CINÉTICA QUÍMICA Estudo da velocidade das reações químicas e dos fatores que nela influem.
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CINÉTICA QUÍMICA
Estudo da velocidade das reações químicas e dos
fatores que nela influem.
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I CA
CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES CINÉTICAS
I - Quanto à velocidade
Rápidas: neutralizações em meio
aquoso, combustões,...
Lentas: fermentações, formação
de ferrugem,...
CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES CINÉTICAS
II - Quanto ao mecanismo
Elementares : ocorrem numa só etapa.
H2 + I2 2 HI
Complexas : ocorrem em duas ou
mais etapas.2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g)
1a etapa (rápida) : 2 NO(g) N2O2(g)
2a etapa (lenta) : N2O2(g) + O2(g) 2 NO2(g)
reação global : 2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g)
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VELOCIDADE DAS REAÇÕES
I - Velocidade média (vm)
Representa a variação na quantidade de um reagente ou produto num intervalo de tempo.
t
Cou
t
Vou
t
nou
t
mvm
m = massa, n = no mols, V = volume, C = concentração molar
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Representação gráfica
O gráfico acima mostra como variam as concentrações de reagente (N2O5) e produtos (NO2 e O2) , com o passar do tempo.
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VELOCIDADE DAS REAÇÕES
II - Velocidade instantânea (vi ou v)
Representa a variação na quantidade de um reagente ou produto num instante (menor intervalo de tempo que se possa imaginar).
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A velocidade instantânea de uma
reação é obtida através de uma
expressão matemática
conhecida como LEI DA AÇÃO DAS MASSAS ou LEI
CINÉTICA, proposta por Gulberg e
Waage, em 1876.
Cato Gulberg
Peter WaageC
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Para uma reação genérica homogênea
aA(g) + bB(g) xX(g) + yY(g)
a velocidade instantânea é calculada pela expressão
v = k [A][B]
onde
k = constante de velocidade
[A] e [B] = concentrações molares
e = ordens ou graus
Prof. Mateus Andrade
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Nas reações elementares as ordens são iguais aos próprios coeficientes ( = a e = b);
Nas reações complexas as ordens são iguais aos coeficientes da etapa
mais lenta da reação, conhecida através do mecanismo da mesma.
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Exemplo
I - Reação elementar
H2 + I2 2 HI
Lei de velocidade (instantânea)
v = k [H2]1[I2]1
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Exemplo
II- Reação complexa
2 NO + O2 2 NO2
* Mecanismo2 NO N2O2 (etapa lenta)
N2O2 + O2 2 NO2 (etapa rápida)
2 NO + O2 2 NO2 (reação global)
Lei de velocidade (instantânea)
v = k [NO]2
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PORQUE OCORREM AS REAÇÕES QUÍMICAS ?
I - Colisões intermoleculares
CIN
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a) Não-eficazes ou não efetivas
(não formam-se produtos) * sem energia de colisão suficiente ou
geometria de colisão inadequada.
b) Eficazes ou efetivas(formam-se os produtos)
* com energia de colisão suficiente e geometria de colisão adequada.
Exemplo de colisão eficaz (geometria favorável)C
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I CA Reação: HBr + O2 HBrO2
Colisões em geometria desfavorável C
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PORQUE OCORREM AS REAÇÕES QUÍMICAS ?
II - Energia mínima para reagir (Energia de Ativação - Ea)
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Além de colisões com orientação espacial adequada, as moléculas devem apresentar uma energia cinética mínima que propicie
a ruptura das ligações entre os reagentes e formação de novas ligações, nos produtos.
Quanto maior a Ea, mais lenta a reação !
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Representações gráficas
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Fatores que influem na velocidade das reações
a ) Área de contato entre os reagentes;
b ) Concentração dos reagentes;
c) Temperatura e Energia de Ativação;
d) Radiações e descargas elétricas;
e) Ação de catalisadores.
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a) Área de contato entre os reagentes
Esse fator tem sentido quando um dos reagentes for sólido. Exemplo:
Fe(prego) + H2SO4(aq) FeSO4(aq) + H2(g) (v1)
Fe(limalha) + H2SO4(aq) FeSO4(aq) + H2(g) (v2)
* na segunda reação a área de contato é maior !
Portanto : v2 > v1
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b) Concentração dos reagentes
A velocidade é proporcional à concentração dos reagentes. Esse
fator é expresso pela LEI DA AÇÃO DAS MASSAS ou LEI CINÉTICA
(Gulberg e Waage)
v = k [A][B]
k = constante cinética
[A] e [B] = concentrações molares
e = ordens cinéticas (dadas no problema)
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c) Temperatura e Energia de Ativação
As variações de temperatura modificam o valor da constante de velocidade (k).
Um aumento na T, aumenta a freqüência das colisões intermoleculares e aumenta a energia cinética das moléculas fazendo com que um maior número alcance a energia mínima para
reagir (Eativação).
Um aumento na energia cinética (agitação molecular) favorece a ruptura das ligações.
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d) Ação de catalisadores
Catalisadores são substâncias que, quando presentes, aumentam a velocidade das reações
químicas, sem serem consumidos. Ao final encontram-se qualitativa e quantitativamente
inalterados.
Os catalisadores encontram “caminhos alternativos” para a reação, envolvendo menor
energia (diminuem a Energia de Ativação), tornando-a mais rápida.
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Exemplo
SO2(g) + ½ O2(g) SO3(g) Ea = 240 kJ/mol
sem catalisador
Utilizando NO2(g) como catalisador a Ea se reduz para 110 kJ/mol, tornando a reação
extremamente mais rápida !
Mecanismo da reaçãoSO2 + NO2 SO3 + NO E1 (consumo do catalisador)NO + ½ O2 NO2 E2 (regeneração do catalisador)
Reação global: SO2 + ½ O2 SO3 E = 110 KJ/mol
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Características dos catalisadores
a) Somente aumentam a velocidade;
b) Não são consumidos;
c) Não iniciam reações, mas interferem nas que já ocorrem sem a sua presença;
d) Podem ser utilizados em pequenas quantias, visto que não são consumidos;
e) Seus efeitos podem ser diminuídos pela presença de “venenos de catálise”.
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Como funciona o catalisador automotivo ?