Cinética química aula 02

CINÉTICA
QUÍMICA
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1. CONDIÇÕES NECESSÁRIAS
Há duas condições que são fundamentais (embora não sejam suficientes)
para que uma reação química possa ocorrer:

• Os reagentes devem entrar em contato.
• Deve haver afinidade química entre os reagentes.

Assim, se colocarmos em contato água, H2O(l), e monóxido de carbono,
CO(g), não haverá reação, pois não há afinidade química entre essas
substâncias.
H2O(l) + CO(g)  não há reação

No entanto, se colocarmos em contato gás cloro, Cl2(g), e gás hidrogênio,
H2(g), pode haver reação, pois há afinidade química entre essas
substâncias. A realização ou não de reação química, nesse caso, passa a
depender de duas outras condições, ditas acessórias:

• As partículas (moléculas, íons) dos reagentes devem colidir entre si.
• A colisão entre as partículas dos reagentes deve ocorrer numa orientação
favorável, com energia suficiente para romper as ligações existentes nos
reagentes.

2. COLISÃO FAVORÁVEL

Considere, por exemplo, a reação entre gás hidrogênio e gás iodo,
utilizando o modelo atômico de Dalton.

H2 + I2  2 HI

HI + HI

I2 + H2

I2 H2

Para que as moléculas de H2 e I2 possam efetivamente reagir produzindo
HI, elas devem colidir com energia suficiente e numa orientação favorável.

Colisão
Desfavorável

Colisão
Desfavorável

Colisão
favorável

3. ENERGIA DE ATIVAÇÃO

Não basta, porém, que a colisão entre as partículas dos reagentes ocorra
numa orientação favorável para que ocorra reação, isto é, para que as
ligações entre os reagentes sejam rompidas e novas ligações sejam
formadas, dando origem aos produtos.
Para que a colisão seja efetiva, também é necessário que os reagentes
adquiram uma quantidade de energia mínima, característica de cada
reação, chamada energia de ativação.

Energia de ativação é a quantidade mínima de energia
necessária para que a colisão entre as partículas dos
reagentes, feita numa orientação favorável, seja efetiva e,
portanto, resulte em reação.

Eativação = Enecessária para que a reação se inicie – Eprópria dos reagentes

4. COMPLEXO ATIVADO

Quando a colisão entre as partículas dos reagentes ocorre numa
orientação favorável e com energia igual ou superior à energia de
ativação, forma-se primeiramente uma estrutura instável e intermediária
entre os reagentes e os produtos, chamada complexo ativado.

Complexo ativado de uma reação é uma estrutura
intermediária e instável entre os reagentes e os
produtos.
Exemplo:

OBSERVAÇÃO: Estudo Gráfico da Eat

Os produtos de uma reação química possuem também um conteúdo
energético, o qual se denomina energia própria dos produtos (Epp). Quando
o complexo ativado (instável) se rearranja para formar os produtos, ocorre
liberação de energia, que pode ser calculada pela diferença: E – Epp.

• Reação exotérmica – E – Epp > Eat

• Reação endotérmica – E – Epp < Eat

OBSERVAÇÃO: Eat e a Velocidade

1. A energia de ativação representa um obstáculo na transformação de
reagentes em produtos.
• Quanto maior for a energia de ativação a ser adquirida, mais difícil será
para os reagentes transpor esse obstáculo, e a reação ocorrerá mais
lentamente.
• Por outro lado, quanto menor for a energia de ativação a ser adquirida,
mais fácil será para os reagentes transpor esse obstáculo, e a reação
ocorrerá mais rapidamente.

2. Por outro lado, a energia de ativação funciona como uma ―barreira de
segurança‖ para muitas reações. Por exemplo, o H2 e o O2 reagem
explosivamente resultando em água (2H2 + O2  2H2O). A reação, porém,
não começa espontaneamente, porque a barreira representada pela energia
de ativação ―segura‖ o início da reação; torna- se então necessária uma
chama, uma faísca elétrica, etc. para deflagrar a reação.

3. Quando temos reações químicas semelhantes, como por exemplo:

mais rápida aquela que apresentar menor energia de o; no
caso citado, a mais rápida a reação entre H2 e F2 (Eat. < E’at.):

4. INFLUÊNCIAS NA VELOCIDADE
São diversos os fatores que podem influir na velocidade de
uma reação química tornando-a mais rápida ou mais lenta.
Entre eles se destacam:

• natureza dos reagentes

Uma peça de ferro metálico se oxida com relativa facilidade segundo a
equação:

4Fe(s) + 3O2(g)  2Fe2O3(s)

Já uma peça de metálica de prata se oxida com muita lentidão:

4Ag(s) + O2(g)  2Ag2O(s)

A que se deve esta diferença de velocidades?

A velocidade de uma reação depende das
propriedades específicas e inerentes dos reagentes,
quanto maior reatividade química, maior será a
velocidade da reação.

OBSERVAÇÃO: Mediante a realização de uma série de reações, foi
possível estabelecer uma fila de reatividade comparativa dos metais, que
pode ser representada genericamente por:

OBSERVAÇÃO:

• A reação de HCl(aq) com NaOH(aq) é rápida e exotérmica:

HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l) + CALOR

• A reação de CO(g) com NO2(g) é lenta:

CO(g) + NO2(g)  CO2(g) + NO(g) + CALOR

O que explica esta diferença nas velocidades?

As espécies iônicas em solução aquosa reagem mais
rápido que as espécies químicas moleculares.


• superfície de contato

Quanto maior a superfície de contato dos
reagentes envolvidos, maior a velocidade da
reação e vice-versa.
Exemplo:

A efervescência no CaCO3(s) na forma
de pó é mais acentuada (maior
superfície de contato).


• luz e eletricidade


• pressão


• pressão
• temperatura

Regra de Van’t Hoff: um aumento de 10°C faz com que a velocidade da reação dobre.

V2 = V1 x 2Δt/10
Lembre-se de que a regra de Van’t Hoff é apenas aproximada e bastante limitada. Não deve
ser seguida à risca para todas as reações. Cada reação específica deve ter o efeito quantitativo
exato do aumento da velocidade em função da temperatura determinado experimentalmente.


• pressão
• temperatura
• concentração


• pressão
• temperatura
• Concentração
• Catalisadores

Um catalisador é urna substância que é adicionada ao processo, não
sendo consumido pelo mesmo, e que tem a função de alterar a velocidade.
O catalisador pode ser positivo (catalisador propriamente dito) ou negativo
(inibidor).
Catalisadores positivos promovem um caminho alternativo com a energia
de ativação do processo mais baixa, aumentando a velocidade. Já os
inibidores de reação diminuem a velocidade. Exemplo de catalisadores
positivos são as enzimas e de catalisadores negativos são os conservantes
alimentícios.

• Catálise homogênea — quando o catalisador está na mesma fase que os
reagentes, participa ativamente da transformação e é recuperado
integralmente no fim do processo.
Admite-se nesse tipo de catálise a formação de um composto intermediário
muito reativo.

• Catálise heterogênea — quando o catalisador não está na mesma fase que
os reagentes, mas proporciona uma superfície favorável a ocorrência da
transformação química.

1. Chama-se autocatálise a catálise provocada por uma substância formada na própria
transformação.

2. Sabe-se que o catalisador não sofre alteração permanente em sua composição
química nem na quantidade, mas pode sofrer alteração em sua natureza física.

3. Chama-se inibidor a espécie química que, com as moléculas reagentes, faz com
que estas reajam a uma velocidade menor. Os inibidores são utilizados como
conservantes de alimentos, pois retardam a reação de decomposição; por exemplo, o
EDTA cálcico dissódico e usado como conservante de margarinas (antioxidante).

4. Um ativador ou promotor é a espécie química que, com o catalisador e as moléculas
reagentes, faz com que estas reajam a uma velocidade ainda maior do que se
estivessem apenas com o catalisador.

5. Veneno é a espécie química que, com o catalisador e as moléculas reagentes, faz
com que estas reajam a uma velocidade menor do que se estivessem apenas com o
catalisador.

6. Uma pequena quantidade de catalisador pode ter efeitos profundos na velocidade
de uma transformação, o que e significativo nos sistemas biológicos. Nestes os
catalisadores são altamente específicos para cada reação e chamados de enzimas.

AUTOCATÁLISE
É um tipo de reação na qual um dos produtos formados atua como
catalisador. Um exemplo é a reação que ocorre entre o cobre, Cu, e o ácido
nítrico, HNO3:

Inicialmente, a reação ocorre lentamente; porém, à medida que o dióxido
de nitrogênio, NO2, é formado, ele age como catalisador, aumentando
violentamente a velocidade da reação.

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