CINÉTICA QUÍMICA. Profa. Loraine Jacobs DAQBI.

Transcrição

1 CINÉTICA QUÍMICA Profa. Loraine Jacobs DAQBI

2 Estudo da velocidade das reações químicas. REAGENTES PRODUTOS Cinética Tempo necessário para a transformação Termodinâmica Estado de Equilíbrio

3 Cinética vs Termodinâmica Transformação do Diamante em Grafite Cinética Tempo necessário para a transformação muito elevado. Termodinâmica Reação Espontânea, ou seja, G 0

4 Como as reações ocorrem?

5 Como as reações ocorrem? Condições Fundamentais: Contato entre os reagentes Afinidade Química tendência natural para reagir.

6 Como as reações ocorrem? Teoria das Colisões Colisões Efetivas e não efetivas Orientação de colisão favorável Ex: H 2 (g) + I 2 (g) 2 HI(g) I I H H

7 Como as reações ocorrem? Teoria das Colisões Velocidade da reação depende: Frequência de choques entre as moléculas Energia dos choques Orientação no momento do choque

8 Como as reações ocorrem? Energia de ativação (E a ) Energia mínima fornecida aos reagentes para a formação do complexo ativado Define o quão energética deverá ser uma colisão. Complexo Ativado Estado intermediário formado entre R e P, em cuja estrutura existem ligações enfraquecidas (presentes nos reagentes) e formação de novas ligações (presentes nos produtos) Ponto de maior energia no caminho da reação.

9 Como as reações ocorrem? Energia de ativação (E a ) e Complexo Ativado Ex: H 2 (g) + I 2 (g) H H I I 2 HI(g) Reagentes Produto Complexo Ativado Instável e altamente energético

10 Como as reações ocorrem? Energia de ativação (E a ) e Complexo Ativado

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12 Como as reações ocorrem? Energia de ativação (E a ) Quando a energia de ativação é muito grande, a reação torna-se difícil de ocorrer. Ex: transformação do grafite em diamante; viável em pressões e temperaturas elevadíssimas.

13 Como as reações ocorrem? Energia de ativação (E a ) Em reações químicas semelhantes será mais rápida aquela que apresentar menor energia de ativação: H 2 (g) + F 2 (g) 2 HF (g) H 2 (g) + Cl 2 (g) 2 HCl (g)

14 Velocidade Média Calculada através da variação de distância percorrida e o tempo necessário para o percurso. v = d distância t tempo

15 Velocidade Média Em reações químicas a distância percorrida é a variação da concentração de reagentes ou produtos Representada por [ ] Sempre definidas para serem valores positivos v = [Produtos] t v =- [Reagentes] t Atenção!!! Quando uma reação ocorre a [R] f será sempre menor que a [R] i.

16 Velocidade Média Ex: Decomposição da água oxigenada H 2 O 2 (aq) 2 H 2 O(g) + O 2 (g)

17 Velocidade Média e Estequiometria Na reação: 2O 3 3O 2 Para que as velocidades tenham parâmetros iguais, devemos levar em consideração o coeficiente estequiométrico. Assim podemos dizer que: [Produtos] =- [Reagentes] p t r t = coeficiente estequiométrico

18 Velocidade Média e Estequiometria Na reação: 2O 3 3O 2 Para o exemplo citado, teremos que: [O 2 ] =- [O 3 ] 3 t 2 t Desta forma, podemos obter velocidade de produção do composto ou a velocidade de consumo dos reagentes.

19 Exercício 01: A reação: 2O 3 3O 2 foi estudada em um experimento e, a velocidade de consumo do ozônio foi de 2, mol.l -1.s -1. Qual a velocidade de produção de O 2 neste experimento? [Produtos] =- [Reagentes] p t r t

20 Velocidade Instantânea Limite da velocidade média para um intervalo de tempo tendendo a zero. r = [R]/dt = lim t 0 [R]/ t

21 Velocidade Instantânea

22 Velocidade Instantânea

23 Velocidade Instantânea Cálculo Gráfico

24 Velocidade Instantânea Cálculo Gráfico Assinalar o ponto P, que corresponde ao instante de tempo t1 considerado. Traçar um segmento de reta tangente ao gráfico passando pelo ponto P. Construir um triângulo retângulo, como o triângulo ABC, tendo esse segmento de reta tangente como hipotenusa. Os catetos são tomados paralelamente aos eixos. Estabelecer o valor de x, segmento BC, e o valor de t, segmento AC. Calcular o cociente de x por t e o resultado é v(t1), o módulo da velocidade instantânea no instante de tempo considerado.

25 A constante de velocidade k Indica o desenvolvimento da reação (lenta ou rápida). Não se altera para uma mesma reação exceto se houver alteração de T Unidades de k Para reações de 1ª ordem: s -1 Para reações de 2ª ordem: L.mol -1.s -1 Quanto maior o valor da constante de velocidade (k), mais rapidamente se processa a reação.

26 Determinando k e a Lei de Velocidade Dada a seguinte equação de velocidade v = k.[a] n Observamos que quando n for igual a: 0 ao dobrarmos a [A] não teremos alteração de v. 1 ao dobrarmos a [A] a velocidade de reação duplicará. 2 ao dobrarmos [A] a velocidade quadruplicará.

27 Determinando k e a Lei de Velocidade Considere a reação abaixo e observe a tabela: 2N 2 O 5(g) 4NO 2(g) + O 2(g) Experimento [N 2 O 5 ] inicial (mol.l -1 ) V inicial (mol.l -1.s -1 ) , Qual a ordem da reação e o valor da constante de velocidade (k)?

28 Determinando k e a Lei de Velocidade Para 2 reagentes o procedimento é similar NO 2 + O 3 NO 3 + O 2 Experimento [NO 2 ] inicial (mol.l -1 ) [O 3 ] inicial (mol.l -1 ) V inicial (mol.l -1.s -1 ) 1 2, , , , , Qual a ordem da reação e o valor da constante de velocidade (k)?

29 Leis de Velocidade Equações matemáticas que resumem o comportamento de uma reação química. Divididas em: Lei de Velocidade Diferencial Lei de Velocidade Integrada Estes métodos permitem a obtenção da ordem de reação e da constante de velocidade (k)

30 Lei de Velocidade Diferencial Dada a reação: X + Y Z A velocidade será representada por v = k[x] m [Y] n Onde: k = constante de velocidade m e n = ordem de reação [X] e [Y] = concentração dos reagentes X e Y

31 Lei de Velocidade Diferencial Quando a lei de velocidade depende de mais de um reagente, teremos a ordem de reação total e a ordem em relação a cada reagente. Utilizando o exemplo anterior v = k[x] 2 [Y] 1 Neste caso, dizemos que a reação tem ordem 3, sendo de 2ª ordem para o reagente X e de 1ª ordem para o reagente Y

32 Lei de Velocidade Diferencial Quando a lei de velocidade depender também do produto, temos de incluí-lo na equação de velocidade e também determinar a ordem de reação em relação a ele. Utilizando a reação X + Y Z, teríamos que: v = k[x] 2 [Y] 1 neste caso escrevemos: [Z] 1 v = k[x] 2 [Y] 1 [Z] -1 A reação tem ordem 2 sendo de 2ª ordem para o reagente X, de 1ª ordem para o reagente Y e de 1ª ordem para o produto

33 Exercício 02: Lei de Velocidade Diferencial Determine as ordens em relação a cada reagente e a ordem total da reação cuja lei de velocidade é representada por: v = k[a][b] ½

34 Exercício 03: Lei de Velocidade Diferencial Determine as ordens em relação a cada reagente e a ordem total da reação cuja lei de velocidade é representada por: v = k[a] 2 [B] ½ [C] 2