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Cinética Química

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Cinética Química

DEFINIÇÃO
- É o estudo da velocidade das reações químicas e dos fatores que influem nessa velocidade.
EXEMPLOS DE:
- REAÇÃO RÁPIDA
  - A explosão da pólvora nos fogos de artifício
- REAÇÃO LENTA
  - A decomposição do plástico
TEORIA DAS COLISÕES
- DEFINIÇÃO
  - A Teoria das Colisões explica os choques entre átomos e moléculas presentes em um meio material e é um fator fundamental para a ocorrência de uma reação química.
- Ela foi proposta pelos químicos Max Trautz e William Lewis, no início do século XX, e afirma que a ocorrência de uma reação química depende de uma colisão (choque efetivo) eficaz entre as partículas dos reagentes por meio de uma orientação favorável e com uma energia maior do que a energia mínima (energia de ativação) necessária para a ocorrência da reação.
- COMPLEXO ATIVADO
  - Os cientistas acreditam que, no instante da colisão favorável, se forma uma estrutura intermediária (estado de transição) e instável entre os reagentes e produtos chamada complexo ativado.
- COLISÃO
  - EFICAZ
    - Com geometria adequada e energia suficiente.
  - NÃO EFICAZ
    - Apesar de ter ocorrido na geometria adequada, envolveu moléculas com energia cinética insuficiente.
- CONCLUSÕES
  - Quanto maior o nº de colisões favoráveis, maior a velocidade da reação;
  - Quanto menor a Eat, menor a “barreira de energia”, maior o nº de colisões favoráveis e maior a velocidade da reação.
FATORES QUE INFLUENCIAM NA VELOCIDADE:
- TEMPERATURA
  - Quanto maior a temperatura, maior a agitação das moléculas, maior o nº de colisões favoráveis e maior a velocidade da reação;
    - Por exemplo, quando ocorre um incêndio em uma floresta, que é um meio onde a perda de calor é pequena, a reação libera calor para o meio. Com isso, a temperatura do ambiente aumenta e isso faz com que a reação de combustão ocorra ainda mais rapidamente.
- SUPERFÍCIE DE CONTATO
  - Quanto maior a superfície de contato, maior o nº de colisões favoráveis e maior a velocidade da reação .
    - Um exemplo que confirma isso é se você colocar para reagir com a mesma quantidade de água um comprimido efervescente inteiro e um triturado. Qual terminará de reagir mais rápido? A resposta é o comprimido triturado, pois a sua superfície de contato é bem maior que a do comprimido compacto.
- CATALISADOR
  - É a substância que acelera a reação, pois diminui a energia de ativação sem ser consumido no processo e não altera o DELTA H.
    - O sangue possui uma enzima que atua como catalisadora da decomposição da água oxigenada, ou seja, que aumenta a velocidade dessa reação.
- CONCENTRAÇÕES DOS REAGENTES
  - Quanto maior a concentração de reagentes, maior o nº de colisões favoráveis e maior a velocidade da reação.
    - Um exemplo é a combustão do carvão. Se colocarmos um pedaço de carvão em brasa dentro de um frasco com oxigênio puro, a reação ocorrerá com uma velocidade muito maior. Isso porque a concentração de um dos reagentes da combustão (o oxigênio) aumentou. Antes, o oxigênio era o presente no ar, que está em uma proporção de cerca de 20%. Dentro do frasco, porém, essa proporção vai para 100%.
VELOCIDADE MÉDIA
- FÓRMULA
  - - Essa definição pode ser aplicada a um reagente, onde |DELTA quantidade| corresponde à quantidade, em módulo, do reagente consumido ou um produto formado no intervalo DELTA tempo.
      - |DELTA quantidade| = |quantidade final – quantidade inicial |
        A quantidade pode ser expressa em massa, em mols, em concentração ou em volume.
- ▪ [ ] representa a concentração em mol/L. [NH3] equivale a ♏NH3 .
- GRÁFICO
  - - As curvas crescentes mostram que os elementos estão sendo formados ao passar do tempo.
- As variações das concentrações, em mol/L, para um mesmo intervalo de tempo obedecem à proporção dos coeficientes.
- VELOCIDADE MÉDIA GLOBAL DA REAÇÃO
- Para entender como se aplica esse conceito, vejamos o exemplo de uma reação que ocorre em um balão com 10 mol do gás ozônio (O3). Suas moléculas colidem umas com as outras, formando moléculas de oxigênio (O2), conforme a equação química a seguir:
  - 2O3→ 3O2
    - Depois de 1 minuto restam apenas 4 mol de ozônio, o que significa claramente que 6 mol reagiram. Assim, a velocidade média de decomposição do O3 foi de 6 mol. L-1. min-1, como mostrado a seguir:
LEI CINÉTICA DA VELOCIDADE
- Considere a reação genérica: aA + bB --> xX + yY
  - Obtemos a fórmula genérica da lei cinética: v = k.[A]^m. [B]n onde, k = constante cinética ou constante de velocidade; [A] e [B] = concentrações molares dos reagentes A e B; m e n = determinados experimentalmente.
- “A velocidade de uma reação (v) é proporcional às concentrações molares dos reagentes, elevadas a expoentes que são obtidos experimentalmente”.
- EXEMPLOS
  - 1º EXEMPLO: Tabela de dados experimentais
    - - 1ª e 2ª experiências: 2 n = 2 --> n = 1
      - 2ª e 3ª experiências: 2m = 4 --> m = 2
        Portanto, v = k.[NO]^2 .[H2 ]^1
  - 2º EXEMPLO: Reações não elementares (várias etapas)
    - Em reações não elementares (reações que ocorrem em várias etapas), os coeficientes da equação química não serão iguais aos expoentes da equação da variação da velocidade.
      - Considere tal reação: CO + NO2 → CO2 + NO
        Um cientista obteve os seguintes dados:
        Observe que, da primeira para a segunda etapa, ele dobou a concentração do CO, o que não alterou a velocidade da reação.
        Portanto, o expoente dessa substância é zero. Como qualquer número elevado a zero é igual a 1, o CO não participa da equação da velocidade da reação.
        Agora, veja que do 2º experimento para o 3º dobrou-se a concentração do NO2, o que fez com que a velocidade da reação quadruplicasse.
        Assim, o expoente da concentração dessa substância na equação da velocidade das reações é igual a 2 (4/2).
        Desse modo, descobrimos qual é a equação da velocidade dessa reação: v = k . [NO2]^2.
  - 3º EXEMPLO: Reações elementares (uma etapa)
    - considere tal reação: 2 NO (g) → N2O2 (g)
      - A equação da velocidade dessa reação é: v = k. [NO]2
        Perceba que o expoente coincide com o balanceamento.
- Relaciona a rapidez de uma transformação química com as concentrações dos reagentes em quantidade de matéria (mol/L),
ORDEM GLOBAL DE UMA REAÇÃO
- 1º EXEMPLO
  - Considere a equação da velocidade igual à: v = k.[NO]^2 .[H2 ]
    - Ordem global = m + n = 3 (2ª ordem em relação ao NO e 1ª ordem em relação ao H2 )
- 2º EXEMPLO
  - Considere a equação da velocidade igual à: v = k. [NO2 ]^2
    - Ordem global = 2 (2ª ordem em relação ao NO2 e ordem zero em relação ao CO)
- 3º EXEMPLO:
  - Considere a equação da velocidade igual à: v = k. [NO]^2
    - Ordem global = 2 (2ª ordem em relação ao NO).
LINKS DE VÍDEOS
- QUÍMICA - CINÉTICA: o que é? Principais conceitoshttps: //www.youtube.com/watch?v=gjR4WbrOjq4&ab_channel=Stoodi
- CINÉTICA QUÍMICA: VELOCIDADE MÉDIAhttps: //www.youtube.com/watch?v=5lTuLY-ZC1w&ab_channel=ProfessorGabrielCabral
- Cinética Química - Teoria das colisões [Módulo 19 - Aula 03]: https://www.youtube.com/watch?v=fKzFEsuDvsA&ab_channel=Prof.Marx-MundodaQu%C3%ADmica
- CINÉTICA QUÍMICA - FATORES QUE ALTERAM A VELOCIDADE DAS REAÇÕEShttps: //www.youtube.com/watch?v=oMmuFiJPhuw&ab_channel=QU%C3%8DMICADOMONSTRO
- Química - Cinética Química: Lei da Velocidadehttps: //www.youtube.com/watch?v=fg8K4w-Psec&ab_channel=AulaDe
- Química - Cinética Química: Ordem da Reaçãohttps: //www.youtube.com/watch?v=Ge83MQsJpfI&t=19s&ab_channel=AulaDe