Cinética Química

1. Introdução:

A Cinética Química é a área que estudo a velocidade em que os reagentes são gastos, os produtos são produzidos e os fatores que influenciam nessas taxas de consumo.

Ex: Velocidade de dissolução de uma solução endotérmica em diferentes temperaturas.

2. Velocidade média da reação

É a variação da concentração de um soluto numa solução em determinado espaço de tempo.

Vm = ∆ɱ/t ou

Vm = ∆[reagente]/t ou

Vm = ∆[produto]/t

Por exemplo:

N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)

Se a [NH3(g)] variou de 0mol no começo da reação até 15mol no 3º minuto de reação, qual seria a Vm [NH3(g)]? E a Vm [N2(g)] sabendo que ele começou com 50mol?

3. Velocidade instantânea da reação

Trata-se de um conceito um pouco mais complicado, mas é a Velocidade média de um composto quando a variação de tempo tende a zero. O que mais nos importa saber é que a velocidade instantânea tanto de reagentes como de produtos tendem a diminuir com o tempo.

4. Fundamentos:

Essas teorias buscam explicar como e por que as reações químicas ocorrem.

4.1. Condições indispensáveis:

a) Partículas entre reagentes entrem em contato entre si, porque assim que ocorrem as transições de elétrons e mudanças de ligações químicas. Quanto maior a área de contato entre os reagentes, maior a chance de contato. Por isso, reagentes sólidos são pulverizados ou picados para entrar em maior contato com a solução!

b) Tem que haver uma afinidade química entre os reagentes, uma tendência natural.

4.2. Teoria das Colisões

A Teoria ainda prevê que a velocidade da reação depende:

a) Da frequência dos choques entre as moléculas;

b) Da energia (intensidade) desses choques;

c) Da orientação das moléculas quando elas se chocam (aqui também entra tamanho e formato das moléculas);

Obs: A maioria das reações precisa de mais de um choque entre moléculas para acontecer!

4.3. Energia de Ativação (Eat)

Trata-se da energia mínima necessária que as moléculas de reagente devem possuir para realizarem uma colisão efetiva entre si.

Observe que ela é como uma “barreira energética” que precisa ser passada para que a reação ocorra, ainda que ela seja ESPONTÂNEA (ambos os casos aqui). Como os compostos tendem ao caos e a ganhar energia com o tempo, quanto menor a energia de ativação, mais rapidamente se dará a reação.

5. Efeito da energia: As três principais formas de energia que influenciam nas reações químicas são as ditas abaixo, e elas influem na velocidade da reação de uma maneira semelhante – fornecendo energia para vencer a barreira de energia da reação.

5.1. Temperatura

5.2. Eletricidade

5.3. Luz

6. Efeito das Concentrações:

A Lei Cinética de uma reação:

Dada uma reação

a A + b B + c C  x X + y Y + z Z

Onde:

 As letras minúsculas são os coeficientes estequiométricos;

 As letras maiúsculas correspondem aos reagentes e produtos;

Temos que, experimentalmente, a velocidade da reação é calculada a partir da seguinte fórmula:

V = k.[A]α.[B]β.[C]µ

Onde:

 V é a velocidade.

 k é uma constante de velocidade dessa reação específica.

 [A], [B], [C] são as concentrações dos reagentes;

 α ,β, µ são os expoentes determinados experimentalmente. Às vezes eles correspondem às letras “a, b e c” dos coeficientes estequiométricos da reação.

Exemplos:

a)

b)

Obs: Ordem global da reação: Soma dos expoentes!

Obs2: Molecularidade: número de moléculas que participam dos reagentes!

7. Efeito dos Catalisadores:

Como eles agem?

a) Composto intermediário.

b) Adsorção de reagentes.

Como são classificados?

a) Catálise homogênea e heterogênea.

8. Exercícios:

57) (Vunesp) Sobre catalisadores, são feitas as quatro afirmações seguintes:

São substâncias que aumentam a velocidade de uma reação.

Reduzem a energia de ativação da reação.

As reações nas quais atuam não ocorreriam nas suas ausências.

Enzimas são catalisadores biológicos.

Dentre essas afirmações, estão corretas apenas:

I e II.

II e III.

I, II e III.

I, II e IV.

II, III e IV.

58) (UFMG) Um palito de fósforo não se acende,

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