Cinética química

Expressão matemática da velocidade da reação

Na cinética química, a velocidade da reação reflete quão rapidamente as substâncias iniciais (reagentes) são consumidas ou as substâncias finais (produtos) são acumuladas. Vamos analisar esse princípio no exemplo clássico da síntese do iodeto de hidrogênio, onde uma molécula de hidrogênio interage com uma molécula de iodo: $H_2 + I_2 = 2HI$.

Matematicamente, este processo é descrito através da razão entre a variação da concentração ($\Delta c$) e um determinado intervalo de tempo ($\Delta t$). Como os reagentes são consumidos continuamente durante o processo, sua concentração diminui. Para que o valor final da velocidade permaneça positivo, um sinal de menos é colocado obrigatoriamente antes da fração para os reagentes nas fórmulas:

• Para o hidrogênio ($H_2$): $v_1 = - \frac{\Delta c(H_2)}{\Delta t}$
• Para o iodo ($I_2$): $v_2 = - \frac{\Delta c(I_2)}{\Delta t}$

Para o produto da reação (iodeto de hidrogênio), a situação é inversa: sua concentração apenas aumenta com o tempo. Portanto, o sinal de menos não é necessário aqui, e a fórmula assume a forma: $v_3 = \frac{\Delta c(HI)}{\Delta t}$. Assim, a dinâmica do sistema pode ser monitorada através de qualquer um de seus participantes.

A natureza das colisões moleculares

Imaginemos um processo químico ocorrendo em uma mistura gasosa ou líquida. Nestes estados de agregação, as partículas encontram-se em movimento caótico contínuo, o que resulta em um número colossal de contatos mútuos. Para compreender a escala: no ar comum, cada molécula individual sofre cerca de 400 milhões de colisões em apenas um segundo.

Se absolutamente cada uma dessas colisões levasse inevitavelmente a uma transformação química, quaisquer reações seriam concluídas praticamente de imediato. No entanto, na prática laboratorial e natural real, observamos um quadro completamente diferente: a maioria dos processos químicos ocorre a uma velocidade mensurável, frequentemente muito lenta. A principal razão para esse fenômeno reside no fato de que a grande maioria das colisões que ocorrem são ineficientes — as partículas simplesmente se repelem, e isso não leva a uma transformação química.

A energética da colisão efetiva

Para que a colisão entre moléculas seja bem-sucedida e resulte em uma reação, uma condição rigorosísima deve ser satisfeita. As partículas em colisão devem possuir uma reserva suficiente de energia cinética ($E_{cin} = \frac{m \cdot v^2}{2}$, onde a massa e a velocidade são levadas em conta).

O processo de transformação em si, durante uma colisão efetiva, ocorre de acordo com o seguinte algoritmo:

1. No momento do contato físico, ocorre uma forte deformação das eletrosferas das partículas.
2. Durante esse processo de deformação, a energia cinética do movimento translacional é transformada em energia potencial do sistema.
3. Se o acréscimo final de energia potencial for suficientemente grande, uma profunda reorganização interna é desencadeada.

Como resultado, toda a estrutura eletrônica é alterada: as antigas ligações químicas que mantinham os átomos nos reagentes iniciais são irremediavelmente rompidas. Logo em seguida, novas ligações são formadas, constituindo as moléculas dos produtos da reação.

O que mais estudar sobre o tema

• Uma análise aprofundada dos fatores que influenciam a velocidade da reação (temperatura, pressão, concentração).
• O papel dos catalisadores na alteração da energia necessária para uma colisão bem-sucedida.
• Os mecanismos de ruptura gradual e formação síncrona de novas ligações químicas.
• A relação entre a energia cinética das partículas e a temperatura da mistura reacional.
• A teoria das colisões ativas e o cálculo da proporção de colisões efetivas.

Outros tópicos da seção «Capítulo 6. Regularidades das reações químicas»

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