de um produto (∆Qp) em um intervalo de tempo (∆t)
 υm = – 
υm = 
∆Qr = quantidade de reag. final – quantidade de reag. inicial
∆Qp = quantidade de prod. final – quantidade de prod. inicial
Por exemplo:
2 N2O5(g) 4 NO2(g) + O2(g) 
		Concentração ( x 10-4 mol/L)		
	Tempo (s)	N2O5	NO2	O2
	0	200	0	0
	100	168	64	16
	200	142	116	29
	300	120	160	40
	400	101	198	49
	500	86	228	57
Fonte: Elaborado pelo autor com base em LISBOA, J. C. F. et al. 2016.
υ no intervalo t0-500 = – = 2,28 x 10-5 mol . L-1 . s-1
 
υno intervalo t0-500 = = 4,56 x 10-5 mol . L-1 . s-1
υ no intervalo t0-500 = = 1,14 x 10-5 mol . L-1 . s-1
Concentração x tempo
[N2O5	]	0	100	200	300	400	500	200	168	142	120	101	86	[NO2	]	0	100	200	300	400	500	0	64	116	160	198	228	[O2	]	0	100	200	300	400	500	0	16	29	40	49	57	Tempo (s)
Concentração x 10-4 mol/L
Teoria das colisões
Para explicar como as reações acontecem, os químicos desenvolveram uma teoria que torna mais clara a investigação das reações químicas e das influências de seus fatores.
As colisões efetivas entre átomos, moléculas e íons tornam as reações químicas possíveis, pois provocam a formação de produtos. Quanto maior o número de colisões efetivas (frequência), maior a rapidez da reação.
Para que haja colisões efetivas, é necessário ter dois tipos de energia:
Energia de ativação;
Energia limiar
Energia de ativação (Ea): Energia a ser atingida para que ocorram colisões efetivas entre as partículas – “barreira energética” a ser ultrapassada.
Energia limiar: Energia mínima suficiente para iniciar uma reação química. (Faísca ou chama).
Para que haja colisões efetivas, é necessário ter dois tipos de energia:
Energia de ativação;
Energia limiar
Energia de ativação (Ea): Energia a ser atingida para que ocorram colisões efetivas entre as partículas – “barreira energética” a ser ultrapassada.
Energia limiar: Energia mínima suficiente para iniciar uma reação química. (Faísca ou chama).
Os fatores que afetam as velocidades ou as taxas de reações químicas
O estado físico dos reagentes
Temperatura
Concentração
Catalisadores
O estado físico dos reagentes
Superfície de contato
Quanto maior a superfície de contato, maior a área em que a água poderá reagir com o comprimido, maior a frequência de colisões efetivas, maior a rapidez da reação.
Um comprimido inteiro possui menor superfície de contato do que o mesmo comprimido em pó, o que faz terem velocidades de reação diferente.
Temperatura
Temperatura  Energia cinética (translacional, rotacional e vibracional)
Quanto maior for a temperatura em um sistema, maior será a frequência de colisões entre as partículas, resultando em maior rapidez da reação química.
Catalisadores
Irídio, níquel e platina: Catalisadores metálicos (sólidos)
Íons iodeto e permanganato: Catalisadores em fase aquosa
Imagem retirada do filme Perdido em Marte (2015). Tentativa do protagonista em produzir água a partir da hidrazina
Amilase salivar (esquerda) e Pepsina (direita): catalisadores biológicos.
Super recomendo vocês verem este filme!!!
Os catalisadores aumentam a rapidez ou a velocidade das reações químicas - são regenerados no final da reação.
A presença de catalisadores diminui a Ea, ou seja, diminui a energia necessária para que se iniciem as colisões efetivas, resultando em uma velocidade de reação maior!
Concentração
	Experimento	Concentração (mol/L)		Rapidez inicial
		NO	H2	
	I	0,006	0,001	0,025
	II	0,006	0,002	0,050
	III	0,006	0,003	0,075
Mantendo constante a concentração de gás NO, variando somente H2, percebe-se uma mudança na velocidade da reação.
2NO(g) + 2H2(g) N2(g) + 2H2O(g)
Dobrando a concentração de H2, a velocidade/rapidez dobrou.
Triplicando a concentração de H2, a velocidade/rapidez triplicou.
Relação de 1:1
Fonte: Elaborado pelo autor com base em LISBOA, J. C. F. et al. 2016.
Aprofundando sobre a influência da concentração sobre as velocidades das reações
Para saber mais sobre como o fator concentração influencia na velocidade é necessário realizar experimentos variando concentrações iniciais, já que a quantidade de produtos é pequena no início da reação.
Ordem de reação – indica como as concentrações dos reagentes influenciam na velocidade/rapidez da reação. Somente são determinados a partir de dados experimentais.
Lei cinética da reação – descreve que a velocidade de uma reação é diretamente proporcional às concentrações dos reagentes elevadas a coeficientes (m e n) determinados experimentalmente.
aA + bB cC
υ = k . 
aA cC
υ = k . 
aA + bB cC
υ = k . 
Há reações de ordem zero, primeira ordem (1), segunda ordem (2) e até de terceira ordem (3)
16
H2O2(aq) H2O(l) + ½ O2(g)
	Experimento	[H2O2] inicial (mol/L)	Rapidez inicial de decomposição ( x 10-5 mol . L-1 . s-1
	I	0,01	1
	II	0,02	2
	III	0,03	3
υ = k . [H2O2]m
m = 1
υ = k . [H2O2]1
Fonte: Elaborado pelo autor com base em LISBOA, J. C. F. et al. 2016.
(CH3)3CBr(aq) + OH-(aq) (CH3)3COH(aq) + Br-(g)
	Experimento	[(CH3)3CBr] inicial (mol/L)	[OH-] inicial (mol/L)	Rapidez inicial de decomposição ( x 10-3 mol . L-1 . s-1
	I	0,50	0,05	5
	II	1,0	0,05	10
	III	1,0	0,1	10
υ = k . [(CH3)3CBr]m . [OH-]n
m = 1 e n = 0
υ = k . [(CH3)3CBr]1 . [OH-]0
Ordem de reação global = 1
Fonte: Elaborado pelo autor com base em LISBOA, J. C. F. et al. 2016.
C2H6O(g) CO(g) + H2(g) + CH4(g)
	Experimento	[C2H6O] inicial (mol/L)	Rapidez inicial de decomposição ( x 10-4 mol . L-1 . s-1
	I	0,04	3
	II	0,08	12
	III	0,16	48
υ = k . [C2H6O]m
m = 2
υ = k . [C2H6O]2
Ordem de reação global = 2
NH4+(aq) + NO2-(aq) N2(g) + 2H2O(l)
	Experimento	Concentração (mol/L)		Rapidez inicial ( x 10-7 mol . L-1 . s-1)
		NH4+	NO2-	
	I	0,01	0,02	5,4
	II	0,02	0,02	10,8
	III	0,02	0,0202	10,8
	IV	0,02	0,0404	21,6
υ = k . [NH4+]m . [NO2-]n
m = 1 e n = 1
υ = k . [NH4+]1 . [NO2-]1
Ordem de reação global = 2
Fonte: Elaborado pelo autor com base em Brown, T. L.; Lemay, E. H. 2005.
Mecanismos de reação
Algumas reações possuem várias etapas para que os reagentes de transformem nos produtos. Nessas etapas são formados compostos intermediários que logo depois são consumidos para a formação dos produtos.
2 H2O2(aq) 2 H2O(l) + 2 O(aq)
2 O(aq) O2(g)
Sem catalisador
 H2O2(aq) + I-(aq) H2O(l) + IO-(aq)
IO-(aq) + H2O2(aq) H2O(l) + O2(g) + I-(aq)
Com catalisador
Etapa 1 (lenta):
Etapa 2 (rápida):
Etapa 1 (lenta):
Etapa 2 (rápida):
Ícones feitos por <a href="https://www.flaticon.com/br/autores/freepik" title="Freepik">Freepik</a> from <a href="https://www.flaticon.com/br/" title="Flaticon">
www.flaticon.com</a>