LeisdaCinetica (2)

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O que é cinética química?
Estuda a rapidez das reações químicas;
Bem como os fatores que a influenciam nas mesmas;
A rapidez, ou velocidade, de uma reação química indica a variação da quantidade de reagentes e produtos com o passar do tempo.
Cinética Química
Em casa, utilizamos conhecimentos cinéticos de reações químicas:
Colocar alimentos diversos na geladeira;
Congelar carnes no freezer ou congelador;
Cortar batatas em pedaços menores para cozinhar;
Utilizar fermento ao fazer um bolo.
A Cinética Química é importante para o ser humano de forma geral.
Reação Química
Uma reação química deve apresentar obrigatoriamente dois grupos de substâncias, que são os reagentes (A e B) e os produtos (C e D), como na equação representada a seguir:
Leis da Cinética Química
Lei da Ação das Massas Guldberg e Waage:
Cato Maximilian Guldberg (1836-1902);
Peter Waage (1833-
1900);
Leis da Cinética Química
Lei da Ação das Massas Guldberg e Waage/Lei da velocidade:
Expressa a relação matemática entre quantidade de substâncias no inicio da reação;
E a quantidade de R e P após a reação acabar;
Determinação experimental da velocidade
A variável tempo pode ser avaliada em função de diversos fatores;
Na reação de HCl e zinco, forma-se H, identificamos pelas bolhas.
Exemplo de um experimento que a concentração de reagente dobrou:
Determinação experimental da velocidade
A determinação de expoentes numéricos pode ser feita com base na variação da concentração com a variação da velocidade;
v é a velocidade;
k é uma constante de velocidade;
A constante de proporcionalidade k depende exclusivamente da temperatura em que o experimento é realizado.
Lei de Guldberg-Waage
Exemplo:
Reação química a 25°C
2 A(g) + 1B(g) → 1C(g) + 3D(g)
Foram obtidos os seguintes dados:
Lei da ação das massas de Guldberg e Waage ou, Lei da velocidade:
O termo ação das massas porque se refere à concentração em mol/L;
v = velocidade da reação;
K = constante da velocidade, que depende exclusivamente da temperatura;
[A ou B] = concentração em mol/L de cada reagente;
a ou b = ordem de cada um dos reagentes (a ordem de um participante é a influência que ele exerce na velocidade da reação).
Ordem de reação
As reações químicas podem ocorrer a partir de um único R; Exemplo:
1N2O4	g	→	2NO2(g)
Expressão da velocidade é dada por:
V = k ∙ [N2O4]
A velocidade é diretamente proporcional à concentração do R elevado ao expoente 1.
Ordem de reação
Não se pode generalizar que os coeficientes estequiométricos da equação sejam os expoentes na equação da velocidade.
IMPORTANTEEEEEE!!!!
Ordem de reação
Equação da decomposição da água oxigenada:
2 H2O2	aq	→	2 H2O	l	+ O2 (g)
Coeficiente da água oxigenada é 2;
Experimentalmente	a	expressão	da	velocidade	da	decomposição depende da [] da água oxigenada elevada ao expoente 1, e não 2;
Então, é reação de primeira ordem: v = k ∙ [H2O2]¹
Ordem de reação
Podemos definir que a ordem de reação é a dependência da velocidade em reação à variação da [] dos R, determinada experimentalmente.
Ordem da reação
Supondo..
Reação genérica em que A reage com B para formar C:
A(g) + B(g) → C(g)
Velocidade da reação é de primeira ordem aos reagentes:
Ordem da reação
A ordem global da reação é dada pela soma das ordens parciais dos R;
Entre A e B, temos a ordem global da reação é 2;
Dizemos que a reação é de primeira ordem em relação a A;
De primeira ordem em relação a B;
Segunda ordem em relação a reação global
Ordem da reação
Generalizando a expressão temos:
n A(g) + m B(g) → C(g)
v = k [A]n ∙ [B]m, onde:
k → constante cinética (depende da T)
n → Ordem da reação em relação a substância A; m → Ordem da reação em relação a substância B; n + m → ordem global da reação
Lei da ação das massas de Guldberg e Waage ou, Lei da velocidade:
É feita de forma absolutamente experimental;
Quando vamos utilizá-la para determinar a velocidade de uma reação em um exercício, sempre utilizamos o tipo de reação fornecido;
Quanto a esse fato, podemos ter dois tipos de reações.
Ordem da reação e coeficientes estequiométricos
Reações elementares: ocorrem em uma única etapa;
Reações não elementares: ocorrem em duas ou mais etapas;
Reação elementar
Reação que se processa em uma única etapa;
A v só depende dos R e das [] deles;
Exemplo:
aA + bB → cC
V = k ∙ [𝐴]𝑎 . [𝐵]𝑏
O coeficiente determinam o expoente para a v da reação.
Reação elementar
Observe que o coeficiente estequiométrico do N2 é 1 e do H2 é 2;
Assim,	o	N2	é	um	reagente	de	1a	ordem	e	o H2 é um reagente de 2a ordem.
Reação não elementar
Duas ou mais etapas;
2A + 2B → A2B2
2A + B	→ A2B A2B + B → A2B2
Global Lenta Rápida
V = k . [A]² . [B]¹
Etapa lenta sempre terá a maior energia de ativação.
Ordem da reação e coeficientes estequiométricos
Exemplo:
2 A(g) + B(g) → C(g) + D(g)
Ordem da reação e coeficientes estequiométricos
Etapa global:
É o resultado da adição das etapas I e II, que são elementares e definem o mecanismo da reação;
Mecanismo da reação: conjunto de etapas reacionais elementares que constituem uma reação química ou que formam a etapa global.
Reação não elementar;
As etapas devem ser representadas por um estado de transição;
ET: indica a energia necessária para a formação do complexo ativado
→ energia de ativação:
Etapas da reação
A expressão da velocidade será determinada unicamente pela etapa lenta do processo:
A expressão será dada pela etapa lenta → ela que define a v do
processo:
v = k ∙ [A]¹ ∙ [e]¹
Ordem da reação e coeficientes estequiométricos
Etapa global: resultado da adição de duas ou
mais	etapas	reacionais	→	expoentes	ou
ordens	da	reação	em	relação	aos	R	não	são iguais aos coeficientes estequiométricos.
Molecularidade de uma reação
Equivale ao número de mols de reagentes que entram em colisão em uma única etapa da reação;
Em reações elementares, numericamente, a ordem da reação e a molecularidade coincidem;
𝑔	→ 2𝑁𝑂	𝐺	, seja elementar, sua molecularidade será
Exemplo:
𝑁2	𝑔	+ 𝑂2
2.
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