Química

Cinética Química

Cinética Química

Definição de Cinética Química

A cinética química estuda as velocidades das transformações químicas e dos fatores ligados a essas transformações. A cinética procura conhecer as velocidades com que os reagentes são consumidos, na formação dos produtos. Essas velocidades podem ser analisadas, sejam elas nas transformações naturais ou sintéticas, esta última, se enquadra nos conformes da necessidades humanas a que se propõe, por exemplo; há reações em que é interessante para nós que sejam realizadas com maior velocidade, e há reações que é interessante que aconteçam mais lentamente, para obtenção de resultados muito mais satisfatórios.

Tempo de Ocorrência de Reações

Segundo pesquisadores, conforme suas observações, a formação do petróleo leva séculos para se completar.

Os vidros levam 4000 anos para se decomporem.

Certos tipos de plásticos levam até 120 anos para se decomporem.

Um portão de ferro leva de algumas horas a alguns dias, a anos para enferrujar, depende das condições do ambiente em que se encontra.

Uma esponja de aço leva de alguns minutos, em ambiente ácido; vinagre por exemplo, noutro ambiente a oxidação leva algumas horas para acontecer.
Os explosivo são rápidos, a reação acontece em fração de segundo - o trinitrotolueno é um explosivo muito potente, sua velocidade de reação é extremamente rápida.

As condições Para Acontecer Uma Reação

A Afinidade Das Substâncias Para Acontecer Uma Reação

Somente substâncias afins reagem uma com a outra. Substâncias que não possuem afinidades não reagem. Em se tratando de moléculas diríamos que as moléculas para se interagirem devem ter, pelo menos uma mínima polaridade entre si.

Exemplos de Reações Químicas Mais Comuns

Para facilitarmos nossa compreensão, podemos observar alguns exemplos práticos de reações químicas mais comuns, entre as centenas ou milhares existentes, que podem ser usadas no entendimento da cinética das transformações.

Reação de formação da amônia

N2(g) + 3 H2(g) ? 2 NH3(g) reação lenta - alguns minutos

Reação de combustão do gás butano

C4H10 (g) + 6 O2(g) + ½ O2(g) ? 4 CO2(g) + 5 H2O(g) - rápida -fração de segundo

Reação de produção da molécula de água por meio de faísca elétrica

H2(g) + O2(g) ----Faísca ? H2O(g) - instantânea - (muito rápida, impossível de se medir)

Reação de produção da molécula de água sem faísca elétrica

H2(g) + O2(g) ? H2O(g) muito lenta - (vários séculos, impossível de se medir)

Reação de dissociação do peróxido de hidrogênio

2 H2O2(aq) ? 2 H2O(l) + O2(g) - Instantânea

Reação do óxido nítrico na formação do trióxido de nitrogênio

NO2 + NO2 ? NO3 + NO - lenta

Reação do trióxido de nitrogênio com monóxido de carbono

NO3 + CO ? NO2 + CO2 - rápida ou instantânea

Reação de combustão do gás metano

CH4(g) + 2 O2(g) ? CO2(s) + 2 H2O(g) - Instantânea

Reação de dissociação do ácido iodídrico em iodo gasoso e gás hidrogênio

2 HI(g) 500ºC ? I2(g) + H2(g) - lenta - mais ou menos 10 minutos o ápice e 40 minutos para o término.

Velocidade Das Reações

Reações Instantâneas

Essas reações tem caráter muito rápido, como exemplo podemos citar a reação da hidrazina (N2H4) com água oxigenada, ou peróxido de hidrogênio (H2O2), é uma reação instantânea, com produção de enorme quantidade de energia, ao serem misturadas, as duas substâncias reagem e se torna o combustível propelente para foguetes.

As explosões de fogos de artifício são exemplos de reações instantâneas.

A injeção da gasolina no motor do veículo, e a faísca da vela gerando a sua combustão, a explosão no motor com liberação de gases que geram a força mecânica de empuxo, é uma reação muito rápida.

A equação da combustão da gasolina pode ser representada:

C8H18 + 17O2 ? 8 CO2 + 9 H2O reação Instantânea

Reações de Caráter Lento Que se Tornam Rápidas

O óxido nítrico reagindo entre si, para formar os produtos trióxido de nitrogênio e monóxido de nitrogênio, produz uma reação lenta. No entanto adicionando monóxido de carbono ao trióxido de nitrogênio a reação se torna muito rápida, com a produção final de dióxido de nitrogênio e gás carbônico.

NO2 + NO2 ? NO3 + NO - reação lenta

NO3 + CO ? NO2 + CO2 - reação rápida

Outro exemplo de mudança da velocidade da reação, é o gás hidrogênio reagindo com o óxido de nitrogênio, que produz o óxido de dinitrogênio e água, a reação é lenta. No entanto, o gás hidrogênio ao reagir com o óxido de dinitrogênio, para formar o gás nitrogênio e água é rápida.

H2(g) + 2 NO(g) ? N2O(g) + H2O(l) lenta

H2(g) + N2O(g) ? N2(g) + H2O(l) rápida

Reações Não instantâneas

Há reações que demoram muito tempo para se completarem, ou podem até mesmo serem retardadas. O enferrujamento de um portão de ferro expostos as intempéries, pode ser retardado por muitos anos, protegendo-o com uma camada de tinta zarcão (Pb3O4) que é um protetor anticorrosivo e antioxidante de superfícies ferrosas. O zarcão possui na sua composição uma resina alquídica que é sintetizada a partir de um poliálcool e um ácido associado a um óleo secante, esse composto é muito utilizado nas tintas a óleo que possibilitam essa característica protetora de metais.

Fatores Que Interferem em Uma Reação Química

Colisões Para Acontecimento Das Transformações

Colisões Efetivas

Para que haja reação é necessário que as moléculas das substâncias estejam em contínuos deslocamento. Nas colisões efetivas, as condições de ambas as moléculas em questão, são favoráveis para acontecerem, estão em posições, que as moléculas, disparada por energia de ativação, se põe em movimento com energia suficiente para se chocarem uma com a outra, essa "trombada", promove o rompimento das ligações químicas dos átomos das moléculas e consequentemente suas transformações.

Podemos citar como exemplo de colisões efetivas, o que acontece na "quebra" do iodeto de hidrogênio gasoso (não é o ácido iodídrico que para se tornar ácido necessita ser misturado com certa quantidade de água) para formação do iodo gasoso e gás hidrogênio.

HI(g) colisão efetiva H2(g) + I2(g)

O Número de Colisões e Efetividade

Através de cálculos aplicados sobre a cinética química, pesquisadores chegaram a conclusão de que 1 mol de HI(g) que contém 6,02 x 1023 moléculas, necessita de 1031 colisões por segundo, entre as suas moléculas a 500ºC. Por meio de cálculos químicos especialistas, chegaram ao conhecimento, que apenas uma colisão seja efetiva entre 1,7 trilhões de colisões por segundo. As outras colisões são apenas de trocas de energia.

Segundo os autores Tito e Canto, que tratam o assunto relativo ao número de choques efetivos, no livro Química na Abordagem do Cotidiano, volume 2, segunda edição, estes dão a entender que, uma substância empregada numa reação, em temperatura, pressão e volume conhecidos, com os dados, pode-se determinar o número de choques efetivos. Por exemplo, segundo cálculos experimentais, fazendo reagir 1 mol de ozônio a 25 ºC e uma atmosfera de pressão, com o monóxido de nitrogênio, o número de choques entre as partículas das substâncias envolventes, para cada uma das moléculas o número deverá ser de 109 vezes, para que ocorra apenas um choque efetivo.
Podemos representar equação da reação conforme está abaixo.

O3 + NO ? O2 + NO2

Exercício para melhor compreensão

1) Se considerarmos que cada molécula deverá se chocar 109 vezes para que apenas uma seja efetiva, pergunta-se: em 10 gramas de ozônio (O3) que reage com o monóxido de nitrogênio (NO), quantos choques serão necessários para que todas as moléculas reajam?

Dados: massa O = 16

O = 16 x 3 = 48 u.m.a.

Primeiramente devemos conhecer o número de moléculas de ozônio em dez gramas.

Conhecendo o número de moléculas de ozônio nas dez gramas, calculamos o número de choques necessários para que toda as moléculas reajam.

São necessários 1,25 x 1032 choques, para que todas as moléculas das substâncias reajam.

Colisões Não Efetivas

Na colisão não efetiva, não ocorre reação química, devido situação desfavorável do choque da molécula, ou mesmo a partícula da substância na forma atômica, que ao bater em outra molécula, não consegue romper as ligações químicas e ?quebrar " estrutura desta, que mesmo sofrendo esse impacto energético continua intacta.

Energia de Ativação

Energia Mínima de Ativação

Quanto menor a energia de ativação maior a velocidade da reação.

Quanto Maior a Energia de Ativação Menor A Velocidade da Reação

Quanto maior a energia de ativação, mais lenta será a velocidade da reação, portanto, estará ativando um menor número de partículas que irão se colidir.

Tipos de Energia de Ativação

Energia Luminosa

A luz é um tipo de radiação eletromagnética que pode influenciar uma reação química. Por exemplo, ao expormos diretamente nosso corpo à luz do sol, nossa pele fica queimada, isto significa que as moléculas que compõem as células de nossa pele, sofreram quebras das ligações de seus átomos componentes, pelo efeito da luz incidente sobre ela. Quanto maior a intensidade da luz, maior é a quantidade de quebra das ligações químicas de suas moléculas.

Uso de Frascos de Cor Âmbar Para Armazenamento de substâncias Sensíveis à Luz

O uso de frascos de cor âmbar se faz necessário, no armazenamento de drogas e diversas outras substâncias, porque evita a Incidência direta da luz sobre as mesmas. As substâncias podem ser preservadas, armazenadas nestes frascos que as protegem da luz. A luz age sobre determinadas substâncias e as fazem sofrer transformação. Nesse caso a utilização dos frascos de coloração âmbar, impede a exposição da substância aos raios de luz.

Brometo de prata e Luz

O brometo de prata (AgBr) muito usado em filme fotográfico sobre a ação da luz reage instantaneamente decompondo-se em prata e bromo.

O brometo de prata (AgBr) também reage com amônia concentrada e se decompõe em bromo (Br-) e amoníaco de prata Ag (NH3)2+, que é usado na fabricação de espelhos. Podemos visualizar a reação pela equação:

AgBr(s) + 2NH3 concentrada ? Ag (NH3)2+ + Br-

Energia Luminosa e Fotossíntese

Outro exemplo de transformação que utiliza a energia luminosa é a fotossíntese. Constatamos que os seres vivos clorofilados, utilizam dióxido de carbono e água para sintetizar glicose pela ação da luz. Observemos a reação pela equação:

12 H2O + 6 CO2 ? 6 O2 + 6 H2O + C6H12O6.

Energia Térmica

Temperatura

Diminuindo a temperatura diminui a velocidade da reação. Alimentos como carnes cruas sofrem decomposição mais rapidamente fora da geladeira, que a conservada no ambiente refrigerado.

O aumento da temperatura aumenta a velocidade da reação. Uma panela cozinhando alimento num fogo baixo, demora seu cozimento, quando aumentamos a chama do fogão o alimento fica pronto mais rapidamente.

Energia Exotérmica

Na energia exotérmica, se a diferença de energia entre energia própria dos produtos, for maior que a energia de ativação, haverá a liberação dessa energia excedente para o ambiente.

Energia Endotérmica

Nesse tipo de reação, ocorre a absorção de energia do meio ambiente. Se a diferença entre a energia própria do produto em transformação for menor que a energia de ativação, a reação será endotérmica.

Natureza dos Reagentes

Poderíamos definir a Natureza dos Reagentes, sendo as substâncias com muitas ligações em sua estrutura molecular, a serem quebradas, em contraste com as substâncias com poucas ligações em sua molécula, a serem quebradas na mesma reação.

Como exemplo, podemos citar o gás metano, com 4 ligações, reagindo com o gás oxigênio numa temperatura de 20 ºC, com relação ao ácido clorídrico, reagindo com hidróxido de sódio a 20 ºC. Esta última reação, é muito mais rápida porque possui muito menos ligações a serem rompidas e muitos menos ligações a serem formadas, na síntese do novo produto que a primeira.

Equacionando o exemplo sugerido.

Concentração dos Reagentes e a Velocidade Inicial de Reação

Quanto menor a concentração de reagentes, mais lenta será a velocidade de reação, devido á menor quantidade de choques efetivos.

Quanto maior a concentração de reagentes, maior será a velocidade da reação, devido a maior quantidade de choques efetivos.

Observe as seguintes concentrações, e as velocidades iniciais. Em temperatura constante, ao duplicar a concentração de N2O3, duplica a velocidade da reação, ao triplicar a concentração triplica a velocidade de reação.

2 N2O5 ? 4 NO2 + O2

0,010 mol/L de N2O5 ? 0,016 mol/L .h

0,020 mol/L de N2O5 ? 0,032 mol/L . h

0,030 mol/L de N2O5 ? 0,048 mol/L . h

Outro exemplo de mudança da concentração dos reagentes e mudança da velocidade da reação e dos produtos sintetizados. Por exemplo a decomposição do etanal em metano e monóxido de carbono.

(Etanal) CH3COH ? CH4 + CO

As três reações abaixo demonstram que, quanto maior a concentração do soluto que reage,
maior será a velocidade inicial da reação.

CH3COH mol/L = 0,10 ? Velocidade inicial = 0,085 mol/L . h

CH3COH mol/L = 0,20 ? Velocidade inicial = 0,340 mol/L . h

CH3COH mol/L = 0,30 ? Velocidade inicial = 0,765 mol/L . h

Superfície de Contato

Quanto Maior a Superfície de Contato Maior a Velocidade da Reação

Um comprimido sal de fruta inteiro possui menor superfície de contato que um comprimido moído.

Catalisadores

Catalisador é substância que participa da transformação química acelerando a reação, sem ser consumido pela mesma reação. No final da reação, o catalisador é separado da substância formada e em alguns casos, pode até ser reaproveitado numa próxima. Ao adicionar o catalisador na reação, ocorre a diminuição da energia de ativação.

Ação Catalítica

Ação Catalítica Homogênea em Meio Alcalino

Na catálise homogênea o catalisador se mistura ao reagente formando um sistema monofásico, no entanto cada substância é distinta na mistura, especialmente o catalisador. Pode-se citar como exemplo, a reação da água oxigenada com uma substância alcalina que libera hidroxila OH- na solução. Na reação o íon, ânion monofásico OH-, que é o catalisador, fica dissolvido na solução, com característica homogênea. A reação pode ser representada pela equação:

2 H2O2(aq) OH-(aq)?reação? 2H2O(l) + O2(g) + OH-

Autocatálise

A autocatálise, pode ser definida como aumento do próprio produto formado, prestando ajuda no aumento da velocidade da reação.

Há certas reações que se iniciam com a velocidade da reação lenta. Conforme a reação se desenvolve e o produto vai sendo formado, vai aumentado a velocidade da reação. Nesse caso o produto funciona como catalisador.

A equação abaixo, representa um processo de autocatálise, do cobre com ácido nítrico que no final é transformado o NO (óxido nítrico),que serve como catalisador da reação.

3 Cu (s) + 8 HNO3 (aq) ? 3 Cu(NO3)2 (aq) + 4 H2O(l) + 2 NO(g)

Enzimas Como Catalisadores

As enzimas geralmente são substâncias orgânicas de constituição proteica, intra e extra celular, estas últimas, presentes nos fluidos corporais. Geralmente são específicas para um certo tecido ou órgão e atuam acelerando a velocidade das reações bioquímicas. Certas enzimas, aceleram a decomposição de substâncias nocivas,do interior da célula de um organismo, para posterior eliminação.

Inibidores Das Velocidades das Reações

Os inibidores das reações são substâncias que interferem na reação química diminuindo a sua velocidade de transformação. Nesse caso a inibição da velocidade de reação acontece devido ao aumento do consumo de energia de ativação dos reagentes a serem transformados.

A importância dos inibidores de transformações, ou das suas velocidades, se dá pelo fato de serem utilizados, como conservantes de produtos perecíveis, que são os alimentícios, ou os produtos de beleza, diversos cosméticos, farmacêuticos, muitos medicamentos e outros tais como as bebidas que necessitam de preservação.

Podemos citar vários inibidores da velocidade das reações no nosso cotidiano.

Uma a febre alta é uma reação que acelera o metabolismo orgânico. Para desacelerar ou inibir este estado clínico, é aplicado o inibidor da febre alta, um analgésico antitérmico que estabiliza a temperatura corporal. Podemos ainda, citar outro exemplo muito comum dentro de nossos lares, uma geladeira é usada para resfriar e retardar a decomposição de alimentos. Indo mais além, quando pintamos um portão de ferro exposto ás intempéries, com zarcão (Pb3O4), revestimos a sua superfície de contato com o ar ou umidade, e o isolamos protegendo-o, para desacelerar a decomposição do ferro metálico em seu produto final, o óxido de ferro. Essa ação é feita, para preservá-lo contra a ferrugem. Certos vinhos de alta qualidade são preparados lentamente, desacelerando a velocidade da fermentação do suco de uva. Aditivos específicos, são adicionados à gasolina, para desacelerar sua detonação e promover um melhor rendimento do motor do veículo.

Decomposição da Água Oxigenada em Meio Ácido

A reação de decomposição da água oxigenada em meio ácido, contendo por exemplo, o cátion H3O+, inibe o desenvolvimento da velocidade da reação, tornando-a lenta.

2 H2O2(aq) ? H3O+(aq) ? 2 H2O(l) + O2(g)

Benzoato de sódio (C7H5O2Na) Inibidor

Benzoato de sódio (C7H5O2Na), apresentado geralmente na forma de pó branco cristalino,atua como bactericida fungicida e aromatizante, sendo aplicado na industria alimentícia, é utilizado na proporção de 0,5 a 1,0 grama para cada quilograma do produto em conserva. Tem a sua aplicação industrial na fabricação de margarinas, bebidas que se adicionam o gás carbônico (CO2) que lhe dão efervescência, é adicionado também em saladas de frutas, sucos de frutas, marmeladas, geleias, gelatinas, balas, tortas de fruta, molhos, embutidos e frutos do mar em conservas. Segundo algumas pesquisas em andamento, pode haver perigo como conservante, quando associado com a substância ácido ascórbico, que se interagem e formam o benzeno, que é cancerígeno.

Abaixo é representada a fórmula estrutural plana e molecular do benzoato de sódio.

É de relevante importância saber que, com o advento da radiação ultravioleta como agente esterilizante de produtos em embalagens hermeticamente fechadas, o uso de alguns conservantes vem sendo abandonado.

A Velocidade Média Das Reações

O conteúdo do botijão de gás de cozinha pesa 13,5 Kg (C4H8) = 13500 g (C4H8) .

Transformando quilogramas em gramas, 13,5 Kg (C4H8) = 13500 g de (C4H8).

Sabendo que uma dona de casa utiliza o fogão por três horas diárias, o gás dura 45 dias. Qual a velocidade média da queima do gás em mol por hora?

Exercícios

1) A cinética química estuda:

a) as temperaturas das reações Físicas.

b) as temperaturas das reações químicas.

c) a velocidades das reações químicas.

d) a tonoscopia de uma solução.

e) a crioscopia de uma solução.

2) As condições para acontecer uma reação química:

a) É a solubilidade, somente substâncias solúveis reagem uma com a outra. Substâncias que possuem solubilidade, reagem entre si.

b) É a acidez, somente substâncias ácidas reagem uma com a outra. Substâncias que não possuem acidez não reagem entre si.

c) É a concentração, somente substâncias concentradas reagem uma com a outra. Substâncias não concentradas não reagem entre si.

d) É a afinidade, somente substâncias afins reagem uma com a outra. Substâncias que não afins não reagem entre si.

e) É a apolaridade, somente substâncias polares reagem uma com a outra. Substâncias não polares não reagem entre si.

3) A hidrazina (N2H4) com água oxigenada, ou peróxido de hidrogênio (H2O2) é uma reação, que produz enorme quantidade de energia, essa mistura se torna propelente para foguetes. Sobre a velocidade dessa reação podemos dizer que:

a) é uma reação lenta.

b) é uma reação incompleta.

c) é uma reação que absorve energia.

d) é uma reação de velocidade intermediária.

e) é uma reação instantânea.

4) Podemos definir o catalisador em uma reação química como:

a) uma substância que interfere a transformação química retardando essa reação, até ser consumido pela mesma.
b) uma substância que participa da transformação química neutralizando essa reação, no final há uma parada completa de sua ação.
c) uma substância que participa da transformação química acelerando essa reação, sem ser consumido pela mesma.
d) uma substância que participa da transformação química acelerando essa reação, no final esse substância é incorporada completamente no produto.
e) uma substância neutra da transformação química não interfere em nenhum processo dessa reação, portanto pode ser dispensado.

5) Ao contrario dos catalisadores, há substâncias que são Inibidoras das velocidades das reações. Esses inibidores das reações são substâncias:

a) que interferem na reação química aumentando a sua velocidade de transformação devido a diminuição do consumo de energia de ativação dos reagentes.
b) que interferem na reação química diminuindo a sua velocidade de transformação devido ao aumento do consumo de energia de ativação dos reagentes.

c) que não interferem na reação química, não diminuem a velocidade de transformação, mas aumenta o consumo de energia de ativação dos reagentes.

d) que interferem na reação química aumentando a sua velocidade de transformação devido ao aumento do consumo de energia e a temperatura das substâncias.

e) que interferem na reação química diminuindo a sua velocidade de transformação, diminuindo também o consumo de energia de ativação dos reagentes .

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