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1 Cinética

2 Velocidade Média A velocidade média de consumo de um reagente ou de formação de um produto é calculada em função da variação da quantidade de reagentes e produtos pela variação do tempo. Vm = Quantidade Tempo

3 O mais comum é representar as quantidades em mol/l e indicá-las entre colchetes; mas elas também podem ser representadas pela massa, quantidade em mols, volume gasoso, etc. O intervalo de tempo pode ser representado por segundos, minutos, horas, etc.

4 Quando é calculada a variação da quantidade consumida (reagentes), esta e será negativa, porque a variação corresponde à quantidade final menos a inicial. Para evitar o surgimento de velocidade negativa, usamos o sinal negativo na expressão ou a variação em módulo, sempre que nos referimos aos reagentes.

5 [ ] Tempo NH3 H2 N2 Os reagentes são consumidos durante a reação e a sua quantidade diminui com a variação do tempo, enquanto os produtos são formados e suas quantidades aumentam com o tempo. Graficamente, podemos representar.

6 v Tempo Com relação a velocidade média de consumo ou formação, podemos dizer que diminuem com o passar do tempo, porque a quantidade que reage torna-se cada vez menor.

7 Fatores necessários para que as reações ocorram.

8 Afinidade Química É a tendência intrínseca de cada substância de entrar em reação com uma outra substância

9 Contato entre moléculas dos reagentes Uma condição necessária para que uma reação ocorra é a colisão entre as moléculas dos reagentes. Embora necessária, essa condição não é suficiente. Durante a colisão deve ser formado um estado intermediário entre os reagentes e produtos. Este estado intermediário é chamado de Complexo Ativado.

10 Para ocorrer a formação do complexo ativado são necessárias duas condições. - Que a colisão ocorra segundo uma orientação privilegiada (colisão frontal); - Que as colisões resultem do choque entre moléculas que apresentam energia cinética igual ou superior ao valor mínimo necessário.

11 Por Exemplo H H + I I Estado Inicial (reagentes) H H + Complexo Ativado H2+ I2 -> 2HI I I H H + I I Estado Final (produtos)

12 Graficamente, podemos representar: Entalpia [ ] Ea Hf Produtos Reagentes H Hi H = Hf Hi Como Hf > Hi H > 0 Reação endotérmica

13 A energia de ativação de uma reação é calculada pela diferença entre os reagentes e complexo ativado. Portanto, quanto maior a energia de ativação de uma reação, menor será a velocidade dessa reação e vice-versa. A energia de ativação é uma característica de cada reação e não varia com a temperatura, nem com a concentração dos reagentes.

14 Toda colisão que ocorre e resulta em reação é chamada de colisão eficaz ou efetiva; colisão que ocorre não resulta em reação é chamada de colisão nãoeficaz ou não-efetiva.

15 Fatores que influem na velocidade de uma reação

16 Temperatura Todo aumento de temperatura provoca o aumento de energia cinética média das moléculas, fazendo com que aumente o número de moléculas em condições de atingir o estado correspondente ao complexo ativado, aumentando o número de colisões eficaz ou efetiva e portanto, provocando aumento na velocidade da reação.

17 Superfície do Reagente sólido Quanto maior a superfície do reagente sólido, maior o número de colisões entre as partículas dos reagentes e maior a velocidade da reação.

18 OBSERVAÇÃO: Quando encontramos estados físicos diferentes, a velocidade da reação é maior no estado gasoso do que no estado líquido e este maior que no sólido.

19 Catalisador É toda substância que aumenta a velocidade de uma reação química, não sendo consumida nem sofrendo alteração na sua estrutura ao término da reação

20 O catalisador aumenta a velocidade da reação porque diminui sua energia de ativação. A representação gráfica do abaixamento da energia da ativação pelo catalisador pode ser:

21 Entalpia Ea Sem Catalisador Ea Com Catalisador Produtos Reagentes H Caminho da Reação

22 Concentração dos Reagentes Aumentando a concentração dos reagentes, aumenta o número de moléculas por unidade de volume; aumento do número de colisões entre as moléculas dos reagentes e, portanto, aumento da velocidade da reação.

23 A velocidade de uma reação é proporcional as concentrações molares dos reagentes, elevados a expoentes que são determinados experimentalmente.

24 Por exemplo: aa + bb -> cc v = K [A] a x [B] b, onde K é chamada constante cinética ou constante de velocidade de uma reação. Esta grandeza é uma característica de cada reação e aumenta com a temperatura.

25 A partir de dados experimentais, os químicos dividiram as reações químicas em dois grandes grupos: as reações elementares e as não-elementares.

26 Para as Reações Elementares (ocorrem numa única etapa), foi observado através de experimentos que os expoentes dos termos de concentração correspondem aos coeficientes da equação química.

27 Exemplos NO2 + CO NO + CO2 v = K x [NO2] x [CO] (Lei de velocidade) 2 NO + H2 N2O + H2O 2 v = K x [NO] x [H2] (Lei de velocidade)

28 Para as reações não-elementares (ocorrem em várias etapas) a velocidade da reação é determinada pela velocidade de etapa mais lenta do mecanismo.

29 Por exemplo: 4HBr + O2 2H2O + 2Br - (Equação Global) Cujo mecanismo é: HBr + O2 HBrO2 (Etapa Lenta) HBrO2 + HBr H2O + Br2 (Etapa Rápida)

30 A lei da velocidade é determinada pela etapa lenta e não pela equação global. v = K x [HBr] x [O 2 ]

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