CINÉTICA QUÍMICA

Capítulo 14

Autores: Lucas Henrique - 17095

Mateus Cândido - 17111

Matheus Muzzo - 17125

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Engenharia Elétrica - UNIFEI

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Roteiro

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Introdução ................................................................................................ 4

Velocidade de Reação ............................................................................ 5

Velocidade Instantânea ........................................................................... 6

Velocidade média .................................................................................... 7

Concentração e velocidade ..................................................................... 8

Observações ........................................................................................... 9

Ordem de reação ..................................................................................... 12

Meia Vida ................................................................................................. 13

Velocidade e Temperatura ...................................................................... 14

Teoria das colisões ................................................................................. 15

Energia de ativação ................................................................................. 16

Equação de Arrhenius ............................................................................. 18

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Mecanismos de Reação .......................................................................... 19

Outros fatores que influenciam na velocidade de Reação ...................... 23

Catálise .................................................................................................... 24

Enzimas ................................................................................................... 28

Autocatálise ............................................................................................. 29

Conclusão ................................................................................................ 30

Referências Bibliográficas ....................................................................... 31

Roteiro

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Introdução

Neste seminário exploraremos a velocidade das reações químicas e os fatores que as afetam, como por exemplo a concentração, temperatura e catalisadores

Sua importância no nosso cotidiano pode ser vista como:

• A velocidade que os medicamentos agem no nosso corpo

• A velocidade com que os materiais se corroem

• A reação de combustão para obter energia

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Velocidade de Reações

De modo geral, a velocidade de reação é expressa como a variação de concentração por unidade de tempo.

V=

V= |V= |[ ]| (mol L s )[ ]| (mol L s )t

-1 -1

Nesta equação o [ ] representa o módulo da variação de (massa, quantidade, concentração etc) reagente ou produto e t, o intervalo de tempo.

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Velocidade Instantânea

Representa a variação na quantidade de um Representa a variação na quantidade de um reagente ou produto num instante (menor intervalo de reagente ou produto num instante (menor intervalo de tempo que se possa imaginar).tempo que se possa imaginar).

E é determinada pela inclinação da tangente à E é determinada pela inclinação da tangente à curva no ponto de interesse em um curva no ponto de interesse em um gráfico de concentração versus tempo.

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A estequiometria da reação determina a relação entre as velocidades de surgimento e aparecimento.

Velocidade Média e Estequiometria

aaA + A + bbB B ccC + C + ddDD

VVmm = = --[A][A]aatt

== --[B][B]bbtt

==--[B][B] [C][C]cctt

== [D][D]ddtt

Seja a equação:

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Concentração e velocidade

Quanto maior a concentração dos reagentes, maior Quanto maior a concentração dos reagentes, maior será a velocidade da reação e vice-versa.será a velocidade da reação e vice-versa.

A equação que mostra como a velocidade depende das concentrações dos reagentes é chamada lei de velocidade, que pode ser usada a qualquer momento durante a reação.

Para uma reação geral:

aaA + A + bbB B ccC + C + ddD D

V = k [A]m . [B]n

k = constante de velocidade a uma dada temperatura

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m = ordem da reação em relação a An = ordem da reação em relação a B

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m + n = ordem total

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1) Como regra, a ordem de uma reação total vem dada pela soma dos expoentes dos reagentes.

2) As ordens de reação devem ser determinadas experimentalmente.

Observações

Exemplo:

2 HgCl2 + C2O4-2 2 Cl- + 2 CO2(g) + Hg2Cl2(s)

[HgCl2] [mol.L-1] [C2O4-2] [mol.L-1]

Velocidade

[mol.L-1.min-1]

0,100

0,100

0,050

0,15

0,30

0,30

1,8.10-5

7,2.10-5

3,6.10-5

Velocidade da Reação:

v = k [HgCl2]1.[C2O42-]2

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3) Pode-se usar a pressão como unidade de concentração para um gás porque, da lei do gás ideal, a pressão é diretamente proporcional à quantidade de matéria por unidade de volume.

Observações

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4) A equação da velocidade sobre o tempo:

pode ser transformada por cálculos diferencias, integrando, gerando uma equação que relaciona a concentração de A no início da reação, [A]0, à sua concentração a qualquer outro momento t, [A]t:

ln [A]t – ln [A]0 = -kt ou ln [A]t = -kt [A]0

V= |V= |[ ]|[ ]|

tt

Observações

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Ordem de Reação

Dessa forma dizemos que é de ordem 1 (ou de primeira ordem) com respeito ao reagente A e de ordem 2 (ou de segunda ordem) com respeito ao reagente B. Podemos dizer ainda que a reação é de ordem 3 (1+2=3) ou de terceira ordem.

v = k [A]1 . [B]2

Dada uma equação da velocidade:

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Meia Vida

É o tempo para que a concentração de um reagente caia pela metade.

[HgCl2] [mol.L-1] Tempo [s]

0,1 0

0,05 5

Exemplo:

Tempo de meia vida de primeira ordem: 0,693

k

t1/2 =

De segunda ordem: t1/2 = 1

k[A]0

ou

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Velocidade e Temperatura

Temperatura Temperatura EEcc Velocidade Velocidade

Teoria das Colisões:

As moléculas devem colidir para reagir. Quanto As moléculas devem colidir para reagir. Quanto maior o número de colisões por segundo, maior a maior o número de colisões por segundo, maior a velocidade de reação.velocidade de reação.

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Contudo, para uma reação ocorrer é necessário mais do que simplesmente uma colisão, é necessário também a colisão numa orientação correta, conforme o desenho a seguir:

HH22 + I + I22 2 HI 2 HI

+

Colisão I:

Não favorável

Colisão II:

Complexoativado

Teoria das colisões

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Energia de Ativação

Energia mínima necessária para iniciar uma reação. Energia mínima necessária para iniciar uma reação.

Para que reajam, as moléculas devem ter EPara que reajam, as moléculas devem ter Ecc ≥ E≥ Eaa..

Fração de moléculas com energia E tal que E ≥ EFração de moléculas com energia E tal que E ≥ Eaa..

ff = = ee-Ea/RT-Ea/RT Onde:

• R é a constante dos gases (8,314 J/mol.K)

• T é a temperatura absoluta

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Energia de Ativação

O arranjo específico dos átomos quando a energia de ativação for máxima é chamado de complexo ativado.

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Equação de Arrhenius

Como a temperatura e a velocidade de reação estão diretamente ligadas, elas podem estar relacionadas pela equação de Arrhenius.

kk = = AeAe-Ea/RT-Ea/RT

Onde:

• k é a constante da velocidade

• Ea é a energia de ativação

• R é a constante dos gases (8,314 J/mol.K)

• A é uma “constante” relacionada com a freqüência das colisões

A equação de Arrhenius é frequentemente usada na forma logarítmica:

ln ln kk = - = - EEaa

RTRT+ ln + ln AA

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Mecanismos de Reação

Um mecanismo de reação detalha as etapas individuais que ocorrem no curso de uma reação. Cada uma dessas etapas são chamadas de etapas elementares.

Ambos processos ocorrem em uma única etapa.

Exemplo: NO(g) + O3(g) NO2(g) + O2(g)

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As etapas elementares são definidas como unimolecular, bimolecular ou termolecular, dependendo se estão envolvidas uma, duas ou três moléculas, respectivamente, no complexo ativado.

Mecanismos de Reação

As reações termoleculares (envolvendo três moléculas) são muito pouco prováveis.

Unimolecular A → produtos velocidade = k[A]

Bimolecular

Termolecular A + A + B → produtos velocidade = k[A]2[B]

velocidade = k[A][B]A + B → produtos

Exemplos:

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Uma etapa elementar pode produzir um intermediário, um produto que é consumido em uma etapa elementar posterior e, consequentemente, não aparece na estequiometria total da reação.

Mecanismos de Reação

Para a reação: NO2(g) + CO(g) NO(g) + CO2(g)

NO2(g) + NO2(g) NO3(g) + NO(g)

NO3(g) + CO(g) NO2(g) + CO2(g)

NO2(g) + CO(g) NO(g) + CO2(g)

Exemplo:

NO3(g) e uma molécula de NO2 = INTERMEDIÁRIO21/ 31

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Se um mecanismo tem várias etapas elementares, a velocidade total é determinada pela etapa elementar mais lenta, chamada de etapa determinante da velocidade.

Mecanismos de Reação

Para a reação: NO2(g) + CO(g) NO(g) + CO2(g)

NO2(g) + NO2(g) NO3(g) + NO(g) (lenta)

NO3(g) + CO(g) NO2(g) + CO2(g) (rápida)

A lei da Velocidade para a reação é: v= k[NO2]2

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Outros fatores que influenciam na velocidade de reação

1) O aumento da pressão sobre um reagente gasoso aumenta a velocidade de uma reação, pois aumenta a concentração do mesmo, por causa da diminuição do volume

2) A fase de agregação. Por exemplo, a velocidade de uma reação é muito maior com um reagente dissolvido na água do que no estado gasoso

3) Quanto mais fragmentado estiver o reagente sólido, maior é sua velocidade de reação, pois aumenta a sua superfície de contato

4) Os catalisadores.23/ 31

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Catálise

Um catalisador é uma substância que acelera uma reação diminuindo sua energia de ativação, mas apesar disso não sofre modificação química permanente e não é consumido.

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Exemplo:

Sem catalisador:

SO2(g)  +  ½ O2(g) SO3(g)  Ea = 240 kJ/mol  

Utilizando NO2(g) como catalisador, a Ea se reduz para 110 kJ/mol, tornando a reação muito mais rápida!

Catálise

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Catálise homogênea: catalisador presente na mesma fase das moléculas reagentes.

Catálise heterogênea - catalisador e reagentes constituem duas ou mais fases (sistema polifásico ou mistura heterogênea).

Catálise

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Reação entre solução aquecida de tartarato de sódio e potássio (sal de Rochelle) com peróxido de hidrogênio. Antes, nada acontece. Ao se adicionar cloreto de cobalto, a reação acontece fortemente

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Enzimas

Enzima é uma proteína que atua como catalisador em reações biológicas. Caracteriza-se pela sua ação específica e pela sua grande atividade catalítica.

Apresenta uma temperatura ótima, geralmente ao redor de 37°C, na qual tem o máximo de atividade catalítica.

Substrato entrando no centro ativo da enzima

Produtos deixando o centro ativo da enzima

A enzima altera ligeiramente a sua forma à medida que o substrato se liga

Complexo enzima/substrato 28/ 31

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Autocatálise

Quando um dos produtos da reação atua como catalisador.

No início, a reação é lenta e, à medida que o catalisador (produto) vai se formando, sua velocidade vai aumentando.

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Conclusão

V= |V= |[ ]|[ ]|

t

De modo geral, a velocidade da reação é dada por:

ou também pode ser obtida pela lei da velocidade: v = k [A]m. [B]n, onde a maneira correta de saber a ordem de reação é experimentalmente.

Vimos também, os fatores que influenciam a velocidade da reação como concentração, temperatura, pressão, estado de agregação, superfície de contato e catalisadores.

Também foram vistos os mecanismo de reação, as etapas elementares e lei da velocidade para as etapas lentas.

As tendências futuras são como melhorar a rapidez com que um medicamento atua no organismo ou de processos industriais, tal como a descoberta de catalisadores para acelerar a síntese de algum produto novo.

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Referências Bibliográficas

Química : A Ciência Central (Brown, Lemay, Bursten : Pearson 2005 (9ª ed.).

Imagens tiradas do Google.

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