Baixe Introdução à cinética química e outras Notas de estudo em PDF para Engenharia Química, somente na Docsity! Capítulo 1 INTRODUÇÃO À CINÉTICA QUÍMICA 1. Introdução A cinética química, frequentemente abreviada para cinética, consiste no estudo da velocidade das reações químicas. A sua grande importância prática é permitir analisar as reações químicas sob diferentes aspectos, como por exemplo: a) reações indesejáveis: corrosão dos metais, putrefação da carne, etc. b) reações desejáveis: síntese de produtos úteis ou realização prática de processos valiosos. Os principais objetivos do estudo da cinética são: a) determinar o mecanismo da reação (caminho percorrido pela reação); b) coletar e analisar dados cinéticos experimentais (métodos que permitam medir a velocidade das reações, desde as mais lentas até as explosivas); c) projetar reatores; d) definir as condições operacionais (temperatura, pressão, composição da alimentação, condições de fluxo, grau de mistura, condições do catalisador e parâmetros envolvidos na transferência de calor e massa). 2. Termos Relacionados à Cinética Química 2.1. Mecanismo da reação: Consiste nas etapas através das quais os reagentes interagem para formar produtos. Existem 2 níveis de estudo: nível macromolecular e nível eletrônico. A cinética trata do primeiro caso. 2.2. Molecularidade É o número de moléculas envolvidas em uma etapa de uma reação química elementar. Pode ser uni, bi ou trimolecular. Exemplo 1: reação unimolecular - isomerização do ciclopropano CH2CH2CH2 ↔ CH3CH = CH2 Exemplo 2: reação bimolecular – formação do HI H2 + I2 ↔ 2 HI 2.3. Reações homogêneas e heterogêneas Homogêneas: ocorrem em uma única fase: grande parte das reações em fase gasosa (queima) e em fase líquida (catalítica), etc. Heterogêneas: ocorrem no mínimo entre duas fases: queima de coque, ataque de sólidos por ácidos, craqueamento do óleo cru (catalítca), etc. 2.4. Reações simples e múltiplas Simples: representadas por uma única equação estequiométrica A + B R + S Múltiplas: representadas por mais de uma equação estequiométrica. Podem ser: série ou paralelas. Série: A R S Paralelas: Competitivas: AR A S Laterais: A R B S 2.5 Reações elementares Ocorrem tal qual a sua estequiometria. 2.5. Reações Irreversíveis e Reversíveis Irreversíveis: chegam ao equilíbrio, “param” quando acaba o reagente limitante. Reversíveis: atingem o equilíbrio com quantidade significativa do reagente limitante. Reagente Limitante: responsável pela parada da reação, isto é, normalmente a reação pára quando acaba o reagente limitante. É o reagente que não está em excesso em relação à quantidade estequiométrica. A Equação de Arrhenius: mostra a dependência da constante de velocidade com a temperatura. Na sua forma mais usual é dada por: −= RT Eakok exp Ou na forma linearizada: TR Eakok 1lnln −= Onde: k = constante de velocidadwe ko = fator de freqüência Ea = energia de ativação R = constante dos gases ideais (unidade de energia) T = temperaturam em K Obs.: A equação de Arrhenius é obedecida pelas reações simples em uma etapa. 5.1. As unidades da constante de velocidade k = (concentração)1-n(tempo)-1 onde: n = ordem da reação 6. A Energia de Ativação 6.1. Definição: É a energia mínima que as moléculas reagentes precisam ter para formar produtos.s 6.2. A relação de ∆H da reação e a Energia de Ativação ∆H = Ead - Eai Obs. - A energia de ativação é sempre maior que zero. 6.3. O efeito do catalisador a) O catalisador diminui a energia de ativação dos reagentes, aumentando a velocidade da reação. b) O catalisador não altera a constante de equilíbrio e conseqüentemente não altera a conversão da reação. c) O catalisador não altera ∆H da reação. Exemplo: Reação endotérmica Reação exotérmica Observações: a) reações com Ea muito pequenas, da ordem de 1 Kcal/mol são muito rápidas (reações instantâneas) b) reações com Ea médias, da ordem de algumas dezenas de Kcal/mol , corresponderão a velocidades altas, ou não, conforme a importância do fator geométrico. c) Reações com Ea altas, da ordem de 100Kcal/mol são muito lentas a temperatura ambiente, que na prática pode-se dizer que elas não ocorrem. d) Regra prática, mas não generalizada: Para reações com Ea da ordem de 12,4Kcal/mol, o que abrange muitas reações, para cada 10ºC de aumento de temperatura, a velocidade da reação duplica. 6.4. Desvios da Lei de Arrhenius Na Lei de Arrhenius, a relação entre o logaritmo da constante de velocidade e o inverso da temperatura é traduzido por uma linha reta, onde a inclinação (constante) é dada por - Ea/R. Isso permite determinar a velocidade da reação para qualquer temperatura ou até mesmo por extrapolação verificarmos a temperatura onde a velocidade é muito baixa ou muito alta (interesse prático). Todavia estas extrapolações devem ser feitas com reservas, pois embora haja muitos casos em que a Lei de Arrhenius se aplica a um amplo intervalo de temperaturas, existem outros casos em que isto não ocorre. Esse último caso, implica em uma mudança no mecanismo controlador da reação com a temperatura, alterando a energia de ativação e conseqüentemente a linearidade da equação de Arrhenius. Reação endotérmica catalisada
