Físico-Química - Unidade III - Cinética Química e Equilíbrio Químico

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FÍSICO-QUÍMICA
UNIDADE III –Cinética Química e Equilíbrio Químico 
Prof. Isaías Soares
Cinética Química
Grande parte da Química trata das reações, assim, um conhecimento das velocidades com que elas
acontecem é transcendental para prevermos se dada reação é mais lenta ou mais rápida que outra e
para conhecermos como os reagentes interagem para formar os produtos. A cinética química, dessa
forma, estuda as velocidades das reações químicas e seus mecanismos, sendo de fundamental
importância para o desenvolvimento de novos processos e produtos.
Fonte: http://agracadaquimica.com.br/cinetica-e-quimica/
http://agracadaquimica.com.br/cinetica-e-quimica/
Cinética Química
Grande parte da Química trata das reações, assim, um conhecimento das velocidades com que elas
acontecem é transcendental para prevermos se dada reação é mais lenta ou mais rápida que outra e
para conhecermos como os reagentes interagem para formar os produtos. A cinética química, dessa
forma, estuda as velocidades das reações químicas e seus mecanismos, sendo de fundamental
importância para o desenvolvimento de novos processos e produtos.
Reações Lentas Reações rápidas
Formação de Ferrugem Explosão
Digestão Combustão
Hidrólise Acender um palito de fósforo
Explosão (reação rápida) Ferrugem (reação lenta)
Abrindo um pequeno parêntesis....
Equação Química
Reagentes → Produtos
Abrindo um pequeno parêntesis....
Equação Química
Reagentes → Produtos
Exemplo:
HCl + NaOH→ NaCl + H2O
Cinética Química
Como calcular a velocidade de uma reação química?
s.L/mol
s
L/mol
)tempo(d
produtos)ou reagentes dos ção(concentrad
reação uma de Velocidade =





==
Seja a reação 
A→B
Podemos expressar a velocidade de consumo de A ou de formação de B dessa forma:
Ou seja, a variação da concentração de A com o tempo (negativa, pois A está sendo consumido) corresponde à 
variação da concentração de B com o tempo (positivo, pois B está sendo produzido)
dt
]B[d
dt
]A[d
v =
−
=
Cinética Química
Como calcular a velocidade de uma reação química?
Exercício 1
Um certo reagente A com concentração de 15 mol/L é colocado num reator, e, após 30 minutos, 
verifica-se que a concentração desse reagente é de 6 mol/L. Qual a velocidade média da reação? 
Exercício 1
Um certo reagente A com concentração de 15 mol/L é colocado num reator, e, após 30 minutos, 
verifica-se que a concentração desse reagente é de 6 mol/L. Qual a velocidade média da reação? 
Solução: A velocidade média , Vm, de consumo de A é dada pela razão da variação da sua 
concentração no intervalo de 30 minutos, isto é:
Isso significa que, por minuto, estão sendo consumidos 0,3 mol/L de A.
L.min
mol
 0,3=
−
−−
=

−
=
min )030(
mol/L )156(][
t
A
Vm
Exercício 2
Dada a seguinte reação:
Sabendo-se que o a velocidade de consumo do NOBr é de 4 mols/L.s, qual a velocidade de 
formação do Br2? Qual a velocidade de formação do NO?
)g(Br)g(NO2)g(NOBr2 2+→
Exercício 2
Dada a seguinte reação:
Sabendo-se que o a velocidade de consumo do NOBr é de 4 mols/L.s, qual a velocidade de 
formação do Br2? Qual a velocidade de formação do NO?
Solução: Solução: 2 mols/L.s; 4 mols/L.s
)g(Br)g(NO2)g(NOBr2 2+→
Lei de Velocidade de uma reação
Relação da velocidade da reação com a concentração
Fonte: Brady-Química Geral-
Vol. 2- LTC editora.
Lei de Velocidade de uma reação
Relação da velocidade da reação com a concentração
Percebe-se que, para os primeiros intervalos de tempo, a concentração varia mais 
depressa do que nos intervalos finais, ou seja, a velocidade de uma reação química 
depende da concentração dos reagentes.
Fonte: Brady-Química Geral-
Vol. 2- LTC editora.
Lei de Velocidade de uma reação
Relação matemática
produtosbBaA →+
   ba BAkv =
Constante de velocidade
Ordem da reação em relação ao reagente A
Ordem da reação em relação ao reagente B
(Para uma reação elementar) 
Ordem global: n = a + b
Exercício 3
Dada a seguinte reação elementar:
Determine:
a)A lei de velocidade;
b)A ordem da reação em relação ao CH3Br;
c)A ordem da reação em relação ao OH-;
d)A ordem total da reação.
−− +→+ BrOHCHOHBrCH 33
Exercício 3
Dada a seguinte reação elementar:
Determine:
a)A lei de velocidade;
b)A ordem da reação em relação ao CH3Br;
c)A ordem da reação em relação ao OH-;
d)A ordem total da reação.
Solução: a) v = k[CH3Br][OH
-] ; b) 1ª ordem; c) 1ª ordem; d) 2ª ordem
−− +→+ BrOHCHOHBrCH 33
Lei de Velocidade de uma reação
Reações não-elementares
Ocorre em mais de uma etapa e as ordens da reação geralmente diferem dos valores dos 
coeficientes estequiométricos. Exemplo:
CO + Cl2 → COCl2
Cuja lei é:
A melhor maneira de saber a ordem de uma reação, é realizando experimentos! 
Exercício 4
Num laboratório foram efetuadas 3 experiências para a reação: 2H2 + 2NO → N2 + 2H2O, cujos
resultados estão na tabela abaixo:
Determine a lei de velocidade e a constante de velocidade para esta reação. Qual a ordem desta 
reação?
Exercício 4
Num laboratório foram efetuadas 3 experiências para a reação: 2H2 + 2NO → N2 + 2H2O, cujos
resultados estão na tabela abaixo:
Determine: Determine a lei de velocidade e a constante de velocidade para esta reação. Qual a 
ordem desta reação?
Solução: Do experimento 1 para o 2, dobra-se a concentração de H2 e fixa-se a de NO. Como 
resultado, a velocidade da reação dobra, logo, a ordem é 1 em relação ao H2. Agora, do 1 para o 3 
dobra-se o NO, enquanto fixa-se o H2. O resultado é que a velocidade de quadruplica, logo a reação 
é de 2ª ordem em relação ao NO. Portanto a lei é: v = k [H2][NO]
2. A ordem da reação, portanto, é 1 
+2 = 3. Ou seja, 3ª ordem total. 
Para encontrar a constante k, basta substituir na lei de velocidade os valores de [H2], [NO] e v de 
qualquer uma das 3 linhas. Escolhendo a 1ª linha, temos:
0,10 (mol/L.s) = k . (0,10 mol/L).(0,10 mol/L)2 → 0,10 (mol/L.s) = k . (0,0001) mol3/L3
k = 100 L2/mol2.s
Equações Integradas de velocidade
Para o estudo da velocidade das reações é importante dispor de equações que nos digam a concentração do
reagente (ou do produto) em qualquer tempo em que a reação esteja ocorrendo, ou calcular o tempo para se
obter uma certa concentração desejada. Para isso, vamos considerar duas situações: uma reação elementar de
1ª ordem e uma de 2ª ordem.
Reação de 1ª ordem
Considere a reação: A→ produtos. Podemos escrever sua velocidade na forma diferencial como:
Como é uma reação de 1ª ordem, também, pela lei da velocidade temos: v = k[A]
Combinando as duas equações:
Isso é uma equação diferencial, cuja solução é: ln [A] = ln [A]0 - kt
dt
]A[d
v
−
=
]A[k
dt
]A[d
=
−
Equações Integradas de velocidade
Exercício 5
Um certo reagente A entra num reator com concentração 20 mol/L, se decompondo através de 
uma lei de velocidade de 1ª ordem. Sendo a constante de velocidade k = 0,02 min-1, em quanto 
tempo teremos apenas 4 mol/L de A no reator?
Exercício 5
Um certo reagente A entra num reator com concentração 20 mol/L, se decompondo através de 
uma lei de velocidade de 1ª ordem. Sendo a constante de velocidade k = 0,02 min-1, em quanto 
tempo teremos apenas 4 mol/L de A no reator?
Solução: Aplicando a equação da 1ª ordem:
ln [A] = ln [A]0 - kt
ln (4) = ln(20) – 0,02 (min-1) . t
1,386 = 2,996 - 0,02 (min-1) . t → t = 80,5 min
Equações Integradas de velocidade
Reação de 2ª ordem
Considere a reação: A→ produtos. Podemos escrever sua velocidade na forma diferencial como:
Como é uma reação de 2ª ordem, também, pela lei da velocidade temos: v = k[A]2
Combinando as duas equações:
A solução da equação diferencial, é:
2]A[k
dt
]A[d
=
−
dt
]A[d
v
−
=
Equações Integradas de velocidade
Exercício 6
Repita o Exercício 5, considerando agora que a reação é de 2ª ordem (k = 0,02 L/mol.min)
Exercício 7
Repita o Exercício 5, considerando agora que a reação é de 2ª ordem (k = 0,02 L/mol.min)
Solução: Aplicando a equação da 2ª ordem:
0,25 = 0,05 + 0,02 (L/mol.min). t → t = 10 min
Teoria das colisões
Em qualquer reação química os átomos que formam os reagentes se rearranjam formando os
produtos. Os reagentes se transformam em produtos através das colisões que os átomos dos
reagentes exercem uns sobre os outros. Assim, pode-se dizer que a velocidade da reação é
proporcional ao número de colisões por segundo entre as moléculas dos reagentes. Porém,
nem todos os choques são efetivos, ou seja, nem todas as colisões entre os átomos
constituintes dos reagentes formam os produtos. Quando isso acontece, pode-se dizer que as
colisões foram não-efetivas.
Para que uma colisão seja efetiva é necessário que os átomos colidam numa certa orientação
espacial favorável. Nesse momento há a formação de moléculas em estado intermediário,
caracterizado pela formação de um complexo ativado, isto é, uma estrutura altamente
energética que, ao ser convertida nos produtos, libera energia.
Formação do 
complexo ativado 
para a reação O2 + 
N2→ 2NO
Fonte: Usberco
e Salvador-
Química-Volume 
único- 5ª 
edição. Saraiva.
Para a formação do complexo ativado, as moléculas dos reagentes, além de estarem numa
posição geométrica favorável para reagirem precisam receber também uma certa energia para
isso. Essa energia, que é necessária para que a reação se inicie, é denominada Energia de
Ativação (Ea). Assim:
Essa energia e ativação é necessária tanto para as reações exotérmicas, quanto as
endotérmicas. Seus diagramas estão mostrados abaixo:
Na prática, diferentes reações químicas possuem diferentes Ea’s e quanto menor a energia de
ativação, maior a velocidade da reação.
.
Fonte: Usberco
e Salvador-
Química-Volume 
único- 5ª 
edição. Saraiva.
Exercício 6
O gráfico abaixo mostra a variação de energia potencial quando o monóxido de carbono (CO) é oxidado a CO2 pela ação 
do NO2, de acordo com a equação:
Assinale a alternativa falsa:
)g(NO)g(CO)g(NO)g(CO 22 +→+
Fonte: Usberco e Salvador- Química-
Volume único- 5ª edição. Saraiva.
Fatores que influenciam a velocidade 
das reações químicas
1) Concentração dos reagentes: Quanto maior a concentração dos reagentes,
maior a velocidade da reação.
Fonte: Brady-Química Geral-
Vol. 2- LTC editora.
Fatores que influenciam a velocidade 
das reações químicas
2) Superfície de contato entre os reagentes: Quanto maior a área de contato entre
os reagentes, maior a velocidade da reação
Comparação na queima de carvão de churrasco em pó e em pedaços
Fonte: Usberco e Salvador- Química-
Volume único- 5ª edição. Saraiva.
Fatores que influenciam a velocidade 
das reações químicas
3) Temperatura: Quanto maior a temperatura, maior a velocidade da reação
Fonte: Brady-Química Geral-
Vol. 2- LTC editora.
Fatores que influenciam a velocidade 
das reações químicas
3) Temperatura: Quanto maior a temperatura, maior a velocidade da reação
Fonte: Brady-Química Geral-
Vol. 2- LTC editora.
Regra de Van’t Hoff: um aumento de 10°C numa reação chega a dobrar a velocidade de 
uma reação (não é regra!)
Fatores que influenciam a velocidade 
das reações químicas
4) Catalisadores: O uso de catalisadores cria um caminho alternativo de mais baixa energia de
ativação para a reação.
Fonte: Usberco e Salvador- Química-
Volume único- 5ª edição. Saraiva.
Fatores que influenciam a velocidade 
das reações químicas
4) Catalisadores: O uso de catalisadores cria um caminho alternativo de mais baixa energia de
ativação para a reação.
Fonte: Usberco e Salvador- Química-
Volume único- 5ª edição. Saraiva.
Características do catalisador:
- Não é consumido na reação;
- Não altera a quantidade de produtos;
- Não afeta a quantidade de energia absorvida ou liberada na reação
2
MnO
3 O3KCl2KClO2
2 +⎯⎯ →⎯
Equilíbrio Químico
Existem reações químicas que não ocorrem completamente, devido ao fato de que a transformação dos
reagentes em produtos pode ocorrer também no sentido inverso (ou seja, produtos voltando ao estado de
reagentes). Ou seja, tratam-se de reações reversíveis, onde as reações direta (reagentes → produtos) e inversa
(produtos → reagentes) ocorrem simultaneamente. Quando a velocidade da reação direta for exatamente igual à
velocidade da reação inversa, diz-se que o equilíbrio químico foi atingido.
Dado o equilíbrio químico: Reagentes Produtos, a velocidade das reações direta e inversa com o tempo segue o 
comportamento abaixo:
Equilíbrio Químico
Lei da ação das massas
Seja o equilíbrio químico dado por:
aA + bB cC + dD
A velocidade da reação direta é: k1[A]
a.[B]b
A velocidade da reação inversa é: k2[C]
c.[D]d
Igualando as duas velocidades e fazendo Kc = k1/k2, teremos:
Em que Kc é chamada de constante de equilíbrio.
ba
dc
]B[]A[
]D[]C[
Kc =
Equilíbrio Químico
Exemplos
No equilíbrio:
A expressão para a constante de equilíbrio, é:
E para :
Será:
)g(NH2)g(H3)g(N 322 +
]N[]H[
]NH[
Kc
2
3
2
2
3=
)g(ON)g(NO2 422 
2
2
42
]NO[
]ON[
Kc =
Equilíbrio Químico
A constante de equilíbrio Kc pode ser entendida como a prevalência da reação num determinado sentido. Então
teremos as seguintes situações.
Fonte: Usberco e Salvador- Química-
Volume único- 5ª edição. Saraiva.
Equilíbrio Químico
A constante de equilíbrio Kc pode ser entendida como a prevalência da reação num determinado sentido. Então
teremos as seguintes situações.
Fonte: Usberco e Salvador- Química-
Volume único- 5ª edição. Saraiva.
Equilíbrio Químico
Constante de equilíbrio em termos de pressão
Em equilíbrios onde, pelo menos, um dos constituintes é um gás, podemos ter sua constante de equilíbrio em termos
de sua pressão parcial. Assim, a constante de equilíbrio em termos da pressão (Kp) para o equilíbrio:
É:
Onde PA,PB,PC e PD são as pressões parciais dos gases A,B,C e D.
aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) (1)
b
B
a
A
d
D
c
C
PP
PP
Kp =
Princípio de Le-Châtelier
• O Princípio de Le-Châtelier (ou princípio de fuga) afirma que, quando um equilíbrio químico é
perturbado (com relação á pressão, temperatura ou adição e remoção de reagentes), o sistema reage
de forma a anular ou minimizar a perturbação causada. As perturbações externas incluem:
• Adição/remoção de reagentes/produtos
• Aumento/diminuição da temperatura
• Aumento/diminuição da pressão (reações gasosas)
Princípio de Le-Châtelier
Adição/remoção de reagentes/produtos
✓Considere o processo de Haber.
✓Se H2 é adicionado enquanto o sistema está em equilíbrio, o sistema deve responder para neutralizar o H2
adicionado;
✓O sistema deve consumir o H2 e levar aos produtos até que um novo equilíbrio seja estabelecido;
✓Portanto, a [H2] e a [N2] diminuirão e a [NH3] aumentará;
✓Se, no entanto, retirarmos H2, o contrário deve ocorrer.
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Princípio de Le-Châtelier
Princípio de Le-Châtelier
✓A adição de um reagente ou produto desloca o equilíbrio para longe do
aumento;
✓A remoção de um reagente ou produto desloca o equilíbrio no sentido da
diminuição;
Então, para otimizar a quantidade de produto no equilíbrio, precisamos inundar o
recipiente de reação com reagente e continuamente remover o produto;
•Adição/remoção de reagentes/produtos
Princípio de Le-Châtelier
•Aumento/diminuição da temperatura
✓A constante de equilíbrio depende da temperatura.
✓Para uma reação endotérmica, H > 0 e o calor pode ser considerado um
reagente.
✓Para uma reação exotérmica, H < 0 e o calor pode ser considerado um
produto.
Princípio de Le-Châtelier
•Aumento/diminuição da temperatura
•A adição de calor (por ex. o aquecimento do recipiente) favorece a reação no 
sentido contrário ao:
–se H > 0, a adição de calor favorece a reação direta,
–se H < 0, a adição de calor favorece a reação inversa.
•A remoção de calor (por ex. o resfriamento do recipiente), favorece a reação no 
sentido da diminuição:
–se H > 0, o resfriamento favorece a reação inversa,
–se H < 0, o resfriamento favorece a reação direta.
Princípio de Le-Châtelier
•Aumento/diminuição da temperaturaExemplo
Onde a reação é endotérmica (∆H > 0) 
–O Co(H2O)6
2+ é rosa claro e o CoCl4
2- é azul.
–Se uma mistura púrpura clara em equilíbrio e à temperatura ambiente é colocada em um 
béquer de água quente, a mistura fica azul escura.
–Uma vez que o H > 0 (endotérmico), a adição de calor favorece a reação direta, neste 
caso, a formação de CoCl4
2- azul.
–Se, por outro lado, a mistura azul é colocada de volta em um recipiente com água gelada, 
a mistura volta a ser púrpura.
Princípio de Le-Châtelier
Aumento/diminuição da pressão (reações gasosas)
Considere novamente a reação:
✓Um aumento na pressão favorece o sentido que tenha menos
quantidade(diminuição do número de mols) de matéria de gás; Nesse
caso, favorece a produção de amônia.
✓Em uma reação com a mesma quantidade de matéria de produtos e
reagentes gasosos, a pressão não tem nenhum efeito.
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Não esqueça de estudar o material! Até a próxima Webconferência!
Grande abraço!