CINÉTICA QUÍMICA

1. CINÉTICA QUÍMICA “Ramo da Química que estuda a velocidade das reaçãoes e os fatores que a influenciam” Reações rápidas Reações Lentas

2. Medida da Velocidade Considere a reação: C2H2 + 2H2→ C2H6 • Velocidade da Substância Isolada: v = ∆n / ∆t No intervalo de tempo de 0 a 4 min, a velocidade de formação do C2H6 é de v = 3 mols/min, obsevar que para os próximos intervalos de tempo a velocidade vai decaindo.

3. Medida da Velocidade • Velocidade Média: Vm = Vr = VP = ∆n / c.∆t, onde c é o coeficiente estequiométrico correspondente a cada substância que participa da reação. Para o intervalo de tempo de 6 a 10 min, a velocidade média da reação é de 1,25mols/min. Para uma reação genérica: aA + bB → cC + dD, temos Vm = ∆nA / a.∆t = ∆nB / b.∆t = ∆nC / c.∆t = ∆nD / d.∆t

4. Exercícios de fixação: • Um químico misturou 2mols de hidrogênio com 3mols de cloro num recipiente adequado. Suponha que do início da mistura até 15s, a reação H2 + Cl2→2HCl ocorra conforme os dados da tabela: • Calcule a velocidade em relação a cada participante e a velocidade média da reação no intervalo de 10 a 15s. • Construa o gráfico que mostra a variação da concentração em mol em função do tempo de cada participante da reação.

5. Exercícios de fixação: • Um químico realizou a reação de decomposição do ácido carbônico: H2CO3 → H2O + CO2. Mediu a concentração molar de CO2 nos tempos 10s e 20s e obteve: 10s: [CO2] = 0,2mol/L 20s: [CO2] = 0,8mol/L Qual é a velocidade média dessa reação no intervalo de 10 a 20s? • Considere a equação: 2N2O5 (g)→ 4NO2 + O2. Admita que a formação de O2 tem uma velocidade média constante igual a 0,05mol/s. A massa de NO2 formada em 1min é: (Dado: ma O: 16u, ma N = 14u) a) 96g b) 55,2g, c) 12,0g d) 552,0g e) 5,52g

6. B A C Exercícios de fixação: • O gráfico abaixo representa a variação de concentração das espécies A, B e C com o tempo. Qual das alternativas a seguir contém a equação química que melhor descreve a reação representada pelo gráfico? a) 2A + B → C b) 2B + C c) A → 2B +C d) B + C → A e) B + 2C → A

7. Mecanismo das reações • É a maneira que se processa uma reação química • Teoria das Colisões: “quebra das ligações dos reagentes e formação das ligações dos produtos” Reação: H2 (g) + I2 (g) → 2HI(g)

8. H2I2 – complexo ativado Energia H2 + I2 HI + HI Caminho da reação Energia de Ativação • É a Energia necessária para iniciar a reação

9. Fatores que Influenciam uma Reação Química • Estado físico dos reagentes; • Estado Cristalino dos reagentes; • Reagentes em soluções; • Área de contato entre os reagentes; • Temperatura e Radiações na reação; • Energia Elétrica; • Catalisadores; • Pressão sobre o sistema em reação; • Concentração dos reagentes.

10. Estado Físico dos Reagentes “Os choques entre os reagentes aumentam à medida que as moléculas estão mais afastadas (líquidos e gases)”

11. C(grafite)C(diamante) estrutura amorfa estrutura cristalina Estado Cristalino dos Reagentes “A estrutura amorfa possui ligações mais fracas do que na estrutura cristalina”

12. Reagentes em Soluções “partículas solúveis possuem maior movimento aumentando o número de choques entre as várias espécies presentes na solução”

13. Área de Contato “Maior área de contato aumenta o número de choques entre as reagentes”

14. > Ec Influência da Temperatura e das Radiações “A Tempertaura e Radiações aumentam a energia cinética das partículas dos reagentes aumentando o número de choques ”

15. Influência da Energia Elétrica “Influencia em reações de oxi-redução, pode iniciar uma combustão através de uma faísca elétrica, etc”

16. Energia Caminho da reação Influência dos Catalisadores “Os Catalisadores aumentam a velocidade da reação reduzindo a energia de ativação das reações”

17. Tipos de Catalisadores • Catalisadores heterogênios: não participa diretamente da reação e forma uma fase distinta em relação aos reagentes. Ex: H2(g) + O2(g)→ H2O(l), na presença de Pt • Catalisadores homogêneos:participa diretamente da reação. Formando uma só fase com os reagentes e sendo recuperado na última etapa da reação. Ex: decomposição do peróxido de hidrogênio na presemça de Fe+2 Reação geral: 2H2O2(aq)→ 2H2O(l) + O2(g) 1a Etapa: H2O2(aq) + 2Fe+2(aq) + 2H+(aq) → 2Fe+3(aq) + 2H2O(l) 2a Etapa: 2Fe+3(aq) + H2O2(aq) → 2Fe+2(aq) + O2(g) + 2H+(aq)

18. P > P Influência da Pressão “Maior pressão aumentam os choques entre os reagentes gasosos”

19. Influência da Concentração “Maior concentração aumentam os choques entre os reagentes”

20. Exercícios de fixação: • Dada a seguinte reação: reagentes → complexo ativado → produtos + calor Represente em um gráfico energia x caminho da reação, os níveis das energias dos reagentes, complexo ativado e produtos. • Esboce os gráficos das seguintes reações: a) A + B → C Energia dos reagentes = 8Kj Energia dos produtos = 7Kj Energia de ativação = 17kj • b) A +B → R + QEnergia dos reagentes = 12Kj Energia dos produtos = 17Kj Energia de ativação = 20kj

21. Lei da Ação das Massas “A velocidade de uma reação química é diretamente proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes elevadas a potências determinadas experimentalmente” Guldeberg e Waage Para a reação: aA + bB → cC + dD Temos: V = K.[A]a. [B]b Onde: K = constante cinética (varia com a temperatura) a e b = ordem dos reagentes A e B (experimental) a + b = ordem da reação [ ] = concentração molar

22. Lei da Ação das Massas • Observações: • Para reações que ocorrem em uma única etapa (reações elementares), as potências normalmente coincidem com os coeficientes dos reagentes; • Reações que ocorrem em mais de uma etapa, a velocidade da reação é dada pela etapa mais lenta; • Reagentes sólidos ou solventes não participam da expressão da velocidade; • Nas reações entre gases a velocidade pode ser expressa em função das pressões parciais dos reagentes. Para a reação aA(g) + bB(g)→ cC(g) + dD(g), teremos: • V = K.pAa.pBb

23. Lei da Ação das Massas EXEMPLO A reação NO2 (g) + CO(g)→ CO2(g) + NO(g) ocorre em duas etapas: 2 NO2(g)→  NO3(g) + NO (g) (etapa lenta) NO3(g)  + CO (g)→ CO2(g) + NO2(g) (etapa rápida) V  =  K . [NO2]2 ou V = K . P2NO2

24. Exercícios de fixação: • Escreva a equação da velocidade em função das concentrações e das pressões parciais dos reagentespara cada uma das seguintes reações, supondo todas elementares: • a) 2SO2(g) + O2(g)→ 2SO3(g) b) C(s) + O2(g) → CO2(g) • c) C(s) + 2S(s) → CS2(l) d) Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g) • 2. Considere a reação de síntese da amônia, dada pela equação N2(g) + 3H2 → 2NH3(g), mantida a temperatura, o que ocorrerá com a velocidade da reaçlão se: • a) A concentração em mol/L do H2(g) for reduzida a terça parte e a do N2(g) for triplicada? • b) A pressão parcial do N2(g) for quadruplicada e a do H2(g) for triplicada?

25. Exercícios de fixação: 3. A cinética da reação 2HgCl2(aq) + C2O4-2(aq)→ 2Cl-(aq) + 2CO2(g) + Hg2Cl2(s) foi estudada em solução aquosa, segundo a quantidade de matéria que precipita por litro de solução por minuto. Os dados obtidos estão na tabela a seguir em mol/L: • Determine a equação da velocidade da reação • Calcule o valor da constante da velocidade da reação • Qual será a velocidade da reação quando as concentrações dos dois reagentes forem igual a 0,01 mol/L?