Química Geral e Inorgânica. QGI0001 Eng a. de Produção e Sistemas Prof a. Dr a. Carla Dalmolin. Cinética Química

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1 Química Geral e Inorgânica QGI0001 Eng a. de Produção e Sistemas Prof a. Dr a. Carla Dalmolin Cinética Química

2 Cinética Química É a área da química que está preocupada com a velocidade das reações químicas. Relacionada com a rapidez com que um medicamento é capaz de agir Considera os fatores que controlam essa velocidade Velocidade média de reação: representa a variação na quantidade de um reagente ou produto num intervalo de tempo Dada a reação : A B [ A] Velocidade média em relação a A: v t [ B] Velocidade média em relação a B: v t Unidade: mol/l.s

3 Lei da Velocidade As concentrações dos reagentes ou produtos são determinadas a qualquer momento durante o curso da reação por equações. Um modo de estudar a velocidade é determinar como a velocidade inicial da reação depende das concentrações iniciais dos reagentes. A equação que relaciona a velocidade de uma reação com a concentração dos reagentes é a Lei de Velocidade da Reação A Lei de Velocidade de uma reação depende da ordem da reação A ordem e a lei de velocidade de uma reação depende do mecanismo da reação

4 Lei da Velocidade a A + b B c C + d D v = k [A] n. [B] m Onde: k = constante de velocidade a uma dada temperatura n = ordem da reação em relação a A m = ordem da reação em relação a B OBS: em reações elementares n = a e m = b V = K [A] a. [B] b

5 Reações de Primeira Ordem A Lei de Velocidade depende da concentração de apenas um dos reagentes, elevado a primeira potência v = k. [A] 1 A constante de velocidade, nesse caso, pode ser determinada Vizinhança experimentalmente através da concentração inicial do reagente [A] 0 e o tempo decorrido para a reação acontecer: [ A] t [ A] 0e kt ou [ A] t ln [ A] ln[ A] t 0 kt ln[ A] 0 kt

6 Método Gráfico Ex.: C 2 H 6 2 CH 3 v = k[c 2 H 6 ] [C 2 H 6 ] t (min) 1, , , , ln[ A] t ln[ A] 0 kt Coeficiente linear Coeficiente angular ( 7,02) ( 6,56) Inclinação 13,3 1,7 k Inclinação ( 0,040) 0,040 0,040

7 Reações de Segunda Ordem A Lei de Velocidade depende da concentração de um dos reagentes, elevado a segunda potência v = k. [A] 2 Ou da concentração dos dois reagentes elevadas a primeira potencia v = k.[a].[b] [ 1 ] A t kt 1 [ A ] 0 Coeficiente angular Coeficiente linear

8 Teoria das Colisões PARA HAVER REAÇÃO É NECESSARIO QUE: 1. AS MOLÉCULAS DOS REAGENTES COLIDAM ENTRE SI; 2. A COLISÃO OCORRA COM GEOMETRIA FAVORÁVEL À FORMAÇÃO DO COMPLEXO ATIVADO; 3. A ENERGIA DAS MOLÉCULAS QUE COLIDEM ENTRE SI SEJA IGUAL OU SUPERIOR À ENERGIA DE ATIVAÇÃO. HI HI I 2 H 2 I 2 H 2

9 Mecanismo de Reação Segundo a Teoria das Colisões, para que uma reação ocorra, as moléculas devem se chocar, formando espécies intermediárias, que em seguida geram produtos. Cada etapa de colisão e formação de intermediário é uma etapas elementares O conjunto das estapas elementares até a formação total do produto da reação é o mecanismo de reação HI HI I 2 H 2 I 2 H 2 Etapa 1: I 2 + H 2 H 2 I 2 Etapa 2: H 2 I 2 2 HI Reação total: I 2 + H 2 2 HI Mecanismo da Reação

10 Molecularidade Número de moléculas que participam como reagentes numa etapa elementar Processo unimolecular: A produtos Processo bimolecular: A + B produtos A ordem de uma etapa elementar é igual a sua molecularidade! Processo unimolecular: v = k[a] Processo bimolecular: v = k[a][b] Em mecanismos com várias etapas, a velocidade da reação total é determinada pela velocidade da etapa mais lenta Etapa determinante da reação A etapa determinante da velocidade governa a Lei de Velocidade para a reação como um todo

11 Etapa Determinante de Velocidade ETAPA 1: NO 2 (g) + NO 2 (g) NO 3 (g) + NO(g) (LENTA) v = k.[no 2 ] 2 ETAPA 2: NO 3 (g) + CO(g) NO 2 (g) + CO 2 (g) (RÁPIDA) v = k.[no3].[co] Reação Total: NO 2 (g) + CO(g) NO(g) + CO 2 (g) v = k.[no 2 ] 2

12 Fatores que Afetam a Velocidade Baseando-se na Teoria das Colisões, há vários fatores que podem afetar as velocidades das reações químicas: Existem quatro fatores responsáveis para que ocorra variação das velocidades de reações: 1. O ESTADO FÍSICO DOS REAGENES; 2. AS CONCENTRAÇÕES DOS REAGENTES; 3. A TEMPERATURA NA QUAL A REAÇÃO OCORRE; 4. A PRESENÇA DE UM CATALISADOR.

13 Superfície de Contato Quanto maior o grau de dispersão de um sólido, maior será sua superfície e maior será a velocidade da reação na qual ele é o reagente. Fe(prego) + H 2 SO 4 (aq) FeSO 4 (aq) + H 2 (g) (v 1 ) Fe(limalha) + H 2 SO 4 (aq) FeSO 4 (aq) + H 2 (g) (v 2 ) Na segunda reação, a área de contato é maior! Portanto: v 2 > v 1

14 Temperatura Energia de Ativação Energia cinética mínima que propicie a ruptura das ligações entre os realgentes e formação de novas ligações nos produtos. Quanto maior a Ea, a reação é mais lenta Complexo Ativado Estrutura intermediária entre os reagentes e os produtos Temperatura Energia Cinética Velocidade

15 Espécies capazes de diminuir a energia de ativação para a formação do complexo ativado. Características: Catalisadores Aumentam a velocidade da reação Não são consumidos podem ser usados em pequenas quantidades Seu efeito pode ser reduzido pela presença de inibidores / venenos Catálise homogênea: ocorre em solução (1 fase) Catálise heterogênea: o catalisador e as espécies que participam da reação encontram-se em fases diferentes

16 Catalisadores

17 Exemplo Formação do SO 3 na ausência de catalisador: Mecanismo com catalisador: SO 2 (g) + ½ O 2 (g) SO 3 (g) E a = 240 kj/mol SO 2 + NO 2 SO 3 + NO E 1 (consumo catalisador) NO + ½ O 2 NO 2 E 2 (regeneração catalisador) REAÇÃO GLOBAL: SO 2 (g) + ½ O 2 (g) SO 3 (g) E a = 110 kj/mol

18 Enzimas Proteínas que atuam como catalisador em reações biológicas. Caracterizam-se pela ação específica e pela grande atividade catalítica. Apresentam uma temperatura ótima, geralmente ao redor de 37 C, na qual tem o máximo de atividade catalítica.

19 Inibidores Impedem a ação do catalisador. Veneno do catalisador

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