VELOCIDADE DAS REAÇÕES

1. I - Velocidade média (Vm) Representa a variação na quantidade de um reagente ou produto num intervalo de tempo. VELOCIDADE DAS REAÇÕES m = massa, n = no mol, V = volume, C = concentração molar

2. VELOCIDADE DAS REAÇÕES A Vm dos reagentes também é chamada de velocidade de desaparecimento. A Vm dos produtos também é chamada de velocidade de formação. Obs.: para os reagentes podemos calcular a velocidade em módulo.

3. A (REAGENTE) DESAPARECIMENTO B (PRODUTO) FORMAÇÃO [ ] B A t

4. EXERCÍCIO-1 O gráfico abaixo se refere às concentra- ções de reagentes e produtos da reação equacionada como: 2N2O5 → 4NO2 + O2 Associe as curvas A, B e C com as substâncias N2O5 , NO2 e O2. [ ] A B C tempo Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 255, 1998.

5. RESOLUÇÃO A= NO2 curva crescente (produto). B= O2 curva crescente (produto). C= N2O5curva decrescente (reagente).

6. EXERCÍCIO-2 Coloca-se dentro de um recipiente fechado amônia gasosa (NH3) com uma concentração inicial de 8,0 mol/L. Com o passar do tempo ocorre a reação 2NH3(g) → N2(g) + 3H2(g), e um pesquisador, utilizando métodos adequados, verifica, à medida que o tempo passa, o quanto resta de NH3 e

7. anota os valores numa tabela. Calcule:

8. a) A Velocidade média de consumo da amônia (NH3) no intervalo de 0 e 2h. Esse resultado pode ser interpretado: A cada hora, consome-se 3mol/L de amônia. *Obs:Na prática, utiliza-se a velocidade dos reagentes em módulo | | , para evitar valores negativos. RESOLUÇÃO

9. Ficando assim: b) A velocidade média de consumo de NH3 entre 1 e 3h. RESOLUÇÃO

10. c) A velocidade média de formação do N2 entre 0 e 2h. Equação química 2NH3(g) → N2(g) + 3H2(g) Coeficientes 2 : 1 Vm(0-2h) 3mol/L.h__ VmN2 RESOLUÇÃO VmN2=1,5mol/L.h

11. d) A velocidade média de formação do N2 entre 1 e 3h. Equação química 2NH3(g) → N2(g) + 3H2(g) Coeficientes 2 : 1 Vm(1-3h) 1,5mol/L.h__ VmN2 RESOLUÇÃO VmN2=0,75mol/L.h Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T.M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 254, 1998.

12. EXERCÍCIO-3 Ao realizar a reação de formação da água: 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g), verificou-se que a velocidade de consumo de oxigênio foi de 4 mol/min. Determine a velocidade de consumo do hidrogênio. Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T.M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 254, 1998.

13. RESOLUÇÃO Equação química 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) Coeficientes 2 : 1 V. de consumo VmH2__ 4 mol/min VmH2= 8mol/min

14. Condições para que ocorra uma Reação • Os reagentes devem estar em contato. • Afinidade química entre os reagentes. Teoria da Colisão • As moléculas dos reagentes devem colidir entre si. • A colisão deve ocorrer com geometria favorável e energia suficiente.

15. Teoria da Colisão Colisão Desfavorável (não-efetiva) Colisão Desfavorável (não-efetiva)

16. O-------N N O Colisão Favorável (efetiva) O2 N2 2 NO Reagentes Produtos Complexo Ativado

17. Para que a colisão seja efetiva é necessário ainda que os reagentes adquiram uma energia mínima denominada energia de ativação. Energia de Ativação é o valor mínimo de energia que as moléculas de reagentes devem possuir para que uma colisão entre elas seja efetiva. Quanto maior for a energia de ativação, maislenta será a reação.

18. O-------N N O Complexo Ativado: estado intermediário formado entre reagentes e produtos, ocorre um progressivo enfraquecimento das ligações entre as moléculas iniciais e um fortalecimento das ligações entre as moléculas finais. O2 N2 2 NO Reagentes Produtos Complexo Ativado

19. REVISÃO HI+HI eficaz Não eficaz I2 + H2 I2 H2

20. REAÇÃO EXOTÉRMICA Energia (Kcal/mol) Complexo Ativado E2 . . . . . . . . . . . . . . . E1= energia dos reagentes E2= energia do complexo ativado E3= energia dos produtos b=energia de ativação c=variação de entalpia ΔH= Hp – Hr b E1 . . . . . . . . . . c E3 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Caminho da reação Quanto menor for a energia de ativação, maior a velocidade da reação.

21. REAÇÃO ENDOTÉRMICA Energia (Kcal/mol) Complexo Ativado E2 . . . . . . . . . . . . . . E1= energia dos reagentes E2= energia do complexo ativado E3= energia dos produtos b=energia de ativação c=variação de entalpia ΔH= Hp – Hr E3 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . c b E1 . . . . . . . . . . . . . . . . Caminho da reação Quanto maior for a energia de ativação, menor a velocidade da reação.

22. EXERCÍCIO-4O gráfico descreve a variação de energia de uma certa reação: Energia (Kcal/mol) 30 . . . . . . . . . . . . . . . A + B . . . . . . . . . . 10 C 2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Caminho da reação

23. Descubra: a) O valor da entalpia dos reagentes. b) O valor da entalpia dos produtos. c) Se a reação é endo ou exotérmica. d) O valor da energia de ativação. e) O valor da energia do complexo ativado. f) O valor da energia da reação (variação de entalpia). Fonte: Adaptação: HARTWIG, D.R., SOUZA, E. e MOTA, R.N. Físico- Química: volume 2. São Paulo, Scipione, p. 153, 1999.

24. RESOLUÇÃO a) H reagentes= 10 Kcal/mol b) H produtos= 2 Kcal/mol c) A Reação é exotérmica (Hp‹Hr) d) Eat= 30 – 10= 20 Kcal/mol e) CA= 30 Kcal/mol f) ΔH= Hp – Hr ΔH= 2 – 10 ΔH= - 8 Kcal/mol ( o processo libera energia:reação exotérmica).

25. Fatores que influenciam a velocidade de uma reação a ) Superfície de contato entre os reagentes; b ) Concentração dos reagentes; c) Temperatura; d) Presença de catalisadores; e) Pressão.

26. a) Superfície de contato entre os reagentes. Quanto maior a superfície de contato, maior é o número de choques efetivos entre as partículas dos reagentes e, portanto, maior será a velocidade da reação.

27. EXERCÍCIO-5Na digestão dos alimentos ocorre uma série de reações químicas. Explique, levando em conta a velocidade das reações químicas, por que é benéfico mastigar bem os alimentos. Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T.M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química:volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 273, 1998.

28. RESOLUÇÃO Quanto mais triturado estiver o alimento, mais rápidas serão as reações envolvidas na digestão, graças ao aumento da superfície de contato entre os reagentes.

29. b) Concentração dos reagentes. Quanto maior a concentração de partículas dos reagentes, maior será o número de colisões efetivas e consequentemente maior a velocidade da reação. Abanando carvão em brasa, aumentamos a concentração de gás oxigênio (O2) (reagente), aumentando a velocidade da reação. http://www.diaadia.pr.gov.br/tvpendrive/arquivos/File/imagens/4quimica/2fogo2.jpg

30. c) Temperatura. As variações de temperatura modificam o valor da constante de velocidade (k). Um aumento na T, aumenta a freqüência das colisões intermoleculares e aumenta a energia cinética das moléculas fazendo com que um maior número alcance a energia mínima para reagir (Eat). Um aumento na energia cinética (agitação molecular) favorece a ruptura das ligações.

31. d) Presença de catalisadores. Catalisadores são substâncias que, quando presentes, aumentam a velocidade das reações químicas, sem serem consumidos. Ao final encontram-se qualitativa e quantitativamente inalterados. Os catalisadores encontram “caminhosalternativos”para a reação, envolvendo menor energia (diminuem a Energia de Ativação), tornando-a mais rápida.

32. Gráfico Cinética Química e a influência do Catalisador

33. Características dos catalisadores a) Aumentam a velocidade das reações; b) Não são consumidos durante as reações; c) Não iniciam reações, mas interferem nas que já ocorrem sem a sua presença; d) Podem ser utilizados em pequenas quantias, visto que não são consumidos; e) Seus efeitos podem ser diminuídos pela presença de “venenos de catálise”. f) A introdução do catalisador diminui a Energia de Ativação.

34. Como funciona o catalisador automotivo? O catalisador têm aspecto semelhante a uma colméia proporcionando uma maior superfície de contato entre o catalisador e os gases que saem do motor. Sua função é acelerar a oxidação dos gases emitidos após a combustão.

35. O catalisador acelera as reações químicas, que transformam os poluentes (CO, NOx, HC) em compostos menos prejudiciais à saúde (CO2, H20, N2). http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Aufgeschnittener_Metall_Katalysator_f%C3%BCr_ein_Auto.jpg

36. EXERCÍCIO-10Considere gráfico: Energia (Kcal/mol) 36 . . . . . . . . . . . . . . . . 30 . . . . . . . . . . . . . . . . A + B 15 AB 8 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Caminho da reação

37. Agora, responda: a) Qual a energia de ativação com catalisador? b) Qual a energia de ativação sem catalisador? c) Qual a diminuição da energia de ativação provocada pelo catalisador? d) Qual a energia liberada pela reação? Fonte: SARDELA, A.; MATEUS, E. Curso de Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, p. 162, 1992.

38. RESOLUÇÃO a) 30-15= 15 Kcal/mol. b) 36-15= 21 Kcal/mol. c) 36-30= 6 Kcal/mol. d) ΔH=produto - reagente ΔH=8-15= -7 Kcal/mol.

39. CATÁLISE Catálise homogênea: o catalisador encontra-se na mesma fase dos reagentes e produtos. Ex: Catálise heterogênea: o catalisador encontra-se numa fase diferente dos reagentes e produtos. Ex: Uma reação que ocorre na presença de um catalisador é chamada catálise. Existem dois tipos de catalisadores: Homogêneos e heterogêneos.

40. EXERCÍCIO-11 Classifique as catálises em homogênea ou heterogênea: Fonte: LEMBO, A.; SARDELA, A. Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, p. 137, 1988.

41. RESOLUÇÃO a) catálise heterogênea reagentes (gasosos) e catalisador (sólido)b) catálise heterogênea reagente (gasoso) e catalisador (sólido)c) catálise homogênea reagentes (gasosos) e catalisador (gasoso)

42. e) Pressão. Em reações envolvendo reagentes gasosos, quando se aumenta a pressão ocorre diminuição do volume e consequentemente há aumento na concentração dos reagentes, aumentando o número de colisões. http://www.brasilescola.com/quimica/cinetica-quimica.htm

43. A pressão parcial de um gás é diretamente proporcional à sua concentração. Maior pressão parcial  Maior velocidadeMaior concentração

44. Lei da Ação das Massas, Lei da Velocidade ou Lei de Guldberg-Waage “A uma dada temperatura, a velocidade de uma reação química elementar (reação que ocorre em uma única etapa) é diretamente proporcional ao produto das concentrações dos reagentes, em mol/L, elevadas a seus respectivos coeficientes”.

45. EXEMPLO: aA + bB → cC + dD V = k [A] [B]β V = velocidade da reação; K = constante de velocidade (característica da reação e da temperatura); [ ] = concentração dos reagentes (mol/L), exceto reagente sólido, pois a concentração de uma substância sólida é sempre constante, ficando assim incorporada à constante de velocidade.  e β = expoentes determinados experimentalmente. Obs.: Se a reação for elementar = a eβ= b Se a reação não for elementar, deve-se calcular o valor de  eβ.

46. Reação Elementar Quando a reação química se desenvolve em uma única etapa, dizemos que a reação é elementar. Numa reação elementar, os expoentes a que devem ser elevadas as concentrações dos reagentes na expressão da velocidade são os próprios coeficientes dos reagentes na equação balanceada. aA + bB → cC + dD V = k [A]a.[B]b

47. EXERCÍCIO-6 Determine a expressão da velocidade (segundo a Lei de Guldberg-Waage), supondo elementares: a) C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g) b) 3Cu(s)+ 8HNO3(aq) → 3Cu(NO3)2(aq)+ 4H2O(l)+ 2NO(g) Fonte: HARTWIG, D.R., SOUZA, E. e MOTA, R.N. Físico- Química: volume 2. São Paulo, Scipione, p. 167, 1999.

48. RESOLUÇÃO a) C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g) b) 3Cu(s)+ 8HNO3(aq) → 3Cu(NO3)2(aq)+ 4H2O(l)+ 2NO(g)

49. Reação Não-Elementar Quando a reação se desenvolve em duas ou mais etapas distintas, a velocidade da reação depende apenas da velocidade da etapa lenta. A etapa lenta é a etapa determinante da velocidade da reação.

50. 1º EXEMPLO:(REAÇÃO NÃO-ELEMENTAR) O óxido nítrico reage com hidrogênio, produzindo nitrogênio e vapor de água de acordo com a equação: 2 H2 + 2 NO → 1 N2 + 2 H2O Etapa I 1H2 + 2NO → 1N2O + 1H2O (lenta) Etapa II 1H2 + 1N2O → 1N2 + 1H2O (rápida) Reação Global 2H2 + 2NO → 1N2 + 2H2O Descubra a Lei da velocidade para essa reação: Fonte: FELTRE, R. FÍSICO-QUÍMICA: volume 2. 6ed. São Paulo: Moderna, p. 166, 2004.