Velocidade das Reações
Você já refletiu sobre o ritmo das coisas ao seu redor? Uma explosão de fogos de artifício ilumina o céu em uma fração de segundo.
Por outro lado, se você deixar um prego de ferro no quintal, ele levará semanas, talvez meses, para enferrujar completamente.
E o petróleo? Esse levou milhões de anos para se formar sob a terra.
Todas essas transformações — a queima da pólvora, o apodrecimento da fruta, a formação da ferrugem e a origem do petróleo — são reações químicas.
Mas por que algumas são tão absurdamente rápidas e outras tão incrivelmente lentas?
A resposta para essa pergunta está na Cinética Química.
Basicamente, a cinética é o estudo da velocidade com que as reações acontecem e dos fatores que podemos ajustar para acelerá-las ou freá-las.
E por que isso é importante?
Fabricar um remédio ou um plástico mais rápido significa mais produção e menos custo.
Na cozinha, saber como acelerar o cozimento de um alimento ou como retardar seu apodrecimento é pura cinética aplicada!
Então saber calcular a velocidade de uma reação é a maior relevância desse assunto.
1. Velocidade de uma Reação: Uma Ideia Familiar
O conceito de "velocidade" não é novidade para ninguém.
Se eu disser que viajei de uma cidade a outra a uma velocidade média de 80 km/h, você entende isso na hora.
$Velocidade = \frac{\Delta d}{\Delta t}$
Na Química, a lógica é exatamente a mesma. Só que, em vez de um carro mudando de posição, temos substâncias se transformando.
Os reagentes (nossos ingredientes iniciais) estão sendo consumidos, enquanto os produtos (o resultado da reação) estão sendo formados.
Então, a velocidade de uma reação química mede o quão rápido a quantidade de alguém muda com o passar do tempo.
Velocidade da Reação = $\frac{\text{Quantidade Consumida}}{\Delta t} = \frac{\text{Quantidade Produzida}}{\Delta t}$
Qual unidade faz sentido usar?
Imagine que estamos fazendo a mesma reação em dois recipientes: um frasco grande de 1 litro e um potinho de 100 mL.
A reação é a mesma, então a "rapidez" dela deveria ser a mesma, concorda?
Mas se medirmos a velocidade em "gramas por segundo", o frasco maior, que tem mais reagentes, vai consumir mais gramas por segundo.
Teríamos duas velocidades diferentes para a mesma reação! Isso não parece certo.
Para resolver isso, os químicos se baseiam na concentração (que surpresa 😂😂).
A concentração é a mesma tanto no frasco grande quanto no potinho. Assim, podemos ter um valor de velocidade padrão para a reação.
Portanto, a unidade mais comum para a velocidade de uma reação é mol por litro por segundo (mol/L·s).
2. Calculando a Velocidade de Cada Composto
Para você calcular quanto de uma substância foi produzido ou consumido, basta você usar o princípio da estequiometria.
Vamos ver como funciona na prática, com a seguinte reação:
A → 2 B
Digamos que, no início da reação (tempo = 0 s), a concentração de A era de 1,0 mol/L. Após 20 segundos, medimos de novo e a concentração de A caiu para 0,6 mol/L.
Qual foi a velocidade média de consumo de A nesse intervalo?
1. Variação da concentração de A (Δ[A]):
[A] final – [A] inicial = 0,6 mol/L – 1,0 mol/L = -0,4 mol/L
2. Variação do tempo (Δt):
Tempo final – Tempo inicial = 20 s – 0 s = 20 s
3. Calcular a velocidade:
Velocidade = Δ[A] / Δt = (-0,4 mol/L) / 20 s = -0,02 mol/L·s
E a velocidade de formação de B?
Como a proporção entre A e B é de 1 para 2, para cada 1 mol consumido de A, nós temos 2 mols de B formados.
Então, se nós temos 0,4 mol/L de A sendo consumidos, nós temos 0,8 mol/L de B sendo formados. Se isso acontece em 20 s, então:
Velocidade de Formação de B = (Δ[B] / Δt) = (0,8/20) = 0,04 mol/L·s.
Velocidade negativa?
Mas espera aí... uma velocidade negativa? Isso soa estranho. Velocidade é sempre um valor positivo.
Por isso, por convenção, quando calculamos a velocidade a partir de um reagente (que está sendo consumido),
nós colocamos um sinal de negativo na fórmula ou simplesmente pegamos o valor em módulo para garantir que o resultado seja positivo.
Velocidade de consumo de A = – (Δ[A] / Δt) = – (-0,02) = 0,02 mol/L·s.
Simples, não é? É praticamente uma regra de três: se 0,4 mol/L foram consumidos em 20 segundos, quantos seriam consumidos em 1 segundo?
Agora, para transformar em regra: você percebeu que a velocidade de B é o dobro da velocidade de A, já que a proporção estequiométrica é de 1:2?
Isso significa que, para saber a velocidade de todos os compostos da reação, basta você saber a velocidade de um deles e a proporção estequiométrica.
N₂(g) + 3 H₂(g) → 2 NH₃(g)
Se eu digo para você que a velocidade de consumo do N₂(g) é de 2 mol/L.s, qual a velocidade de consumo do H₂(g) e a de formação do NH₃(g)?
Se a proporção é de 1:3:2, a velocidade de consumo do H₂(g) é de 6 mol/L.s e a de formação do NH₃(g) é de 4 mol/L.s.
Moral da história, em uma reação
aA + bB → cC + dD
A regra simples é: $\frac{V_A}{a} = \frac{V_B}{b} = \frac{V_C}{c} = \frac{V_D}{d}$
3. Calculando a Velocidade Média ou Velocidade Global da Reação
Como cada composto químico de uma reação pode ter uma velocidade diferente, a depender da estequiometria,
seria interessante ter uma velocidade que representasse a reação como um todo.
E para isso, os químicos definiram a Velocidade Média ou Global de uma reação.
Para encontrá-la, basta você dividir a velocidade de cada composto pelo seu coeficiente estequiométrico.
Então, a regra que usamos anteriormente segue do mesmo jeito!
Para a reação aA + bB → cC + dD
$V_{\text{reação}} = \frac{V_A}{a} = \frac{V_B}{b} = \frac{V_C}{c} = \frac{V_D}{d}$
4. Gráfico da Velocidade da Reação pelo Tempo
Até agora, nós aprendemos a calcular a velocidade média de uma reação, como a média de velocidade em uma viagem de carro.
Geralmente, ela é máxima no início (quando há muitos reagentes para colidir) e vai diminuindo com o tempo.
Em um gráfico, ela tende a ser assim:
Se você quiser calcular a velocidade em um ponto específico, como no tempo t = 6,0 s, você precisará calcular a inclinação da curva no ponto.
Em outras palavras, você deve calcular a tangente do ângulo de inclinação da curva no ponto.
Isso é MUITO específico, não costuma cair em provas e nem em vestibulares, mas fica de entendimento para os próximos tópicos.
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5. Exemplo
Vamos fechar o capítulo com um problema clássico que reúne tudo o que aprendemos. Analise com atenção!
A decomposição do pentóxido de dinitrogênio (N₂O₅) em fase gasosa ocorre segundo a equação:
2 N₂O₅(g) → 4 NO₂(g) + O₂(g)
Um químico monitorou a concentração do reagente N₂O₅ ao longo do tempo e construiu o gráfico abaixo.
Com base nos dados do gráfico, responda:
a) Qual a velocidade média de consumo do N₂O₅ no intervalo de 0 a 20 segundos?
b) Qual a velocidade média global da reação neste mesmo intervalo?
c) Qual a velocidade média de formação do gás oxigênio (O₂) neste mesmo intervalo?
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Resolução Comentada
a) Velocidade de consumo do N₂O₅
Primeiro, vamos extrair os dados do gráfico para o N₂O₅:
Concentração inicial (t=0s): [N₂O₅] = 10 mol/L
Concentração final (t=20s): [N₂O₅] = 6 mol/L
Agora, calculamos a variação da concentração e do tempo:
Δ[N₂O₅] = [final] - [inicial] = 6 - 10 = - 4 mol/L
Δt = 20s - 0s = 20 s
Lembre-se que velocidade de reagente precisa do sinal negativo na frente para dar um resultado positivo!
V(N₂O₅) = - (Δ[N₂O₅] / Δt) = - (- 4 mol/L / 20 s)
V(N₂O₅) = 0,2 mol/L·s
b) Velocidade média global da reação
A velocidade global é a velocidade de qualquer um dos participantes dividida pelo seu coeficiente estequiométrico.
Como já temos a velocidade do N₂O₅ (cujo coeficiente é 2), fica fácil:
V(reação) = V(N₂O₅) / 2
V(reação) = 0,2 / 2
V(reação) = 0,1 mol/L·s
c) Velocidade de formação do O₂
Agora que temos a velocidade global, podemos usá-la para achar a velocidade de qualquer outro participante. Queremos a do O₂, cujo coeficiente é 1.
V(reação) = V(O₂) / 1
0,1 = V(O₂) / 1
V(O₂) = 0,1 mol/L·s
Viu só? Com um dado do gráfico, conseguimos descrever a velocidade de toda a reação e de cada um dos seus participantes.
Capítulo introdutório, bem simples, só regra de três.
Daqui em diante, veremos a teoria da Cinética Química e as partes de cálculos mais chatinhas.
Pra cima!!
