Seminário de fisico-química com o tema: Cinética Química

1. CINÉTICA QUÍMICA
ALLAN GOMES
ANA RAQUEL
DIANA SANTOS
EMANOELY THAIUSKA
GUILHERME ARRUDA
JACQUELINE MARIA
JAINE OLIVEIRA
JEISIANE BENEDITO
JOSÉ DANILO
KAIQUE DIAS
MARIA IDELITE
RAYLA KELLY

2. Cinética química
 Nível macroscópico;
 Nível particulado;

3. Velocidades das reações químicas
 Instantânea;
 Fermentação;
 Simples;
A B

4. Determinação da velocidade media de uma
reação
 T = (tfinal – tinicial)
 [ ] = [final] – [inicial]

5. NATUREZA DOS REAGENTES
CONTATO ENTRE OS REAGENTES
COLISÕES FAVORÁVEIS
ENERGIA DE ATIVAÇÃO

6. o Natureza dos reagentes - Substâncias diferentes podem ou não reagir. Quando
uma reação ocorre é porque temos uma “afinidade” entre os reagentes.

7. o Contato entre os reagentes - Essa é uma condição mais evidente para a
ocorrência de uma reação. O contato entre os reagentes permite que ocorram
interações entre os mesmos,originando os produtos.
ÁCIDOS E BASES
o Colisões favoráveis – a colisão deve ocorrer em uma posição geométrica
favorável à formação do respectivo complexo ativado.

8. o Colisão efetiva

9. o Complexo ativado – é o intermediário (estado de transição) formado entre
reagentes e produtos, em cuja estrutura existem ligações enfraquecidas (nos
reagentes) e formação de novas ligações (nos produtos).

10. o Energia de ativação – é a quantidade mínima de energia necessária para
iniciar uma reação química.

11. - Reação Exotérmica (ΔH < 0)
- Reação Endotérmica (ΔH > 0)

12. APLICAÇÕES NO COTIDIANO
 Porque o sal e o açúcar são utilizado como
conservante?
 Como ascender uma fogueira mais rápido e com
um bom sucesso?
 Como acelerar a secagem de uma tinta?

14. Condições de reação e velocidade
 Para que uma reação química ocorra, as moléculas dos
reagentes devem se aproximar, de modo que os átomos
passam a ser trocados ou rearranjados.

15. Condições de reação e velocidade
 Concentrações dos reagentes: O Alka-Seltzer contém
NaHCO3 e ácido cítrico. Quando um comprimido é
colocado em água, esses compostos reagem para forma o
CO2;
 Temperatura: Cozinhar envolve reações químicas. Uma
temperatura mais alta resulta em cozimento mais rápido;
 Catalizadores: São substâncias que aceleram as reações
químicas, mas que não se transformam.

16. Efeito da concentração na velocidade
de reação
 Ao se estudar a cinética, um objetivo é determinar como as
concentrações dos reagentes afetam a velocidade da reação;
 Diferentes relações entre a velocidade da reação e a
concentração dos reagentes são encontradas em outras reações.
Por exemplo, a velocidade da reação poderia ser independente
da concentração, ou a velocidade pode depender da
concentração de algum reagente elevada a alguma potência.

17. Equações de Velocidade
 É importante reconhecer que os expoentes M e N
não são necessariamente os coeficientes
estequiométrico da equação .
 Velocidade= k[A]m[B] n
 Se um catalisador está presente na solução , sua
concentração pode também ser incluída na
equação de velocidade.

18. Ordem de uma reação
 É a soma dos expoentes de todos os termos de
concentração.
 2 N2O5 4 NO2 + O2
 Velocidade = k[N2O5]
 Se a reação é de primeira ordem com a relação a
N2O5 e se a concentração for dobrada a velocidade
da concentração dobrará.

19. VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO QUÍMICA
 A velocidade de uma reação química será
diretamente proporcional ao produto da molaridade
dos seus reagentes elevada a expoentes
determinados experimentalmente.

20. VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO QUÍMICA
REAÇÂO
aA + bB → cC + dD
V = K.[A]p.[B]q
p e q são determinados experimentalmente
K--> constante de velocidade de reação
p --> ordem da reação em relação a A
q --> ordem da reação em relação a B
p + q --> ordem global da reação

21. VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO QUÍMICA
REAÇÃO ELEMENTAR
 É aquela que ocorre
numa única etapa.
aA + bB → produtos
 Os expoentes da
concentração dos
reagentes na equação da
velocidade são os
próprios coeficientes dos
reagentes na equação
balanceada.
V = K.[A]a.[B]b

22. VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO QUÍMICA
REAÇÃO NÃO
ELEMENTAR
 A reação é não elementar
quando ocorre em varias
etapas. O mecanismo
de reação é o conjunto
das etapas de uma
reação. A etapa lenta é
a que determina a
velocidade da reação.
X2 + Y2 2XY etapa
lenta
2XY + X2 2X3Y etapa
rápida
2X2 + Y2 2X3Y reação
global
V = K.[A].[B]

23. EXEMPLO
2H2(g) + 2NO(g) N2(g) + 2H2O(g)
[H2] (mol/L) [NO] (mol/L) Velocidade inicial
(mol/L.h)
1x10-3 dobrou 1x10-3
constante
3x10-5 dobrou
2x10-3 constante 1x10-3 dobrou 6x10-5 quadruplicou
2x10-3 2x10-3 24x10-5

24.  Para a citada equação
podemos chegar a
seguinte Lei de
Velocidade
V = K.[H2].[NO]2
 A rapidez da reação entre
o H2 e o NO, a
temperatura constante, é
diretamente
proporcional à primeira
potência da
concentração, em mol/L,
do H2 e ao quadrado da
concentração, em mol/L
do NO

25. CONSTANTE DE VELOCIDADE
Constante de Velocidade (K)
depende
Reação Temperatura

26. CONSTANTE DE VELOCIDADE
2H2(g) + 2NO(g) N2(g) + 2H2O(g)
[H2] (mol/L) [NO] (mol/L) Velocidade inicial
K = V K = 3x10-5 K = 3x104
[H2].[NO]2 [1x10-3].[1x10-3]2
(mol/L.h)
1x10-3 1x10-3 3x10-5
2x10-3 1x10-3 6x10-5
2x10-3 2x10-3 24x10-5

27. Relação de Concentração
 Reação de Primeira Ordem
- É aquela na qual a velocidade é diretamente
proporcional à concentração do reagente.

28. Relações de Concentração
 Reação de Segunda Ordem
- É aquela onde há uma dependência da velocidade
com o quadrado da concentração do reagente.

29. Relação de Concentração
 Reação de Ordem Zero
- É a reação em que a velocidade da reação é
constante, independente da concentração do
reagente.

30. Relação de Concentração

31. Uma visão particulada das
velocidades de reação
A OBSERVAÇÃO DE COMO AS
REAÇÕES OCORREM NO NÍVEL
ATÔMICO E NO MOLECULAR
FORNECE UMA VISÃO DAS VÁRIAS
INFLUÊNCIAS SOBRE AS
VELOCIDADES DAS REAÇÕES.

32.  Sabemos que a grande diferença nas velocidades de reações relaciona-se
com os compostos específicos envolvidos:
 Reações muito rápidas;
 Reações lentas;
 Para uma reação específica, alguns fatores influenciam a
velocidade, como a concentração dos reagentes, a temperatura do
sistema racional e a presença de catalisadores.

33. Concentração, Velocidade de reação e Teoria das
colisões
 Considere a reação em fase gasosa entre o óxido nítrico e ozônio:
NO(g) + O3 NO2(g) + O2(g)
A lei da velocidade para esta reação produto-favorecido é de primeira
ordem em relação a cada reagente, isto é, velocidade = k[NO][O3]. Como
essa reação pode ser lei da velocidade?

34.  Para que esta ou qualquer outra reação ocorra, a teoria das
colisões de velocidades de reações afirme que três
circunstância devem ser satisfeitas:
1. As moléculas que reagem devem colidir umas com as
outras.
2. As moléculas que reagem devem colidir com energia
suficiente.
3. As moléculas devem colidir com uma orientação que possa
levar ao rearranjo dos átomos.

35. Temperatura, Velocidade de reação e Energia de
ativação
Em um laboratório ou na indústria química, as reações
químicas são freqüentemente realizadas a temperaturas elevadas
para fazer com que a reação ocorra rapidamente.
Uma discussão do efeito da temperatura na velocidade da
reação começa com a distribuição das energias entre as moléculas
em uma amostra de um líquido ou gás.

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37. Energia de Ativação
 As moléculas necessitam de uma energia mínima para que possam
reagir. Os químicos vêem isso como uma barreira da energia que
deve ser superada pelos reagentes para que uma reação ocorra.
A energia necessária para superar a barreira é chamada de energia
de ativação, Ea.
 Se a barreira for baixa;
 Se a barreira for elevada;

38. Efeito de Catalisadores sobre a Velocidade
de Reação
• SE A REAÇÃO FOR REVERSÍVEL, A
REAÇÃO INVERSA TAMBÉM SERÁ
ACELERADA;
• O CATALISADOR NÃO ALTERA A
VARIAÇÃO DE ENTALPIA;

39.  Nas industrias químicas, os catalisadores são muito utilizados
para acelerar as reações, deixando o processo mais barato;
 A catálise pode ser:
 Catálise Homogênea;
 Catálise Heterogênea;

40.  Os catalisadores mais comuns são:
 Metais: Co, Ni, Pt, Pd;
 Ácidos: H2SO4;
 Óxidos Metálicos: Al2O3, Fe2O3;
 Bases: NaOH;
 Enzimas: Lipase, suco gástrico;

41.  Toda reação química possui uma energia de ativação (Ea);
 Complexo ativado: estado intermediário formado entre os
reagentes e os produtos;

42.  Equação Genérica:
A + B → AB
 1ª etapa – Lenta, pois há a formação do complexo ativado. Essa é a
etapa determinante da reação:
A + C → AC
Complexo
ativado
 2ª etapa – Rápida:
 AC + B → AB + C
 Observe que a soma das duas etapas é exatamente igual à reação
genérica, o que significa que o catalisador não participa como um
produto da reação, sendo regenerado no final;

43.  A ação do catalisador sobre a energia de ativação (Ea) pode ser
vista pelo gráfico a seguir:

44. Mecanismos de Reação
Sequências de etapas de formação e de quebra das
ligações que ocorrem durante a conversão dos
reagentes aos produtos.
A maioria das reações ocorre em
um conjunto de etapas.

45. Mecanismos de Reação
Por exemplo o óxido nítrico e o ozônio reagem em uma
reação de uma etapa, ocorre em consequência de uma
colisão entre as moléculas do reagentes:

46. Mecanismos de Reação
 Um mecanismo que ocorra em uma série de
etapas, cada uma delas envolvendo apenas uma ou
duas etapas.

47. Molecularidade de Etapas
Elementares
 Molecularidade;
 A classificação das etapas elementares;
 São denominadas como: Unimolecular, Bimolecular
e Termolecular.

48. Por exemplo, um mecanismo de duas etapas foi
proposto para a decomposição do ozônio na
atmosfera:

49. Mecanismo de Reação e Equações de Velocidade
Lei Cinética: aA + bB  cC + dD
V = K. [A]m [B]n  Calculados Experimentalmente
Ex: NO2 + CO  NO + CO2
Lenta - > 1º 2NO2
 NO3 + NO Reações
Rápida - > 2º NO3 + CO  NO2 + CO2 Elementares
NO2 + CO  NO + CO2
V = K. [NO2]2

50. Mecanismo de Reação e Equações de Velocidade
Energia
Mais Lenta
EAT 1 EAT 2
Mais Rápida
NO3+NO+CO
NO2 + CO
NO2 + CO2
CR

51. REFERÊNCIAS
 Kotz, John C. ; Treichel Jr., Paul M. Química Geral e reações químicas ; São
Paulo. Thompson Learning. 2007.
 Nóbrega, Olímpio Salgado; Silva, Eduardo Roberto; Silva, Ruth Hashimoto. Química,
volume único. 1º ed. São Paulo. Ática, 2005.
 http://www.brasilescola.com/quimica/cinetica-quimica.htm
 http://www.infoescola.com/quimica/cinetica/
 http://www.soq.com.br/conteudos/em/cineticaquimica/
 http://www.iq.ufrgs.br/ead/fisicoquimica/cineticaquimica/cinetica_quimica_introdu
cao.html
 https://www.ufpe.br/cap/images/quimica/
 http://www.pontociencia.org.br/

52. CINÉTICA QUÍMICA
ALLAN GOMES
ANA RAQUEL
DIANA SANTOS
EMANOELY THAIUSKA
GUILHERME ARRUDA
JACQUELINE MARIA
JAINE OLIVEIRA
JEISIANE BENEDITO
JOSÉ DANILO
KAIQUE DIAS
MARIA IDELITE
RAYLA KELLY