Química 18 B Flashcards
(6 cards)
Como a lei da velocidade determina a velocidade instantânea de uma reação química, e quando os coeficientes estequiométricos podem ser usados como expoentes na expressão da velocidade?
A lei da velocidade expressa a velocidade instantânea de uma reação química com base nas concentrações dos reagentes. Para uma reação genérica aA + bB → cC + dD, a velocidade é dada por v = k [A]^x [B]^y, onde k é a constante de velocidade, e x e y são expoentes que coincidem com os coeficientes estequiométricos (a e b) em reações elementares, que ocorrem em uma única etapa. A constante k varia conforme a reação, temperatura, energia de ativação, superfície de contato e presença de catalisadores ou inibidores, conforme descrito pela equação de Arrhenius. Em reações não elementares, com múltiplas etapas, a velocidade é determinada pela etapa mais lenta, incluindo apenas os reagentes dessa etapa na lei da velocidade, com expoentes iguais aos coeficientes estequiométricos da etapa lenta. Experimentos que alteram as concentrações dos reagentes permitem determinar k e os expoentes. Por exemplo, na reação NO2 + CO, a velocidade é v = k [NO2]^2, pois NO2 participa da etapa lenta, enquanto CO, presente na etapa rápida, não afeta a velocidade.
Como se escreve a lei da velocidade para reações elementares, considerando as exclusões de sólidos, líquidos puros e solventes, e como ela pode ser expressa em termos de pressões parciais para reagentes gasosos?
A lei da velocidade para reações elementares é escrita com base na equação balanceada, incluindo apenas as concentrações molares dos reagentes (em mol/L) elevadas aos seus coeficientes estequiométricos, exceto para sólidos, líquidos puros e solventes, que não entram na expressão, pois suas concentrações são constantes e incorporadas na constante de velocidade k. Por exemplo, para a reação com Zn(s) + 2HCl(aq), a lei é v = k [HCl]^2, excluindo o zinco (sólido). Para reagentes gasosos, a lei pode ser escrita usando pressões parciais no lugar das concentrações, como v = k P_A^a P_B^b, onde P_A e P_B são as pressões parciais dos gases e a e b são os coeficientes estequiométricos, mas isso só se aplica a reagentes no estado gasoso.
O que é a ordem da reação em uma lei da velocidade e como ela influencia a relação entre a concentração dos reagentes e a velocidade da reação?
A lei da velocidade descreve a relação entre a velocidade de uma reação química e a concentração (ou pressão parcial, para gases) dos reagentes, expressa como v = k[A]^x[B]^y, onde x e y são as ordens da reação em relação aos reagentes A e B, respectivamente. A ordem indica como a velocidade varia com a concentração:
Ordem 1: A velocidade é diretamente proporcional à concentração ([A]^1); se a concentração dobra, a velocidade dobra.
Ordem 2: A velocidade varia com o quadrado da concentração ([B]^2); se a concentração dobra, a velocidade quadruplica.
Ordem 0: A velocidade é constante ([A]^0 = 1), independentemente da concentração, comum em reações onde um reagente não afeta a etapa determinante.
Ordem negativa: A velocidade diminui com o aumento da concentração (v = k/[A]), típica de inibidores, que reduzem a velocidade da reação.
A ordem global é a soma dos expoentes (x + y), indicando o impacto total das concentrações na velocidade. Por exemplo, uma reação de ordem global 3 (x = 1, y = 2) tem a velocidade multiplicada por 2^3 = 8 se as concentrações de A e B dobrarem simultaneamente.
Como a ordem da reação afeta a velocidade de uma reação química ao alterar as concentrações dos reagentes, e qual é o fator de mudança na velocidade para uma reação de segunda ordem em relação a A e terceira ordem em relação a B, se a concentração de A triplicar e a de B for reduzida à metade?
A lei da velocidade, v = k[A]^x[B]^y, mostra como a velocidade depende das concentrações, com x e y sendo as ordens dos reagentes A e B:
Ordem 1: Velocidade proporcional à concentração ([A]^1).
Ordem 2: Velocidade proporcional ao quadrado ([A]^2).
Ordem 3: Velocidade proporcional ao cubo ([B]^3).
Ordem 0: Velocidade constante ([A]^0).
Ordem negativa: Velocidade diminui com mais concentração (v = k/[A]), comum em inibidores.
A ordem global é x + y. Para v = k[A]^2[B]^3 (ordem global 5), triplicar [A] e reduzir [B] à metade multiplica a velocidade por 9/8.
Conclusão: A velocidade aumenta 12,5%.
Quais são as principais diferenças entre catálise homogênea e heterogênea, incluindo os mecanismos envolvidos, e como ativadores, venenos e inibidores afetam o processo catalítico?
A aula aborda detalhadamente o conceito de catálise química, que envolve o uso de um catalisador para acelerar reações químicas sem ser consumido, modificando o mecanismo da reação e reduzindo a energia de ativação. A catálise é classificada em dois tipos principais: homogênea e heterogênea, com diferenças fundamentais em fases, mecanismos e aplicações. Além disso, são discutidos conceitos relacionados, como autocálise, ativadores, venenos e inibidores, que influenciam a eficiência catalítica.
Catálise Homogênea:
Definição: O catalisador está na mesma fase dos reagentes, geralmente gasosa ou aquosa, formando uma mistura homogênea.
Mecanismo: Forma-se um intermediário reativo durante o processo, que é consumido em etapas posteriores e não aparece na equação global. O catalisador é consumido em uma etapa e regenerado em outra.
Exemplo: Reação de oxidação do dióxido de enxofre: 2SO₂(g) + O₂(g) → 2SO₃(g), catalisada por NO(g). O processo ocorre em duas etapas:
Etapa 1: 2NO + O₂ → 2NO₂ (intermediário).
Etapa 2: 2NO₂ + 2SO₂ → 2SO₃ + 2NO.
Na equação global, NO é regenerado, e NO₂ é o intermediário consumido.
Características: A mistura gasosa (ou solução aquosa) garante homogeneidade. A eficiência aumenta com maior concentração do catalisador, pois eleva a frequência de colisões efetivas.
Catálise Heterogênea:
Definição: O catalisador está em fase diferente dos reagentes, geralmente sólido, enquanto os reagentes são gasosos ou aquosos, formando uma mistura heterogênea (polifásica).
Mecanismo: Baseia-se na adsorção, onde os reagentes são atraídos e fixados na superfície do catalisador. O catalisador, frequentemente eletrodeficiente (ex.: platina, níquel, V₂O₅), atrai elétrons das ligações químicas dos reagentes, enfraquecendo-as e facilitando a ruptura com menor energia.
Exemplo: Síntese de SO₃ usando V₂O₅(s) como catalisador. As moléculas de SO₂ e O₂ são adsorvidas na superfície do V₂O₅, onde a ligação O=O do oxigênio é enfraquecida, acelerando a formação de SO₃.
Características: A eficiência depende da área de superfície do catalisador. Catalisadores sólidos pulverizados (em pó) são mais eficazes que blocos, pois aumentam a área de contato. Exemplos comuns incluem óxidos metálicos e metais de transição.
Autocálise:
Definição: Um dos produtos da reação atua como catalisador, acelerando o processo.
Exemplo: Reação entre cobre metálico (Cu) e ácido nítrico (HNO₃), formando nitrato de cobre, água e NO(g). O NO produzido catalisa a reação, propondo um mecanismo com menor energia de ativação. Apesar de aparecer na equação global, o faz como produto, não como catalisador.
Ativadores/Promotores:
Definição: Substâncias que aumentam a eficiência do catalisador, interagindo com ele para ampliar o número de sítios ativos disponíveis para os reagentes.
Exemplo: Na síntese de amônia (N₂ + 3H₂ → 2NH₃), o ferro (Fe) atua como catalisador, e o óxido de alumínio (Al₂O₃) como ativador, aumentando os sítios ativos do ferro. Sem o catalisador, o ativador não acelera a reação.
Venenos:
Definição: Substâncias que reduzem a eficiência do catalisador, ocupando sítios ativos e impedindo a interação com os reagentes.
Exemplo: Na mesma síntese de amônia, arsênio (As) pode atuar como veneno, interagindo com o ferro e diminuindo os sítios ativos disponíveis.
Inibidores:
Definição: Substâncias que diminuem a velocidade da reação ao propor um mecanismo com maior energia de ativação, reduzindo a fração de partículas com energia suficiente para colisões efetivas.
Mecanismo: Diferentemente do catalisador, que reduz a energia de ativação, o inibidor a aumenta, como ilustrado em uma curva de distribuição de energia cinética, onde a presença do inibidor (curva verde) resulta em menos partículas reativas comparadas à reação sem inibidor (curva vermelha).
Considerações Gerais:
Catalisadores: Não aparecem na equação global, exceto em autocálise (como produtos). Modificam o mecanismo da reação, reduzindo a energia de ativação.
Intermediários: São formados e consumidos durante o processo, não aparecendo na equação global.
Eficiência: Na catálise homogênea, depende da concentração do catalisador; na heterogênea, da área de superfície e forma do catalisador (pulverizado é mais eficiente).
Aplicações: Catalisadores são amplamente usados em indústrias (ex.: síntese de amônia, produção de ácido sulfúrico) e processos biológicos (enzimas).
