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CINÉTICA QUÍMICA
“Ramo da Química que estuda a velocidade das reaçãoes e os fatores que a influenciam”
Reações rápidas
Reações Lentas
Medida da Velocidade
Considere a reação: C2H2 + 2H2 → C2H6
tempo (min) n (mols de C2H6 formado)
0 0
4 12
6 15
10 20
No intervalo de tempo de 0 a 4 min, a velocidade de formação do C2H6 é de v = 3 mols/min, obsevar que para os próximos intervalos de tempo a velocidade vai decaindo.
Velocidade da Substância Isolada: v = ∆n / ∆t
Medida da Velocidade Velocidade Média: Vm = Vr = VP = ∆n / c.∆t, onde c é
o coeficiente estequiométrico correspondente a cada substância que participa da reação.
tempo (min) n (mols de C2H2) n (mols de H2) n (mols de C2H6)
0 50 60 0
4 38 36 12
6 35 30 15
10 30 20 20
Para uma reação genérica: aA + bB → cC + dD, temos
Vm = ∆nA / a.∆t = ∆nB / b.∆t = ∆nC / c.∆t = ∆nD / d.∆t
Para o intervalo de tempo de 6 a 10 min, a velocidade média da reação é de 1,25mols/min.
Exercícios de fixação: 1. Um químico misturou 2mols de hidrogênio com 3mols de
cloro num recipiente adequado. Suponha que do início da mistura até 15s, a reação H2 + Cl2 → 2HCl ocorra conforme os dados da tabela:
Tempo (s) 0 1 3 6 10 12
mols H2 2,0 1,75 1,5 1,25 1,0 0,75
mols Cl2 3,0 2,75 2,5 2,25 2,0 1,75
mols HCl 0 0,5 1,0 1,5 2,0 2,5
a) Calcule a velocidade em relação a cada participante e a velocidade média da reação no intervalo de 10 a 15s.
b) Construa o gráfico que mostra a variação da concentração em mol em função do tempo de cada participante da reação.
Exercícios de fixação:
2. Um químico realizou a reação de decomposição do ácido carbônico: H2CO3 → H2O + CO2. Mediu a concentração molar de CO2 nos tempos 10s e 20s e obteve: 10s: [CO2] = 0,2mol/L 20s: [CO2] = 0,8mol/L Qual é a velocidade média dessa reação no intervalo de 10 a 20s?
3. Considere a equação: 2N2O5 (g) → 4NO2 + O2. Admita que a formação de O2 tem uma velocidade média constante igual a 0,05mol/s. A massa de NO2 formada em 1min é: (Dado: ma O: 16u, ma N = 14u) a) 96g b) 55,2g, c) 12,0g d) 552,0g e) 5,52g
Exercícios de fixação:
4. O gráfico abaixo representa a variação de concentração das espécies A, B e C com o tempo. Qual das alternativas a seguir contém a equação química que melhor descreve a reação representada pelo gráfico? a) 2A + B → C b) 2B + C c) A → 2B +C d) B + C → A e) B + 2C → A
0
0,5
1
1,5
2
2,5
3
3,5
0 2 4 6 8 10 12 14 16
C
B
A
Mecanismo das reações É a maneira que se processa uma reação
químicaTeoria das Colisões: “quebra das ligações dos reagentes e formação das ligações dos produtos”
Reação: H2 (g) + I2 (g) → 2HI(g)
Energia de Ativação
É a Energia necessária para iniciar a reação
Caminho da reação
Energia
H2 + I2
HI + HI
H2I2 – complexo ativado
Fatores que Influenciam uma Reação Química Estado físico dos reagentes;
Estado Cristalino dos reagentes;
Reagentes em soluções;
Área de contato entre os reagentes;
Temperatura e Radiações na reação;
Energia Elétrica;
Catalisadores;
Pressão sobre o sistema em reação;
Concentração dos reagentes.
“Os choques entre os reagentes aumentam à medida que as moléculas estão mais afastadas (líquidos e gases)”
Estado Físico dos Reagentes
“A estrutura amorfa possui ligações mais fracas do que na estrutura cristalina”
Estado Cristalino dos Reagentes
C(grafite) C(diamante)
estrutura amorfa estrutura cristalina
Reagentes em Soluções
“partículas solúveis possuem maior movimento aumentando o número de choques entre as várias espécies presentes na solução”
Área de Contato
“Maior área de contato aumenta o número de choques entre as reagentes”
Influência da Temperatura e das
Radiações
“A Tempertaura e Radiações aumentam a energia cinética das partículas dos reagentes aumentando o número de choques ”
> Ec
Influência da Energia Elétrica
“Influencia em reações de oxi-redução, pode iniciar uma combustão através de uma faísca elétrica, etc”
Influência dos Catalisadores
“Os Catalisadores aumentam a velocidade da reação reduzindo a energia de ativação das reações”
Caminho da reação
Energia
Tipos de Catalisadores
Catalisadores heterogênios: não participa diretamente da reação e forma uma fase distinta em relação aos reagentes.
Ex: H2(g) + O2(g) → H2O(l), na presença de Pt
Catalisadores homogêneos: participa diretamente da reação. Formando uma só fase com os reagentes e sendo recuperado na última etapa da reação.
Ex: decomposição do peróxido de hidrogênio na presemça de Fe+2
Reação geral: 2H2O2(aq) → 2H2O(l) + O2(g)
1a Etapa: H2O2(aq) + 2Fe+2(aq) + 2H+
(aq) → 2Fe+3(aq) + 2H2O(l)
2a Etapa: 2Fe+3(aq) + H2O2(aq) → 2Fe+2
(aq) + O2(g) + 2H+(aq)
P
> P
Influência da Pressão
“Maior pressão aumentam os choques entre os reagentes gasosos”
Influência da Concentração
“Maior concentração aumentam os choques entre os reagentes”
Exercícios de fixação:
1. Dada a seguinte reação: reagentes → complexo ativado → produtos + calor Represente em um gráfico energia x caminho da reação, os níveis das energias dos reagentes, complexo ativado e produtos.
2. Esboce os gráficos das seguintes reações: a) A + B → C Energia dos reagentes = 8Kj Energia dos produtos = 7Kj Energia de ativação = 17kj
b) A +B → R + Q Energia dos reagentes = 12Kj Energia dos produtos = 17Kj Energia de ativação = 20kj
Lei da Ação das Massas “A velocidade de uma reação química é diretamente
proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes elevadas a potências determinadas experimentalmente” Guldeberg e Waage
Para a reação: aA + bB → cC + dD
Temos: V = K.[A]a. [B]b
Onde:
K = constante cinética (varia com a temperatura)
a e b = ordem dos reagentes A e B (experimental)
a + b = ordem da reação
[ ] = concentração molar
Lei da Ação das Massas Observações:
1) Para reações que ocorrem em uma única etapa (reações elementares), as potências normalmente coincidem com os coeficientes dos reagentes;
2) Reações que ocorrem em mais de uma etapa, a velocidade da reação é dada pela etapa mais lenta;
3) Reagentes sólidos ou solventes não participam da expressão da velocidade;
4) Nas reações entre gases a velocidade pode ser expressa em função das pressões parciais dos reagentes. Para a reação aA(g) + bB(g) → cC(g) + dD(g), teremos:
V = K.pAa.pB
b
Lei da Ação das Massas
EXEMPLO
A reação NO2 (g) + CO(g) → CO2(g) + NO(g) ocorre em duas etapas:
2 NO2(g) → NO3(g) + NO (g) (etapa lenta)
NO3(g) + CO (g) → CO2(g) + NO2(g) (etapa rápida)
V = K . [NO2]2 ou V = K . P2NO2
Exercícios de fixação: 1. Escreva a equação da velocidade em função das
concentrações e das pressões parciais dos reagentespara cada uma das seguintes reações, supondo todas elementares:
a) 2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g) b) C(s) + O2(g) → CO2(g)
c) C(s) + 2S(s) → CS2(l) d) Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g)
2. Considere a reação de síntese da amônia, dada pela equação N2(g) + 3H2 → 2NH3(g), mantida a temperatura, o que ocorrerá com a velocidade da reaçlão se:
a) A concentração em mol/L do H2(g) for reduzida a terça parte e a do N2(g) for triplicada?
b) A pressão parcial do N2(g) for quadruplicada e a do H2(g) for triplicada?
Exercícios de fixação: 3. A cinética da reação 2HgCl2(aq) + C2O4
-2(aq) → 2Cl-
(aq) + 2CO2(g) + Hg2Cl2(s) foi estudada em solução aquosa, segundo a quantidade de matéria que precipita por litro de solução por minuto. Os dados obtidos estão na tabela a seguir em mol/L:
[HgCl2] [C2O4-2] V (mol/L.min)
0,100 0,150 1,8 x 10-5
0,100 0,300 7,2 x 10-5
0,050 0,300 3,6 x 10-5
a) Determine a equação da velocidade da reação
b) Calcule o valor da constante da velocidade da reação
c) Qual será a velocidade da reação quando as concentrações dos dois reagentes forem igual a 0,01 mol/L?