CINÉTICA QUÍMICA - 2 ANO

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CINÉTICAQUÍMICA I e II
PROFESSOR – JOÃO GABRIEL
Rapidez de um processo químico;
Teoria das colisões;
Energia de ativação e do complexo ativado;
Catalisador.
Principais conceitos que você vai aprender:
Cinética química
Estuda a velocidade das reações químicas e os fatores que podem modificá-la.
Existem reações químicas de velocidade: lenta, moderada, rápida e instantânea.
A cinética química não pode prever se uma reação é espontânea ou não.
Oxidação do ferro
(ocorre de forma lenta).
Parte da química que estuda a rapidez das reações
Fenômenos do nosso cotidiano
Explosão da pólvora
(ocorre de forma rápida).
Rapidez (velocidade) média de formação e de consumo
É uma grandeza que indica como as quantidades de reagente(s) e produto(s) dessa reação variam com o passar do tempo. 
 ∆ quantidade 
VM =
 ∆ tempo
Velocidade de uma Reação Química (Vm)
Medindo a rapidez de uma reação:
Onde:
massa (m); 
quantidade de matéria em mol (n); 
volume (V); 
concentração em quantidade de matéria (mol/L). 
Vamos fazer uns exercícios!
Medindo a rapidez de uma reação
 A  2B  X
Medindo a rapidez de uma reação
Para a substância A:
Para a substância X:
∴ vm  - 0,08 mol ⋅ L1 ⋅ min1
∴ vm  0,08 mol ⋅ L1 ⋅ min1
Para a substância B:
∴ vm  0,16 mol ⋅ L1 ⋅ min1
 A  2B  X
 A amônia é produzida industrialmente a partir do gás nitrogênio(N2) e do gás hidrogênio (H2), segundo a equação: 
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g).
 Numa determinada experiência, a velocidade média de consumo de gás hidrogênio foi de 120g por minuto. A velocidade de formação do gás amônia, nessa experiência, em mols por minuto, será de dado: H2 = 2 g/mol 
10.
20.
30.
40.
50.
N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g)
3 mol/min
2 mol/min
120 g/min
v mol/min
 120
n = = 60 mols
 2
60 mol/min
3 
2 
60 
v
= 
v = 40 mol/min
0
6,0
1
8,0
4,0
2
2,0
3
4
5
6
tempo (h)
10,0
[NH3]
[N2]
[H2]
2 NH3 (g)  1 N2 (g) + 3 H2 (g)
	[NH3]	8,0	4,0	2,0	1,0
	Tempo (h)	0	1,0	2,0	3,0
Seja a reação: X  Y + Z. A variação na concentração de X em função do tempo é:
	X (mol/L)	1,0	0,7	0,4	0,3
	tempo(s)	0	120	300	540
A velocidade média da reação no intervalo de 2 a 5 minutos é:
0,3 mol/L.min.
0,1 mol/L.min.
0,5 mol/L.min.
1,0 mol/L.min.
1,5 mol/L.min.
2 min
5 min
9 min
 ∆ quantidade 
VM =
 ∆ tempo
 0,4 – 0,7 
VM =
 5 – 2 
 0,3 =
 3 
VM = 0,1 mol / L . min
Considere a reação química assim equacionada:
2 N2O5 (g)  4 NO2 (g) + O2 (g)
Sabendo que, num certo intervalo de tempo, a velocidade de consumo de N2O5 é 0,10 mol/s, determine, para o mesmo intervalo de tempo:
A velocidade média de formação de NO2.
b) A velocidade média de formação de O2.
2 N2O5 (g)  4 NO2 (g) + 1 O2 (g)
2 mol/s
4 mol/s
0,10 mol/s
v mol/s
v’ mol/s
2 
4 
0,10 
v
= 
v = 0,20 mol/s
2 N2O5 (g)  4 NO2 (g) + 1 O2 (g)
2 mol/s
1 mol/s
0,10 mol/s
2 
1 
0,10 
v’
= 
v’ = 0,05 mol/s
TEORIA DAS COLISÕES
De acordo com a teoria das colisões pode-se afirmar que 
a velocidade de uma reação depende da:
Energia das colisões;
Orientação das moléculas nas colisões.
Frequência das colisões;
TEORIA DAS COLISÕES
TEORIA DAS COLISÕES
H
H
I
I
H
I
H
I
energia suficiente
e
orientação adequada
H
H
I
I
H
H
I
I
H
H
I
I
+
H2
I2
+
2 HI
COLISÃO EFETIVA ou PRODUTIVA
COMPLEXO ATIVADO
TEORIA DAS COLISÕES
↑Colisões efetivas ↑ V reação
COLISÃO NÃO EFETIVA ou NÃO PRODUTIVA
H
H
I
I
Sem energia suficiente
e
orientação adequada
TEORIA DAS COLISÕES
TEORIA DAS COLISÕES
COLISÃO NÃO EFETIVA ou NÃO PRODUTIVA
H
H
I
I
energia suficiente
e
orientação inadequada
TEORIA DAS COLISÕES
Complexo ativado
Entre a transformação dos reagentes em produtos , existe uma espécie química intermediária altamente instável denominada de complexo ativado.
A teoria das colisões estabelece a base teórica de análise do mecanismo das reações químicas. Uma vez em contato e com afinidade química garantida, os reagentes colidem (colisões com orientações favoráveis) e originam um intermediário reativo, o complexo ativado. Esse intermediário dará origem aos produtos da reação.
Complexo ativado
H2 + I2 → 2HI
Energia de ativação
Mínimo de energia necessário, sem o qual a reação não acontece. Por exemplo, para um palito de fósforo entrar em combustão é preciso um mínimo de energia que pode ser fornecido através de atrito.
FATORES QUE AFETAM A RAPIDEZ DAS REAÇÕES
CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES
Maior concentração dos reagentes  maior rapidez da reação
Menor concentração dos reagentes  menor rapidez da reação
Brasa no oxigênio puro
FATORES QUE AFETAM A RAPIDEZ DAS REAÇÕES
PRESSÃO EM REAÇÕES COM GASES
Maior pressão  maior rapidez da reação
Menor pressão  menor rapidez da reação
Maior pressão
Maior número de colisões
caminho da reação
energia ( kcal )
+ 10
+ 15
+ 50
Ea = + 40 kcal
FATORES QUE AFETAM A RAPIDEZ DAS REAÇÕES
ENERGIA DE ATIVAÇÃO
Maior energia de ativação  menor rapidez da reação
Menor energia de ativação  maior rapidez da reação
EFEITO DA TEMPERATURA
Maior temperatura  maior rapidez da reação
Menor temperatura  menor rapidez da reação
FATORES QUE AFETAM A RAPIDEZ DAS REAÇÕES
EFEITO DA TEMPERATURA - Conservação pelo frio
FATORES QUE AFETAM A RAPIDEZ DAS REAÇÕES
Um exemplo simples do cotidiano, da ação da temperatura na rapidez das reações, é a utilização de refrigeradores ou freezers para diminuir a velocidade das reações de decomposição dos alimentos. 
Quanto mais baixa for à temperatura, mais reduzida será a ação química, enzimática e o crescimento microbiano. O processo de conservação pelo frio se dá por duas maneiras:
Refrigeração: conservação a curto prazo;
Congelamento: conservação a longo prazo.
EFEITO DA SUPERFÍCIE DE CONTATO
Maior superfície de contato  maior rapidez da reação
Menor superfície de contato  menor rapidez da reação
FATORES QUE AFETAM A RAPIDEZ DAS REAÇÕES
EFEITO DA SUPERFÍCIE DE CONTATO
FATORES QUE AFETAM A RAPIDEZ DAS REAÇÕES
Explosão de pó é a rápida combustão de partículas finas em suspensão no ar , muitas vezes em um local fechado. Explosões de pó pode ocorrer onde qualquer pó combustível está presente em concentrações elevadas na atmosfera .
Explosões de pó são um perigo frequente nos subterrâneos minas de carvão , elevadores de grãos e outros ambientes industriais. 
FATORES QUE AFETAM A RAPIDEZ DAS REAÇÕES
EFEITO DO CATALISADOR 
Com catalisador  maior rapidez da reação
Sem catalisador  menor rapidez da reação
PASTA DE DENTE DE ELEFANTE.
A variação de entalpia 
não é alterada pelo cat
FATORES QUE AFETAM A RAPIDEZ DAS REAÇÕES
EFEITO DO CATALISADOR 
Tipos de catálise
Destruição da camada de ozônio
CCl2F2(g) → CClF2(g) + Cl(g)
Cl(g) + O3(g) → ClO(g) + O2(g)
ClO(g) + O3(g) → 2O2(g) + Cl(g)
 
Catalisador
2O3(g) →3O2(g) Equação global
Luz
Tipos de catálise
Catálise automotiva
CO
NOx
HC
H2O
CO2
N2
1,5g de metais preciosos
Rh ,Pt, Pd,Mo
Estrutura de colmeia
(gigantesca área superficial)
Metal mais caro do mundo
Grama por grama, o elemento mais valioso entre todos os que se podem comprar é o ródio(Rh). Esse metal é utilizado principalmente nos catalisadores automotivos.
O preço elevado é devido a alta demanda e a baixa oferta.
Foi por isso que, para superar um mero disco de platina, em 24 de outubro de 1979, o Guinness World of Records deu ao ex-Beatle Paul McCartney um disco feito de ródio para celebrar o fato de ele ter se tornado o músico mais vendido de todos os tempos.
Autocatálise = um dos produtos formados na reação atua como catalisador.
Tipos de catálise
Catálise enzimática = O catalisador da reação éuma enzima.
2H202(aq) → 2H2O(l) + O2(g)
Catalase
Tipos de catálise
Substâncias que alteram a ação do catalisador
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(v)
Energia de ativação
Vamos fazer uns exercícios!
Considerando os fatores que alteram a rapidez das transformações químicas, pode-se afirmar que uma fruta apodrecerá mais rapidamente se estiver:
Sem casca, em geladeira.
Em pedaços, congelada.
Inteira, exposta ao sol.
Em pedaços, exposta ao sol.
Com casca, exposta ao sol.
A velocidade de uma reação química depende:
 Do número de colisões entre moléculas na unidade de tempo.
Da energia cinética das moléculas envolvidas na reação.
III. Da orientação das moléculas.
Estão corretas as alternativas:
a) I, II e III.
b) somente I.
c) somente II.
d) somente I e II.
e) somente I e III.
V
V
V
É correto afirmar que essa reação possui respectivamente uma energia de
ativação e uma variação de entalpia de: 
500 kj e + 400 kj.
100 kj e + 200 kj.
300 kj e + 200 kj.
100 kj e + 400 kj.
300 kj e – 200 kj.
Considere o diagrama energética de uma reação:
100
200
300
400
500
energia (kj)
caminho da reação
Ea = 500 – 200
Ea = 300 kj
∆H = 400 – 200
∆H = + 200 kj
Duas reações químicas foram realizadas em condições diferentes de temperatura e de estado de agregação das substâncias, conforme descrito a seguir.
Reação I: CO(g) + NO2(g)  CO2(g) + NO(g)
Experimento 1 – temperatura de 25°C.
Experimento 2 – temperatura de 250°C.
(As demais condições são idênticas nos dois experimentos)
Reação II	Pb(NO3)2 + 2 KI  PbI2 + 2 KNO3
Experimento 3 – Os dois reagentes foram utilizados na forma de pó.
Experimento 4 – Os dois reagentes foram utilizados em solução aquosa.
(As demais condições são idênticas nos dois experimentos)
Comparando-se as velocidades de reação em cada par de experimentos (V1 com V2; V3 com V4), é correto afirmar que:
V2 > V1 e V3 = V4.
V1 > V2 e V3 > V4.
V2 > V1 e V4 > V3.
V1 > V2 e V3 = V4.
V2 = V1 e V3 > V4.
LEI DE VELOCIDADE OU LEI CINÉTICA 
Para uma reação genérica: a A + b B  Produtos
Denomina-se LEI CINÉTICA a seguinte expressão:
v = k [ A ]x . [ B ]y
Onde os valores de “ x ” e “ y ” são determinados experimentalmente 
Os expoentes “ x ” e “ y ” são chamados de ORDEM DA REAÇÃO 
x = ordem da reação em relação a A
y = ordem da reação em relação a B
x + y = ordem global da reação
Para as reações ELEMENTARES
os valores dos expoentes são iguais aos coeficientes 
das substâncias na equação química 
2 NO (g) + H2 (g)  N2O (g) + H2O (g) 
v = k [ NO ] 2 [ H2 ]
Para a reação:
A lei da velocidade é:
A reação A + 2 B  P se processa em uma única etapa. Qual a velocidade desta reação quando K= 0,3 L/mol . min, [A] = 2,0 M e [B] = 3,0 M ?
a) 5,4.
b) 4,5.
c) 1,8.
d) 18,0.
e) 54.
v
=
k
[ A ]
[ B ]
2
k = 0,3 L / mol . min
[ A ] = 2,0 M
[ B ] = 3,0 M
2
v = 0,3 x 2 x 3
v = 0,3 x 2 x 9
v = 5,4
 Considere a seguinte reação química:
 N2 (g) + 2 O2 (g)  2 NO2 (g), 
 em que a velocidade da reação obedece à equação v = k . [N2] .[O2]2
Duplicando-se a concentração em mol/L de gás nitrogênio e triplicando a concentração mol/L de gás oxigênio e mantendo-se as demais condições constantes, nota-se que a velocidade da reação: 
permanece constantes.
triplica.
aumenta seis vezes.
aumenta nove vezes.
aumenta dezoito vezes.
[ N2 ] = x mol /L
v = k . [N2] .[O2]2
[ O2 ] = y mol /L
v = k . x . y2
[ N2 ] = 2x mol /L
[ O2 ] = 3y mol /L
v’ = k . (2x) . (3y)2
v’ = 18 k. x . y2
v’ = 18 . v
Ao se estudar uma reação representada pela equação:
2 A (g) + B2 (g)  2 AB (g)
Foram coletados os seguintes dados:
	[A] inicial	[B] inicial	Velocidade 
(mol . L – 1 . S – 1) 
	0,05	0,05	1,25 . 10 – 5
	0,05	0,10	2,50 . 10 – 5
	0,10	0,05	5,00 . 10 – 5
Qual das opções abaixo contém a equação correta da velocidade para essa reação?
v = k . [B]2.
v = k . [A] . [B]2.
v = k . [A] . [B].
v = k . [A]2.
v = k . [A]2 . [B].
v = k [A]x . [B]y
1
2
3
y = 1
2
1
1,25 . 10 – 5
2,50 . 10 – 5
=
k . (0,05) x . (0,10) y
k . (0,05) x . (0,05) y
2 = 2 y
x = 2
3
1
1,25 . 10 – 5
5,00 . 10 – 5
=
k . (0,10) x . (0,05) y
k . (0,05) x . (0,05) y
4 = 2 x
v = k [A]2 . [B]y
Considere a fase gasosa da reação entre óxido nítrico e a molécula do bromo a 273ºC. A velocidade inicial de formação do NOBr foi determinada experimentalmente para várias concentrações iniciais do NO e Br2. Os resultados podem ser vistos na tabela abaixo:
	Experimento	[NO]	[Br2]	v (mol L – 1 s – 1 
	1	0,10	0,20	24
	2	0,25	0,20	150
	3	0,10	0,50	80
	4	0,35	0,50	735
a) Determine a ordem de reação em relação ao NO e ao Br2
v = k . [NO]x . [Br2]y
2
1
24
150
=
k . (0,25) x . (0,20) y
k . (0,10) x . (0,20) y
6,25 = 2,5 x
(2,5)2 = 2,5 x
x = 2
4
2
150
735
=
k . (0,35) 2 . (0,50) y
k . (0,25) 2 . (0,20) y
4,29 = 1,4 2 . (2,5) y
(2,5)2 = 2,5 y
4,29 = 1,96 . (2,5) y
y = 1
v = k . [NO]2 . [Br2]1
2ª ordem em relação ao NO
1ª ordem em relação ao Br2
Dada a seguinte reação genérica “2 A + B  C” e o quadro cinético abaixo:
	Experiência	[A] mol/L	[B] mol/L	Velocidade (mol/L.s)
	I	0,42	0,21	0,20
	II	0,42	0,63	1,80
	III	0,84	0,21	0,40
É correto afirmar:
 é uma reação elementar.
 a ordem global da reação é 2.
 a lei de velocidade é v = k[A]2[B].
 a constante de velocidade é igual a 1.
 a lei de velocidade é v = k[A][B]2. 
v = k [A] [B]
x
y
=
1,80
0,20
k . (0,42) (0,63)
x
y
k . (0,42) (0,21)
x
y
2
1
9 = 3
y
y = 2
=
0,40
0,20
k . (0,84) (0,21)
x
y
k . (0,42) (0,21)
x
y
3
1
2 = 2
x
x = 1
v = k [A] [B]
2
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