Cinética
Podemos observar que algumas reações químicas acontecem com mais rapidez e outras mais lentamente. Nem toda reação química acontece no mesmo tempo. Umas demoram horas, dias, anos. Outras levam uma fração de segundo para ocorrer.
As reações químicas ocorrem em velocidades diferentes, como por exemplo o processo de digestão dos alimentos que leva algumas horas e uma explosão que é instantânea.
Veja algumas reações químicas:
- ácido e uma base é uma reação instantânea;
- formação da ferrugem, que levam anos para se formar;
- dissolução de uma pastilha efervescente, que levam alguns segundos;
- decaimento radioativos, que levam muitas vezes bilhões de anos;
- queima de uma vela, que levam algumas horas;
- queima de um palito de fósforo, que levam alguns segundos;
- formação das rochas, que levam alguns milhões de anos.
As vezes é importante controlar estas reações, tornando-as mais rápidas ou mais lentas.
A cinética química é uma área da Química que estuda a velocidade das reações químicas e os fatores que alteram esta velocidade.
VELOCIDADE MÉDIA
A velocidade média de uma reação química pode ser dada através da razão da variação de concentração pelo tempo de reação.
Onde:
Vm = velocidade média (mol/L/s)
variação de concentração (mol/L)
variação de tempo (s, min)
módulo (resultado tem que ser positivo, a velocidade tem que ser positiva)
As unidades podem variar.
Exemplo:
Observe a transformação do acetileno em benzeno:
Pode-se calcular a velocidade média (até o processo final) ou parcial:
Dados:
|
[C2H2] (mol) |
3,5 |
2,7 |
2,0 |
1,5 |
0,9 |
|
t (min) |
0 |
1 |
2 |
3 |
4 |
- cálculo da velocidade ao final de 4 minutos:
- cálculo da velocidade entre 1 e 2 minutos:
A velocidade média de uma reação química pode também estar relacionada com a reação de desaparecimento e com a reação de aparecimento, desta forma:
As unidades podem ser: 
Conhecendo as informações sobre um dos participantes da reação, podemos calcular a velocidade dos outros participantes e até mesmo a velocidade média da reação.
Veja o caso da síntese da amônia:
Dividindo-se a velocidade calculada para qualquer um dos participantes pelo seu próprio coeficiente estequiométrico, será encontrado um resultado igual ao mesmo cálculo feito aos demais participantes.
Onde:
Estes cálculos podem ser feitos também, através de regra de três.
Exemplos:
De acordo com a reação da síntese da amônia, veja o problema seguinte:
O gás hidrogênio é consumido a uma taxa de 18mols a cada 4 minutos. Calcule:
a) a velocidade de consumo do N2
b) a taxa de formação do NH3
c) a massa consumida de H2 por minuto
d) a massa obtida de NH3 por minuto
Durante uma reação química, a concentração dos reagentes (B) vai diminuindo, enquanto a concentração dos produtos vai aumentando (A).
A concentração dos reagentes pode ou não chegar a zero. Se a concentração dos reagentes for diminuindo, a velocidade da reação também vai diminuindo. Quando terminar a reação, a velocidade será zero.
Velocidade de Consumo e de Produção
A velocidade média de consumo é a medida de reagente que é consumida, “desaparece” na reação, por unidade de tempo.
A velocidade média de produção é a medida de produto formado durante a reação, por unidade de tempo.
Seja a reação genérica:
Neste caso, o reagente também pode ser chamado de reatante.
A equação química pode apresentar o coeficiente estequiométrico de cada reagente. Este coeficiente representa o número de mols da substância. Veja uma equação química genérica, onde a, b, c e d são coeficientes estequiométricos e A, B, C e D são as substâncias químicas.
Velocidade de Consumo dos Reagentes: 
Exemplo: 
Velocidade de Formação dos Produtos: 
Condições para que ocorra uma reação química
Para que uma reação química ocorra é necessário que haja contato e afinidade química entre os reagentes. Uma das condições mais importantes para a ocorrência de uma reação química é a energia de ativação e ascolisões entre as moléculas dos reagentes.
TEORIA DAS COLISÕES
Os átomos das moléculas dos reagentes estão sempre em movimento gerando muitas colisões (choques). Parte destas colisões aumentam a velocidade da reação química.
Quanto mais choques com energia e geometria adequada houver, maior a velocidade da reação.
Há dois tipos de colisões:
- horizontal – colisão mais lenta
- vertical – colisão mais rápida, colisão efetiva
Veja os dois modelos de colisões para a formação de duas moléculas de HCl:
Colisão Horizontal
Observe que após a primeira colisão há a formação de apenas uma molécula de HCl. A segunda molécula se formará na segunda colisão.
Colisão Vertical
Observe que molécula de H2 se aproxima da molécula de Cl2 com muita velocidade. Em seguida, se chocam violentamente formando duas moléculas de HCl que se afastam logo. A primeira colisão forma o complexo ativado (duas molécuas de HCl). Esta colisão acontece com muita velocidade e portanto mais rápida, mais efetiva. Torna a reação química mais rápida.
O estado intermediário da reação, onde forma-se o complexo ativado é um estado de transição onde há um alto valor de energia envolvido.
O complexo ativado é a espécie química com maior valor energético em toda a reação química que tem vida curtíssima.
ENERGIA DE ATIVAÇÃO(Eat)
É a energia mínima que os reagentes precisam para que inicie a reação química. Esta energia mínima é necessária para a formação do complexo ativado.
Quanto maior a energia de ativação mais lenta é a reação porque aumenta a dificuldade para que o processo ocorra.
Quanto menor a energia de ativação menor a “barreira” de energia, mais colisões efetivas e portanto uma reação mais rápida.
Gráficos Endotérmicos e Exotérmicos para a Energia de Ativação
A energia de ativação varia de acordo com o tipo de reação química. Nas reações endotérmicas ela é maior do que nas exotérmica.
Onde:
Endotérmico
Exotérmico
FATORES QUE ALTERAM A VELOCIDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS
Alguns fatores podem aumentar ou diminur a velocidade de uma reação química. São eles:
- temperatura
- superfície de contato
- pressão
- concentração
- presença de luz
- catalisador
- inibidores
Temperatura
A temperatura está ligada à agitação das moléculas. Quanto mais calor, mais agitadas ficam as moléculas. Se aumenta a temperatura, aumenta a energia cinética das moléculas (movimento). Se as moléculas se movimentam mais, elas se chocam mais e com mais energia, diminuindo a energia de ativação e em consequência, aumenta o número de colisões efetivas e portanto a velocidade da reação também aumenta.
Por este motivo, aumentamos a chama do fogão para cozinhar e utilizamos a geladeira para evitar a deterioração dos alimentos.
Superfície de Contato
A área de contato entre os reagentes também interfere na velocidade das reações químicas. Quanto maior a superfície de contato, maior o número de moléculas reagindo, maior o número de colisões eficazes e portanto, aumenta a velocidade da reação.
Isto explica porque devemos tomar um comprimido de aspirina, por exemplo, inteiro do que em pó. O comprimido em pó reage mais rapidamente, causando lesões no nosso estômago. Se ele for ingerido inteiro, levará mais tempo para reagir, evitando lesões.
Uma substância em pó reage mais rápido do que uma substância inteira porque possui maior superfície de contato.
Veja outros exemplos:
- a carne é digerida mais facilmente quando mastigada do que inteira;
- gravetos queimas mais rápido do que um pedaço de madeira de mesma massa;
- palha de aço queima mais rápido do que um pedaço de ferro de mesma massa.
Pressão
Pressão é a razão entre força e área, ou seja, fazer força sobre uma determinada área. Com o aumento da pressão em um recipiente, diminui o volume e desta forma aumenta a concentração dos reagentes. As moléculas se chocam mais, aumentando o número de colísões e portanto, aumenta a velocidade da reação.
Concentração
Concentração está relacionado à quantidade de soluto e de solvente de uma substância. Se aumenta a concentração de reagentes , aumenta o número de moléculas dos reagentes, aumentando o número de colísões e aumentando também a velocidade da reação. Está associada à Lei Cinética (Lei de Guldber-Waage).
Quando se aumenta a concentração de oxigênio numa queima, a combustão acontece mais rápido.
Presença de Luz
Algumas reações químicas ocorrem com maior velocidade quando estão na presença de luz. A luz influencia na velocidade das reações porque é uma energia em forma de onda eletromagnética que ajuda a quebrar a barreira da energia de ativação.
A água oxigenada, por exemplo, se decompõe mais facilmente quando está exposta à luz, por isso devemos deixá-la guardada em local escuro. A fotossíntese realizada pelas plantas é um tipo de reação que é influenciada pela presença da luz. Outra reação onde é muito utilizada a luz é a decomposição do AgBr que dá origem aos filmes fotográficos.
CATALISADOR
Catalisador é uma substância química que não participa da reação química. Diminui a energia de ativação e aumenta a velocidade da reação.
O catalisador acelera a reação mas não altera a composição química dos reagentes e produtos envolvidos. A quantidade de substância produzida na reação não se altera com o uso de catalisadores.
Se a reação for reversível, a reação inversa também será acelerada, pois sua energia de ativação também terá um valor menor.
O catalisador não altera a variação de entalpia.
Gráficos com e sem catalisadores:
Catálise é o aumento de velocidade da reação, provocado pelo catalisador.
A palavra catálise, do grego katálysis, foi introduzida, em 1835, por Berzeliu.
No nosso organismo existem muitos catalisadores, que são chamados de enzimas. A saliva e o suco gástrico (que contém ácido clorídrico) são exemplos de enzimas que aumentam a velocidade da reação, no caso, a digestão.
Nas indústrias químicas, principalmente a petroquímica, os catalisadores são muito utilizados para acelerar as reações, deixando o processo mais barato.
Uma forma de ver a ação dos catalisadores é adicionando açúcar ao refrigerante. Os refrigerenates carbonatados contém dióxido de carbono (gás carbônico) e pode ser eliminado mais facilmente com adição de açúcar. A reação de eliminação do gás acontece com mais velocidade e percebe-se a formação de bolhas do gás deixando a solução.
Na equação química, coloca-se o catalisador em cima da seta que representa a reação química.
Em função dos estados físicos dos reagentes e produtos, a catálise pode ser homogênea ou heterogênea.
- catálise homogênea: quando reagentes e catalisador estão no mesmo estado físico formando um sistema monofásico.
- catálise heterogênea: quando reagentes e catalisador não estão no mesmo estado físico formando um sistema heterogêneo.
Não existe um tipo ideal de catalisador. Para cada reação química existe um tipo diferente de catalisador. Os catalisadors mais comuns são:
- metais - principalmente os de transição: Co, Ni, Pt, Pd
- ácidos - que catalisam muitas reações orgânicas: H2SO4
- óxidos metálicos – Al2O3, Fe2O3
- bases - NaOH
- enzimas – produzidas pelos organismos vivos: lipase, suco gástrico.
Inibidores
São substâncias, que ao contrário dos catalisadores, aumentam a energia de ativação e como consequência diminuem a velocidade da reação química. Pode ser chamado também de veneno de catalisador ouanticatalisador. Antigamente era chamado de catalisador negativo.
Velocidade Instantânea
Nas reações químicas a velocidade a cada instante é diferente da velocidade média. As velocidades instantâneas nunca são as mesmas, possuindo valores diferentes durante a reação. Se os intervalos de tempo utilizados nas medidas da velocidade média forem ficando cada vez menores, a velocidade média tenderá a assumir valores cada vez mais próximos da velocidade em um certo instante.
Velocidade Instantânea é o valor para o qual tende a velocidade média quando os intervalos de tempo vão se tornando cada vez menores.
Pode ser calculada de acordo com a “Lei Cinética ou Equação de Velocidade”, proposta por Guldberg e Waage.
LEI DE GULDBERG E WAAGE
A Lei da Velocidade ou Lei de Guldberg-Waage foi proposta em 1867, pelos cientistas norugueses Cato Maximilian Guldberg (1836-1902) e Peter Waage (1833-1900). Foi enunciada da seguinte forma:
“ A velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes, para cada temperatura, elevada a expoentes experimentalmente determinados.”
Os expoentes que constam na lei irão determinar a ordem da reação.
Para uma reação genérica, temos:
Onde:
V = velocidade da reação
K = constante de velocidade
[A] = concentração molar de A
[B] = concentração molar de B
X e Y = expoentes experimentalmente determinados
Em uma reação elementar, onde ocorre em uma única etapa, o expoente é o coeficiente dos reagentes.
Exemplo:
Alguns processos químicos oorrem em várias etapas. As reações globais são as que ocorrem em mais de uma etapa. A velocidade desta reação depende da velocidade das etapas participantes. Quando isto acontecer, determina-se a velocidade da reação através da etapa lenta.
É fácil entender porque utiliza-se a etapa lenta para determinar a velocidade da reação. Imagine por exemplo uma viagem de ônibus entre as cidades de São Paulo e Rio de Janeiro. Aparentemente, temos a impressão que a viajem vai acontecer em uma única etapa (sair de São Paulo e chagar ao Rio). Mas na prática, há três etapas. A primeira etapa é chegar até a rodoviária (10 minutos), a segunda pegar o ônibus, mais 5horas (300 minutos) e por último, já no Rio de Janeiro, pegar um ônibus até o seu destino (5 minutos). Como a segunda etapa gastou mais tempo, arredondamos a viagem para 5 horas. Com as reações químicas é mais ou menos assim que acontece.
Exemplo:
_____________________________________
Velocidade da reação: 
Ordem da Reação e Molecularidade
A ordem de uma reação química só pode ser determinada experimentalmente.
A molecularidade representa o número mínimo de moléculas ou íons reagentes necessários para que ocorram colisões e a reação possa se processar em uma única etapa (elementar).
Os expoentes que estão na lei da velocidade podem determinar a ordem da reação.
Onde:
Exemplo:
Lei da velocidade: 
Molecularidade: 3 - trimolecular
A ordem da reação pode indicar o que acontece com a velocidade da reação quando é alterada a concentração dos reagentes.
|
Ordem |
O que acontesse com a concentração |
|
1ª |
Igual |
|
2ª |
Duplica (quadrado) |
|
3ª |
Ao cubo |
Veja o exemplo:
Seja a equação química:
Responda:
a) equação da velocidade: 
b) ordem da reação: 2ª ordem
c) o que acontece com a velocidade quando a concentração de NO2 é dobrada? 2² = 4 (a velocidade aumenta 4 vezes).
d) o que acontece com a velocidade quando a concentração do CO é dobrada? Não acontece nada porque a concentração do CO não altera nada. A sua ordem é zero.