2. 2
As reações também possuem
suas velocidades próprias
http://www.franciscoevangelista.com/2012/07/incendio-residencial-com-vitima-fatal.html
Muito rápida: combustão
Muito lenta: Petróleo
http://maisquecuriosidade.blogspot.com.br/2010/05/coisas-que-voce-nao-sabia-sobre-o.html
3. 3
É a área da química que estuda a velocidade
das reações e os fatores que a influencia,
tais como:
• CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES;
• SUPERFÍCIE DE CONTATO;
• TEMPERATURA;
• CATALISADORES/INIBIDORES;
• CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES;
• SUPERFÍCIE DE CONTATO;
• TEMPERATURA;
• CATALISADORES/INIBIDORES;
Cinética Química
5. 5
Br2(aq) + HCOOH (aq) → 2Br-
(aq) + 2H+
(aq) + CO2 (g)
A cor avermelhada do primeiro becker é por conta do
bromo. Com o passar do tempo a concentração de bromo
diminui e é observada a perda de cor do sistema.
Exemplo de reação
tempo
http://quimica2univia.files.wordpress.com/2012/04/clase17.jpg?w=640
6. 6
Velocidade média=−
Δ[ A]
Δt
=
Δ[B]
Δt
Para a reação:
A → B
Variação da quantidade de um reagente
ou produto em uma reação química num
intervalo de tempo.
vm=
Δm
Δt
ou
Δn
Δt
ou
ΔV
Δt
ou
ΔC
Δt
m = massa, n = no
mols, V = volume, C = concentração
molar
Velocidade média de um
componente da reação (Vm)
7. 7
Uma reação apresenta uma reação média que pode ser
obtida pela divisão da velocidade de cada componente da
reação química pelo respectivo coeficiente estequiométrico.
aA + bB → cC + dD
Vm = -∆[A]
a∆t
= --∆∆[B][B]
b∆t
=-∆[B] ∆[C]
c∆t
= ∆[D]
d∆t
Exemplo geral:
Velocidade média
da reação (Vm)
9. 9
É a variação na quantidade de um
reagente ou produto num instante, ou
seja, no menor intervalo de tempo que
se possa imaginar.
É a variação na quantidade de um
reagente ou produto num instante, ou
seja, no menor intervalo de tempo que
se possa imaginar.
Velocidade
instantânea (Vi)
10. A velocidade instantânea (Vi) pode
ser obtida através da declividade da
reta tangente à curva do gráfico
concentração vs. tempo em um
determinado instante..
Não esqueça que a declividade
da reta (m) pode ser obtida
No gráfico por:
m=(y-yo)/(x-xo )
Escolha seus pontos!
Como calcular Vi?
11. 11
C4H9Cl(aq) + OH- (aq) C4H9OH (aq) + Cl- (aq)
Exemplo t=0s:
Velocidade
instantânea em t=0s
Vi = - (0,060 – 0,100) M
(200 – 0)
Vi = 2,0 x 10- 4
M/s
12. 12
C4H9Cl(aq) + OH- (aq) C4H9OH (aq) + Cl- (aq)
Exemplo em t=600s:
Velocidade instantânea em
t=600s
Vi = - (0,017- 0,042) M
(800 – 400) s
Vi = 6,2 x 10- 5
M/s
13. 13
COLISÃO ENTRE AS MOLÉCULAS
ORIENTAÇÃO FAVORÁVEL
ENERGIA MÍNIMA
NATUREZA DOS REAGENTES
REAÇÃO QUÍMICA
Condições para que
uma reação ocorra
importante
14. 14
UMA REAÇÃO É UM FENÔMENO PROBABILÍSTICO
1- OS REAGENTES SE ENCONTRAM;
2- O ENCONTRO DE DUAS MOLÉCULAS
CORRESPONDE A UMA COLISÃO;
SE BASEIA NO MODELO CINÉTICO DOS GASES
3- AS MOLÉCULAS PODEM ( DEPENDENDO DA ENERGIA):
• COLIDIR E SEPARAR
• COLIDIR, ROMPER LIGAÇÕES E FORMAR NOVAS LIGAÇÕES
4- FREQUÊNCIA COM QUE AS MOLÉCULAS COLIDEM
5- FRAÇÃO DAS COLISÕES QUE APRESENTAM UMA ENERGIA
MÍNIMA
Teoria da Colisões
COLISÃO ENTRE AS MOLÉCULAS
15. 15
Para que uma reação aconteça é necessário que as
moléculas dos reagentes colidam com a orientação correta.
ORIENTAÇÃO FAVORÁVEL
http://www.brasilescola.com/quimica/condicoes-para-ocorrencia-reacoes-quimicas.htm
16. 16
Em 1888, o químico sueco Svante Arrhenius
sugeriu que as moléculas deviam possuir uma
energia mínima para que pudessem reagir.
No modelo da colisão, a energia na colisão provém
da energia cinética das moléculas colidentes.
Em cada colisão, esta energia pode provocar:
• ESTIRAMENTO
• FLEXÃO
• TORÇÃO
• ROMPIMENTO
Para que a reação aconteça, as moléculas devem apresentar uma
energia cinética superior ou igual a um certo mínimo. Essa energia
mínima é denominada de Energia de Ativação.
Fonte:
http://www.magnet.fsu.edu/education/t
utorials/pioneers/arrhenius.html
ENERGIA MÍNIMA
17. 17
Reação endotérmica
Reação exotérmica
Ea = Ecomplexo ativado – E Reagentes
Fonte: http://www.agracadaquimica.com.br/index.php?
&ds=1&acao=quimica/ms2&i=22&id=587
Energia de ativação
e os gráficos
19. 19
Para a maioria das reações a
velocidade aumenta com um
aumento da temperatura.
Para a maioria das reações a
velocidade aumenta com um
aumento da temperatura.
TEMPERATURA
CHOQUES
ENERGIA
CINÉTICA
VELOCIDADE
TEMPERATURA
20. 20
Um aumento de 10ºC faz com que a
velocidade da reação dobre.
Um aumento de 10ºC faz com que a
velocidade da reação dobre.
Temperatura 5ºC 15ºC 25ºC
Velocidade V 2V 4V
Cuidado, pois
esta regra possui
limitações, ou
seja, não é
sempre válida.
Regra de Van't Hoff
21. ESTADO FÍSICO DOS REAGENTES
Quanto maior o estado entrópico dos reagentes,
mais rápida será a reação.
Substâncias que estão no estado líquido tende a reagir mais
rapidamente se as mesmas estiverem no estado sólido.
Por estarem mais livres, há maior probabilidade de choques
entre as moléculas.
24. São substâncias que, quando presentes,
aumentam (catalisador) ou diminuem
(inibidor) a velocidade das reações
químicas, sem serem consumidos.
São substâncias que, quando presentes,
aumentam (catalisador) ou diminuem
(inibidor) a velocidade das reações
químicas, sem serem consumidos.
Os catalisadores/inibidores encontram “caminhos
alternativos” ou seja, outra rota reacional que
apresenta uma menor energia de ativação
(catalisador) ou maior energia de ativação
(inibidor).
Os catalisadores/inibidores encontram “caminhos
alternativos” ou seja, outra rota reacional que
apresenta uma menor energia de ativação
(catalisador) ou maior energia de ativação
(inibidor).
CATALISADORES/ INIBIDORES
25. Fonte: Química Geral – Fundamentos/ Daltamir Justino Maia e J.C. Bianchi. – São Paulo: Pearson
Prentice Hall, 2007)
• Atuam propiciando uma rota alternativa ;
• A variação de entalpia é a mesma, independente do caminho;
• O catalisador não elimina o caminho A da reação, mas possibilita um caminho B;
• Como o novo caminho envolve energias menores, praticamente toda reação ocorre por
este caminho.
Catalisador e a Energia
de ativação
26. • O catalisador se encontra na mesma fase dos reagentes.
Exemplo: Decomposição da água oxigenada H2O2 (aq) pelo I-
(aq) :
H2O2 + I-
H2O + IO-
H2O2 + IO-
H2O + O2 + I-
2H2O2 2H2O + O2
I-
Água oxigenada+sabão+catalisador
Catálise homogênea
http://www.emdialogo.uff.br/node/3234
27. • O catalisador não está na mesma fase que os reagentes.
Catálise heterogênea
os catalisadores automotivos
http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/catalise-heterogenea.htm
28. • Enzimas são proteínas com um ou mais sítios ativos tipo cavidade,
onde a reação ocorre;
• São catalisadores biológicos que funcionam modificando moléculas
de substrato para promover reações.
Catálise enzimática
http://www.mundoeducacao.com.br/biologia/enzimas.htm
29. • É uma reação onde os produtos da reação agem como catalisador
da própria reação;
• A reação é cada vez mais rápida à medida que esta vai progredindo;
Autocatálise
3 Cu(s) + 8 HNO3(aq) → 3 Cu(NO3)2(aq) + 2 NO(g) + 4 H2O(l)
catalisador
http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/autocatalise.htm
31. A velocidade da reação diminui quando as
concentrações dos reagentes diminuem.
A velocidade da reação diminui quando as
concentrações dos reagentes diminuem.
A velocidade da reação diminui com o
passar do tempo.
A velocidade da reação diminui com o
passar do tempo.
Os dados cinéticos são geralmente obtidos a partir
da velocidade inicial da reação.
Os dados cinéticos são geralmente obtidos a partir
da velocidade inicial da reação.
Concentração x velocidade
32. Dado a REAÇÃO ELEMENTAR abaixo:
aA + bB cC + dD
V = K[A]a
. [B]b
A lei de velocidade será dada por::
a e b são os expoentes de A e B,
que correspondem aos coeficientes
estequiométricos da reação.
“ A velocidade de uma reação química
elementar, a uma dada temperatura, é
diretamente proporcional ao produto das
concentrações dos reagentes, em mol/L,
elevadas aos seus respectivos
coeficientes estequiométricos.”
“ A velocidade de uma reação química
elementar, a uma dada temperatura, é
diretamente proporcional ao produto das
concentrações dos reagentes, em mol/L,
elevadas aos seus respectivos
coeficientes estequiométricos.”
Fonte:
http://en.wikipedia.org/wiki/Cato_Maximilian_Guldberg
A lei de velocidade das reações (ou lei de
Guldberg –Waage) foi proposta em 1867
pelos cientistas noruegueses Cato
Maximilian Guldberg (1836-1902) e Peter
Waage (1833-1900)
Lei da velocidade
reação elementar
33. Reação elementar:
Ocorre em uma única etapa;
Não há formação de intermediários;
Os produtos se formam diretamente da colisão dos reagentes;
A lei de velocidade apresenta os expoentes iguais aos coeficientes da
reação.
Reação elementar:
Ocorre em uma única etapa;
Não há formação de intermediários;
Os produtos se formam diretamente da colisão dos reagentes;
A lei de velocidade apresenta os expoentes iguais aos coeficientes da
reação.
34. REAÇÕES ELEMENTARES GERAIS
Exemplos Molecularidade Lei de Velocidade
A produtos Unimolecular V=K[A]
2A produtos Bimolecular V=K[A]2
A + B
produtos
Bimolecular V=K[A] [B]
35. Mecanismo de reação:
Cada etapa é uma reação elementar;
Na soma algébrica das etapas, os compostos
intermediários desaparecem na reação global;
Mecanismo de reação:
Cada etapa é uma reação elementar;
Na soma algébrica das etapas, os compostos
intermediários desaparecem na reação global;
Reação não elementar:
Ocorrem em um conjunto de etapas, chamado mecanismo de
reação.
Reação não elementar:
Ocorrem em um conjunto de etapas, chamado mecanismo de
reação.
A velocidade da reação não elementar depende
apenas da etapa lenta
Reação não elementar
36. Reação genérica: 2A + 3B + C Produtos2A + 3B + C Produtos
Experimento [A]0(mol/L) Velocidade inicial da
reação (mol/L.min)
I 1 0,02
II 2 0,04
III 4 0,08
Lei das velocidades
Reação não elementar
37. Reação genérica: 2A + 3B + C Produtos2A + 3B + C Produtos
Experimento [B]0(mol/L) Velocidade inicial da
reação (mol/L.min)
I 1 0,02
II 2 0,08
III 4 0,32
38. Reação genérica:
2A + 3B + C Produtos2A + 3B + C Produtos
Experimento [C]0(mol/L) Velocidade inicial da
reação (mol/L.min)
I 1 0,02
II 2 0,02
III 4 0,02
39. Reação genérica anterior
2A + 3B + C Produtos2A + 3B + C Produtos
QUAL A LEI DE VELOCIDADE QUE PODEMOS PROPOR?
V = K[A] [B] 2V = K[A] [B] 2
V = K[A] [B] 2V = K[A] [B] 2
V = K[A] [B] 2V = K[A] [B] 2
Concluindo...
40. Vamos
exercitar!
Qual a lei de velocidade da reação que ocorre segundo o
mecanismo a seguir?
Etapa 1: NO2 (g) + NO2(g) NO3(g) + NO(g) (lenta)
Etapa 2: NO3(g) + CO (g) NO2(g) + CO2(g) (rápida)
Global: NO2(g) + CO (g) NO(g) + CO2(g)
41. Ordem de reação (ordem global) é a soma dos valores das
potências a que as concentrações de reagentes se encontram
elevadas na equação cinética da reação (lei de velocidade).
Ordem de reação (ordem global) é a soma dos valores das
potências a que as concentrações de reagentes se encontram
elevadas na equação cinética da reação (lei de velocidade).
Consideremos a reação geral:
aA + bB → cC + dD
A equação da velocidade assume a forma:
Velocidade = k[A]α
[B]β
α, β,k – determinados experimentalmente
α e β– ordem de uma reação; α é a ordem de A e β é a ordem de B.
A reação tem ordem global α + β
Ordem de uma reação
42. Ordem zero em relação a um reagente: se a alteração da
concentração desse reagente não causa alteração na velocidade;
Primeira ordem em relação a um reagente: se duplicar a
concentração, duplica a velocidade da reação também;
Ordem n em relação a um reagente: se duplicar a concentração
aumenta de 2n
a velocidade da reação.
Uma reação é de:
43. Reações de ordem zero são raras;
A equação cinética é:
velocidade = k[A]0
ou
v=k
A velocidade de uma reação de ordem zero é
constante e independente das concentrações de
reagentes.
(A)
= N2O
(B)
2 N2O(g) 2N2 (g) + O2(g) (em platina aquecida)
Obs.: A concentração molar é maior em B, mas isso não afeta
a velocidade da reação, pois a superfície da platina pode
adsorver um determinado número de moléculas.
2 N2O(g) 2N2 (g) + O2(g) (em platina aquecida)
Obs.: A concentração molar é maior em B, mas isso não afeta
a velocidade da reação, pois a superfície da platina pode
adsorver um determinado número de moléculas.
Reação de ordem zero
44. A equação concentração x tempo
É obtida da integração (cálculo integral, que é visto no
ensino superior) da equação da lei de velocidade.
Matemáticamente temos:
[A] = [A]0 – k t
Graficamente:
k=declividade
da reta
45. Numa reação de primeira ordem a velocidade depende da
concentração de reagente elevada à potência unitária.
45
A ProdutosA Produtos
a) Diminuição da concentração do reagente com o
tempo.
v=k[A]
Reação de ordem 1
47. Tempo de meia vida (T1/2): Reação
de primeira ordem
47
Variação da concentração
de um reagente com o número
de tempos de meia vida (t1/2)
para uma reação de primeira
ordem.
t=t1/2
[A] = [A]0/2
Tempo de de meia-vida (t1/2): é o tempo necessário para que a concentração
de uma reagente diminua para metade do seu valor inicial.
t1/2=
1
k
ln
[ A]0
[ A]0/ 2
⇔t1/2=
1
k
ln2⇔t1/ 2=
0,693
k
48. É a reação cuja velocidade depende da concentração de
reagente elevada ao quadrado ou de concentrações de dois
reagentes diferentes, cada um deles elevada à unidade.
A → produto
48
velocidade=−
Δ[ A]
Δt
velocidade=k [ A]2
⇔
1
[ A]
=
1
[ A0 ]
+kt
Reação de ordem 2
(equação da reta)
49. Podemos obter uma equação para
o tempo de meia-vida da reação
de 2ª ordem, se fizermos
[A] = [A]0/2 na equação:
1
[ A]
=
1
[ A]0
+kt
1
[A]0 /2
=
1
[A]0
+kt1/2 ⇔t1/2=
1
k [ A]0
Tempo de meia vida (T1/2): Reação
de segunda ordem
50. Ordem Equação Cinética Equação
Concentração x
Tempo
Tempo de Meia
Vida
0 Velocidade =k [A] = [A]0 - kt
1 Velocidade = k [A] ln[A] = ln[A]0 - kt
2 Velocidade = k [A]2
1
[A]
=
1
[A]0
+ kt
t½
ln2
k
=
t½ =
[A]0
2k
t½ =
1
k[A]0
Resumindo...
51. 51
Como a temperatura e a velocidade de reação estão diretamente ligadas,
elas podem estar relacionadas pela equação de Arrhenius.
Como a temperatura e a velocidade de reação estão diretamente ligadas,
elas podem estar relacionadas pela equação de Arrhenius.
kk == Ae-Ea/RT
kk == Ae-Ea/RT
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 frequência das colisões
• T é a temperatura em Kelvin
Equação de ArrheniusAprofunde
seus
conhecimentos
52. 52
k=Ae− Ea/ RT
⇔ ln k=(−
E a
R )(1
T )+ln A
E a ( kJ/mol)
R = 8,314 J/K . mol
Cálculo da Energia Energia de ativação
com a utilização gráfica
53. Vamos
exercitar!
Em uma dada temperatura, a decomposição do N2O3 em
NO2 e NO é de primeira ordem, com K = 3,2x10-4
s-1
.
Considerando que a concentração inicial de N2O3 é de 10 M,
quanto tempo levará para que essa concentração seja
reduzida para 2 M? Qual o tempo de meia vida dessa
reação?
Questão 1
54. Vamos
exercitar!
A sacarose (C12H22O11) se decompõe em glicose e frutose em
solução ácida. A velocidade da reação é dada por:
V = k[sacarose].
Sabendo que K = 0,208 h-1
a 25ºC, qual o tempo necessário para
que 87,5% da concentração inicial de sacarose reaja nessa
temperatura?
Questão 2
