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VELOCIDADE DAS REAÇÕES
I - Velocidade média (Vm)
Representa a variação na quantidade de um reagente ou produto num intervalo de tempo.
t
Cou
t
Vou
t
nou
t
mvm
m = massa, n = no mol, V = volume, C = concentração molar
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.
tempo
reagentesVm
tempo
reagentesVm
tempo
produtosVm
A (REAGENTE)DESAPARECIMENTO
B (PRODUTO)FORMAÇÃO
t
[ ]
B
A
tempo
[ ] A
C
B
EXERCÍCIO-1O 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 assubstâncias N2O5 , NO2 e O2.
Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 255, 1998.
A= NO2 curva crescente (produto).
B= O2 curva crescente (produto).
C= N2O5 curva decrescente (reagente).
RESOLUÇÃO
EXERCÍCIO-2Coloca-se dentro de um recipiente fechado amônia gasosa (NH3) com uma
concentração inicial de 8,0 mol/L.Com o passar do tempo ocorre areação 2NH3(g) → N2(g) + 3H2(g), e um
pesquisador, utilizando métodos adequados, verifica, à medida que otempo passa, o quanto resta de NH3 e
Tempo (h) [NH3] (mol/L)
0 8,0
1,0 4,0
2,0 2,0
3,0 1,0
anota os valores numa tabela.
Calcule:
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.
32
6
02
82
RESOLUÇÃO
hLmolVm .32
6
02
82
Ficando assim:
b) A velocidade média de consumo de NH3 entre 1 e 3h.
hLmolVm .32
6
02
82
hLmolVm .5,12
3
13
41
RESOLUÇÃO
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
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.
EXERCÍCIO-3Ao realizar a reação de formação daágua: 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 dohidrogênio.
Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T.M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 254, 1998.
Equação química 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)
Coeficientes 2 : 1 V. de consumo VmH2 __ 4 mol/min
RESOLUÇÃO
VmH2= 8mol/min
t
C
c
1
t
B
b
1
t
A
a
1Vm
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.
t
C
c
1
t
B
b
1
t
A
a
1Vm
Teoria da Colisão
Colisão Desfavoráv
el
(não-efetiva)
Colisão Desfavoráv
el
(não-efetiva)
t
C
c
1
t
B
b
1
t
A
a
1Vm
Colisão Favorável (efetiva)
O2 N2
O-------N
O N2 NO
Reagentes Complexo
Ativado
Produtos
t
C
c
1
t
B
b
1
t
A
a
1Vm
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, mais lenta será a reação.
t
C
c
1
t
B
b
1
t
A
a
1Vm
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
O-------N
O N2 NO
Reagentes Complexo
Ativado
Produtos
eficaz
Não eficazI2 + H2
HI+HI
I2 H2
REVISÃO
t
C
c
1
t
B
b
1
t
A
a
1Vm
REAÇÃO EXOTÉRMICA
E1= energia dos reagentes
E2= energia do complexo ativado
E3= energia dos produtos
b=energia de ativação c=variação de entalpia ΔH= Hp – Hr
E1
E2
E3
. . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . .
b
c
Quanto menor for a energia de ativação, maior a velocidade da reação.
Energia (Kcal/mol)Complexo Ativado
Caminho da reação
t
C
c
1
t
B
b
1
t
A
a
1Vm
REAÇÃO ENDOTÉRMICA
E3
E2
E1
. . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . .
b c
Quanto maior for a energia de ativação, menor a velocidade da reação.
E1= energia dos reagentes E2= energia do complexo
ativadoE3= energia dos produtos b=energia de ativação c=variação de entalpia ΔH= Hp – Hr
Energia (Kcal/mol)Complexo Ativado
Caminho da reação
10
30
2
. . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . .
Energia (Kcal/mol)
Caminho da reação
EXERCÍCIO-4O gráfico descreve a variação de energia de uma certa reação:
A + B
C
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
complexoativado.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.
a) H reagentes= 10 Kcal/molb) H produtos= 2 Kcal/molc) A Reação é exotérmica (Hp‹Hr)d) Eat= 30 – 10= 20 Kcal/mole) CA= 30 Kcal/molf) ΔH= Hp – Hr ΔH= 2 – 10 ΔH= - 8 Kcal/mol ( o processo
libera energia:reação exotérmica).
RESOLUÇÃO
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.
t
C
c
1
t
B
b
1
t
A
a
1Vm
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.
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.
Quanto mais triturado estiver oalimento, mais rápidas serão asreações envolvidas na digestão,graças ao aumento da superfície
decontato entre os reagentes.
RESOLUÇÃO
Quanto maior a concentração de partículas dos reagentes, maior será o número de colisões efetivas e consequentemente maior a velocidade da reação.
b) Concentração dos reagentes.
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
As variações de temperatura modificam o valor da constante de velocidade (k).
c) Temperatura.
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.
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 “caminhos alternativos” para a reação, envolvendo menor energia (diminuem a Energia de Ativação), tornando-a mais rápida.
t
C
c
1
t
B
b
1
t
A
a
1Vm
Gráfico Cinética Química e a influência do Catalisador
Características dos catalisadoresa) 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.
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.
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
15
30
8
. . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . .
Energia (Kcal/mol)
Caminho da reação
EXERCÍCIO-10Considere gráfico:
A + B
AB
36
Agora, responda:a) Qual a energia de ativação comcatalisador?b) Qual a energia de ativação semcatalisador?c) Qual a diminuição da energia deativação provocada pelo
catalisador?d) Qual a energia liberada pelareação?
Fonte: SARDELA, A.; MATEUS, E. Curso de Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, p. 162, 1992.
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.
RESOLUÇÃO
Catálise heterogênea: o catalisador encontra-se numa fase diferente dos reagentes e produtos. Ex:
Catálise homogênea: o catalisador encontra-se na mesma fase dos reagentes e produtos. Ex:
Uma reação que ocorre na presença de umcatalisador é chamada catálise.Existem dois tipos de catalisadores:Homogêneos e heterogêneos.
CATÁLISE
22)(22 222
)( OOHFeOH aq
aq
22)(22 22 )(2 OOHOH sMnOaq
EXERCÍCIO-11Classifique as catálises em
homogêneaou heterogênea:
CBAc
HCHHCb
HCHHCa
g
s
s
catgg
Fegg
Nigg
)(
)(
)(
)()(
66)(2)(22
62)(2)(42
)
3)
)
Fonte: LEMBO, A.; SARDELA, A. Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, p. 137, 1988.
RESOLUÇÃOa) catálise heterogênea reagentes (gasosos) e catalisador (sólido)b) catálise heterogênea reagente (gasoso) e catalisador (sólido)c) catálise homogênea reagentes (gasosos) e catalisador (gasoso)
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.
e) Pressão.
http://www.brasilescola.com/quimica/cinetica-quimica.htm
A pressão parcial de um gás é diretamente proporcional à sua concentração.
Maior pressão parcial Maior velocidadeMaior concentração
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”.
EXEMPLO: aA + bB → cC + dDV = 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 e β= b
Se a reação não for elementar, deve-se calcular o valor de e β.
Reação Elementar
aA + bB → cC + dD
V = k [A]a.[B]b
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.
EXERCÍCIO-6Determine 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.
RESOLUÇÃO
a) C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g)
242 . HHCKV
242 . HHCKV
b) 3Cu(s)+ 8HNO3(aq) → 3Cu(NO3)2(aq)+ 4H2O(l)+ 2NO(g)
83HNOKV
Reação Não-Elementar
A etapa lenta é a etapa determinante da velocidade da reação.
Quando a reação se desenvolve em duas ou mais etapas distintas, a velocidade da reação depende apenas da velocidade da etapa lenta.
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 + 2H2ODescubra a Lei da velocidade para essa reação:
1º EXEMPLO: (REAÇÃO NÃO-ELEMENTAR)
Fonte: FELTRE, R. FÍSICO-QUÍMICA: volume 2. 6ed. São Paulo: Moderna, p. 166, 2004.
RESOLUÇÃO
Equação da velocidade (etapa lenta)
V = k [H2].[NO]2
EXERCÍCIO-7A poluição é uma das causas da
destruiçãoda camada de ozônio. Uma das reações
quepodem ocorrer no ar poluído é a reação
dodióxido de nitrogênio com o ozônio: 2NO2(g) + O3(g) → N2O5(g) + O2(g)
Essa reação ocorre em duas etapas:I. NO2(g) + O3(g) → NO3(g) + O2(g) (lenta)
II. NO3(g) + NO2(g) → N2O5(g) (rápida)
Descubra a lei da velocidade para essa reação.
Fonte: USBERCO,J.;SALVADOR,E. Química: volume único. 2ed. São Paulo: Saraiva, p. 356, 1998.
RESOLUÇÃO
Equação da velocidade (etapa lenta)
V = k [NO2].[O3]
Considere a seguinte reação:
Em diversos experimentos com essa
reação, feitos à temperatura de 700oC,
foram obtidos os seguintes dados:
2H2(g)+ 2NO(g) → N2(g)+ 2H2O(g)
2º EXEMPLO: (REAÇÃO NÃO-ELEMENTAR)
Experimento
[H2]
(mol/L)
[NO] (mol/L)
Velocidade
(mol/L.h)
1 1.10-3 1.10-3 3.10-5
2 2.10-3 1.10-3 6.10-5
3 2.10-3 2.10-3 24.10-5
A expressão da Lei da velocidade é: v=k.[H2]x.[NO]y
Como essa é uma reação não-elementar,
devemos calcular o valor de x e y.Fonte: HARTWIG, D.R., SOUZA, E. e MOTA, R.N. Físico- Química: volume 2. São Paulo, Scipione, p. 163-164, 1999.
1ª etapa: Determinar o valor de x. Escolher dois experimentos nos quais varie
a [H2] , mas não varie a [NO].
(Escolhemos o experimento 1 e 2) Substituímos na expressão v=k.[H2]x.[NO]y
1º Experimento 3.10-5=k.(1.10-3)x.(1.10-
3)y
12
1
2
1
2
1
2
1
2
1
2
1
2
1
6
31
x
xx
x
x
x
x
2º Experimento 6.10-5=k.(2.10-3)x.(1.10-3)y
12
1
2
1
2
1
2
1
2
1
2
1
2
1
6
31
x
xx
x
x
x
x
2ª etapa: Determinar o valor de y. Escolher dois experimentos nos quais varie
a [NO] , mas não varie a [H2].
(Escolhemos o experimento 2 e 3) Substituímos na expressão v=k.[H2]x.[NO]y
2º Experimento 6.10-5=k.(2.10-3)x.(1.10-
3)y
12
1
2
1
2
1
2
1
2
1
2
1
2
1
6
31
x
xx
x
x
x
x
3º Experimento 24.10-5=k.(2.10-3)x.(2.10-3)y
22
1
2
1
2
1
2
1
2
1
4
1
2
1
24
62
2
y
yyy
y
y
22
1
2
1
2
1
2
1
2
1
4
1
2
1
24
62
2
y
yyy
y
y
3ª etapa: Utilizando então os valores de x e
y na expressão v=k.[H2]x.[NO]y , obtemos
a Lei da velocidade dessa reação:
v=k.[H2]1.[NO]2 ou
12
1
2
1
2
1
2
1
2
1
2
1
2
1
6
31
x
xx
x
x
x
x
v=k.[H2].[NO]2
4ª etapa: Conhecendo a Lei da velocidade,podemos calcular a constante k (para 700oC)escolhendo qualquer um dos três
experimentose utilizando os valores de v, [H2] e [NO].
Experimento 1:[H2]= 1.10-3; [NO]= 1.10-3 e v= 3.10-5
Equação: v=k.[H2].[NO]2
3.10-5=k.1.10-3.(1.10-3)2 3.10-5=k.1.10-9
12
1
2
1
2
1
2
1
2
1
2
1
2
1
6
31
x
xx
x
x
x
x
21243
9
5
..10.3
10.1
.10.3
Lhmolk
Lmol
hLmol
k
Considere a reação de síntese da amônia:
O que ocorrerá com a velocidade se aconcentração molar do hidrogênio forreduzida à terça parte e a do
nitrogênio fortriplicada?
N2(g)+ 3H2(g) → 2NH3(g)
3º EXEMPLO: (REAÇÃO NÃO-ELEMENTAR)
Fonte: SARDELA, A.; MATEUS, E. Curso de Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, p. 153, 1992.
N2(g)+ 3H2(g) → 2NH3(g)
1ª etapa: [N2] = x [H2] = y
v = k . [N2] . [H2]3
v = k . x . y3 2ª etapa: [N2] = 3x [H2] = y/3 v= k . [N2] . [H2]3
v, = k . 3x . (y/3)3 v, = k . 3x . y3/27 v, = v/9
RESOLUÇÃO
A velocidade reduzirá à nona parte ou 9 vezes.
EXERCÍCIO-8Na química ambiental, que
procura,entre outras coisas, avaliar
formas deatenuar a emissão de
substâncias gasosas que depreciam a
qualidade doar, a reação entre os gases
monóxidode carbono e oxigênio, para
produzir odióxido de carbono, tem grandeimportância.
A equação dessa reação é: 2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g)
O que ocorrerá com a velocidade dessa
reação se duplicarmos as concentrações
de CO(g) e O2(g).Fonte: FONSECA, Martha Reis Marques da. Completamente Química: FÍSICO-QUÍMICA. São Paulo: FTD, p. 291, 2001.
2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g)
1ª etapa: [CO] = x [O2] = y
v = k . [CO]2 . [O2]
v = k . x2 . y 2ª etapa: [CO] = 2x [O2] = 2y v= k . [CO]2 . [O2]
v, = k . (2x)2 . (2y) v, = k . 4x2 . 2y v, = 8v
RESOLUÇÃO
A velocidade aumentará 8 vezes.
Ordem de uma reaçãoChama-se ordem de uma reação (ordem global) à soma dos valores das potências a que as concentrações de reagentes se encontram elevadas a equação cinética da reação.
Chama-se ordem de uma reação (ordem global) à soma dos valores das potências a que as concentrações de reagentes se encontram elevadas a equação cinética da reação.
H2 + 2 NO → 1 N2O + H2O
V = k [H2].[NO]2
Ordem da reação: 1 +2 = 3 (3ª ordem)Em relação ao H2: 1ªordem, v = k [H2]Em relação ao NO: 2ªordem, v = k [NO]2
Molecularidade
É o número de moléculas que se chocam em cada reação elementar ou em uma etapa de uma reação não-elementar.
É o número de moléculas que se chocam em cada reação elementar ou em uma etapa de uma reação não-elementar.
H2 + 2 NO 1 N2O + H2O
Molecularidade igual a 3 (trimolecular).
Considerando a reaçãoNO2(g) + CO(g) → NO(g) + CO2(g)
Que ocorre em uma única etapa eque, numa dada temperatura,apresenta a lei experimental develocidade dada por v=K[NO2]
[CO].Qual a ordem e a molecularidadedessa reação?
EXERCÍCIO-12
Fonte: FELTRE, R. FÍSICO-QUÍMICA: volume 2. 6ed. São Paulo: Moderna, p. 167, 2004.
A reação é de 2ª ordem, visto que a soma dos expoentes na fórmula da velocidade é
igual a 2.A molecularidade é também igual a 2,
pois, ocorrendo a reação em uma única etapa, ela envolverá o choque
de 2 moléculas (NO2 e CO).
RESOLUÇÃO
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