Cinética Química: Introdução, Velocidade Média e Teoria das Colisões


Com certeza, você já observou o preparo de uma churrasqueira para a realização de um churrasco. Peda­ços de carvão vegetal são adiciona­dos a ela para que, após acesos, forneçam o calor necessário para assar a carne. Esse calor, como sa­bemos, é proveniente da reação de combustão do carvão na presença oxigênio do ar.

C(carvão) + 02(g) (ar) -> C02(g) + calor

Para dar início à reação, há ne­cessidade de um fornecimento inicial de energia (produzido por uma cha­ma). Normalmente, adiciona-se ál­cool ao carvão e, em seguida, um palito de fósforo aceso é atirado para dar início à combustão. Um bom churrasqueiro já deve, por meio de experiências, ter obser­vado que: pedaços grandes de carvão queimam lentamente na presença do ar; e pedaços menores do mesmo car­vão queimam mais rapidamente na presença do ar; caso seja utilizado carvão em pó, ele queimará explosivamente na presença do ar.

Cinética Química

Com essas experiências, é possí­vel observar que uma mesma reação pode apresentar diferentes velocida­des no consumo de reagentes ou na formação de produtos. No exemplo da churrasqueira, pudemos perceber que a velocidade da reação de com­bustão do carvão no ar depende do grau de fracionamento do carvão.

Velocidade Média de uma Reação

Considere uma reação do tipo: A^B. No decorrer da reação, o rea­gente A é consumido. Isso significa que sua concentração (mols/L), re­presentada por [A], diminui. A velocidade média de uma rea­ção é a razão entre uma variação na concentração de um reagente (ou de um produto) e o intervalo de tempo no qual ocorreu a variação da con­centração.

A medida que a reação se processa, a concentração de A diminui: A velocidade média no intervalo t = 1 000 a t = 2 000 é: =   1’23″2’48   = -1,25 . 10-3 mol . L-1 . s-1 2000-1 000. A velocidade média no intervalo t = 2 000 a t = 3 000 é: 0.61-1.23

Observação: Note que a velocidade média da reação diminui à medida que o reagente A é consumido.

O sinal negativo indica que a concentração do rea­gente A diminui com o tempo.

Considere a reação: 2A -^ 4B -i- C

Nessa reação, para cada 2 móis de reagente A con­sumidos são formados 4 móis do produto B e 1 mol do produto C.

A velocidade média de consumo do reagente A, no intervalo t = O a t = 10, é: O  500 1000 1500 2000 2500 3000 t(s).

A velocidade da reação em um dado instante é dada pela inclinação da tangente à curva neste instante. V = Inclinação

Efeito da Concentração Sobre a Velocidade e Teoria das Colisões

Considere a reação: A -» B No decorrer da reação, observa-se que a concentração do reagente A diminui e, consequentemente, a velo­cidade da reação diminui. Esse fato mostra que a velocidade da reação está relacionada à concentração do reagente. Em geral, a velocidade de uma reação é diretamente proporcio­nal à concentração do reagente, ele­vada a alguma potência.

A proporcionalidade pode ser convertida em uma igualdade pela in­trodução de uma constante de propor­cionalidade, denominada constante de velocidade. A equação resultante é chamada lei da velocidade:

V = k . [A]x

Na lei da velocidade, o expoente x é denominado ordem da reação em relação ao reagente A.

1o caso: Quando x = 1, temos uma reação de 1? ordem em relação ao reagente A.

Nesse caso: V = k . [A]

Vamos supor que a concentra­ção inicial de A seja x mols/L:

[A] = x mols/L

A velocidade é dada por: V = k. x Em seguida, suponhamos que a reação seja repetida com a concen­tração inicial de A duplicada:

[A] = 2x mols/L

A velocidade é dada por:

V = k . 2x, ou então, V = 2 . kx

Conclusão: Duplicando a concentração do reagente A, a velocidade da reação duplica.

2o Caso: Quando x = 2, temos uma reação de 2? ordem em relação ao reagente A.

Vamos supor que a concentra­ção inicial de A seja x mols/L:

[A] = x mols/L

A velocidade é dada por: V = k. (x)2 Vamos supor que a reação seja repetida com a concentração inicial de A duplicada:

[A] = 2x mols/L A velocidade é dada por:

V = k . (2x)2 => V = k . 4×2 => V = 4 . k . (x)2

Conclusão:

Duplicando a concentração do reagente A, a velocidade da reação quadruplica. A lei da velocidade de uma rea­ção é sempre determinada a partir de dados experimentais, medidos a determinada temperatura.

Exemplo:

Os dados abaixo foram medidos em cinco experiências feitas com a reação (CH3)3CBr + OH~ -> (CH3)3COH + Br~ à temperatura de 300°C.

Vamos analisar as experiências 1, 2 e 3 e tirar algumas conclusões:

• Nas três experiências, a concentra­ção inicial do íon OH~ é a mesma.
• Quando comparada com a expe­riência 1, a experiência 2 teve a concentração inicial de (CH3)3CBr duplicada. A velocidade inicial tam-
• Quando comparada com a expe­riência 1, a experiência 3 teve a concentração inicial de (CH3)3CBr triplicada. A velocidade inicial tam­bém triplicou.

Conclusão:

A ordem da reação em relação ao reagente (CH3)3CBr é 1. Vamos analisar as experiências 1, 4 e 5 e tirar mais conclusões:

•   Nas três experiências, a concen­tração do haleto (CH3)3CBr é a mesma.
•   Quando comparada com a experi­ência 1, a experiência 4 teve a concentração inicial de OH~ tripli­cada. A velocidade inicial da rea­ção não foi alterada.

Conclusão: A ordem da reação em relação ao reagente OH~ é zero.

Assim, a equação que represen­ta a lei da velocidade é dada por:

V = k[(CH3)3CBr]i . [OH-]0

Como qualquer número elevado a zero é igual a um:

V = k[(CH3CBr]1 . 1 => V = k[(CH3)3CBr]i

Teoria das Colisões

De acordo com essa teoria, para uma reação ocorrer, as moléculas dos reagentes devem colidir entre si. A reação se dá por meio das coli­sões entre moléculas H2 e moléculas I2: De acordo com essa teoria, a ve­locidade de uma reação é proporcio­nal ao número de colisões que ocorre em 1 segundo.

Dobrando a concentração do I2, dobra o número de moléculas I2 e, consequentemente, dobra o nú­mero de colisões com moléculas H2, pois as moléculas H2 terão du­pla possibilidade de colidirem com moléculas I2.

Conclusão: A velocidade da reação duplica.

Ainda experimentalmente, pode­mos constatar que a velocidade de uma reação pode ser afetada por vá­rios fatores. Vejamos alguns:
concentração;
pressão;
superfície de contato;
temperatura;
luz;
eletricidade.

Vamos tentar entender como a Teoria da Colisão explica a influên­cia dos fatores concentração, pres­são, superfície de contato e tempera­tura na velocidade de uma reação.

A velocidade da reação é propor­cional ao número de colisões por se­gundo entre as moléculas reagentes. Dobrando a concentração do H2, dobra o número de moléculas H2 e, consequentemente, dobra o número de colisões com moléculas I2, pois as moléculas I2 terão dupla possibili­dade de colidirem com moléculas H2. Conclusão: A velocidade da reação duplica.

Logo, a ordem em relação a cada reagente é 1. A lei da velocida­de para a reação é:

V = k [H2]1 . [I2]1

Em geral, um aumento na concentração de reagente eleva a velocidade das reações.