CINÉTICA QUÍMICA Estuda a velocidade (rapidez) das reações. Exemplo a síntese do HCl: H 2 (g) + Cl 2 (g) 2HCl(g)

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Stefany Belém Lancastre
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COLISÕES Para que ocorra uma reação química, os reagentes devem

a) colisão entre os reagentes; b) colisão numa geometria

1 CINÉTICA QUÍMICA Estuda a velocidade (rapidez) das reações. Exemplo a síntese do HCl: H 2 (g) + Cl 2 (g) 2HCl(g) TEORIA DAS COLISÕES Para que ocorra uma reação química, os reagentes devem ter uma certa afinidade. a) colisão entre os reagentes; b) colisão numa geometria (posição) favorável à formação do produto; c) energia suficiente. Representando graficamente o caminho da reação

FATORES QUE ALTERAM A VELOCIDADE DAS REAÇÕES TEMPERATURA Alimentos se estragam cerca de quatro vezes mais rápido a temperatura ambiente (25ºC) do que quando guardados em geladeira (5ºC).

2 FATORES QUE ALTERAM A VELOCIDADE DAS REAÇÕES TEMPERATURA Alimentos se estragam cerca de quatro vezes mais rápido a temperatura ambiente (25ºC) do que quando guardados em geladeira (5ºC). (Decomposição) O cozimento dos alimentos em panela de pressão (110ºC) é mais rápido do que em panela aberta (100ºC). (Cozimento) Vinhos azedam mais rapidamente se guardados em locais aquecidos.(oxidação) A regra de Van Hoff Formulou experimentalmente uma regra - um aumento de 10ºC na temperatura duplica a velocidade de uma reação química. CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES quantidade de reagentes SUPERFICIE DE CONTATO a fragmentação do sólido acelera a reação CATALISADOR substância que aumenta a velocidade da reação Representando graficamente

3 Exercícios 1. Considere a reação de decomposição do carbonato de cálcio: Verifica-se que a 800ºC, 400g de CaCO 3 são totalmente consumidos em 20 minutos. Calcule:(Dados: M CaCO 3 = 100g/mol e volume molar a 800ºC e 1 atm = 90L/mol) a) a velocidade de consumo do CaCO 3 em g/min; b) a velocidade de formação do CaO em mol/min; c) a velocidade de formação do CO 2 em L/min a 800ºC e 1 atm 2. (FUVEST) Foram realizados quatro experimentos. Cada um deles consistiu na adição de solução aquosa de ácido sulfúrico de concentração 1 mol/l a certa massa de ferro. A 25ºC e 1 atm, mediram-se os volumes de hidrogênio desprendido em função do tempo. No final de cada experimento, sempre sobrou ferro que não reagiu. A tabela mostra o tipo de ferro usado em cada experimento, a temperatura e o volume da solução de ácido sulfúrico usado. O gráfico mostra os resultados. As curvas de 1 a 4 correspondem, respectivamente, aos experimentos:

3. (PUC-SP/2005) O pentóxido de dinitrogênio decompõe-se segundo a equação: A cinética dessa decomposição é acompanhada a partir da variação da concentração de gás oxigênio (O 2 ) em função do tempo.

(FUVEST) Na reação representada pela equação química o perfil energético com e sem catalisador, é o seguinte: a) Calcule a energia envolvida por mol de NH 3 formado.

4 3. (PUC-SP/2005) O pentóxido de dinitrogênio decompõe-se segundo a equação: A cinética dessa decomposição é acompanhada a partir da variação da concentração de gás oxigênio (O 2 ) em função do tempo. Foram feitos dois experimentos, um a 45ºC (linha cheia) e outro a 55ºC (linha tracejada). O gráfico que representa corretamente os dois ensaios é: 4. (FUVEST) Na reação representada pela equação química o perfil energético com e sem catalisador, é o seguinte: a) Calcule a energia envolvida por mol de NH 3 formado. O processo é endotérmico ou exotérmico? b) Calcule as energias de ativação para esta reação na ausência e na presença de catalisador. EQUILÍBRIO QUÍMICO Existem reações químicas que podem ocorrer tanto no sentido direto como no inverso. Por exemplo, ao se adicionar o NO 2 num frasco, ocorre a seguinte reação: 2NO 2 (g) 1N 2 O 4 (g) Da mesma forma, caso se adicione o N2O4 num frasco vazio, ocorrerá sua decomposição, de acordo com a equação: 1N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g) Essas equações mostram que as substâncias NO 2 e N 2 O 4 podem se transformar uma na outra, e é isso que chamamos de reação reversível. Na prática, este tipo de reação ocorre simultaneamente num mesmo frasco, e este fenômeno é estudado nos chamados equilíbrios químicos. Considere agora uma reação reversível genérica: Sejam v1 e v2 as velocidades das reações direta e inversa, respectivamente. Sabe-se que: v1 = k1 [A] [B] e v2 = k2 [C] [D]

5 No início da reação, isto é, no instante em que se adicionam a mols de A e b mols de B, v1 assume o seu valor máximo porque [A] e [B] têm seus valores máximos. Com o decorrer do tempo, [A] e [B] vão diminuindo, pois A e B vão sendo consumidos na reação e, conseqüentemente, v1 vai diminuindo. Representando a variação das velocidades das reações direta e inversa em função do tempo obtemos um gráfico do seguinte tipo. CONSTANTE DE EQUILIBRIO Como, no equilíbrio, as concentrações de todas as substâncias permanecem constantes, pode-se definir a chamada constante de equilíbrio em termos de concentração (Kc). Seja a reação reversível abaixo: aa + bb cc + dd Veja exemplos: 2NO 2(g) 1N 2 O 4(g) N 2(g) + 3H 2(g) 2NH 3(g) Para equilíbrios que envolvem sólidos ou solventes, estes não são escritos na expressão do Kc. CO 2(g) + C (s)2 CO (g) CO 2(aq) + H 2 O (l) H+ (aq) + HCO 3(aq) DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO Um sistema está em equilíbrio quando possui a mesma velocidade de reação tanto no sentido direto como no inverso. Uma perturbação externa tende a tirar esse sistema do estado de equilíbrio e, como resposta, ele irá se deslocar para direita (sentido reagentes produtos) ou para esquerda(sentido produtos reagentes), para tentar anular a perturbação sofrida. Essa idéia foi enunciada originalmente, em 1888, pelo químico francês H. L. de Chatelier. Os fatores capazes de deslocar um equilíbrio são: Concentração Pressão Temperatura INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO Pelo princípio de Le Chatelier, um aumento da concentração de uma das substâncias participantes desloca o equilíbrio no sentido da reação que produz uma diminuição da concentração dessa substância, portanto, no sentido da reação em que essa substância é consumida. Por outro lado, uma diminuição na concentração de uma das substâncias participantes desloca o equilíbrio no sentido da reação que produz um aumento de sua concentração, portanto, no sentido da reação em que essa substância é formada. Assim, num equilíbrio: - um aumento de [A] e/ou [B] desloca o equilíbrio para a direita ( ) - uma diminuição de [A] e/ou [B] desloca o equilíbrio para a esquerda ( ) - um aumento de [C] e/ou [D] desloca o equilíbrio para a esquerda ( ) - uma diminuição de [C] e/ou [D] desloca o equilíbrio para direita ( )

INFLUÊNCIA DA VARIAÇÃO DA PRESSÃO Pelo princípio de Le Chatelier, um aumento da pressão desloca o equilíbrio no sentido da reação que produz uma diminuição da pressão, e vice-versa.

6 INFLUÊNCIA DA VARIAÇÃO DA PRESSÃO Pelo princípio de Le Chatelier, um aumento da pressão desloca o equilíbrio no sentido da reação que produz uma diminuição da pressão, e vice-versa. Analisemos o efeito do aumento da pressão no equilíbrio seguinte: N 2(g) + 3H 2(g) 2NH 3(g) 4 mols 2 mols Um aumento da pressão desloca esse equilíbrio para a direita ( ) porque com isso diminui o número de mols e, conseqüentemente, diminui a pressão. Por outro lado, uma diminuição da pressão irá deslocar o equilíbrio para a esquerda ( ) porque com isso aumenta o número de mols e, conseqüentemente, aumenta a pressão. INFLUÊNCIA DA VARIAÇÃO DA TEMPERATURA Pelo princípio de Le Chatelier, uma elevação da temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação que produz um abaixamento da temperatura, portanto, no sentido da reação endotérmica (reação que absorve calor, ΔH _ 0). Pelo mesmo motivo, um abaixamento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação que produz um aumento da temperatura, portanto, no sentido da reação exotérmica (reação que liberta calor, ΔH _ 0). O estudo da influência da temperatura nos equilíbrios foi feito pela primeira vez por van t Hoff, que enunciou a seguinte lei: Exemplo: 2 H 2(g) + O 2(g) 2 H 2 O (g) Um aumento da temperatura no equilíbrio acima produz um aumento da quantidade de H2 e O2, isto é, desloca o equilíbrio no sentido da reação de decomposição do H2O. Uma diminuição da temperatura desloca esse equilíbrio no sentido da reação de síntese do H2O. INFLUÊNCIA DO CATALISADOR O catalisador não desloca equilíbrio. O catalisador diminui o tempo necessário para ser atingido o equilíbrio, mas não altera o estado final do equilíbrio. ph e poh

(Faap-SP) Qual o ph e o poh de uma solução de NaOH 0,0001 molar? a) ph = 4 e poh = 10 b) ph = 1 e poh = 13 c) ph = 10 e poh = 4 d) ph = 13 e poh = 1 e) ph = 4 e poh = 14 DESLOCAMENTO DE EQUILIBRIO 1.

8 (Faap-SP) Qual o ph e o poh de uma solução de NaOH 0,0001 molar? a) ph = 4 e poh = 10 b) ph = 1 e poh = 13 c) ph = 10 e poh = 4 d) ph = 13 e poh = 1 e) ph = 4 e poh = 14 DESLOCAMENTO DE EQUILIBRIO 1. (UNESP) O equilíbrio gasoso representado pela equação é deslocado no sentido de formação de NO, se a) a pressão for abaixada. b) N 2 for retirada do sistema. c) o volume do recipiente for diminuído. d) for adicionado um catalisador sólido ao sistema. e) a temperatura for aumentada. 2. (UNICAMP) O CoCl 2 é um sal de cor azul que se hidrata facilmente, passando a CoCl 2 2H 2 O, de cor rosa. Enfeites como gatinhos, galinhos e outros bibelôs são recobertos com esse sal e mudam de cor em função da umidade do ar. a) Escreva a equação química que representa o equilíbrio entre o sal anidro e o hidratado. b) Indique qual a cor dos bibelôs em função do tempo úmido ou seco. Justifique. 3. (UNESP) Em recipiente fechado, à temperatura constante, ocorre o seguinte equilíbrio em fase gasosa: Explique os efeitos que provocam nesse equilíbrio: a) a adição de N 2 gasoso ao recipiente; b) o aumento da pressão sobre o sistema

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