Cinética química 1. Teoria das colisões Além de afinidade química, para que a reação química ocorra, as partículas que formam as substâncias reagentes devem sofrer colisões ou choques efetivos entre si. Para isso, elas devem obedecer a duas condições fundamentais: As colisões devem ocorrer com um mínimo de energia para romper as ligações que unem os átomos das espécies reagentes, possibilitando que eles sofram rearranjo. A colisão deve ocorrer em orientação que favoreça a formação dos produtos.
2. Energia de ativação A formação dos produtos passa por um estado intermediário chamado complexo ativado, no qual os reagentes se unem transitoriamente. A espécie intermediária resultante é muito energética e instável, podendo seguir por um dos caminhos alternativos: voltar a formar os reagentes ou gerar os produtos. A formação desse complexo ativado exige que haja uma energia mínima durante a colisão entre as espécies reagentes. A diferença entre a energia armazenada no complexo ativado e nos reagentes é denominada energia de ativação. Considere como exemplo a reação entre o gás hidrogênio (H2) e o gás cloro (Cº2) que forma o cloreto de hidrogênio (HCº): H2(g) 1 Cº2(g) reagentes
2 HCº(g)
complexo ativado
produtos
Energia
1
H2Cº12
I
1
H2Cº1 2 H2(g) 1 Cº2(g)
II
III
Energia de ativação
2 HCº(g) Tempo
I e II: orientações não favoráveis; III: orientação favorável. Representação em cores-fantasia.
Energia de ativação (Ea): diferença de energia entre o complexo ativado e os reagentes.
3. Rapidez das reações A rapidez de uma reação química pode ser avaliada quantitativamente, usando-se a seguinte definição: Z variação da quantidade de substância Z ________________________________ Rapidez de reação 5 variação de tempo A rapidez de uma reação diminui gradativamente ao longo do tempo. Ela é sempre maior no início, em virtude da alta concentração dos reagentes, o que possibilita um grande número de colisões entre eles, inclusive as efetivas. 88
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