Cinética + Equilíbrio Químico, Slides de Química. Centro Federal de Educação Tecnológica Celso Suckow da Fonseca (CEFET/RJ)
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danilo_icf10 de Novembro de 2014

Cinética + Equilíbrio Químico, Slides de Química. Centro Federal de Educação Tecnológica Celso Suckow da Fonseca (CEFET/RJ)

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Cinética Química + Equilíbrio Químico.
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Slide 1

CINEMÁTICA  E 

EQUILÍBRIO  QUÍMICO

Cinética Química

1. Definição 2. Velocidade de uma reação 3. Condições para ocorrer uma reação 4. Lei cinética de uma reação 5. Mecanismo das reações 6. Lei cinética para reações não elementares e para reações elementares 7. Tipos de reações químicas

CINEMÁTICA QUÍMICA Definição: ramo da ciência que se preocupa em estudar a 

rapidez das reações químicas e os fatores que a 

influenciam.

Velocidade de uma reação:

V = | variação da quantidade de uma substância | 

                            intervalo de tempo  A velocidade de produção ou consumo de um substância,  está diretamente relacionada com os coeficientes da  reação, devidamente balanceada.  Reação: aA + bB            cC + dD  Velocidade: VA ÷ a = VB ÷ b = VC ÷ c = VD ÷ d.

CONDIÇÕES PARA A OCORRÊNCIA DE  REAÇÕES  Natureza dos reagentes ou a “afinidade química        ∙        

 Ácido + Base sempre reagem; logo, entre eles há  “afinidade”

 Ex : gás oxigênio (O2) tem "afinidade" com o monóxido  de carbono (CO) e na reação que ocorre entre eles  forma­se o gás dióxido de carbono (CO2); no entanto, o  O2 não reage com o CO2.

 Contato entre os reagentes;  Energia de ativação: ­ calor                                    ­ luz                                    ­eletricidade                                    ­presença de catalisadores

LEI CINÉTICA DE UMA REAÇÃO  A  velocidade  de  uma  reação  é  proporcional  a  concentração dos reagentes.

 As reações foram divididas em dois grandes grupos:  Relações  Elementares: É  possível  escrever  a  expressão  da  lei 

de  velocidade  para  um  reação  desde  que  conheçamos    seu  mecanismo.

 Relações  Não­Elementares:  Numa  reação  não­elementar  a  velocidade da reação global é igual a velocidade da etapa mais  lenta do mecanismo.

MECANISMOS DAS REAÇÕES

TIPOS DE REAÇÕES  Exotérmica  Endotérmica

FATORES QUE INFLUENCIAM NA  VELOCIDADE DA REAÇÃO

 Estado físico da matéria;  Superfície de contato (para reagentes sólidos);  Temperatura;  Concentração dos reagentes;  Catalisador.

        

Equilíbrio Químico 1. Conceito 2. Tipos de equilíbrio químico 3. Constante de equilíbrio 4. Tipos de constante 5. Grau de equilíbrio 6. Espontaneidade de uma reação 7. Principio de Le Chatelier 8. Deslocamento de equilíbrio 9. Fatores que deslocam equilíbrio

EQUILÍBRIO QUÍMICO  Ocorre    quando  as  concentrações  dos  reagentes  e    produtos se mantêm constantes, pois as reações direta e  inversa estão se processando com velocidades iguais;

 É dinâmico;  Só pode ser atingido em sistemas fechados.                                             v1

            aA + bB   v2    cC + dD            V1 = K1 [A]a [B]b

                                                                                        V2 = K2 [C]c [D]d

TIPOS DE EQUILÍBRIO  Homogêneo: todos os participantes estão em uma mesma  fase.

Ex: N2(g) + 3H2(g)   2NH⇌ 3(g)

 Heterogêneo:  os  participantes  da  reação  estão  em mais  de uma fase.

                        Ex: NH3 (g) + HCl (g)         NH4Cl (s)

CONSTANTE DE EQUILÍBRIO

 Proporção  entre  os  reagente  e  os  produtos,  quando  o  equilíbrio químico é atingido;

 Cada    reação  de  equilíbrio  possui  a  sua  constante,  na  qual  possui  o  mesmo  valor  para  uma  mesma  temperatura.

         [C]c . [D]d

Kc = ­­­­­­­­­­­­­­

         [A]a  .  [B]b

Pode ser de dois tipos:  Em termos de concentração (Kc)  Em termos de pressão parcial (Kp)

Exemplo de Kc e Kp  Reação SiO2(l)+ 3C(s)               SiC(s)+2CO(g)                         Kc= [CO]²                      Kp= p CO² 

Relação entre Kc e Kp  Kp=Kc.(R.T) n                             

 Onde:  R = constante universal dos gases  T = temperatura em Kelvin  n = variação do número de mols                    n = np ­ nr

GRAU DE EQUILÍBRIO

                                    n  reagiu (Quantidade que reagiu até o equilíbrio)                                =                                      n inicial (Quantidade inicial do reagente)

Obs: ­ valor expressos em mol;         ­  varia entre 0 e 1 (ou entre 0% ou 100%).

RELAÇÃO ENTRE K E 

ESPONTANEIDADE DAS REAÇÕES   Muitos dos processos que ocorrem são espontâneos,  ou seja, uma vez iniciados prosseguem sem a  necessidade de ajuda externa.

  Ex: dissolução de sal em água e queima de carvão    .Não espontâneos: cozimento de alimentos e obtenção  de metais.

Entropia  Grandeza termodinâmica representada por S.  Exemplo:   a evaporação de um líquido: no estado gasoso as  moléculas movimentam­se com mais liberdade do  que no estado líquido 

 a dissolução de qualquer substância em um liquido

AS ENTROPIAS PADRÃO (Sº) DE  ALGUMAS SUBSTÂNCIAS 

Relação entalpia e entropia Esta grandeza é a energia livre de Gibbs (G) e é dada pela  equação: 

=variação de energia livre do sistema, dada em kcal/mol;

=é a variação de entalpia, dada em kcal/mol;  T = é  a temperatura absoluta (K); 

= é a variação de entropia, dada em cal/K . mol. 

PRINCIPIO DE LE CHATELIER

   “Quando um sistema em equilíbrio é perturbado,  por  variação  de  concentração,  de pressão  total,  ou de temperatura, a alteração que nele se opera  é  de molde  a  reduzir  o  efeito  imediato  daquela  perturbação.”

   “Quando um fator externo age sobre um sistema  em  equilíbrio,  este  se  desloca,  procurando  diminuir a ação do fator aplicado, até o sistema  atingir um novo estado de equilíbrio."

DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO

FATORES QUE DESLOCAM O  EQUILÍBRIO

 Variação da concentração:  O  aumento  da  concentração  de  uma  substância  desloca  o 

equilíbrio  no  sentido  de  consumo  desta  substância  e  a  diminuição  da  concentração  de  uma  substância  desloca  o  equilíbrio no sentido da sua formação.

 Variação de pressão:  O  aumento  da  pressão  de  uma  reação  desloca  o  equilíbrio  no 

sentido  da  contração  do  volume  e  uma  diminuição  da  pressão  desloca o equilíbrio no sentido da expansão do volume

 Variação da temperatura:  O aumento da temperatura de uma reação desloca o equilíbrio no 

sentido  da  reação  endotérmica  e  a  diminuição  da  temperatura  desloca o equilíbrio no sentido da reação exotérmica.

Dada a reação genérica:

                     aA(g) + bB(g)  cC(g) + dD(g)

Alteração no equilíbrio Resultado Adição de reagente No sentido dos produtos

Adição de produto No sentido dos  reagentes

Retirada de reagente No sentido dos reagentes

Aumento da pressão No sentido da concentração  do volume

Diminuição da pressão No sentido da expansão do  volume

Aumento da temperatura No sentido da reação  endotérmica

Diminuição da temperatura No sentido da reação  exotérmica

ÓCULOS FOTOCROMÁTICOS:

 As lentes fotocromáticas possuem cristais de cloreto  de prata (AgCl) incorporados diretamente ao vidro.

 Na reação direta, quanto maior a incidência de luz,  maior o número de átomos de prata formados,  fazendo a lente escurecer.

 Na reação inversa o átomos de prata e de cloro se  recombinam para formar AgCl e liberar energia.

 A diminuição da incidência de luz desloca o  equilíbrio para a esquerda, clareando a lente

   AgCl + energia luminosa        Ag + Cl   

REFERÊNCIAS:  http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/equilib rio­quimico.htm

 http://www.quiprocura.net/equilibrio.htm  Disponível em: Peruzo, Francisco Miragaia e Canto,  Eduardo Leite do. Química: na abordagem do  cotidiano. 3. Ed. V.2. Físico­ química. São Paulo:  Moderna; 2003. 181p.

COMPONENTES: Carina Araújo Caroline Bastos Fernando Santos Marcele Tavares Thiago Mesquita Thialle Andressa Vasques

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