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Um trabalho de conclusão de curso sobre cinética química, abordando temas como lei de velocidade, catalisadores, energia de ativação e a importância da temperatura na velocidade das reações químicas. O texto explica o papel dos catalisadores na aceleração das reações e a relação entre energia de ativação e rapidez química.
Tipologia: Teses (TCC)
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Não perca as partes importantes!
Letícia Lemes e Silva
Inhumas, Março de 2017.
Trabalho de conclusão de curso apresentado à Banca examinadora como parte dos requisitos necessários para a obtenção do
Orientadora: Prof. Dr. Fernando Schimidt
Inhumas, 2017.
Monografia apresentada à banca examinadora da Coordenação de Licenciatura em Química do Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia de Goiás – Campus Inumas, como parte dos requisitos para o obtenção do titulo de Licenciada em Química.
Inhumas, 29 de março de 2017
Dedicatória
A minha mãe Luzelita Ferreira Lemes e a minha irmã Larissa Lemes.
Neste trabalho, foram feitas abordagens sobre o tema cinética química, tendo abordagens nos temas, lei de velocidade, determinação da lei de velocidade, catalisadores, energia de ativação e catalisadores. Após a abordagem sobre cinética, foram realizados três experimentos em laboratório, que também podem serem aplicados em sala de aula por possuírem um custo beneficio bem acessível. Nesse intuito o trabalho traz uma proposta abrangendo tanto a área de química quanto a parte de ensino de química.
In this work, approaches were made on the chemical kinetic theme, having approaches in the themes, speed law, speed law determination, activation energy and catalysts. After the kinetic approach, three experiments were performed in the laboratory, which can also be applied in the classroom because they have a very affordable cost benefit. To this end, the work brings a proposal covering both the area of chemistry and the part of teaching chemistry.
Keywords: Kinetics, experiments, laboratory.
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A cinética química estuda a velocidade das reações e os fatores que a influenciam. Algumas reações são tão rápidas que parecem ser instantâneas, outras são mais lentas, levando horas, dias ou até vários anos para se completarem (CONSTANTINO, 2014).
Na cinética, a condição para que uma reação química ocorra, precisa que tenha uma colisão entre as moléculas dos reagentes:
O 3 + NO → O 2 + NO 2 Para que essa reação aconteça é necessário que uma molécula de O 3 colida com uma de NO. Nessa colisão é rompida a ligação entre dois átomos de oxigênio, enquanto é formada uma ligação entre um átomo de oxigênio e um de nitrogênio (PERUZZO, 2003).
Portanto, a espécie química existente no momento da colisão em que a ligação O-O está rompida e a ligação O-N está parcialmente formada, essa reação é chamada de estado de transição ou complexo ativado.
Porém nem toda colisão e eficaz, por exemplo, considere 1 mol de O 3 e 1 mol de NO colocados em um mesmo recipiente para sofrer uma reação:
O 3 + NO → O 2 + NO 2 Estimativas feitas por cientistas revelam que, a 25°C e 1 atm, cada molécula colide cerca de 10^9 vezes por segundo com outras moléculas, sendo um número muito elevado (PERUZZO, 2003). Portanto se todas essas colisões resultassem em formação de produto, a reação aconteceria em uma fração de segundos, possuindo uma rapidez altíssima. No entanto percebe-se que essa reação não possui uma velocidade tão elevada. Dessa forma, verifica–se que nem todas as colisões entre as moléculas de reagentes são eficazes (PERUZZO, 2003).
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A velocidade de uma reação química é a relação entre a quantidade de “reagente consumido” e o tempo em que a variação foi medida. (SOUZA, 2005).
Com isso a velocidade das reações química aumenta quando se eleva a temperatura, pois o número de colisões por segundo entre as moléculas de uma mistura de reagentes é muito elevado.
Se cada colisão resultasse em reações químicas, as reações seriam todas rápidas. O fato de existir reações lentas, leva-nos a indagar que duas moléculas reajam entre si, elas precisam ter ao se encontrarem uma energia cinética igual ou superior a um valor determinado, chamado de energia de ativação (E°) (CONSTANTINO, 2014).
Na análise da cinética das reações, estabelece-se a estequiometria da reação e a identificação de reações secundárias. As velocidades da maioria das reações químicas dependem da temperatura, e por isso, nas experiências de cinética, se mantém constante a temperatura do sistema reacional durante a reação. As reações em fase gasosa, são muitas vezes realizadas num vaso de reação em contato térmico com um grande bloco metálico. Já as reações em fase líquida são feitas com termostatos eficientes, mesmo as reações em fluxo (ATKINS, 2008).
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1.1 Lei de Velocidade
Dentro de lei da velocidade tem-se a relação reagente e produto: R → P
Onde R é um reagente e P é um produto, portanto, a concentração de R deve diminuir durante o decorrer da reação enquanto a concentração de P deve aumentar, portanto, a derivada da concentração de R com o tempo, d[R]/dt, deve ser negativa enquanto a derivada da concentração de P, d[P]/dt, deve ser positiva. Se para cada mol de R consumido forma-se 1 mol de P, então as duas derivadas possuem o mesmo módulo, porém sinais opostos, e a velocidade da reação é definida como (ATKINS, 2006).
Em uma equação geral usa-se a seguinte regra:
a A + b B → c C + d D A velocidade da reação pode ser expressa em função da concentração dos reagentes através da lei de velocidade das reações:
V = k.[A]m.[B]n Sendo [A] e [B] são as concentrações dos reagentes A e B, k é constante de velocidade da reação que dependera da temperatura, o expoente m é a ordem da reação em relação ao reagente A e n é a ordem da reação em relação ao reagente B. m e n são geralmente números inteiros e positivos e não possuem necessariamente relações com os coeficientes estequiométricos a e b da equação química, devendo ser determinados
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experimentalmente ou através do mecanismo da reação, se esse for conhecido (ATKINS, 2006).
Em uma reação, tem-se a ordem global da reação, ou simplesmente “ordem da reação”, que é definida como a soma das ordens em cada um dos reagentes na lei de velocidade. Considere, por exemplo, a reação de decomposição do pentóxido de dinitrogênio, no qual a ordem da reação é m + n:
2 N 2 O 5 → 4 NO 2 + O 2 A sua lei de velocidade experimental é dada por v = k.[N 2 O 5 ] com constante de velocidade k = 1,75.10-^5 s-^1 , portanto, a reação é de primeira ordem pois está mais baixa em relação ao N 2 O 5 e, como esse é o único reagente na Lei de Velocidade, é também de primeira ordem global. A reação entre o monóxido de nitrogênio e o oxigênio, 2 NO + O 2 → 2 NO2, tem lei de velocidade v = k.[O 2 ].[NO]^2 , sendo uma reação de primeira ordem em relação ao O 2 , de segunda ordem em relação ao NO e de terceira ordem global (ATKINS, 2006).
1.1.1 Determinação da Lei de Velocidade
V = k. [A].[B] B em excesso, então [B] = Constante. k’ = k. [B] V = k’. [A] → Lei de velocidade de pseudo primeira ordem.
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O exemplo a seguir, mostra como calcular a velocidade da reação com as concentrações [A] 0 , [B] 0 e [C] 0 , como também a ordem total da reação e o valor do k, para uma reação genérica: A + B + C → produtos
Tabela 1 – Concentrações experimentais de A, B e C.
Exp. [A] 0 [B] 0 [C] 0 Velocidade (mol/L. s) 1 1,25 1,25 1,25 8, 2 2,5 1,25 1,25 17, 3 1,25 3,02 1,25 50, 4 1,25 3,02 3,75 457 5 3,01 1,00 1,75 X
Na tabela 1, para facilitar o entendimento dos cálculos foram selecionadas os experimentos 4 e 3, fazendo-se a razão sobre elas, baseando-se na equação a seguir. Neste caso apenas a concentração de C esta variando, e as concentrações de A e B são constantes.
Equação V = k [A] 0 x^. [B] 0 y^. [C] 0 z
Começando pelo índice Z:
9 = 3z Z = 2
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Para calcular o índice X, foram selecionadas os experimentos 1 e 2, fazendo-se a razão sobre elas, baseando-se na equação :
V= k [A]x^. [B]y^. [C]z 17, 8,7 =
2 = 2x X = 1
Para calcular o índice Y, foram selecionadas os experimentos 3 e 1, fazendo-se a razão sobre elas, baseando-se na equação :
V= k [A]x^. [B]y^. [C]z
5,84 = 2,41y log 5,84 = log 2,41y log 5,84 = y log 2, 0,767 = y. 0, Y = 2
Ordem total: O k é denominado constante de velocidade, é uma constante de proporcionalidade específica de cada sistema nas condições experimentais, particularmente da temperatura. O V a velocidade da reação, e tem-se também as concentrações anteriormente calculadas.
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1.2 Catalisadores
Os catalisadores muitas vezes são interpretados como a aceleração da reação, porém não é bem assim. Contudo, o que pode “acelerar” uma reação é o aumento na probabilidade dos choques (aumento na homogeneização e agitação do meio, aumento no número de espécies químicas presentes, etc.), e no aumento da temperatura (CONSTANTINO, 2014).
Portanto, catalisador é uma substância que proporciona um novo conjunto de reações elementares para uma reação química. Esta etapa, possui energia de ativação inferior à energia de ativação do processo não catalisado, o catalisador pode ser recuperado ao término do processo (CONSTANTINO, 2014).
Com isso, temos as enzimas que são catalisadores biológicos muito específicas, com efeitos notáveis nas reações que elas controlam. Um exemplo, ela reduz a energia de ativação na decomposição do peróxido de hidrogênio a 8 kJ mol-1, acelerando a uma proporção de 10^5 a 298 K.
Temos os catalisadores homogênios, que está na mesma mistura reacional. Exemplo, a decomposição do peróxido de hidrogênio em solução aquosa é catalisada por íons brometo e pela catalise. Já os catalisadores heterogênio, está em uma fase diferente do sistema reacional, a hidrogenação do eteno e etano, é uma reação em fase gasosa acelerada pela presença de um catalisador sólido, como o paládio, platina ou níquel. Neste caso o metal fornece uma superfície sobre a qual os reagentes se ligam, esta reação facilita o encontro entre os reagentes e com isso aumentam a velocidade da reação (ATKINS, 2008).
A velocidade das reações é função da concentração dos reagentes, com isso as reações tendem a ficarem mais lentas ao seu final, pois os reagentes estarão mais diluídos. Se tratando de reações orgânicas, que por sua vez são mais lentas em comparação com as de ácido-base, é comum se utilizar excesso de reagentes mais acessíveis, pois assim esse reagente estará em concentração razoável no final da reação, não deixando que a velocidade diminua demais. Porém esta técnica as vezes utilizada, trará mais um problema para a purificação, que é a de remover o reagente que foi usado
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1.2.1 Mecanismo da Reação e a Energia de Ativação
Quando se efetiva colisões com superfície de energia cinética de reagentes em contato, ela se transforma em energia potencial que fica armazenada nas ligações de espécie intermediária, que são denominadas por complexo ativado.
Esse complexo tem uma energia superior á dos reagentes, essa diferença é denominada energia de ativação (Ea). Por sua vez, ela é a menor quantidade de energia necessária à formação do complexo ativado, e consequentemente, para a ocorrência da reação (WINDISON, 2005).
A energia de ativação está diretamente relacionada com a rapidez da reação química. A mais rápida, é a que apresenta menor valor para a energia de ativação, e a mais lenta é a que apresenta maior valor para a energia de ativação.
Figura 2: Energia de ativação e caminho da reação.
Ilustração: Bkell / Wikimedia Commons [adaptado]
Na figura 2 percebe-se que a energia de ativação é o caminho dos reagentes até o ponto mais energético (mais alto) do gráfico que é o complexo ativado, momento
