Embed Size (px)
Citation preview
CINÉTICA QUÍMICA
• A cinética é o estudo da velocidade na qual as reações químicas ocorrem.
• Existem quatro fatores importantes que afetamas velocidades das reações:– o estadofísicodo reagente,– o estadofísicodo reagente,– as concentrações dos reagentes,– a temperatura na qual a reação ocorre e– a presença de um catalisador.
• Objetivo: compreender as reações químicas no nível molecular.
C4H9Cl(aq) + H2O(l) → C4H9OH(aq) + HCl(aq)
Tempo,s[C4H9Cl)
mol/lVel. Med.
mol/ls
0 0,1 -
50 0,0905 1,90E-04
Cloreto de Butila Álcool Butílico Ácido Clorídrico
CINÉTICA QUÍMICA
50 0,0905 1,90E-04100 0,082 1,70E-04150 0,0741 1,58E-04200 0,0671 1,40E-04300 0,0549 1,22E-04400 0,0448 1,01E-04500 0,0368 8,00E-05800 0,02 5,60E-05
10000 0 2,17E-06
Velocidade de reação e a estequiometria• Para a reação
C4H9Cl(aq) + H2O(l) → C4H9OH(aq) + HCl(aq)sabemos que
CINÉTICA QUÍMICA
t
OHHC
t
ClHCVelocidademédia
][][ 9494
∆∆=
∆∆−=
• Em geral, paraaA + bB → cC + dD
dt
OHHCd
dt
ClHCdVelocidade
tt
eains
][][ 9494tantan =−
∆∆
• Em geral, as velocidades aumentam à medida que as concentrações aumentam.NH4
+(aq) + NO2-(aq) → N2(g) + 2H2O(l)
CINÉTICA QUÍMICA – CONC. E VELOCIDADE
• à medida que a [NH4+] duplica com a [NO2
-] constante, a velocidade dobra,
• à medida que a [NO2-] duplica com a [NH4
+] constante, a velocidade dobra,
• concluímos que a velocidade ∝ [NH4+][NO2
-].
• A constante k é a constante de velocidade.
[ ][ ]−+−= 24 NONHkVelocidadeLEI DA VELOCIDADE
Uso das velocidades iniciais paradeterminar as leis de velocidade
• A ordem de uma reação é a soma dos expoentes aos quais estão elevadas as concentrações, na equação de velocidade.
CINÉTICA QUÍMICA – CONC. E VELOCIDADE
Por exemplo:
-d[X]/dt = k [X][Y]2
• É dita de primeira ordem em relação a X, de segunda ordem em relação à Y e, portanto, de terceira ordem global .
• Uma reação é de ordem zero em um reagente se a variação daconcentração daquele reagente não produz nenhum efeito (20).
• Uma reação é de primeira ordem se, ao dobrarmos a concentração, a velocidade dobrar (21).
CINÉTICA QUÍMICA – CONC. E VELOCIDADE
• Uma reação é de segunda ordem se, ao dobrarmos a concentração, a velocidade dobrar (22).
• Uma reação é de ordem n se, ao dobrarmos a concentração, a velocidade aumentar de 2n.
• Observe que a constante de velocidade não depende da concentração.
Reações de primeira ordem
CH3CN(g) � CH3CN(g)
CINÉTICA QUÍMICA – CONC. E TEMPO
(Isonitrila deMetila)
(Acetonitrila)
A � Produtos
[ ] [ ]
[ ] [ ]
[ ] [ ]0AlnAln
AA
AA
+−=
=−
−
kt
kdt
d
dt
d
t
α
CINÉTICA QUÍMICA – CONC. E TEMPO
CINÉTICA QUÍMICA – CONC. E TEMPO
Exemplo 1: Calcule a constante de velocidade para o experi-Mento descrito abaixo:
Experiencia [A] inicial (mol/L) Velocidade inicial, -d[A]/dt,(mol/L.min)
1 1,30 4,78x10-21 1,30 4,78x10-2
2 2,60 9,56x10-2
3 3,90 1,43x10-1
CINÉTICA QUÍMICA – CONC. E TEMPO
Exemplo 2: O azometano, C2H6N2, se decompoe de acordoCom a equacao:
C2H6N2(g) C2H6(g) + N2(g)
Determine a ordemdareaçãoa partir dos seguintesdados:
Experiencia [C2H6N2] inicial (mol/L) Velocidade inicial, -d[C2H6N2]/dt,(mol/L.min)
1 1,96x10-2 3,14x10-4
2 2,57x10-2 4,11x10-4
Determine a ordemdareaçãoa partir dos seguintesdados:
Reações de segunda ordem
NO2(g) � NO(g) +1/2 O2(g)
CINÉTICA QUÍMICA – CONC. E TEMPO
[ ] [ ]A
1
A
1 += kt
(DióxidoNitrogênio)
(Óxido Nitrogênio)
A � Produtos
[ ] [ ]0AA t
CINÉTICA QUÍMICA – CONC. E TEMPO
Exemplo 3: Para a reação genérica abaixo:
2E + F Produtos
Determine a ordem da reação a partir dos seguintes dados:
Experiencia [E] inicial (mol/L) [E] inicial (mol/L) Velocidade inicial, -d[E]/dt,(mol/L.min)
1 0,0167 0,234 3,61x10-2
2 0,0569 0,234 4,20x10-1
3 0,0569 0,361 4,20x10-1
Meia-vida• Meia-vida é o tempo que a concentração de um reagente leva para
diminuir para a metade do seu valor inicial.
• Para um processo de primeira ordem, t½ é o tempo gasto para [A]0
alcançar ½[A]0.
• Matematicamente :
CINÉTICA QUÍMICA – CONC. E TEMPO
• Matematicamente :
• Para processo 2a ordem:
( )kk
t693,0ln 2
1
21 =−=
[ ]0A
12
1
kt −=
CINÉTICA QUÍMICA – CONC. E TEMPO
Exemplo 4: A partir do gráfico abaixo, estime a meia vida dareação de primeira ordem do C4H9Cl com água. Depois calcule a k1/2:
• À medida que a temperatura e concentração aumentam, a velocidade aumenta.
CINÉTICA QUÍMICA – MODELO COLISÕES
Para que uma reação ocorra é
necessário mais que colisões:
H2(g) + I2(g) � 2HI(g)H2(g) + I2(g) 2HI(g)
NO de colisões CNTP 1010
Reação lenta
FATOR ORIENTAÇÃO
ENERGIA DE ATIVAÇÃO
CINÉTICA QUÍMICA – FATOR ORIENTAÇÃO
• Para que uma reação ocorra, as moléculas do reagente devem colidir com a orientação correta e com energia suficiente para formar os produtos.
• Existem duas maneiras possíveis para que os átomos de Cl e as moléculasde NOCl possam colidir; uma é efetiva; a outra não é
Cl + NOCl → NO + Cl2
CINÉTICA QUÍMICA – ENERGIA DE ATIVAÇÃO
Svante Arrhenius1859-1922
• Segundo Arrhenius: – Para que formem produtos, as ligações devem ser quebradas
nos reagentes.– A quebra de ligação requer energia.
• A energia de ativação, Ea, é a energia mínima necessária parainiciar uma reação química.
H3C N CC
NH3C H3C C N
Reação de isomerização da isonitrila de metila
∆H < 0
Equação de Arrhenius• Arrhenius descobriu a maior parte dos dados de
velocidade de reação que obedecem a equação de Arrhenius:
– k é a constante de velocidade, E é a energia de
CINÉTICA QUÍMICA – ENERGIA DE ATIVAÇÃO
RTEa
Aek−
=– k é a constante de velocidade, Ea é a energia de
ativação, R é a constante dos gases (8,314 J/K mol) e T é a temperatura em K.
– A é chamada de fator de freqüência.– A é uma medida da probabilidade de uma colisão
favorável.– Tanto A como Ea são específicos para uma
determinada reação.
CINÉTICA QUÍMICA – ENERGIA DE ATIVAÇÃO
Determinando a energia de ativação
• Se tivermos muitos dados, podemos determinar Ea e A graficamentereformulando a equação de Arrhenius:
• A partir da reação acima, um gráfico de ln k versus 1/T terá uma inclinação de –
ART
Ek a lnln +−=
• A partir da reação acima, um gráfico de ln k versus 1/T terá uma inclinação de –Ea/R e interceptação de ln A.
