CINÉTICA QUÍMICA

1. CINÉTICA QUÍMICA Estudo da velocidade das reações químicas e dos fatores que nela influem. 1º Ten Hercules

2. CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES CINÉTICAS I - Quanto à velocidade  Rápidas: neutralizações em meio aquoso, combustões,...  Lentas: fermentações, formação de ferrugem,... CINÉTICA QUÍMICA

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

4. VELOCIDADE DAS REAÇÕES Para reagentes: Vm = - ∆[ reagentes] ∆ t Obs.: para os reagentes podemos calcular a velocidade em módulo. Para produtos: Vm = ∆[ produtos] ∆ t A Vm dos reagentes também é chamada de velocidade de desaparecimento. A Vm dos produtos também é chamada de velocidade de formação. CINÉTICA QUÍMICA

5. Representação gráfica CINÉTICA QUÍMICA O gráfico acima mostra como variam as concentrações de reagente (N2O5) e produtos (NO2 e O2) , com o passar do tempo.

6. VELOCIDADE DAS REAÇÕES Valor da velocidade média da reação: Vm (reagente ou produto) coeficiente estequiométrico CINÉTICA QUÍMICA Reação genérica: aA + bB cC Vm = Vm(A) = Vm(B) = Vm(C) abc

7. VELOCIDADE DAS REAÇÕES II - Velocidade instantânea (Vi ou V) Representa a variação na quantidade de um reagente ou produto num instante(menor intervalo de tempo que se possa imaginar). CINÉTICA QUÍMICA

8. COMO OCORREM AS REAÇÕES QUÍMICAS? I – Contato entre os reagentes II – Afinidade Química QUANDO OCORREM AS REAÇÕES QUÍMICAS? CINÉTICA QUÍMICA I – Freqüência de choques entre os reagentes II – Energia cinética desses choques III – Orientação das moléculas no instante do choque

9. Colisões intermoleculares • a) Não-eficazes ou não efetivas • (não formam-se produtos) • * sem energia de colisão suficiente ou geometria de colisão inadequada. CINÉTICA QUÍMICA b) Eficazes ou efetivas (formam-se os produtos) * com energia de colisão suficiente e geometria de colisão adequada.

10. Exemplo de colisão eficaz (geometria favorável) Reação: HBr + O2  HBrO2 CINÉTICA QUÍMICA

11. Colisões em geometria desfavorável CINÉTICA QUÍMICA

12. Complexo Ativado: É o estado intermediário formado entre reagentes e produtos, cuja estrutura existem ligações enfraquecidas (reagentes) e formação de novas ligações (produtos). CINÉTICA QUÍMICA

13. Representação gráfica • E1 = energia dos reagentes (r) • E2 = energia do complexo ativado (CA) • E3 = energia dos produtos (p) • b = energia de ativação da reação direta • c = variação de entalpia ΔH= Hp – Hr CINÉTICA QUÍMICA

14. PORQUE OCORREM AS REAÇÕES QUÍMICAS? II - Energia mínima para reagir (Energia de Ativação - EAT) Além de colisões com orientação espacial adequada, as moléculas devem apresentar uma energia cinética mínima que propicie a ruptura das ligações entre os reagentes e formação de novas ligações, nos produtos. Quanto maior a EAT, mais lenta a reação ! CINÉTICA QUÍMICA

15. Representações gráficas CINÉTICA QUÍMICA

16. Fatores que influem na velocidade das reações a ) Área de contato entre os reagentes; b ) Temperatura e Energia de Ativação; c) Concentração dos reagentes; d) Ação de catalisadores; e) Pressão. CINÉTICA QUÍMICA

17. a) Área de contato entre os reagentes Esse fator tem sentido quando um dos reagentes for sólido. Exemplo: Fe(prego) + H2SO4(aq)  FeSO4(aq) + H2(g) (V1) Fe(limalha) + H2SO4(aq)  FeSO4(aq) + H2(g) (V2) * na segunda reação a área de contato é maior ! Portanto : V2 > V1 CINÉTICA QUÍMICA

18. Quanto mais fragmentado o reagente, maior a velocidade da reação, pois maior é a superfície de contato. CINÉTICA QUÍMICA

19. b) Temperatura e Energia de Ativação 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 (EATIVAÇÃO). CINÉTICA QUÍMICA Um aumento na energia cinética (agitação molecular) favorece a ruptura das ligações.

20. Regra de Vant Hoff Um aumento de 10ºC faz com que a velocidade da reação dobre. CINÉTICA QUÍMICA

21. c) Concentração dos reagentes A velocidade é proporcional à concentração dos reagentes. Esse fator é expresso pela LEI DA AÇÃO DAS MASSAS ou LEI CINÉTICA(Gulberg e Waage) V = k [A] [B] k = constante cinética [A] e [B] = concentrações molares  e  = ordens cinéticas (dadas no problema) CINÉTICA QUÍMICA

22. CINÉTICA QUÍMICA

23. II - Quanto ao mecanismo •  Elementares :ocorrem numa só etapa. • H2 + I2 2 HI •  Complexas : ocorrem em duas ou • mais etapas. • 2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g) • 1a etapa (rápida) :2 NO(g) N2O2(g) • 2a etapa (lenta) :N2O2(g) + O2(g)  2 NO2(g) • reação global :2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g) CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES CINÉTICAS CINÉTICA QUÍMICA

24. Cato Gulberg Peter Waage LEI DA VELOCIDADE A velocidade instantânea de uma reação é obtida através de uma expressão matemática conhecida como LEI DA AÇÃO DAS MASSAS ou LEI CINÉTICA, proposta por Gulberg e Waage, em 1876. CINÉTICA QUÍMICA

25. Para uma reação genérica homogênea: aA(g) + bB(g) xX(g) + yY(g) a velocidade instantânea é calculada pela expressão V = k [A] [B] Onde: k = constante de velocidade [A] e [B] = concentrações molares dos reagentes  e  = ordens ou graus (expoentes determinados em experimentos). CINÉTICA QUÍMICA

26.  Nas reações elementaresas ordens são iguais aos próprios coeficientes:  = a e  = b CINÉTICA QUÍMICA  Nas reações complexasas ordens são iguais aos coeficientes da etapa mais lenta da reação, conhecida através do mecanismo da mesma.

27. Exemplo 1: Reação elementar H2 + I2 2 HI CINÉTICA QUÍMICA Lei de velocidade (instantânea) V = k [H2]1 [I2]1

28. Exemplo 2: Reação complexa 2 NO + O2 2 NO2 Mecanismo: 2 NO  N2O2(etapa lenta) N2O2 + O2 2 NO2(etapa rápida) 2 NO + O2 2 NO2 (reação global) CINÉTICA QUÍMICA Lei de velocidade (instantânea) V = k [NO]2

29. CINÉTICA QUÍMICA

30. d) Ação 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. CINÉTICA QUÍMICA Os catalisadores encontram “caminhos alternativos”para a reação, envolvendo menor energia (diminuem a Energia de Ativação), tornando-a mais rápida.

31. Mecanismo da reação • SO2 + NO2 SO3 + NO E1 (consumo do catalisador) • NO + ½ O2  NO2 E2 (regeneração do catalisador) • Reação global: SO2 + ½ O2 SO3EAT = 110 KJ/mol Exemplo SO2(g) + ½ O2(g)  SO3(g) EAT = 240 KJ/mol sem catalisador Utilizando NO2(g) como catalisador a EAT se reduz para 110 KJ/mol, tornando a reação extremamente mais rápida ! CINÉTICA QUÍMICA

32. Representação gráfica Reação Endotérmica CINÉTICA QUÍMICA

33. Representação gráfica Reação Exotérmica CINÉTICA QUÍMICA

34. Exercício Observe os diagramas 1 e 2 representativos de uma mesma reação química. CINÉTICA QUÍMICA Para cada curva do diagrama 1 há uma curva correspondente no diagrama 2. Quais curvas representam a reação na presença de um catalisador? Explique.

35. Características dos catalisadores a) Somente aumentama velocidade; b) Não são consumidos; 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. CINÉTICA QUÍMICA

36. Como funciona o catalisador automotivo? CINÉTICA QUÍMICA

37. e) Efeito da Pressão Em reações envolvendo reagentes gasoso, quando se aumenta a pressão ocorre diminuição do volume e consequentemente há aumento na concentração dos reagentes, aumentando o número de colisões. CINÉTICA QUÍMICA

38. Que Deus os abençoe! 1º Ten Hercules