#qui1

Expressão que relaciona a rapidez de transformação em relação a variação de concentração de seus componentes. É obtida experimentalmente, é genericamente dada por:

aA + bB + cC → Produtos

Onde:

V → velocidade da reação.

K → constante da velocidade (varia de uma reação para outra).

[A]; [B]; [C] → concentrações molares.

m; p; q → expoentes determinados experimentalmente.

Obs: os expoentes podem ser iguais aos índices estequiométricos.

Toda ação que ocasiona o aumento do número de colisões favoráveis ou a diminuição da energia de ativação faz com que a velocidade da reação aumente. 

Ações que:

↑ Nº de colisões favoráveis ou ↑Energia de ativação

Ocasionam:

↑ Velocidade

Temperatura

Temperatura ↑

Agitação da molécula ↑

N° de colisões favoráveis ↑

Velocidade da reação ↑

Concentração de reagentes

Concentração de reagentes ↑

N° de colisões favoráveis ↑

Velocidade da reação ↑

Superfície de contato

Superfície de contato ↑

N° de colisões favoráveis ↑

Velocidade da reação ↑

Catalisador

Energia de ativação ↓

Velocidade da reação ↑

      * Atenção!

Catalisadores são substancias que ao serem adicionadas ao meio reacional fazem a energia de ativação diminuir, fazendo com que o complexo ativado seja atingido mais rapidamente o que faz com que a velocidade da reação aumente.

Análise gráfica

Reação Endotérmica

Reação Exotérmica

   * Atenção!

- Os catalisadores não são incorporados aos produtos da reação e são recuperados ao final do processo.

- Os catalisadores não alteram o valor do ΔH.

Estuda a forma e as condições para que uma transformação química ocorra, é importante saber:

Para que a reação ocorra os reagentes precisam entrar em contato e colidir para romper e formar ligações.

É preciso que exista energia suficiente para se atingir o complexo ativado.

Ilustração:

   1.  Colisões Favoráveis

                   1                              2                                          3

   2.  Colisões Não-Favoráveis

                   1                                    2                                              3

Conceitos Importantes

Energia de Ativação:É a energia mínima necessária para que a reação aconteça. Se a energia adquirida pelos reagentes for menor que a energia de ativação, a reação simplesmente não ocorre.

Estado Ativado: Fração de tempo em que as moléculas de reagentes colidem de forma favorável, rompem as ligações e formam novas, originando os produtos.

Gráficos

    1.  Reações Endotérmicas

    2.  Reações Exotérmicas

Estuda as velocidades das reações químicas, que podem ser calculadas pela expressão:

             *Sendo [x] = concentração

Quando [x]F>[x]i= Vm + = V de formação de x

Quando [x]F<[x]i= Vm - = V de consumo de x

 A unidade de medida da velocidade média de reação químicas é mol/ L.min

Para se calcular o ΔH pela lei de Hess é necessário termos reações auxiliares e sabermos algumas regras:

Ao inverter uma reação auxiliar, também devemos inverter o sinal do ΔH.

Ao multiplicar ou dividir uma reação auxiliar por um determinado valor, o ΔH sofrerá a mesma operação.

Observação:

Para se determinar a equação global, deve-se somar o que estiver do mesmo lado e simplificar o que estiver em lados opostos.

O ΔH da reação global será a soma do ΔH das reações auxiliares.

A entalpia de formação corresponde ao calor liberado ou absorvido numa reação que forma um mol de uma substância composta a partir de substâncias simples no estado padrão.  Apenas a variação da entalpia (ΔH) na reação pode ser calculada; a entalpia de uma substância por si só não pode ser medida.

O valor zero da entalpia é atribuído, por convenção, às substâncias simples em sua forma mais estável. O estado padrão de uma substância simples é a forma física e alotrópica mais abundante em que ela se apresenta à temperatura de 25 °C e pressão de 1 atm. Assim, o O2 (gás oxigênio), por exemplo, apresenta entalpia zero (H=0), enquanto o O3 (gás ozônio), menos estável, tem entalpia diferente de zero. Além do oxigênio, os gases hidrogênio (H2), nitrogênio (N2), flúor (F2) e cloro (Cl2), os sólidos alumínio (Al), ferro (Fe), sódio (Na), iodo (I2), prata (Ag), ouro (Au) e platina (Pt), o bromo líquido (Br2), o fósforo vermelho (P), o enxofre rômbico (S) e o carbono grafite (C) são alguns exemplos de substâncias simples de entalpia 0.

Portanto, para calcular a variação da entalpia de formação (ΔH°f) de uma substância, é necessário ter o valor da entalpia da reação que forma essa substância por meio de substâncias simples.

Exemplo

H2(g) + ½ O2(g) –> H2O(l) ΔH°f = -68,3 kcal/mol

A variação da entalpia de formação (ΔH°f) da água (H2O) é -68,3 kcal/mol, valor que corresponde à obtenção de 1 mol de H2O através dos elementos em estado padrão.

A fórmula que calcula essa variação da entalpia (ΔH) é:

ΔH = Hprodutos – Hreagentes

Estuda a variação de energia relacionada a uma transformação química. Existem dois tipos de transformação termoquímica:

- Reações Exotérmicas

São aquelas que liberam calor, aumentam a temperatura do recipiente no qual estão contidas e apresentam a entalpia(H)* dos reagentes maior do que a dos produtos.

Podem ser representadas pelo gráfico:

∆H = negativo, pois há uma liberação de calor.

aA+bB = cC+dD +energia; sendo A e B os reagentes e C e D os produtos.

- Reações Endotérmicas

São aquelas que absorvem calor, diminuem a temperatura do recipiente no qual estão contidas e apresentam a entalpia(H)* dos reagentes menor do que a dos produtos.

Podem ser representadas pelo gráfico:

∆H = positivo, pois há uma absorção de calor.

aA+bB +energia = cC+dD ; sendo A e B os reagentes e C e D os produtos.

* Entalpia(H) - energia associada a átomos, moléculas e íons.