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Biblioteca de Química
Curso: Biblioteca de Química > Unidade 17
Lição 3: Equação de Arrhenius e mecanismos de reação- Teoria da colisão
- A equação de Arrhenius
- Formas da equação de Arrhenius
- Como usar a equação de Arrhenius
- Teoria de colisão e a distribuição de Maxwell-Boltzmann
- Leis da velocidade para reações elementares
- Mecanismos e a etapa determinante da velocidade
- Mecanismos de reação
- A aproximação pré-equilíbrio
- Perfis de energia de reação com várias etapas
- Catalisadores
- Tipos de catalisadores
- Tipos de catalisadores
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Teoria de colisão e a distribuição de Maxwell-Boltzmann
A teoria de colisão estabelece que, para que uma reação ocorra, as partículas reagentes devem colidir com energia cinética suficiente para superar a barreira energética de ativação. Uma distribuição de Maxwell-Boltzmann mostra a distribuição das energias de partícula em uma determinada temperatura e permite uma estimativa qualitativa da fração de partículas com energia suficiente para reagir a essa temperatura. Versão original criada por Jay.
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Transcrição de vídeo
RKA22JL - Alô, alô, moçada!
Tudo bem com vocês? Hoje, nós conversaremos
sobre a teoria da colisão, que pode estar relacionada às distribuições
de Maxwell-Boltzmann. A teoria da colisão diz que as partículas
devem colidir na orientação adequada e com energia cinética suficiente
para superar a barreira da energia de ativação. Então, vamos olhar para a reação
em que A reage com B e C para formar
AB mais C. Em um gráfico de energia, temos os reagentes
aqui no lado esquerdo, então, A, e temos a
molécula BC aqui. Então, essas duas partículas
devem colidir para que a reação ocorra, e devem colidir com energia suficiente
para superar a barreira da energia de ativação. Portanto, a energia de ativação
e um gráfico de energia é a diferença da energia entre esse pico aqui, que é o estado de transição,
e a energia dos reagentes. Portanto, essa energia aqui
é a nossa energia de ativação. A quantidade mínima de energia necessária
para que a reação ocorra. Então, se essas partículas colidirem
com energia suficiente, podemos simplesmente superar essa barreira
de energia de ativação, e as reações podem se transformar
em nossos dois produtos. Se nossas partículas reagentes não colidirem
umas nas outras com energia suficiente, elas simplesmente se trombam
uma na outra e nossa reação nunca ocorre. Nunca superamos essa barreira
de energia de ativação. Como analogia, vamos pensar em acertar
uma bola de golfe. Então, vamos imaginar
que temos uma colina e, no lado direito da colina,
em algum lugar, está o buraco. E, no lado esquerdo da colina,
temos a nossa bola de golfe. Então, sabemos que precisamos acertar
essa bola de golfe com força satisfatória para dar energia cinética suficiente
para chegar ao topo da colina, rolar pela colina
e entrar no buraco. Então, podemos imaginar esta colina
como sendo uma colina de energia potencial, e esta bola de golfe precisa ter
energia cinética suficiente para se transformar em energia potencial
e ideal para subir a colina. Se não acertarmos nossa bola de golfe
com força necessária, pode não haver energia suficiente
para essa bolinha conseguir subir a colina. Então, se batermos suavemente, ela pode até
rolar até a metade da colina e, depois, descer. A energia cinética
é igual à metade de MV ao quadrado, assim, M seria a massa da bola de golfe
e, V, seria a velocidade. Temos que acertar a bolinha de golfe
com a força necessária até que ela atinja uma velocidade alta
que produza uma energia cinética grande o suficiente
para que ela consiga subir a colina toda. Agora, vamos aplicar a teoria da colisão
para uma distribuição de Maxwell-Boltzmann. Normalmente, essa distribuição
tem partículas fracionárias, ou números relativos de partículas no eixo y,
e velocidade da partícula no eixo x. Essa distribuição nos mostra
a gama de velocidades disponíveis para as partículas
de uma amostra de gás. Então, digamos que temos um esquema
de partículas aqui em determinada temperatura t. Essas partículas não estão viajando
na mesma velocidade. Há uma variedade de velocidades
disponíveis para elas. Uma partícula pode estar
viajando muito devagar. Vamos fazer uma
setinha curta bem aqui. Outras partículas podem viajar
um pouco mais rápido. Vamos desenhar a seta mais longa
para indicar uma velocidade mais rápida e, talvez, uma partícula esteja viajando
mais rápido ainda. Desenhamos uma seta mais longa ainda
para essa partícula aqui. Podemos pensar sobre a área sob a curva
para uma distribuição de Maxwell-Boltzmann representando todas as partículas
presentes em nossa amostra. Então, tivemos essa partícula aqui
se movendo muito lentamente e, se olharmos para a nossa curva e pensarmos sobre
a área onde essa curva está a uma velocidade baixa, esta área é menor
do que as outras partes da curva. Esta partícula aqui está se movendo
muito lentamente. Olhando a curva,
vemos uma grande área aqui e essas partículas estão viajando
em uma velocidade mais alta. Então, talvez, essas três partículas aqui representem
as partículas se movendo em alta velocidade. Então, finalmente,
temos essa partícula aqui, que está viajando muito mais rápido
quando comparada às outras. Sabemos da teoria da colisão, em que as partículas
têm que ter energia cinética suficiente para superar a energia de ativação
para que a reação ocorra. Portanto, podemos traçar uma linha que representa a
energia de ativação em uma distribuição Maxwell-Boltzmann. E, em vez da
velocidade das partículas, você pode pensar sobre o eixo x
como sendo a energia cinética. Portanto, quanto mais rápido uma partícula viaja,
maior é a sua energia cinética. A área sob a curva à direita desta linha
representa todas as partículas que têm energia cinética suficiente
para que essa reação aconteça. Agora, pensemos sobre o que aconteceria com as
partículas se nós aumentássemos a temperatura. Se fizermos isso,
a distribuição se altera. O que acontece é que o pico diminui
e nossa curva de distribuição fica mais ampla. Então, ainda temos
algumas partículas viajando em velocidades
relativamente baixas, certo? Talvez, isso seja representado
por essa partícula aqui e, a seguir, nós queremos fazer
essas partículas viajarem mais rápido. Vou desenhar essas setas um pouco mais longas
e observe o que acontece à direita. Note como a área aqui é maior
do que no exemplo anterior. Provavelmente, agora, essas duas partículas
estão muito mais rápidas. Eu vou desenhar setinhas aqui
para simbolizar essa alteração. Agora, essas partículas
têm energia cinética suficiente para superar a energia de ativação
da nossa reação. Portanto, concluímos
que quando aumentamos a temperatura, nós aumentamos também
o número de partículas que conseguirão ter energia cinética
alta o suficiente para superar a energia de ativação. Repare bem: o número
de partículas não mudou. Tudo o que fizemos foi aumentar
a temperatura do sistema. A área sob a curva
permanece a mesma. Assim, o aumento da temperatura
aumenta a taxa de reação. Por hoje é só. Bons estudos
e até a próxima!