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CINÉTICA
QUÍMICA
Parte da Química que estuda a velocidade das reações e os fatores que a influenciam.
Reações QuímicasRápidas Lentas
Moderadas
Reação Rápida
http://pt.wikipedia.org/wiki/Explos%C3%A3o64
http://www.publicdomainpictures.net/view-image.php?image=403&picture=fogos-de-artificio
Reação Moderada
http://www.publicdomainpictures.net/view-image.php?image=1656&picture=macas-podres
http://www.diaadia.pr.gov.br/tvpendrive/arquivos/File/imagens/4quimica/2vela2.jpg
Reação Lenta
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ferrugem http://pt.wikipedia.org/wiki/Petr%C3%B3leo#O_petr.C3.B3leo_no_Brasil
O que se faz no dia a dia paradiminuir a velocidade das reações químicas?
O que fazer para conservar os alimentos durante mais
tempo?
Colocam- se em geladeira, uma vez que a temperatura elevada é um dos fatores que aumenta a velocidade das reações.
http://pt.wikipedia.org/wiki/Geladeira
http://www.diaadia.pr.gov.br/tvpendrive/arquivos/File/imagens/4quimica/8frutasesteres.jpg
Como é que antigamente se conservavam os alimentos, se não
existiam geladeiras?
A salga foi um dos primeiros processos de conservar os alimentos (peixe e carne). O sal funciona como inibidor - diminui a velocidade da reação.
http://pt.wikipedia.org/wiki/Carne_de_sol
Por que é que os chouriços são defumados?
A substância química formaldeído, liberada no fumo, mata muitas bactérias que iriam degradar mais rapidamente o alimento.
http://pt.wikipedia.org/wiki/Chouri%C3%A7o
Por que as garrafas de vinho são fechadas com
rolha e lacre?
O lacre nas rolhas das garrafas de vinho, isola mais o vinho do contato com o ar, que o iria oxidar mais rapidamente.
http://pt.wikipedia.org/wiki/Vinho
Por que alguns alimentos são
embalados à vácuo?
A falta de oxigênio fará com que sua degradação se torne mais lenta.Rosana N. R. Campos
Já reparou que ao abrirmos um lata de picles, a lata dá um
estalido?
Antes da lata ser fechada, o alimento é por vezes aquecido para retirar o ar que iria favorecer a sua oxidação. O vinagre inibe o crescimento de bactérias que iriam degradar o alimento.
Rosana N. R. Campos
Quando temos que acender uma fogueira
porque é que não usamos os troncos
maiores e mais grossos?
Os troncos mais grossos demoram mais tempo para acender. Quanto mais pequenos forem os troncos mais depressa acendem!http://www.publicdomainpictures.net/view-
image.php?image=330&picture=fogo
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-1EXERCÍCIO-1O gráfico abaixo se refere às O gráfico abaixo se refere às concentra-concentra-ções de reagentes e produtos da ções de reagentes e produtos da reação reação equacionada como: equacionada como: 2N 2N22OO55 → 4NO → 4NO22 + + OO22
Associe as curvas A, B e C com asAssocie as curvas A, B e C com assubstâncias Nsubstâncias N22OO55 , NO , NO22 e O e O22..
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).
RESOLUÇÃORESOLUÇÃO
EXERCÍCIO-2EXERCÍCIO-2
Coloca-se dentro de um recipiente Coloca-se dentro de um recipiente
fechado amônia gasosa (NHfechado amônia gasosa (NH33) com uma ) com uma
concentração inicial de 8,0 mol/L.concentração inicial de 8,0 mol/L.
Com o passar do tempo ocorre aCom o passar do tempo ocorre a
reação 2NHreação 2NH3(g)3(g) → N → N2(g)2(g) + 3H + 3H2(g)2(g), e um, e um
pesquisador, utilizando métodos pesquisador, utilizando métodos
adequados, verifica, à medida que oadequados, verifica, à medida que o
tempo passa, o quanto resta de NHtempo passa, o quanto resta de NH3 e3 e
Tempo (h)Tempo (h) [NH[NH33] (mol/L)] (mol/L)
00 8,08,0
1,01,0 4,04,0
2,02,0 2,02,0
3,03,0 1,01,0
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
hLmolVm .32
6
02
82
RESOLUÇÃORESOLUÇÃO
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
RESOLUÇÃORESOLUÇÃO
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
RESOLUÇÃORESOLUÇÃO
VmVmNN22=1,5mol/=1,5mol/
L.hL.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
RESOLUÇÃORESOLUÇÃO
VmVmNN22=0,75mol/=0,75mol/
L.hL.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-3EXERCÍCIO-3
Ao realizar a reação de formação daAo realizar a reação de formação da
água: água: 2H 2H2(g)2(g) + O + O2(g)2(g) → 2H → 2H22OO(g)(g),,
verificou-se que a velocidade de verificou-se que a velocidade de
consumo de oxigênio foi de 4 mol/min.consumo de oxigênio foi de 4 mol/min.
Determine a velocidade de consumo doDetermine a velocidade de consumo do
hidrogênio.hidrogênio.
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
RESOLUÇÃORESOLUÇÃO
VmVmHH22= 8mol/min= 8mol/min
Condições para que ocorra uma ReaçãoCondições para que ocorra uma Reação
Os reagentes devem estar em contato.
Afinidade química entre os reagentes. Teoria da ColisãoTeoria da Colisão
As moléculas dos reagentes devem colidir entre si.
A colisão deve ocorrer com geometria favorável e energia suficiente.
Teoria da ColisãoTeoria da Colisão
Colisão Desfavoráv
el
(não-efetiva)
Colisão Desfavoráv
el
(não-efetiva)
Colisão Favorável Colisão Favorável (efetiva)(efetiva)
O2 N2
O-------N
O N2 NO
Reagentes Complexo
Ativado
Produtos
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.
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
REAÇÃO EXOTÉRMICAREAÇÃO EXOTÉRMICA
EE11= energia dos = energia dos reagentes reagentes
EE22= energia do complexo = energia do complexo ativadoativado
EE33= energia dos = energia dos produtos produtos
b=energia de ativação b=energia de ativação
c=variação de entalpia c=variação de entalpia
ΔΔH= Hp – HrH= 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
REAÇÃO ENDOTÉRMICAREAÇÃO ENDOTÉRMICA
E3
E2
E1
. . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . .
b c
Quanto maior for a energia de ativação, menor a velocidade da reação.
EE11= energia dos reagentes = energia dos reagentes EE22= energia do complexo = energia do complexo
ativadoativadoEE33= energia dos produtos = energia dos produtos b=energia de ativação b=energia de ativação c=variação de entalpia c=variação de entalpia ΔΔH= Hp – HrH= Hp – Hr
Energia (Kcal/mol)Complexo Ativado
Caminho da reação
10
30
2
. . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
. . . . . . . . . .
Energia (Kcal/mol)
Caminho da reação
EXERCÍCIO-4EXERCÍCIO-4O gráfico descreve a variação de O gráfico descreve a variação de energia de uma certa reação: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).
RESOLUÇÃORESOLUÇÃO
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.
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.
http://www.brasilescola.com/quimica/cinetica-quimica.htm
EXERCÍCIO-5EXERCÍCIO-5Na digestão dos Na digestão dos alimentos ocorre uma alimentos ocorre uma série de reações série de reações químicas. químicas. Explique, levando em Explique, levando em conta a velocidade das conta a velocidade das reações químicas, por reações químicas, por que é benéfico mastigar que é benéfico mastigar bem os alimentos.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.
RESOLUÇÃORESOLUÇÃO
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
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.
242 . HHCKV
RESOLUÇÃORESOLUÇÃO
a) Ca) C22HH4(g)4(g) + H + H2(g)2(g) → C → C22HH6(g)6(g)
242 . HHCKV
242 . HHCKV
b) 3Cb) 3Cuu(s)(s)+ 8HNO+ 8HNO3(aq) 3(aq) → 3Cu(NO→ 3Cu(NO33))2(aq)2(aq)+ 4H+ 4H22OO(l)(l)+ 2NO+ 2NO(g)(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.
RESOLUÇÃORESOLUÇÃO
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.
RESOLUÇÃORESOLUÇÃO
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:
2H2H22(g)(g)+ 2NO+ 2NO(g) (g) → N→ N2(g)2(g)+ 2H+ 2H22OO(g)(g)
2º EXEMPLO: (REAÇÃO NÃO-ELEMENTAR)
ExperimentExperimentoo
[H[H22] ]
(mol/L)(mol/L)
[NO][NO]
(mol/L)(mol/L)VelocidadVelocidad
ee
(mol/L.h)(mol/L.h)
11 1.101.10-3-3 1.101.10-3-3 3.103.10-5-5
22 2.102.10-3-3 1.101.10-3-3 6.106.10-5-5
33 2.102.10-3-3 2.102.10-3-3 24.1024.10-5-5
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)(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
xxx
x
x
x
x
2º Experimento2º Experimento 6.10 6.10-5-5=k.(2.10=k.(2.10-3-3))xx.(1.10.(1.10-3-3))yy
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)(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
xxx
x
x
x
x
3º Experimento3º Experimento 24.10 24.10-5-5=k.(2.10=k.(2.10-3-3))xx.(2.10.(2.10-3-3))yy
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
xxx
x
x
x
x
v=k.[Hv=k.[H22].[NO]].[NO]22
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?
NN22(g)(g)+ 3H+ 3H2(g) 2(g) → 2NH→ 2NH3(g)3(g)
3º EXEMPLO: (REAÇÃO NÃO-ELEMENTAR)
Fonte: SARDELA, A.; MATEUS, E. Curso de Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, p. 153, 1992.
NN22(g)(g)+ 3H+ 3H2(g) 2(g) → 2NH→ 2NH3(g)3(g)
1ª etapa: 1ª etapa: [N[N22] = x [H] = x [H22] = y ] = y
v = k . [Nv = k . [N22] . [H] . [H22]]33
v = k . x . yv = k . x . y33
2ª etapa: 2ª etapa: [N[N22] = 3x [H] = 3x [H22] = y/3 ] = y/3 v= k . [N v= k . [N22] . [H] . [H22]]33
vv,, = k . 3x . (y/3) = k . 3x . (y/3)33 v v,, = k . 3x . y = k . 3x . y33/27 /27
vv,, = v/9 = v/9
RESOLUÇÃORESOLUÇÃO
A velocidade reduzirá à A velocidade reduzirá à nona parte ou 9 vezes.nona parte ou 9 vezes.
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.
2CO2CO(g)(g) + O + O2(g)2(g) → 2CO → 2CO2(g)2(g)
1ª etapa: 1ª etapa: [CO] = x [O[CO] = x [O22] = y ] = y
v = k . [CO]v = k . [CO]22 . [O . [O22] ]
v = k . xv = k . x22 . y . y
2ª etapa: 2ª etapa: [CO] = 2x [O[CO] = 2x [O22] = 2y ] = 2y v= k . [CO] v= k . [CO]22 . [O . [O22] ]
vv,, = k . (2x) = k . (2x)22 . (2y) v . (2y) v,, = k . 4x = k . 4x22 . 2y . 2y
vv,, = 8v = 8v
RESOLUÇÃORESOLUÇÃO
A velocidade aumentará A velocidade aumentará 8 vezes. 8 vezes.
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.
Regra de Vant’Hoff
Um aumento de 10ºC faz com que a velocidade da reação dobre.
TemperaturTemperaturaa
10ºC10ºC 20ºC20ºC 40ºC40ºC
VelocidadeVelocidade VV 2V2V 8V8V
EXERCÍCIO-9
A regra de Vant’Hoff diz que “um aumento de 10oC na temperatura
duplica a velocidade de uma reação química”.
Admita que essa regra seja válida para as reações que fazem os alimentos estragarem. Dentro de uma geladeira (5oC) os alimentos estragam com uma certa velocidade.
Quantas vezes mais rápido o alimento estragaria se estivesse fora da geladeira:
a) Em um dia a 15oC? b) Em um dia a 25oC? c) Em um dia a 35oC?
Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T.M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 272, 1998.
Se a cada 10oC de aumento na temperatura avelocidade da reação duplica, então, sendo v
aVelocidade com que o alimento estraga a
5oC,podemos concluir que:a) A 15oC, a velocidade com que o alimento
estraga é 2v.2v.b) A 25oC, a velocidade com que o alimento
estraga é 4v.4v.c) A 35oC, a velocidade com que o alimento
estraga é 8v.8v.
RESOLUÇÃORESOLUÇÃO
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.
Fonte: Rosana N. R. Campos
Ea2
Ea1
reagente
produto
H < 0
Caminho da reação
E (KJ/mol)
Complexo ativado com catalisador
Complexo ativado sem catalisador
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
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8
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Energia (Kcal/mol)
Caminho da reação
EXERCÍCIO-10EXERCÍCIO-10Considere Considere gráfico: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.15 Kcal/mol.b) 36-15= 21 Kcal/mol.21 Kcal/mol.c) 36-30= 6 Kcal/mol.6 Kcal/mol.d) ΔH=produto -
reagente ΔH=8-15= -7 Kcal/mol.-7 Kcal/mol.
RESOLUÇÃORESOLUÇÃO
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
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
BIBLIOGRAFIA
BENABOU, J.; RAMANOSKI, M. Química: volume único. São Paulo: Atual, 2003.CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, 1998.CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química: volume único. 2 ed. São Paulo: Moderna, 2003. CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química na abordagem do cotidiano: volume único. 2ed. São Paulo: Moderna, 2002.CARVALHO, G. C.; Química Moderna 2. São Paulo:Scipione, 1995.CARVALHO, G. C.; SOUZA, C. L. Química de olho no mundo do trabalho: volume único. São Paulo:Scipione, 2003.FELTRE, R. FÍSICO-QUÍMICA: volume 2. 6ed. São Paulo: Moderna, 2004.FONSECA, Martha Reis Marques da. Completamente Química: FÍSICO-QUÍMICA. São Paulo: FTD, 2001.HARTWIG, D. R., SOUZA, E. e MOTA, R. N. Físico- Química: volume 2. São Paulo, Scipione, 1999.LEMBO, A.; SARDELA, A. Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, 1988.MATSUI, Ana N.; LINGUANOTO, Maria; UTIMURA, Teruko Y. Química, 2: 2o Grau. São Paulo: Editora FTD, 1987.NOBREGA, O. S.; SILVA, E. R.; SILVA, R. H. Química: volume único. 1ed. São Paulo: Ática, 2005.SANTOS, W. L. P.; MÓL, G. S. Química e Sociedade: volume único. São Paulo: Nova Geração, 2005.SARDELA, A.; MATEUS, E. Curso de Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, 1992.USBERCO,J.;SALVADOR,E. Química: volume único. 2ed. São Paulo: Saraiva, 1998.
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