Cinética Química e Equilíbrio químico

Prévia do material em texto

Cinética Química
e
Equilíbrio Químico
Química Aplicada as Ciências Naturais III
Prof. Nelson Antônio Sá Santos
CINÉTICA QUÍMICA
1. Conceitos
“Cinética química é o estudo da velocidade das reações, de como a velocidade varia em função das diferentes condições e quais os mecanismos de desenvolvimento de uma reação”
“Velocidade de uma reação química é o aumento na concentração molar do produto por unidade de tempo ou o decréscimo na concentração molar do reagente na unidade de tempo”
“Constante da velocidade, k, é uma constante de proporcionalidade que relaciona velocidade e concentração. Tem valor constante a uma temperatura e varia com a temperatura”
CINÉTICA QUÍMICA
2. Fatores que afetam a velocidade de uma reação química:
 		A velocidade de uma reação química depende das condições nas quais a reação está ocorrendo, tais como a temperatura, pressão, e as concentrações ou pressão parcial de algumas substâncias presentes.
 		Uma reação genérica do tipo
reagente  produto
	pode ser esquematizada da seguinte forma:
CINÉTICA QUÍMICA
2. Fatores que afetam a velocidade de uma reação química:
Concentração dos reagentes. Geralmente quanto mais concentrado mais rápido é a velocidade;
Temperatura. Normalmente a velocidade das reações aumenta com o aumento da temperatura;
Estado físico dos reagentes. Normalmente a velocidade segue esta ordem:
gases > soluções > líquidos puros > sólidos
	Devido ao aumento da superfície específica;
CINÉTICA QUÍMICA
2. Fatores que afetam a velocidade de uma reação química:
Presença (concentração e forma física) de um catalisador ou inibidor. Catalisador acelera e inibidor diminui a velocidade de uma reação química;
Luz. A presença de luz de certo comprimento de onda também pode acelerar certas reações químicas.
CINÉTICA QUÍMICA
2. Fatores que afetam a velocidade de uma reação química:
	Exercício:
1) A velocidade de uma reação química depende:
I.	Da concentração dos reagentes.
II.	Da temperatura envolvida na reação.
III.	Do estado físico das moléculas.
Estão corretas as alternativas:
a)	I, II e III
b)	somente I 
c)	somente II
d)	somente I e II
e)	somente I e III
CINÉTICA QUÍMICA
2. Fatores que afetam a velocidade de uma reação química:
Exercício:
2) Das proposições abaixo, relacionadas com cinética química, a única falsa é:
a)	A velocidade de uma reação pode ser medida pelo consumo dos reagentes na unidade de tempo.
b)	A colisão entre as partículas químicas é necessária para que haja reação.
c)	Temperatura e catalisador são fatores que influenciam na velocidade de reação.
d)	A concentração dos reagentes afeta a velocidade de reação.
e)	O estado físico dos reagentes não exerce influência na velocidade de reação.
CINÉTICA QUÍMICA
2. Fatores que afetam a velocidade de uma reação química:
 		A extensão (progresso ou desenvolvimento) de uma reação química é medida através da quantidade da substância que reagiu.
		A velocidade (taxa) de uma reação química é uma derivada da extensão da reação com relação ao tempo.
CINÉTICA QUÍMICA
3. Velocidade Média:
		A velocidade média de uma reação pode definir-se como a alteração da concentração de um reagente num dado intervalo de tempo.
		No entanto pode também usar-se a alteração de cor ou outra propriedade física ou química para ajudar a determinar a velocidade.
CINÉTICA QUÍMICA
3. Velocidade Média:
		Exercícios:
		3) Observe a tabela referente à decomposição da amônia produzindo hidrogênio e nitrogênio:
		Determine a velocidade média da reação, em função da amônia, no intervalo de tempo de 0 a 1h.
	
CINÉTICA QUÍMICA
3. Velocidade Média:
		4) A reação de decomposição da amônia gasosa foi realizada em um recipiente fechado:
2 NH3  N2 + 3 H2
		A tabela abaixo indica a variação na concentração de reagente em função do tempo.
		Qual é a velocidade média de consumo do reagente na primeira hora de reação?
a)	4,0 mol L-1h-1
b)	2,0 mol L-1h-1 
c)	10 km h-1
d)	1,0 mol L-1h-1
e)	2,3 mol h-1
CINÉTICA QUÍMICA
 		A medida que a reação se desenvolve, os reagentes vão sendo consumidos e, portanto, a quantidade de reagentes vai diminuindo até se tornar mínima (ou eventualmente zero).
		Ao mesmo tempo, os produtos vão sendo formados.
		Logo, a quantidade de produtos, que no início é baixa, começa a aumentar até que, no final da reação, se torna máxima.
		Expressando esse fato em um gráfico da concentração em quantidade de matéria de reagentes e produtos, em função do tempo, veremos que apresentam certas características.
		
CINÉTICA QUÍMICA
		Exercício:
		5) O gráfico a seguir representa a variação das concentrações das substâncias X, Y e Z durante a reação em que elas tomam parte.
A equação que representa a reação é:
a) X + Z  Y
b) X + Y  Z
c) X  Y + Z
d) Y  X + Z
e) Z  X + Y
CINÉTICA QUÍMICA
 Velocidade de Reação:
 		Considere o seguinte exemplo da decomposição do pentóxido de dinitrogênio, N2O5:
2 N2O5(g)  4 NO2(g) + O2(g)
		O quadro abaixo mostra a concentração de N2O5 como uma função do tempo (a 45oC):
CINÉTICA QUÍMICA
Velocidade de Reação:
 		Para achar a velocidade da reação dividimos a variação na concentração de N2O5 pelo período de tempo no qual a variação ocorreu.
		Devido ao fato de N2O5 estar sendo consumido nesta reação, dará um resultado negativo, por convenção, dados de velocidade são colocados com o sinal positivo.
Velocidade após 20 minutos = (0,00933 - 0,01756)/20 = 4,11x10-4 mol dm-3 min-1
Velocidade após 40 minutos = (0,00531 - 0,00933)/20 = 2,01x10-4 mol dm-3 min-1
Velocidade após 60 minutos = (0,00295 - 0,00531)/20 = 1,18x10-4 mol dm-3 min-1
Velocidade após 80 minutos = (0,00167 - 0,00295)/20 = 0,64x10-4 mol dm-3 min-1
Velocidade após 100 minutos = (0,00094 - 0,00167)/20 = 0,37x10-4 mol dm-3 min-1
		Pode-se verificar que a velocidade não é constante com o decorrer do tempo.
CINÉTICA QUÍMICA
 3. Velocidade de Reação:
		É importante conhecer tanto a extensão como a velocidade de uma reação química ao mesmo tempo, porque a velocidade observada de uma reação depende normalmente das concentrações ou pressão parcial de alguns se não todos os reagentes.
		E, na maioria das reações, as concentrações ou pressões parciais de todos os reagentes diminui gradativamente à medida que a reação se desenvolve.
		Uma maneira na qual tanto a extensão como a velocidade da reação pode ser obtida ao mesmo tempo, é preparar soluções isoladas dos reagentes, misturá-las rapidamente e medir a velocidade imediatamente após a mistura, obtendo assim a velocidade inicial da reação.
CINÉTICA QUÍMICA
3. Velocidade de Reação:
		A velocidade de uma reação na qual é conhecida a estequiometria, pode ser avaliada pela medida da velocidade de aparecimento de algum produto ou a velocidade de desaparecimento de algum reagente.
	
		O aparecimento é indicado normalmente como uma velocidade positiva, com um sinal positivo, e o desaparecimento como uma velocidade negativa, com um sinal negativo.
		Uma vez que a velocidade de uma reação depende freqüentemente da concentração ou pressão parcial de um reagente, porém não de um produto, velocidades de reação são normalmente escritas em termos de velocidade de consumo de reagentes.
CINÉTICA QUÍMICA
4. Ordem de reação. Leis de velocidade:
		Ordem de uma reação química é igual ao valor do expoente ao qual os reagentes estão elevados e expressos na equação da lei da velocidade.
		Lei de velocidade de uma reação química é uma equação que relaciona a velocidade de uma reação com a concentração dos reagentes elevadas em certos expoentes.
CINÉTICA QUÍMICA
4. Ordem de reação. Leis de velocidade:
		Uma reação química genérica do tipo: aA + bB → cC + dD tem uma equação cinética da forma:
velocidade = k [A]x [B]y		
		onde x e y são os expoentes dos reagentes e são determinados experimentalmente.
		Os valores de x e y são as ordens da reação química, portanto esta reação é de ordem x em relação ao reagente A e de ordem y em relaçãoao reagente B, e de ordem (x + y) para a reação total.
		Notar que a ordem de uma reação é definida em relação às concentrações dos reagentes e não dos produtos.
		Com exceção para a lei de velocidade de zero ordem, na qual a velocidade é independente da concentração, a velocidade de uma reação química varia à medida que a reação se desenvolve porque as concentrações dos reagentes e produtos variam assim que a reação se desenvolve.
CINÉTICA QUÍMICA
4. Ordem de reação. Leis de velocidade:
	Exercício: 6) Para uma reação elementar do tipo:
A + 2 B  C,
Pode-se afirmar que:
a)	A velocidade de consumo de A é igual à velocidade de formação de C.
b)	A velocidade de consumo de B é a metade da velocidade de formação de C.
c)	A soma das velocidades de consumo de A e B é igual à velocidade de formação de C.
d)	A velocidade da reação é dada pela relação v = k.[A].[B].
e)	A reação de segunda ordem.
CINÉTICA QUÍMICA
4. Ordem de reação. Leis de velocidade:
	Exercício: 7) Na decomposição térmica da amônia expressa pela equação:
2 NH3 (g)  N2 (g) + 3 H2 (g)
	Duplicando-se a concentração molar de NH3, a velocidade da reação ficará:
a)	inalterada.
b)	duas vezes maior.
c)	três vezes maior.
d)	quatro vezes maior.
e)	seis vezes maior.
CINÉTICA QUÍMICA
4. Ordem de reação. Leis de velocidade:
	Exercício:
		8) Num balão de vidro, com um litro de capacidade e hermeticamente fechado, colocaram-se, a 25 oC e 1 atm, iguais concentrações iniciais de hidrogênio gasoso [H2] e de vapor de iodo [I2].
		Em quais quer concentrações iniciais, a equação da velocidade (v) da reação elementar de formação do ácido iodídrico (HI) deve ser escrita assim:
(k1/k2) [H2] ([I2]/[HI]2) mol/L.s
k1 [H2] [I2] mol/L.s
K [HI]2 / ([H2] [I2]) mol/L.s
K1 [H2]2 [I2]0 mol/L.s
[HI]2 / ([H2] [I2]) mol/L.s
CINÉTICA QUÍMICA
4. Ordem de reação. Leis de velocidade:
	Exercício: 9) A “Teoria absoluta da velocidade das reações”, ou “Teoria do Complexo Ativado”, foi proposta para explicar o comportamento cinético da interação de espécies químicas. A respeito dessa teoria é INCORRETO afirmar que:
A velocidade da reação será tanto maior quanto maior for a energia potencial do complexo ativado
B) Um estado de equilíbrio é estabelecido entre os reagentes e o complexo ativado
C) O complexo ativado é uma espécie intermediária de elevada energia potencial
D) O complexo ativado se decompõe espontaneamente, formando os produtos da reação
E) A energia de ativação da reação direta corresponde à diferença entre as energias do complexo ativado dos reagentes
CINÉTICA QUÍMICA
4. Ordem de reação. Leis de velocidade:
	Exercício: 10) Para responder à questão, analise as afirmativas abaixo:
Uma reação com energia de ativação de 40 kJ é mais lenta que uma outra reação que apresenta energia de ativação igual a 130 kJ
A adição de um catalisador a uma reação química proporciona um “novo caminho” de reação, no qual a energia de ativação é diminuída
Um aumento de temperatura geralmente provoca um aumento na energia de ativação da reação
A associação dos reagentes com energia igual à energia de ativação constitui o complexo ativado.
Pela análise das afirmativas, conclui-se que somente estão corretas:
I e II
I e III
II e IV
I, II e III
II, III e IV
CINÉTICA QUÍMICA
5. Condições para que uma reação ocorra:
		As condições fundamentais para que uma reação ocorra são afinidade química e contato entre os reagentes.
		As substâncias colocadas para reagir devem possuir tendência para entrar em reação.
		As interações químicas são devidas às colisões entre as partículas dos reagentes.
		Deve haver choque entre partículas ativadas energeticamente e ocorrer uma boa orientação na colisão. Dessa forma podemos explicar quando uma reação, termodinamicamente possível, é lenta ou rápida, ou seja, comparar as suas velocidades.
EQUILÍBRIO QUÍMICO
1. Conceitos:
		Equilíbrio químico é uma reação reversível na qual a velocidade da reação direta é igual à da reação inversa e, conseqüentemente, as concentrações de todas as substâncias participantes permanecem constantes. 
		Quando a reação não se completa e os reagentes e produtos se mantêm em equilíbrio, utilizam-se duas setas em sentidos contrários ou uma seta dupla para separar as duas partes da reação química.
		O equilíbrio químico é dinâmico, o qual indica que a reação que se processa em um sentido (dos reagentes para os produtos, sentido direto) tem a mesma taxa de desenvolvimento que a reação que se processa no sentido inverso (dos produtos para os reagentes)
Reagentes  Produtos
A + B  C + D
		 Isto significa que foi atingido um estado de equilíbrio químico.
EQUILÍBRIO QUÍMICO
1. Conceitos:
		Atingido o estado de equilíbrio químico, isso não significa que a reação química “parou”, mas sim que a velocidade da reação no sentido direto é igual à velocidade da reação no sentido inverso.
		A existência de um equilíbrio químico dinâmico significa que a reação química nem sempre caminha para um final; ao invés disto, alguns reagentes e produtos coexistem no sistema.
		Este equilíbrio dinâmico é um estado em que parece que nada está ocorrendo, porém é um estado no qual reações químicas estão ocorrendo e freqüentemente em velocidades rápidas.
EQUILÍBRIO QUÍMICO
2. Constante de equilíbrio:
	
		Kc não varia com a concentração nem com a pressão, mas varia com a temperatura. 
		Quanto maior o Kc, maiores são as concentrações dos produtos em relação às dos reagentes, no equilíbrio. 
		Quanto menor o Kc, menores são as concentrações dos produtos em relação às dos reagentes, no equilíbrio. 
EQUILÍBRIO QUÍMICO
2. Constante de equilíbrio:
	
	Exercício: 1) Considere o seguinte equilíbrio a 230 °C:
2 NO(g) + O2(g)  2 NO2(g)
		Numa dada experiência as concentrações de equilíbrio encontradas foram: [NO] = 0,0542 M, [O2] = 0,127 M e [NO2] = 15,5 M. Calcular a constante de equilíbrio a esta temperatura.
EQUILÍBRIO QUÍMICO
3. Grau de equilíbrio:
		
		O grau de equilíbrio varia com a temperatura e com a concentração e, se o equilíbrio tiver participante gasoso, varia também com a pressão. 
EQUILÍBRIO QUÍMICO
4. Equilíbrios gasosos homogêneos:
		
		
	A síntese de amônia pelo processo Haber, a partir de nitrogênio e hidrogênio, ilustra muito bem um equilíbrio homogêneo (todos os compostos estão na mesma fase):
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
EQUILÍBRIO QUÍMICO
4. Equilíbrios gasosos heterogêneos:
		
		
	Os participantes sólidos não entram na expressão do Kc nem do Kp (se houver).
	Por exemplo, a pressão de vapor de um líquido é descrito como sendo a pressão exercida por um vapor quando ele está em um estado de equilíbrio dinâmico com seu líquido (líquido  vapor). Neste caso, duas fases coexistem no sistema, então se trata de um equilíbrio heterogêneo.
 
	A pressão de vapor da água pode ser representada como um equilíbrio dinâmico heterogêneo entre a água líquida e a água de vapor:
H2O(l)  H2O(g)
EQUILÍBRIO QUÍMICO
5. FATORES QUE AFETAM O EQUILÍBRIO QUÍMICO:
	
		Os fatores que afetam o equilíbrio químico são a temperatura, a pressão (ou o volume) e a variação da composição (concentração) de equilíbrio.
		A influência de cada uma destas variáveis pode ser sintetizada num célebre lei da Química, a Lei de Le Chatelier:
		“Quando se altera um dos fatores de que depende um equilíbrio químico, este desloca-se de modo a minimizar a alteração introduzida”.
EQUILÍBRIO QUÍMICO
5. Princípio de Le Chatellier:
		Ao aplicar uma perturbação a um sistema em equilíbrio, o sistema vai tentar minimizar os efeitos desta perturbação até chegar de novo a um equilíbrio.
		Mudanças externas podem ser: aumento da quantidade de qualquer substância, ou mudança do volume, ou fornecer/tirar calor. 
		Supondo que nós adicionamos hidrogênio a uma mistura em equilíbrio na reação de síntese de Haber para produção de amônia, cuja reação é:
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
		De acordo com o principio de Le Chatelier, o equilíbrio vai tender a se ajustar para minimizar o aumento no número de moléculas de hidrogênio.Este ajuste é encontrado quando a reação produz amônia adicional, com conseqüente diminuição nas concentrações de N2 e H2.
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
EQUILÍBRIO QUÍMICO
5. Princípio de Le Chatellier:
	
		
		Inversamente, se adicionarmos amônia, o equilíbrio então vai se ajustar para minimizar o efeito da adição de amônia e então a composição do equilíbrio será deslocada em direção aos reagentes:
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
EQUILÍBRIO QUÍMICO
6. Equilíbrio e temperatura :
	
		
		Um aumento da temperatura desloca o equilíbrio para a reação endotérmica.
A + B + Calor  C + D
		Uma diminuição da temperatura desloca o equilíbrio para a reação exotérmica.
A + B  C + D + Calor 
EQUILÍBRIO QUÍMICO
7. Equilíbrio e pressão:
	
		Uma vez que as fases condensadas (sólidos ou líquidos) são praticamente incompressíveis, a influência da pressão sobre o equilíbrio em reações químicas só se manifesta quando existem gases que intervêm na reação.
		Um aumento de pressão desloca o equilíbrio no sentido da formação do menor número possível de moléculas gasosas (de modo a minimizar a perturbação), enquanto uma diminuição da pressão tem o efeito contrário. 
		Um aumento da pressão desloca o equilíbrio para a reação que ocorre com contração de volume.
		Uma diminuição da pressão desloca o equilíbrio para a reação que ocorre com expansão de volume. 
		
EQUILÍBRIO QUÍMICO
7. Equilíbrio e pressão:
	
		
		Tomemos como exemplo a seguinte reação:
2 A(g)  B(g)
		Neste caso um aumento de pressão favorece a reação no sentido direto, e uma diminuição da pressão favorece a reação no sentido inverso.
		
		
EQUILÍBRIO QUÍMICO
7. Equilíbrio e concentração:
		Um aumento da concentração de um participante desloca o equilíbrio no sentido da reação em que este participante é consumido.
 		Uma diminuição da concentração de um participante desloca o equilíbrio no sentido da reação em que este participante é formado. 
		Consideremos a seguinte reação para a síntese do amoníaco:
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
		Se por exemplo, após atingido o equilíbrio, aumentarmos a concentração de nitrogênio, o equilíbrio vai deslocar-se no sentido direto (formação de amoníaco) de modo a minimizar a alteração introduzida.
		
		Se por exemplo for removido parte do amoníaco formado, o equilíbrio vai de novo deslocar-se no sentido direto, opondo-se à perturbação introduzida.
EQUILÍBRIO QUÍMICO
8. Equilíbrio e Catalisador:
	
		
		O catalisador não desloca equilíbrio, apenas diminui o tempo necessário para atingi-lo. 
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Resumindo:
		Dada a reação genérica:
aA(g) + bB(g)  cC(g) + dD(g) 
EQUILÍBRIO QUÍMICO:
		Exercício:
		2) Considere o seguinte equilíbrio:
SO2(g) + Cl2(g)  SO2Cl2(g)
		
		Diga como se desloca o equilíbrio quando:
a) é adicionado Cl2 ao sistema
b) é removido SO2Cl2 do sistema
c) é removido SO2 do sistema
EQUILÍBRIO QUÍMICO:
		Exercício:
		3) Dado o equilíbrio:
2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(g) + calor
		em que sentido ele é deslocado quando:
a.	Se aumenta a concentração da água? 
b.	Se diminui a pressão do sistema? 
c.	Se aumenta a temperatura do sistema? 
d.	Se diminui a temperatura do sistema? 
e.	Se adiciona um catalisador? 
EQUILÍBRIO QUÍMICO:
		Exercício:
		4) Qual o efeito provocado no equilíbrio abaixo quando ocorrem as seguintes alterações?
N2O3(g)  NO(g) + NO2(g)		H = 39,7 kJ
a.	adição de N2O3 
b.	remoção de NO 
c.	aumento da temperatura do sistema
d.	diminuição do volume do sistema 
e.	adição de um catalisador 
EQUILÍBRIO QUÍMICO
9. Constante de ionização de ácidos e bases:
		[H2O] não entra na expressão de constantes de equilíbrio em solução aquosa.
		Cada etapa da ionização tem a sua constante, representada por K1, K2, K3, ..., sendo K1 > > K2 > > K3 > > ... 
EQUILÍBRIO QUÍMICO
10. Produto iônico da água:
Kw = [H+].[OH-] = 10-14 (25 °C) 
EQUILÍBRIO QUÍMICO
10. Produto iônico da água:
EQUILÍBRIO QUÍMICO:
		Exercícios:
		5) Assinale abaixo qual alternativa é incorreta acerca de um equilíbrio químico:
 
 a) A velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa.
 b) Ambas as reações (direta e inversa) ocorrem simultaneamente (trata-se de um equilíbrio dinâmico).
 c) As características macroscópicas do sistema (desde que fechado) não mais se alteram.
 d) Os sistemas se deslocam espontaneamente para o estado de equilíbrio.
 e) Obrigatoriamente, as concentrações de todas as substâncias participantes do equilíbrio devem ser iguais.
 
EQUILÍBRIO QUÍMICO:
	Exercícios:
		6) Na expressão da constante de equilíbrio da reação
H2(g) + Br2(g)  2 HBr(g)
		estão presentes as concentrações em mol/L das três substâncias envolvidas. Isto porque a reação:
 
 a) envolve substâncias simples, como reagentes;
 b) envolve moléculas diatômicas;
 c) envolve moléculas covalentes;
 d) se processa em meio homogêneo;
 e) se processa sem alteração de pressão, a volume constante.
EQUILÍBRIO QUÍMICO:
	Exercícios:
7) Mistura-se 5mols de N2 com 3 mols de H2 em um recipiente de 10 litros. O equilíbrio é atingido a 727 ºC quando existiam 4,3 mol de nitrogênio no sistema.
	Qual o valor de Kc?
N2 + 3 H2  2 NH3 
Gabarito
	Cinética Química:
1) A
2) E
3) 4 mol/L.min-1 
4) B
5) E
6) A
7) D
8) B
9) A
10) C
Gabarito
	Equilíbrio Químico:
1) Kc = 6,44 x 105
2) A) no sentido do SO2Cl2(g)
B) no sentido do SO2Cl2(g) 
C) no sentido do SO2(g) e Cl2(g)
3) A) no sentido do 2 H2(g) + O2(g)
 B) no sentido do 2 H2(g) + O2(g)
C) no sentido do 2 H2(g) + O2(g)
D) no sentido do 2 H2O(g) + calor
E) não desloca o equilíbrio
4) A) no sentido do NO + NO2
B) no sentido do NO + NO2
C) no sentido do NO + NO2
D) no sentido do N2O3
E) não desloca o equilíbrio
5) E
6) D
7) Kc = 62,52
Boa Noite!.
Boa Prova.
 v m= final final inicial inicial [ ][ ] t t--