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1 Cinética Química IV Cinética Química: Velocidade média, instantânea e inicial. Lei cinética. Fatores que influenciam a velocidade. Mecanismos reacionais. Catálise.

2 Cinética Química Cinética Química é a área da química que estuda a rapidez ou velocidade com que uma dada reação química ocorre. Existem reações que são extremamente rápidas - explosão da nitroglicerina e outras muito lentas, como a reação entre o gás hidrogénio e o oxigénio para a formar de água. 2

3 Cinética Química 3

4 Cinética Química 4

5 Fatores que influenciam a velocidade de uma Reação Química Superfície de contacto: Quanto maior a superfície de contacto, maior a velocidade da reação; Temperatura: Um aumento na temperatura, geralmente, aumenta a velocidade das reações; Catalisadores: São substâncias químicas capazes de acelerar determinadas reações sem serem consumidas durante o processo; Concentração dos reagentes: Com o aumento da concentração dos reagentes há um aumento no número de choques efetivos entre as suas partículas constituintes, o que resulta num aumento da velocidade da reação. 5

6 Velocidade de uma reação Na física velocidade é uma medida da variação do espaço percorrido(δs) por intervalo de tempo (Δt): v = ΔS Δt Quando se trata de quantificar a velocidade de uma reação química, mede-se a variação das quantidades de reagentes e produtos (Δ[ ]) durante uma reação expressa em termos de molaridade (concentração em mol/l). Durante uma reação química, os reagentes são consumidos para que os produtos sejam formados. 6

7 Velocidade de uma reação Numa reação química pode calcular-se a velocidade com que um reagente é consumido ou a velocidade com que um produto é formado. Em ambos os casos, o cálculo é realizado a partir da relação entre a variação da concentração e a variação do tempo: v = Δ[ ] Δt Para determinar a velocidade média com que uma reação (v r ) ocorre, devemos conhecer a velocidade (v x ) de qualquer um dos participantes da reação e dividi-la pelo seu coeficiente estequiométrico da reação: v r = v x n 7

8 Velocidade de uma reação - exemplo Seja a equação que representa a reação de formação da amónia. N H 2 2 NH 3 À medida que a reação evolui, a quantidade de reagentes diminui e a quantidade de produtos aumenta, de acordo com a tabela a seguir: Utilizando os dados da tabela, é possível determinar a velocidade de cada um deles no intervalo de 0 a 2 minutos de reação: Para o N 2 A concentração varia de: Δ[N 2 ] = 0,1 0,2 Δ[N 2 ] = 0,1 mol/l O tempo varia de: Δt = 2 0 Δt = 2 min 8

9 Velocidade de uma reação - exemplo A velocidade de consumo de N 2 será, então: v = Δ[N 2 ] Δt v = 0,1 2 v = 0,05 mol.l -1.min -1 Para o H 2 A concentração varia de: Δ[H 2 ] = 0,3 0,6 Δ[H 2 ] = 0,3 mol/l O tempo varia de: Δt = 2 0 Δt = 2 min A velocidade de consumo de H 2 será, então: v = Δ[H 2 ] Δt v = 0,3 2 v = 0,15 mol.l -1.min -1 9

10 Velocidade de uma reação - exemplo Para o NH 3 A concentração varia de: Δ[NH 3 ] = 0,2 0 Δ[NH 3 ] = 0,2 mol/l O tempo varia de: Δt = 2 0 Δt = 2 min A velocidade de formação de NH 3 será, então: v = Δ[NH 3 ] Δt v = 0,2 2 v = 0,1 mol.l -1.min -1 10

11 Velocidade de uma reação - exemplo A velocidade média da reação de formação do NH 3 pode ser determinada por meio de qualquer uma das velocidades conhecidas de qualquer um dos participantes da reação. Se dividirmos a velocidade deles pelo coeficiente da reação obtemos os resultados da tabela abaixo Analisando a tabela, podemos concluir que o resultado do cálculo da velocidade média de uma reação será o mesmo independentemente do participante utilizado no cálculo. 11

12 Velocidade de uma reação análise gráfica Nos gráficos cinéticos, os reagentes (R) e os produtos (P) são representados por pequenas linhas horizontais. Os reagentes estão sempre posicionados próximos do eixo do y e os produtos, mais distantes do eixo y 12

13 Velocidade de uma reação análise gráfica O gráfico cinético tem a forma genérica de uma curva, que inicia nos reagentes, sobe e desce até os produtos - Porquê? 13

14 Energia de Ativação Para que uma reação ocorra é necessário: 1) Contato entre os reagentes: Reagentes em contato entre si; 2) Colisões favoráveis: As moléculas dos reagentes devem colidir umas com as outras de forma que o maior número de átomos delas entrem em contato. De acordo com a Termoquímica: durante a ocorrência de uma reação, cada reagente apresenta uma dada quantidade de energia mas além dessa, os reagentes também precisam entrar em contato com uma energia proveniente do meio exterior ENERGIA DE ATIVAÇÃO, Eat. Energia necessária para a ocorrência de uma reação Ex: para que a chama do fogão seja formada, é necessário fornecer uma faísca para permitir a ocorrência da reação entre o oxigénio e o gás de cozinha. 14

15 Energia de Ativação A colisão entre as partículas dos reagentes, com orientação favorável e uma energia de ativação suficiente, resulta num composto denominado complexo ativado. O complexo ativado não é um produto, mas sim um composto intermédio formado entre os reagentes e os produtos. Trata-se de um composto instável que, após ser originado, decompõe-se e forma os produtos. Ex: Representação da formação do complexo ativado do HF a partir da reação entre H 2 e F 2 : 15

16 Energia de Ativação As reações químicas mais rápidas são aquelas em que a energia de ativação utilizada pelos reagentes é menor, o que resulta em uma formação mais rápida do complexo ativado 16

17 Velocidade de uma reação análise gráfica 17

18 Catalisadores CATALISADOR - substância capaz de acelerar a velocidade com que se processam determinadas reações químicas sem sofrer alterações, ou seja, não é consumido, mas regenera-se completamente no final. Exemplo: A água oxigenada (solução aquosa de peróxido de hidrogénio H 2 O 2 ), por exemplo, sofre uma decomposição muito lenta em condições ambiente, formando o gás oxigênio e a água, conforme a equação química a seguir: 2 H 2 O 2 2 H 2 O + O 2 Essa reação é acelerada quando a água oxigenada é colocada sobre alguma ferida. Isso pode ser visto por meio das bolhas que se formam pela formação intensa do gás oxigénio. O que aumentou a velocidade dessa reação? Um catalisador biológico, também chamado de biocatalisador, que é uma enzima presente no sangue denominada catalase. 18

19 Catalisadores A reação que ocorre na presença de um catalisador é chamada de CATÁLISE. Nas equações químicas o catalisador é representado através de uma seta, uma vez que ele não participa nem como reagente nem como produto. Os catalisadores não aumentam a quantidade de produto da reação, apenas aceleram o processo. 19

20 Catalisadores Como é que os catalisadores aumentam a velocidade das reações? Eles trocam o mecanismo pelo qual a reação se processa, ou seja, eles formam um caminho alternativo para que a reação ocorra com uma energia de ativação menor. Exemplo: seja seguinte reação genérica ocorra sem o uso de catalisadores: A 2 + B 2 2 AB Assim como ocorre com todas as reação, essa também será realizada somente se os reagentes atingirem a energia de ativação, que é a energia mínima para que se forme o complexo ativado, uma estrutura intermediária e instável entre os reagentes e os produtos. 20

21 Catalisadores A energia de ativação tem um valor elevado na formação do complexo ativado e ela funciona como uma espécie de obstáculo para que a reação ocorra: 21

22 Catalisadores Se usarmos um catalisador C para a realização dessa reação, ele combinar-se-á com um dos reagentes, formando o composto intermédio que, por sua vez, transformar-seá no produto esperado, e o catalisador será regenerado. A 2 + B 2 2 AB 1ª etapa: A 2 + C A 2 C (composto intermédio ) 2ª etapa: A 2 C + B 2 2 AB + C (produto) (catalisador) Quando a reação se processa por esse caminho, a energia de ativação é menor. 22

23 Catalisadores Quanto menor é a energia de ativação, maior é a velocidade da reação e vice-versa. É assim que os catalisadores atuam, eles conseguem aumentar a velocidade das reações porque permitem que elas ocorram com uma menor energia de ativação. 23

24 Velocidade de uma reação análise gráfica reação sem catalisador reação com catalisador 24

25 Velocidade de uma reação análise gráfica reação sem catalisador reação com catalisador 25

26 Lei da Velocidade A velocidade de uma reação química qualquer pode ser calculada a partir de uma lei criada em 1864 por dois químicos, Cato Maximilian Guldberg e Peter Waage, ambos noruegueses, que realizaram um importante estudo experimental sobre os fatores que seriam determinantes na velocidade de uma reação. Eles descobriram que, numa reação química, a concentração dos reagentes, elevadas aos seus expoentes estequiométricos (números utilizados para acertar a equação) e a temperatura são fundamentais na determinação da velocidade de uma reação. A partir dessa constatação, criaram uma expressão matemática que representa a chamada Lei da ação das massas de Guldberg e Waage ou, simplesmente, Lei da velocidade: v = K. [A] a.[b] b 26

27 Lei da Velocidade v = K. [A] a.[b] b Onde: v = velocidade da reação; K = constante da velocidade, que depende exclusivamente da temperatura; [A ou B] = concentração em mol/l de cada reagente; a ou b = ordem de cada um dos reagentes (a ordem de um participante é a influência que ele exerce na velocidade da reação) corresponde ao coeficiente estequiométrico. 27

28 Lei da Velocidade a) Reação elementar É a reação química que se processa em uma única etapa. Assim sendo, a ordem de cada um dos reagentes que serão utilizados no cálculo da velocidade da reação é o próprio coeficiente estequiométrico presente na equação. Por exemplo: Equação da síntese da água 2H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O (l) Nessa reação podemos observar que o coeficiente estequiométrico do O 2 é 1 e do H 2 é 2. Assim, o O 2 é um reagente de 1 a ordem e o H 2 é um reagente de 2 a ordem. A expressão da velocidade para essa reação química seria: v = K. [H 2 ] 2.[O 2 ] 1 28

29 Lei da Velocidade b) Reação não elementar É uma reação química que se processa em mais de uma etapa, ou seja, para ocorrer, ela depende de outras reações para formá-la (reação global). Por exemplo: Analisando o exemplo, podemos observar que a síntese do óxido de ferro II (reação global) envolve três outras etapas (três outras reações químicas). Cada uma dessas etapas ocorre com uma velocidade diferente uma da outra. De acordo com Guldberg e Waage, a etapa mais lenta é a que contribui diretamente para a determinação da velocidade da reação. 29

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