Cinética Química Henrique Nunes Faria (14450) Ighor Marques Domingues (14451)

Cinética Química

Henrique Nunes Faria (14450)

Ighor Marques Domingues (14451)

A cinética química está preocupada com as velocidades, ou grau de velocidade, das reações químicas.

Exemplos de sua importância no nosso cotidiano:

Introdução

• Rapidez com que o medicamento age no nosso corpo;

• Velocidade de deterioração dos alimentos;

• Velocidade de corrosão de materiais;

• Funcionamento de conversores catalíticos.

Fatores que afetam as velocidades de reações

O estado físico dos reagentes:

• Para que as reações ocorram é necessário contato entre os reagentes. Portanto quanto maior a área de contato, maior será a velocidade da reação.

Exemplo: Remédios em forma de comprimido e pó fino.


A concentração dos reagentes:

• A maioria das reações químicas aumentam sua velocidade com o aumento da concentração de um ou mais de seus reagentes

Exemplo: Abertura da janela do bico de Bunsen.


A temperatura na qual a reação ocorre:

• O aumento da temperatura faz aumentar a energia cinética das moléculas, conseqüentemente haverá um incremento no número de colisões entre elas.

Exemplo: Refrigeração de alimentos perecíveis.


Presença de um catalisador:

• Os catalisadores afetam a mecânica das colisões entre as moléculas, contudo permanecem inalterados após o término da reação.

Exemplo: Catalisadores de automóveis.

Velocidades de reações

A velocidade de uma reação, ou sua taxa de reação, é a variação na concentração (mol/L) dos reagentes ou produtos por unidade de tempo (s).

Velocidade média =

Δ[ ]Δt

=

variação da concentraçãovariação no tempo


H2(g) + I2(g) 2 HI(g)

0

20030

010

[HI] (mol/L)[H2] e [I2] (mol/L)

t (s)

<V> reagentes = = -0,33 mol/L.s0 - 10

30 - 0

<V> produtos =20 - 030 - 0

= 0,66 mol/L.s


A velocidade instantânea pode ser calculada através da primeira derivada do gráfico da função (concentração x tempo).

Velocidade de reações e estequiometria:

Velocidade =-[H2]

1t

-[I2] -[HI]

2t1t==

• Utilizando o exemplo anterior:

1 H2(g) + 1 I2(g) 2 HI(g)

Concentração e Velocidade

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

Onde: k = constante de velocidade a uma dada temperatura n = ordem da reação em relação a A m = ordem da reação em relação a B

OBS.: Os valores de m e n são obtidos experimentalmente, mas em reações elementares, n = a e m = b.

a A + b B c C + d D

Método Espectroscópico para medição de velocidades de reação

O espectrômetro é acertado para monitorar a concentração de um reagente ou produto durante uma reação através da absorção de um comprimento de onda característico.

Espectrômetro de Absorção

Variação da concentração com o tempo

Uma reação de primeira ordem é aquela cuja velocidade depende da concentração de um único reagente elevado à primeira potência.

Velocidade = [A]t

= k[A]

A produtos


ln[A]t - ln[A]0 = - kt lnou[A]0

= - kt[[A]A]tt

Utilizando o método de integração, obtemos:

Onde:

[A]0 = Concentração de A no início da reação

[A]t = Concentração de A em qualquer outro momento

k = Constante de velocidade

t = Tempo qualquer da reação


Uma reação de segunda ordem é aquela cuja velocidade depende da concentração do reagente elevado à segunda potência ou da concentração de dois reagentes diferentes, cada um elevado à primeira potência.

Como regra, a ordem de uma reação vem dadapela soma dos expoentes dos reagentes


[A]t

= kt +[A]0

1 1

Velocidade = [A] = k[A]2

t

Para reações de ordem dois temos:

Com o uso do cálculo, essa lei de velocidade pode ser usada para derivar a seguinte equação:

A produtos ou A + B produtos


Gráfico da velocidade da

reação de primeira ordem

Gráfico da velocidade da

reação de segunda ordem


A meia-vida de uma reação é o tempo necessário para que a concentração de um reagente caia para a metade de seu

valor inicial.

OBS.: A concentração inicial dos reagentes não afeta a meia-vida de uma reação de primeira ordem.


Determinação da meia vida de uma reação de primeira ordem substituindo [A]t/2 na equação:

lnln [A][A]tt

[A][A]00

= - = - ktkt

ln ½[A]0

[A]0

= - kt1/2 ln ½ = - kt1/2 t1/2 = - ln ½ k

= 0,693 k


Já para reações de segunda ordem obtemos a seguinte equação:

t1/2 =1

k[A]0

OBS.: Neste caso, a meia-vida depende da concentração inicial dos reagentes

Temperatura e velocidade

A temperatura está intimamente ligada à velocidade, na grande maioria das reações químicas a velocidade aumenta com o aumento da temperatura.

Temperatura e velocidadeModelo de colisão:

• Para que haja uma reação é preciso que as moléculas se choquem.

Por exemplo: Numa mistura de H2 e I2, a temperatura e pressão ordinárias, ocorrem aproximadamente 1010 colisões por segundo, mas apenas uma em cada 1013 colisões produz uma reação.

• Mas colidir simplesmente não basta, é necessário levar em consideração o fator orientação.

Mas o que é o fator orientação??


Fator Orientação:

As moléculas devem estar orientadas de uma maneira eficiente para que a reação ocorra.

HH22 + I + I22 2 HI 2 HI

+

Colisão I:

Não favorável

Colisão II:

Complexoativado


Energia de ativação:

• Existe uma energia mínima que as moléculas devem possuir para que uma reação ocorra.

• Essa energia vem da energia cinética das moléculas que colidem, e ela é chamada de energia de ativação, Ea.

• A fórmula que determina a fração das moléculas com E ≥ Ea vem dada por:

f = e-Ea/RT

Onde:

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

• T é a temperatura absoluta


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


Equação de Arrhenius

k = Ae-Ea/RT

Arrhenius observou que, para a grande maioria das reações, o aumento na velocidade com o aumento da temperatura é não-linear:

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


Pode-se também utilizar a equação de Arrhenius, quando se tem a constante k de velocidade de uma

reação em duas temperaturas:

ln k1 = - Ea

RT1

+ ln A e ln k2 = - Ea

RT2

+ ln A

ln k2 - ln k1 =-Ea

R1 T2

- 1 T1

Mecanismos de reação

Mecanismo de reação descreve a maneira com que as reações ocorrem. Portanto, as reações podem ser dividias em uma ou mais etapas elementares.

Se soubermos que uma reação é elementar, saberemos sua lei de velocidade.

OBS.: Estudos experimentais podem mostrar que uma reação pode ter uma lei de velocidade muito diferente que a apresentada através das etapas

elementares.

Mecanismos de reaçãoO número de moléculas que participam como reagentes em uma etapa elementar define a molecularidade da etapa:

• Unimolecular: Reação que envolve uma única molécula;

• Bimolecular: Reação envolvendo colisão de duas moléculas de reagente

• Termoleculares: Reação de envolve a colisão simultânea de três moléculas (são reações raramente encontradas).

OBS.: Em uma reação envolvendo mais de uma etapa, a reação mais lenta é a determinante da velocidade da reação.

Mecanismos de reação

Velocidade = k[A][B][C]A + B + C → produtosTermolecular

Velocidade = k[A]2[B]A + A +B → produtosTermolecular

Velocidade = k[A]3A + A + A → produtosTermolecular

Velocidade = k[A][B]A + B → produtosBimolecular

Velocidade = k[A]2A + A → produtosBimolecular

Velocidade = k[A]A → produtosUnimolecular

Lei de velocidadeEtapa elementarMolecularidade

Catálise

Catalisador é uma substância que acelera uma reação diminuindo sua energia de ativação, mas apesar disso não sofre modificação química permanente:

• Catálise homogênea: Um catalisador homogêneo é aquele que está presente na mesma fase que as moléculas do reagente;

• Catálise heterogênea: Um catalisador heterogêneo existe em fase diferente das moléculas do reagente.

Catálise

Catálise

Conversor catalítico usado em automóveis.

Catálise

Um excelente exemplo de reações catalíticas muito eficientes são as reações envolvendo enzimas em nosso corpo:

As enzimas são muito seletivas e aceleram drasticamente processos específicos no nosso organismo, as reações envolvendo enzimas podem ser melhor explicadas utilizando o modelo da chave e fechadura:

Referências Bibliográficas

• Química : Ciência Central – Brown, Lemay e Bursten; 9ª ed.

• www.wikipedia.org

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