Cinética Química: Equação de Velocidade, Teorias e Catálise

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Cinética Química: Fundamentos e Leis de Velocidade

Equação de Velocidade

A equação de velocidade é a expressão que relaciona a velocidade de uma reação em um determinado instante com as concentrações das substâncias reagentes naquele momento. A constante $k$ é chamada de constante de velocidade.

Os expoentes $x$ e $y$ das concentrações são as ordens parciais da reação em relação a cada substância. A soma dessas ordens parciais ($x + y$) é chamada de ordem global da reação.

O tempo de semi-reação (ou meia-vida) é o tempo que leva para que a concentração de um certo reagente se reduza à metade.

a) Ordens de Reação

Reações de ordem zero, primeira ordem, segunda ordem e terceira ordem.

Teorias da Reação Química

Teoria das Colisões

A teoria, proposta por Lewis, sugere que as reações químicas ocorrem simplesmente devido aos choques entre as moléculas, átomos ou íons dos reagentes.

A velocidade da reação depende de dois fatores:

• Frequência de Colisão: A frequência com que as moléculas colidem por unidade de volume. Pode ser calculada a partir da teoria cinética dos gases.
• Eficácia do Choque: Para que o choque seja efetivo, é necessário quebrar algumas ligações e formar outras.

Em um choque eficaz:

1. As moléculas, átomos ou íons dos reagentes devem ter energia cinética suficiente para quebrar as ligações necessárias. (Esta é a Energia de Ativação, $E_a$).
2. O choque tem que ocorrer com a orientação adequada.

Equação de Arrhenius: $k = A e^{-E_a/RT}$

Teoria do Complexo Ativado (ou Estado de Transição)

Proposta por Eyring, esta teoria sugere que, quando as moléculas reativas colidem, elas formam um agregado. Este agregado não é apenas uma reunião de moléculas, mas sim uma nova molécula. Esta complexidade adicionada é chamada de Complexo Ativado (ou Estado de Transição), que é muito instável.

A energia de ativação ($E_a$) representa a energia necessária para que este complexo ativado se forme.

Equação de Arrhenius: $k = A e^{-E_a/RT}$

Em um diagrama de energia, a entalpia do complexo ativado pode ser representada em relação à entalpia dos reagentes. A entalpia de ativação é sempre positiva, tanto para a passagem de reagentes a produtos quanto vice-versa.

Catalisadores

A velocidade de certas reações pode ser alterada pela adição de pequenas quantidades de substâncias chamadas catalisadores.

Pode-se dizer que os catalisadores são substâncias que aumentam a velocidade de uma reação e agem em quantidades muito pequenas. Eles não sofrem alteração química permanente e alteram o mecanismo da reação, mudando o tipo de complexo ativado e a energia de ativação necessária para alcançá-lo.

Segundo o efeito, podem ser:

• Positivos: Aumentam a velocidade de reação.
• Negativos (Inibidores): Reduzem a velocidade de reação.

Tipos de Catálise

A catálise pode ser de dois tipos principais:

Catálise Homogênea

Ocorre quando o catalisador está na mesma fase que os reagentes. Por exemplo, se a interação for entre gases, o catalisador deve ser um gás.

Catálise Heterogênea

Ocorre quando o catalisador e os reagentes estão em fases distintas. Um dos problemas associados é o envenenamento ou inativação do catalisador.

Catálise Enzimática

É considerada um tipo intermediário entre a catálise homogênea e heterogênea. Constitui um tipo especializado e mais eficaz de catalisadores (enzimas).