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ENGENHARIA QUÍMICA – TN 02
Cinética Química
Érica Bloizi Chenaud
Liliam Cruz da Silva
Maria Clara Novais
Salvador 2009
UNIVERSIDADE SALVADOR – UNIFACS
ENGENHARIA QUÍMICA – TN 02
Cinética Química
Érica Chenaud
Liliam Cruz da Silva
Maria Clara Novais Carneiro
Trabalho apresentado para
avaliação na disciplina de Química
Geral II, do curso de Engenharia
Química, turno matutino, da
Universidade Salvador, ministrado
pela professora Leila Maria
Aguilera.
Salvador 2009
SUMÁRIO
1. Objetivos do Experimento
............................................................................
....4
2. Introdução Teórica
..........................................................................5
a 8
3. Parte Experimental
............................................................................
....9
3.1. Material Utilizado
............................................................................
....9
3.2. Procedimentos
........................................................................9 a
10
4. Discussões/Resultados
............................................................................
..11
5. Questionário
............................................................................
..12
6. Toxidade das Substâncias
......................................................................13 a
15
7. Conclusões, Comentários e
Sugestões
............................................................................
..16
8. Referências
............................................................................
..17
1. Objetivos do Experimento
Verificar a influência da concentração dos reagentes, da temperatura
de reação, do estado de agregação dos reagentes e da presença de um
catalisador sobre a velocidade da reação.
2. Introdução Teórica
A cinética está relacionada a "movimento", quando pensamos nela da
forma que a física nos ensinou a pensar. Entretanto, nas reações químicas,
não há movimento, mas sim mudanças de concentração, e esta é a base de
nossos estudos.
O termo "cinética química" é utilizado para descrever o estudo quantitativo
das variações de concentração com o tempo quando ocorre uma reação química.
O objetivo principal da cinética é o estudo da velocidade das reações
químicas, e para isso é preciso o conhecimento de: o desenvolvimento de
métodos experimentais que permitam medir as velocidades das reações, desde
as mais lentas até as mais explosivas; o estudo dos fatores que influenciam
nas velocidades das reações; e o estudo do "caminho" percorrido pelas
reações.
Uma reação química ocorre quando três fatores envolvidos no mundo
micromolecular acontecem. Eles são:
1 - O choque de uma espécie química com outras ou com as paredes do
recipiente na qual a mesma estiver.
2 - A geração de alguma maneira de algum tipo de energia que permita que a
espécie química reagente atinja um patamar mínimo de energia para que a
reação possa ocorrer (Energia de Ativação).
3 - A posição do choque. (fator muito importante nas reações orgânicas onde
estiverem envolvidas substâncias com grandes cadeias).
Podemos, portanto, concluir que reações com energia de ativação muito
pequena são muito rápidas. Na prática estas reações são instantâneas.
Reações com energia de ativação média corresponderão a velocidades altas,
ou não, conforme a importância do fator geométrico. E reações com Energia
de Ativação da ordem de 100 Kcal serão tão lentas na temperatura ambiente
que na vida prática até podemos dizer que "a reação não é perceptível".
O estudo cinético em sua quase totalidade depende de valores
experimentais da reação que está sendo estudada. A velocidade de uma reação
é definida como sendo a variação da concentração de um reagente por unidade
de tempo. Essas concentrações são normalmente expressas em mol por litro
(mol/L), e o tempo em minutos (min) ou segundos (s).
Representando-se por CA a concentração do regente A e representando-se
por t o tempo, a velocidade de reação será então definida como sendo:
Velocidade média de consumo de A = - K [CA ] / t
Em uma reação aA + bB ( cC + dD, calculamos a velocidade média como:
"vmédia da " Δ[A]"=" Δ[B]"=" Δ[C]"=" Δ[D]"
"reação = K "——— " "——— " "——— " "——— "
" "a·Δt " "b·Δt " "c·Δt " "d·Δt "
Sendo K a constante de velocidade da reação, e o sinal negativo indica
que a concentração do reagente diminui em função do tempo.
O termo "ordem" vem da matemática onde é utilizado na classificação
das equações diferenciais. As leis de velocidade são equações diferenciais.
Em cinética química, tais equações são classificadas de acordo com a ordem
da reação. A ordem de uma reação é definida como sendo a soma das potências
dos termos de concentração que aparecem na equação de velocidade da reação
química. É normalmente, um número inteiro pequeno, podendo em casos
especiais, ser zero ou fracionário. É importante ressaltar, que a ordem de
reação é uma grandeza que normalmente é obtida a partir de dados
experimentais, em grande parte das vezes sem o conhecimento real do
mecanismo da reação.
Molecularidade de uma reação é definido como sendo o número de
espécies químicas reagentes que participam da etapa determinante da reação.
A molecularidade é sempre um número inteiro, pequeno e diferente de zero.
Reações "unimolecular" ou "bimolecular" designam reações cuja
molecularidade é, respectivamente, um e dois.
Quando uma reação química possui uma baixa velocidade e se deseja de
alguma forma acelerar esta velocidade, existem várias maneiras pelas quais
esta ativação pode ser feita. As formas mais comuns de ativação de uma
reação química são através da variação da temperatura ou a introdução de um
catalisador no meio reacional. A velocidade da reação depende também da
pressão, da área das superfícies em contato com os reagentes, da
concentração dos reagentes, e dos choques entre as moléculas que reagem.
Pela teoria da colisão, para haver reação é necessário que as
moléculas dos reagentes colidam entre si; a colisão ocorra com geometria
favorável à formação do complexo ativado; a energia das moléculas que
colidem entre si seja igual ou superior à energia de ativação.
Colisão efetiva ou eficaz é aquela que resulta em reação, isto é, que
está de acordo com as duas últimas condições da teoria da colisão. O número
de colisões efetivas ou eficazes é muito pequeno comparado ao número total
de colisões que ocorrem entre as moléculas dos reagentes.
O aumento da temperatura do meio reacional faz com que a energia
cinética das espécies químicas reagentes se eleve, o que normalmente
acelera a quebra de ligações e a formação de novas moléculas. Uma elevação
da temperatura aumenta a velocidade de uma reação porque aumenta o número
de moléculas dos reagentes com energia superior à de ativação. Uma lei
muito antiga, dos primórdios do estudo da Cinética é a Lei de Van´t Hoff:
"Um aumento de 10ºC na temperatura de uma reação dobra a sua velocidade". O
mais importante é o conceito que esta lei embute, o conceito de que um
aumento de temperatura provoca um aumento significativo de velocidade da
reação.
Catalisadores são substâncias que permitem acelerar uma reação sem
serem consumidas. O catalisador não modifica o equilíbrio da reação, mas
permite atingi-lo mais rapidamente, pois ele modifica o mecanismo da
reação, executando-a em uma seqüência de etapas cujas energias de ativação
são todas bem inferiores à da reação não catalisada. Normalmente, apenas
uma quantidade muita pequena de catalisador é usado e pode transformar uma
quantidade ilimitada de reagentes.
Relacionados aos catalisadores, existem alguns termos comumente
utilizados no estudo da cinética. Eles são: Inibidor químico, que é uma
substância que reduz parcialmente a atividade do catalisador; Veneno, que é
a substância que reduz totalmente a atividade do catalisador; Reação Auto-
Catalítica que, por sua vez, é a reação catalisada ou não na qual um dos
produtos formados atua favoravelmente sobre a velocidade da reação.
Além da ativação térmica ou catalítica as reações químicas podem ser
ativadas de outras maneiras. Dentre as quais iremos citar a seguir. A
Ativação Luminosa consiste na ativação de certos sistemas pela luz com um
comprimento de onda adequado, a qual transfere ao sistema energia luminosa,
que ativará um determinado reagente ou um determinado tipo de ligação na
molécula. Como exemplo, tem-se a fotossíntese das plantas.
A Ativação Elétrica pode ser feita por dois processos: descarga e
eletrólise. A descarga pode ser arco, faísca, descarga condensada etc. A
eletrólise consiste na aplicação de uma corrente elétrica que provoca
reações ao atravessar líquidos ionizados, soluções de eletrólitos ou de
sais fundidos.
A Ativação Radioquímica consiste na emissão de raios por substâncias
radioativas naturais (alfa, beta e gama) ou raios artificiais (raios X,
elétrons acelerados, nêutrons) que são capazes, devido à sua alta energia,
de provocar reações nos sistemas mais inertes.
3. Parte Experimental
3.1. Material Utilizado
Água destilada;
Ácido Sulfúrico;
Tiossulfato de sódio;
Permanganato de potássio;
Ácido oxálico;
Sulfato de manganês;
Zinco sólido;
Ácido Clorídrico;
Termômetro;
Bastão de vidro;
Tela de amianto;
Bico de Bunsen;
Cronômetro;
Tubos de ensaio;
Béqueres.
3.2 Procedimentos
Influência da concentração na velocidade das reações
A lei da velocidade ou lei cinética para uma reação genérica, a
velocidade de reação é proporcional às
concentrações molares dos reagentes, elevadas a expoentes que são
determinados experimentalmente:
a A + b B + c C + ... x X + y Y + z Z + ...
V= K [A]α [B]β[C]γ ...
Onde,
V= velocidade de reação;
K= constante de velocidade da reação
[ ]= molaridade= número de moles de soluto por litro de solução
α, β , γ, ...= expoentes que são determinados experimentalmente.
Nesta parte do experimento, se deseja verificar como a variação da
concentração dos reagentes influi na velocidade da reação:
H2SO4 + Na2S2O3 Na2SO4 + H2O + SO2 + S
Na reação entre o tiossulfato de sódio e o ácido sulfúrico, há
formação de enxofre, que sendo insolúvel na água, provoca uma turvação que
permite ver quando a reação ocorre. Assim, pode-se medir o tempo de duração
da reação. Mantendo fixa a concentração de ácido e adicionando água à
solução de tiossulfato de sódio, pode-se verificar como a diminuição da
concentração de um dos reagentes influi no tempo da reação, isto é, na
velocidade de reação.
Dadas as variáveis:
n= número de moles que reagiram = volume x molaridade
t= tempo (em segundos) de duração da reação, pode-se calcular a velocidade
da reação com a fórmula: v= n/ t.
Procedimento:
a) Rotule 3 buretas e 3 béquers: H2O; H2SO4; Na2S2O3.
b) Encha corretamente cada bureta (encha também a ponta das buretas, que
ficam abaixo da torneira, antes de acertar o menisco) com água destilada,
solução de ácido sulfúrico 0,3 mol/L e tiossulfato de sódio 0,3 mol/L.
c) Pegue 4 tubos de ensaio e, utilizando a bureta, coloque, em cada um, 4
mL da solução 0,3 mol/L de H2SO4.
d) Numere outros 4 tubos de ensaio: 1, 2, 3 e 4.
e) Utilizando as buretas, coloque, nos tubos numerados, a solução 0,3 mol/L
de Na2S2O3 e H2O segundo a seguinte tabela:
Tabela I- Estudo da influência da concentração de reagentes na velocidade
das reações
" " " " " " " "
" "Volume em mL "Molaridad" n= no de "Concent"Tempo "Velocida"
"Tubo" "e da "mols de "ração "da "de "
" " "mistura "Na2S2O3 que "do "reação("v = n/ t"
" " "V x M = "reagiram V' "Na2S2O3"s) "(mol/s) "
" " "V' x M' "x M' "C=n/v " " "
" " " " " "
" "Na2S2O3 "H2O "TOTAL " "
" " " " " "
"1 e 1A"2 x 10-4 "25 ºC "100 "2 x 10-6"
"2 e 2A"2 x 10-4 "35 ºC "58 "3,45 x "
" " " " "10-6 "
"3 e 3A"2 x 10-4 "45 ºC "40 "5 x 10-6"
"4 e 4A"2 x 10-4 "55 ºC "35 "5,71 x "
" " " " "10-6 "
Influência do estado de agregação dos reagentes
a) Pegue 2 tubos de ensaio e rotule-os (1 e 2)
b) Adicione a cada um dos tubos 2 mL de uma solução 1 mol/L de HCl.
c) Adicione um pedaço de Zn metálico ao tubo 1 e uma quantidade equivalente
de zinco metálico em pó ao tubo 2.
d) Observe e compare a velocidade aparente de reação nos dois tubos.
4. Discussões / Resultados
Influência da concentração na velocidade das reações:
Rotulamos 3 buretas e 3 béquers, com as seguintes soluções: H2O,
H2SO4, Na2S2O3 as duas últimas coma concentração de 0,3 mol/L. Em seguida,
colocamos 4 mL da solução de H2SO4 em 4 tubos de ensaio.
Numeramos outros 4 tubos de ensaio: 1, 2, 3 e 4. E utilizando as
buretas, colocamos, nos tubos numerados, a solução 0,3 mol/L de Na2S2O3 e
H2O segundo a a primeira tabela apresentada:
" " "
"Tubo"Volume em mL "
" "Na2S2O"H2O"TOTAL"
" "3 " " "
"1 "6 "0 "6 "
"2 "4 "2 "6 "
"3 "3 "3 "6 "
"4 "2 "4 "6 "
No tubo 1 e um dos tubos contendo 4 mL de H2SO4, adicione os 4 mL de
ácido ao tubo 1, acionando o cronômetro imediatamente. Observamos
atentamente o tubo 1 e assim que começou a aparecer uma turvação pareamos o
cronômetro. Lance na tabela o tempo (em segundos) que demorou a aparecer a
turvação.
Repetimos o procedimento para os tubos 2, 3 e 4, anotando na tabela o
tempo gasto em cada uma das reações.
Influência do catalisador:
Rotulamos 4 tubos de ensaio (1, 2, 3 e 4) e adicionamos 5 mL de ácido
oxálico 0,5 mol/L nos tubos 1 e 3. Em seguida, colocamos 1 mL de ácido
sulfúrico 4 mol/L e 5 gotas de uma solução 0,1 mol/L de sulfato de manganês
ao tubo 3.
Adicione, aos tubos 2 e 4, 4 mL de uma solução 0,04 mol/L de
permanganato de potássio.
Rotulamos dois béquers de 50 mL: A e B e transfirimos o conteúdo dos
tubos 1 e 2 para o béquer A e o conteúdo dos tubos 3 e 4 para o béquer B (a
transferência deve ser simultânea para os dois béquers).
Comparamos o tempo necessário para que as duas soluções percam a
cor.
FALTA DIZER O QUE ACONTECEU, EU NÃO ESTAVA PRESENTE
Influência da temperatura na velocidade das reações:
Rotulamos duas buretas e dois béquers: Na2S2O3 e H2SO4. Enchemos cada
bureta com o líquido correspondente solução 0,05 mol/L de Na2S2O3 e solução
0,05 mol/L de H2SO4.
Numeramos 4 tubos de ensaio (1, 2, 3 e 4) e usando a bureta, coloque 4
mL da solução 0,05 mol/L de H2SO4. Rotulamos outros 4 tubos de ensaio (1A,
2A, 3A e 4A) e coloque, usando a bureta, 4 mL da solução 0,05 mol/L de
Na2S2O3.
FALTA TERMINAR ESTA
Influência do estado de agregação dos reagentes:
Pegamos 2 tubos de ensaio e rotule-os (1 e 2) e adicionamos a cada um
dos tubos 2 mL de uma solução 1 mol/L de HCl.
Após colocamos um pedaço de Zn metálico ao tubo 1 e uma quantidade
equivalente de zinco metálico em pó ao tubo 2.
Em ambos os tubos o zinco foi consumido rapidamente, porém, no tubo
em que continha zinco em pó, foi ainda mais rápido, já que, aumentou a
superfície de contato, permitindo que mais moléculas fossem atacadas
simultaneamente.
5. Questionário
a) Para o experimento 3.1, construa o gráfico da velocidade de reação em
função da concentração de tiossulfato de sódio, traçando a melhor curva
média possível.
b) Por que um aumento na concentração de um ou de todos os reagentes
aumenta a velocidade de reação?
O aumento da concentração dos reagentes promove o aumento do número de
colisões entre as moléculas. Isso faz com que a probabilidade de colisões
efetivas acontecerem para a formação do complexo ativado seja maior. Logo,
quanto maior a concentração dos reagentes, maior será a velocidade da
reação.
c) Para o experimento 3.3, construa o gráfico da velocidade de reação em
função da temperatura de reação, traçando a melhor curva média possível.
d) Por que um aumento na temperatura provoca um aumento da velocidade das
reações?
Com o aumento da temperatura, também aumenta o número de moléculas com
energia igual ou superior a energia de ativação. Havendo mais moléculas com
energia maior ou igual a de ativação, aumenta a velocidade da reação. Com o
aumento da temperatura, as moléculas se agitam mais, fazendo com que a
probabilidade de colisões efetivas aumente. Assim, a velocidade da reação
aumenta.
e) Discuta os resultados obtidos da relação entre concentração e velocidade
de reação, bem como da temperatura, estado de agregação e presença de
catalisador na velocidade de uma reação.
6. Toxidade das Substâncias
Ácido Sulfúrico:
- Ingestão: Pode causar severas queimaduras na boca, garganta e estômago,
levando à morte. Dor de garganta, vomito, diarréia, colapso circulatório,
pulsação fraca e rápida, baixa respiração e pouca urina se o ácido for
ingerido. O choque circulatório causa a morte.
- Inalação: Causa irritação ao trato respiratório e mucosas das membranas.
Sintomas incluem irritação do nariz e garganta e fadiga respiratória. Pode
causar edema pulmonar.
- Contato com a pele: Os sintomas mais freqüentes são vermelhidão, dor e
severas queimaduras. Pulsação fraca e rápida, baixa respiração e pouca
urina se o ácido for posto em contato com a pessoa.
- Contato com os olhos: Pode turvar a visão, causar vermelhidão, dor e
severas queimaduras. Pode causar cegueira.
- Exposição crônica: Longa exposição aos vapores pode causar prejuízo aos
dentes. A exposição crônica pode causar câncer.
- Agravo das condições pré-existentes: Pessoas com desordens de pele ou
olhos com funções respiratórias falha devem ser mais suscetíveis aos
efeitos da substância.
Tissulfato de sódio
- Ingestão: Baixo nível de toxicidade por ingestão. Doses altas pode causar
diarréia.
- Inalação: Causa irritação ao trato respiratório. Sintomas incluem tosse e
diminuição da freqüência respiratória.
- Contato com a pele: Causa irritação à pele, se o contato for prolongado.
- Contato com os olhos: Causa irritação.
- Exposição crônica: Pode causar irritações na pele.
Permanganato de potássio
- Inalação: Causa irritação ao trato respiratório. Os sintomas podem
incluir tosse e dificuldade para respirar. Altas concentrações podem causar
edema pulmonar.
- Ingestão: A ingestão de pó ou de altas concentrações causa distúrbios
graves do sistema gastrointestinal com possíveis queimaduras e edema; pulso
lento, choque com queda da pressão sangüínea. Pode ser fatal.
- Contato com a pele: Os cristais secos e as soluções concentradas são
cáusticas, causando envermelhecimento, dor, queimaduras severas, manchas
marrons na área de contato e possível endurecimento da epiderme. Soluções
diluidas são levemente irritantes para a pele.
- Contato com os olhos: O contato dos olhos com cristais (poeira) e
soluções concentradas causa irritação severa, envermelhecimento, visão
borrada e podem causar danos sérios, possivelmente permenentes (seqüelas).
- Exposição crônica: O contato prolongado com a pele pode causar irritação,
pele seca e dermatite. O envenenamento crônico com Manganês pode resultar
da inalação de poeira contendo esse elemento, causando seqüelas no Sistema
Nervoso Central. Os primeiros sintomas incluem sonolência, prostração e
fraqueza nas pernas. Casos mais avançados têm mostrado sintomas de
expressão facial "fixa", distúrbios emocionais, espasmos e quedas.
Ácido oxálico
- Ingestão: Corrosivo. Tóxico. Pode causar queimaduras na boca e esôfago,
náusea, gastroenterites e choque. Absorção pode acontecer podendo causar
envenenamento sistêmico. Sintomas podem incluir enxaqueca, pulsação fraca,
e câimbras de músculo. Pode causar dano de rim. Envenenamento severo pode
ser fatal. Dose fatal calculada de ácido oxálico é 5-15 gramas.
- Inalação: Inalação de névoa ou vapor pode causar irritação e queimaduras
de membranas mucosas da área respiratória.
- Contato com a pele: Irritante para a pele. Pode causar vermelhidão, dor e
queimaduras à pele podendo ser absorvido por ela.
- Contato com os olhos: Esguichos podem causar irritação severa e possível
dano de olho.- - Exposição crônica: Inalação prolongada de névoa pode
causar inflamação de área respiratória. Contato com a pele pode causar
dermatite. Pode causar dano de rim, dermatite, cianoses dos dedos, e
possível ulceração.
Sulfato de manganês
Nocivo. Risco de efeitos graves para a saúde em caso de exposição
prolongada por inalação e ingestão. Tóxico para os organismos aquáticos,
podendo causar efeitos a longo prazo no ambiente aquático.
Zinco sólido
A toxicidade pelo zinco é rara, geralmente quando ingerido acima de
100 a 300mg/dia. Nesta eventualidade poderá causar alterações na absorção
do cobre, além de provocar distúrbios gastrointestinais como náuseas,
vômitos, gosto metálico e dores abdominais.
Ácido Clorídrico
Extremamente corrosivo. Inalação de vapores pode causar sérios danos.
Ingestão pode ser fatal. Líquido pode causar sérios danos à pele e aos
olhos.
6. Conclusões, Comentários e Sugestões
A cinética química é uma ciência que estuda a velocidade das reações
químicas e os fatores que a influenciam. A velocidade da reação recebe
geralmente o nome de taxa de reação. A taxa de reação está relacionada com
as concentrações dos reagentes, o estado particular dos reagentes (estado
físico, estado nascente dos gases, estado cristalino ou amorfo dos sólidos,
do fato dos reagentes estarem ou não em solução e neste caso a natureza do
solvente irá influir na velocidade da reação), a temperatura, a
eletricidade, a luz, a pressão, a presença de catalisadores e dos produtos
de reacção.
Sua importância é muito ampla, já que se relaciona com temas como, por
exemplo, a rapidez com que um medicamento atua no organismo ou com
problemas industriais, tais como a descoberta de catalisadores para
acelerar a síntese de algum produto novo.
Fatores que influem na velocidade das reações: A rapidez ou velocidade
com que se formam ou rompem as ligações dependem da natureza dos reagentes.
Temperatura: Grau de agitação das partículas que aumenta a
probabilidade de colisões. Com o aumento da temperatura, também aumenta o
número de moléculas com energia igual ou superior a energia de ativação.
Havendo mais moléculas com energia maior ou igual a de ativação, aumenta a
velocidade da reação. Com o aumento da temperatura, as moléculas se agitam
mais, fazendo com que a probabilidade de colisões efetivas aumente. Assim,
a velocidade da reação aumenta. Alimentos na geladeira por exemplo : leite
ovos, carnes e etc,demoram muito mais para estragar do que no ambiente.
Isso porque as reações químicas feitas pelos microorganismos decompositores
são retardadas pela temperatura baixa. Há uma regra que foi formulada no
século XIX pelo holandês Jacobus Henricus van't Hoff que diz que um aumento
de 10 graus célsius na temperatura do sistema que irá reagir duplica a
velocidade da reação. Hoje sabe-se que essa regra apresenta várias
exceções, mas ela é muitas vezes útil para se fazerem previsões aproximadas
do comportamento da velocidade de certas reações. Ela é conhecida como
Regra de Van't Hoff.
Superfície de contato: Se numa reação atuam reagentes em distintas
fases, o aumento da superfície de contato entre eles aumenta a velocidade
das reações. Considerando, por exemplo, uma reação entre uma substância
sólida e uma líquida, quanto mais reduzida a pó estiver a substância
sólida, maior é a superfície de contacto entre as partículas de ambas as
substâncias e portanto, maior é a possibilidade de essas partículas
colidirem umas com as outras.
Presença de um catalisador: Os catalisadores aumentam a velocidade de
uma reação química, mas não participam da formação dos produtos, sendo
completamente regenerados no final. Atuam ao promover rotas de reação com
menor energia de ativação. O catalisador acelera a reação, pois diminui a
energia de ativação das moléculas, mas não participa da reação, ou seja,
não ocorre nenhuma mudança nos elementos químicos da reação, e o
catalisador continua intacto.
Concentração dos reagentes: O aumento da concentração dos reagentes
promove o aumento do número de colisões entre as moléculas. Isso faz com
que a probabilidade de colisões efetivas acontecerem para a formação do
complexo ativado seja maior.
Pressão: Com o aumento da pressão, aumenta a probabilidade de
ocorrerem colisões efetivas. E, conseqüentemente, aumenta a velocidade da
reação. Notar que a pressão só influencia quando tiver pelo menos uma
substância gasosa como reagente, um aumento de pressão num sistema em
reação implica um contato maior entre os reagente, pois o volume do sistema
diminui, desse modo, haverá um numero maior de partículas reagentes por
unidade de volume ( a concentração aumenta), o que possibilita um maior
número de colisões entre as partículas. Consequentemente a velocidade da
reação se torna maior. O efeito da pressão é considerável apenas quando
substâncias na fase de agregação gasosa participam da reação.
7. Referências
ATKINS, P.; LORETTA, J. Princípios de Química
Data: 20/10/2009 – 14:22
http://www.marco.eng.br/cinetica/
Data: 20/10/2009 – 16:29
http://www.quimidrol.com.br/produtos/imgs/prd_140_espec.pdf
Data: 20/10/2009 – 10:47
http://www.casquimica.com.br/fispq/acidocloridrico.pdf
Data: 20/10/2009 – 11:00
http://www.qca.ibilce.unesp.br/prevencao/produtos/acido_oxalico.html
Data: 20/10/2009 – 17:58
http://www.qca.ibilce.unesp.br/prevencao/permanganato.html
Data: 20/10/2009 – 17:59
http://www.qca.ibilce.unesp.br/prevencao/produtos/tiossulfato_sodio.html
Data: 20/10/2009 – 18:00
http://74.125.113.132/search?q=cache:Xu_kfgyrXmUJ:www.fmaia.com.br/SA%252003
3.doc+tocixidade+Sulfato+de+mangan%C3%AAs&cd=9&hl=pt-BR&ct=clnk&gl=br
Data: 20/10/2009 – 18:04
http://www.casquimica.com.br/fispq/zinco.pdf
Data: 20/10/2009 – 18:12
