Tema VI - Cinética Química

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SOLUÇÕES
& 
CINÉTICA QUÍMICA
Conceito de Soluto e de Solvente
• Solução - mistura homogénea de duas ou mais
substâncias, encontrando-se ambas na mesma fase
• Solvente – fase dispersante
• Soluto - fase dispersa
➢ Soluções sólidas, líquidas e gasosas
Unidades de Concentração de Soluções
• Molaridade (M) - número de moles do
soluto por litro de solução
Exemplo 1.1: Determine a molaridade de
uma solução obtida pela dissolução de 43.785
g de NaCl em 1,5 litros de água.
Exemplo 1.2: Determine a molaridade uma
solução de K2CrO4 (cromato de potássio)
preparado pela dissolução de 19.4 g em 1 litro
de água.
Molalidade (m)
• número de moles do soluto por quilograma
do solvente
𝑚𝑜𝑙𝑎𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 =
número de moles do soluto
massa do solvente Kg
Exemplo 2.1: Calcule a molalidade de uma
solução obtida pela dissolução de 43.785 g de
NaCl em 1,5 litros de água.
Exemplo 2.1: Calcule a molalidade de uma
solução de K2CrO4 (cromato de potássio)
preparado pela dissolução de 19.4 g em 1 litro
de água.
Fracção Molar (X)
• fracção molar de um componente particular
é definida como o número de moles deste
componente particular dividido pelo número
total de moles de todos os componentes na
mistura (solução).
𝑋A =
𝑛A
𝑛A+𝑛B+𝑛C+⋯
Exemplo 3.1: Uma solução é obtida pela dissolução
de 43.785 g de NaCl em 1,5 litros de água. Determine
a fracção de cada componente.
Exemplo 3.2: Uma solução de K2CrO4 (cromato de
potássio) é preparado pela dissolução de 19.4 g em 1
litro de água. Determine a fracção de cada
componente.
Exemplo 3.3: Uma solução é formada por 1.00 mol
de etanol, C2H5OH, dissolvido em 9.00 mol de água.
Determine a fracção molar de etanol.
Percentagem ponderal
• representa a massa deste componente
dividida pela massa total da solução,
multiplicada por 100.
• O valor não multiplicado por 100
representa a fracção em peso.
%A =
mA
mA+mB+mC+⋯
× 100%
Exemplo 3.1: Uma solução é obtida pela
dissolução de 43.785 g de NaCl em 1,5 litros de
água. Determine a percentagem ponderal de cada
componente.
Exemplo 3.2: Uma solução de K2CrO4 (cromato
de potássio) é preparado pela dissolução de 19.4 g
em 1 litro de água. Determine a percentagem
ponderal de cada componente.
CINÉTICA QUÍMICA
Seja Bem-Vindo a
Maputo
Seja Bem-Vindo a 
Xai-Xai
Partida: 09:00 
Chegada: 11:00 
Distância: 200 km
tempo dispendido: 2 horas
hkm
h
km
t
d
Vm 100
2
200
==


=
Conceito físico de 
velocidade média
∆tempo = intervalo de 
tempo
∆C = módulo da variação 
da concentração do 
reagente ou do produto
|∆C|
∆tempo
Vm = velocidade da 
reacção
Vm =
Velocidade média da reacção
Vm = velocidade de 
consumo/formação
Velocidade das reacções químicas
2 NaN
3(s)
 2 Na(s) + 3 N2(g)
Gás que infla o airbag
2 Fe
(s)
 + 3/2 O
2(g)
Fe
2
O
3
(s) Ferrugem
reacção rápida
reacção lenta
Velocidade média e estequiometria
Considerando a reacção genérica:
d
V
c
V
b
V
a
V
V
DCBA
m ====
aA + bB → cC + dD
As letras minúsculas são os coeficientes (nº de mol) e as
maiúsculas são as substâncias participantes da reacção.
Velocidade média da reacção
2A B
2 mol de A são consumidas para a formação de 1 mol de B.
Vm = 
[B]
t
Vm = -
[A]
t
1
2
2 A → 4B + C
2 → 4 + 1
0,02 mol/L.min 0,04 mol/L.min 0,01 mol/L.min
Vm =
0,02 mol/L.min
=
0,04 mol/L.min
=
0,01 mol/L.min
2 4 1
Vm = 0,01 mol/L.min
Velocidade média da reacção
Tempo 
(min)
N2O5
(M)
NO2
(M)
O2
(M)
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:
min.0064,0
min0min5
|112,008,0|
)50(
)50(
LmolV
LmolLmol
V
m
m
=
−
−
=
→
→
2 N2O5(g) → 4 NO2(g) + O2(g)
b) Velocidade média de 
consumo do N2O5 entre 
t = 10 e t = 20 min: min.0028,0
min10min20
|056,0028,0|
)2010(
)2010(
LmolV
LmolLmol
V
m
m
=
−
−
=
→
→
Velocidade de consumo e de formação
a) Velocidade média de 
produção do NO2 entre 
t = 0 e t = 5 min:
min.0128,0
min0min5
|0064,0|
)50(
)50(
LmolV
LmolLmol
V
m
m
=
−
−
=
→
→
b) Velocidade média de 
produção do NO2 entre 
t = 20 e t = 30 min: min.014,0
min10min30
|168,0196,0|
)3020(
)3020(
LmolV
LmolLmol
V
m
m
=
−
−
=
→
→
2 N2O5(g) → 4 NO2(g) + O2(g)
Tempo 
(min)
N2O5
(M)
NO2
(M)
O2
(M)
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
Velocidade de consumo e de formação
0
0.02
0.04
0.06
0.08
0.1
0.12
0.14
0.16
0.18
0.2
0 5 10 15 20 25 30
C
o
n
ce
n
tr
aç
ão
 (
m
o
l/
L
)
Tempo (min)
Representação Gráfica
N2O5 (mol/L)
NO2(mol/L)
O2(mol/L)
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
Ex: 2 N2O5(g)→ 4 NO2(g) + 1 O2(g)
Representação gráfica da velocidade
Lei de acção das massas (1864):
“a velocidade de uma reacção é directamente
proporcional ao produto das concentrações molares
dos reagentes, elevadas aos expoentes, determinados
experimentalmente”.
Lei de Guldberg-Waage ou 
Lei da velocidade
[C] = concentração 
molar dos reagentes
v= k [C]n
k = constante de 
velocidade
n = ordem dos 
reagentes
a A + b B → c C + d D
V = k [A]n [B]m
V = velocidade da reacção;
k = constante da reacção;
[A] e [B] = concentrações molares de A e B;
n = coeficiente de A; ordem da reacção em relação a A;
m= coeficiente de B; ordem da reacção em relação a B;
n + m = ordem global da reacção.
Lei de Guldberg-Waage ou 
Lei da velocidade
Ordem da reacção
• soma das potências dos termos de concentração que 
aparecem na equação de velocidade da reacção 
química.
• número inteiro pequeno,
• zero
• fraccionário.
• grandeza, normalmente, obtida experimentalmente.
dt
dC
v a=
dt
dC
v aa −=−
Velocidade instantânea
Importante (1):
1. A lei da velocidade deve ser aplicada para reacções
elementares (reacções que ocorrem em uma única
etapa).
2. No mecanismo de reacções (que ocorrem em várias
etapas) devemos considerar a etapa lenta como a
propulsora da expressão da lei da velocidade: etapa
determinante da reacção.
2 NO + O2 2 NO2
Reacção com duas etapas
3. k é a constante de velocidade e depende
fundamentalmente da temperatura.
4. Substâncias no estado sólido não participam da
expressão de velocidade.
Importante (2):
Ex. 1: Na2O(s) + CO2(g) → Na2CO3(s)
V = k [CO2]
Alguns exemplos:
Ex. 2: Dada a reacção elementar:
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
Lei da velocidade: 
V= k [N2] [H2]
3
Ordem da reacção: 1+3= 4 então 
4ª ordem
Ex. 3: 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
Teoria de colisões
1. Para que ocorra reacção é necessário que as 
moléculas colidam entre si.
2. As moléculas que colidem devem ter valores 
mínimos de energia (Ea).
3. As moléculas que colidem devem estar favorável e 
apropriadamente orientadas. 
Teoria de colisões
Reacção reversível e 
exotérmica (directa)
As colisões devem ocorrer
com energia minima (Ea) 
para atingirem o CA.
Teoria de colisões
Teoria de colisões
reagentes complexo activado produtos
Factores que influenciam a velocidade
❑ Natureza dos reagentes (rompimento e formação de
ligações)
❑ Estado físico (gases>soluções>líquidos puros>sólidos)
❑ Temperatura (+Ec)
❑ Pressão
❑ Concentração dos reagentes (há excepções)
❑ Superfície de contacto
❑ Catalisador (ou inibidor)
❑ Luz
Superfície de contacto 
Quanto maior a superfície de contacto 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 reacção.
Ex: 40kg de lenha rachada (queima mais rápido)
40kgde toro de madeira (queima mais lento)
Temperatura
Aumento da temperatura, + Ec das moléculas
reagentes, + no número de colisões e + moléculas com
energia igual ou superior à Ea, aumentado a
velocidade da reacção.
Ex: lavar roupas em água fria (demora mais para
retirar manchas)
lavar roupas em água quente (retira as
manchas mais rapidamente)
Concentração (1-2)
Aumento da concentração (quantidade ou até mesmo
a pressão de um gás) aumento do número de choques
entre as partículas reagentes, o que consequentemente
aumenta a velocidade da reacção.
Concentração (2-2)
4 colisões
6 colisões
9 colisões
adicionando
adicionando
Catalisador
• espécie química que promove o aumento da
velocidade de uma reacção através da diminuição da
Ea.
• participa temporariamente no processo, formando com
os reagentes um CA menos energético. No final da
reacção é recuperado, sem sofrer alteração na sua
composição ou massa.
Ex.: N2(g) + 3H2(g) → 2NH3 ; V1
N2(g) + 3H2(g) 2NH3 ; V2
Fe(s)
Catalisador (cont.)
Catalisador (cont.)
Catálise homogênea
- catalisador e reagentes estão no mesmo estado físico 
(sistema monofásico).
2H2O2 (aq) 2H2O (l) + O2 (g)⎯⎯⎯ →⎯
−
)(aqOH
Catálise heterogênea
- catalisador e reagentes se encontram em estados 
físicos diferentes (sistema polifásico).
C2H4 (g) + H2 (g) C2H6 (g)⎯⎯→⎯
)( sNi
Catálise enzimática
Algumas reacções que ocorrem rapidamente dentro do
corpo humano, demorariam muito tempo para ocorrer
fora, isto porque no corpo humano temos enzimas que
são catalisadores.
A acção de uma enzima é altamente específica, ou seja,
geralmente cada enzima catalisa uma única reacção.
Ex.: C12H22O11 (aq) + H2O 2 C6H12O6 (aq)
A decomposição do amido ocorre sob catalisação da
enzima ptialina (encontrada na saliva), caso contrário
levaria dias.
maltase
Catálise enzimática
Catálise no processo Ostwald
Fio quente de Pt numa
solução de NH3Catalisadores de Pt-Rh usados
no processo Ostwald
4NH3 (g) + 5O2 (g) 4NO (g) + 6H2O (g)
Pt
2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g)
2NO2 (g) + H2O (l) HNO2 (aq) + HNO3 (aq)