alfabetização cientifica

Centro de Pós-Graduação e Pesquisa – Faculdades Oswaldo Cruz
Curso: Lato Sensu em Química
Módulo: Termodinâmica e Cinética Química
Profa Maria Elizabeth Brotto

Cinética-Química - Complementos

Energia de Ativação e Entalpia de Ativação

A relação entre a energia de ativação e a variação de energia interna é dada pela Equação (1):

Ea = ΔU≠ + RT (1)

e, para uma reação química a relação entre a variação de energia interna e a variação de entalpia é dada pela Equação (2):

ΔU≠ = ΔH≠ - Δn≠RT (2)

Considerando-se a teoria do Estado de Transição em função do estado físico dos reagentes e do complexo ativado,

1. Para reações de líquidos e sólidos:

Da Equação (2) obtém-se:

ΔU≠ = ΔH≠ e, portanto a Equação (1) torna-se: Ea = ΔH≠ + RT

2. Para reações de gases ideais:

ΔH≠ = ΔU≠ + Δn≠RT,

isolando-se ΔU≠, Equação (2), e substituindo-se na equação da energia de ativação:

Ea = ΔH≠ - Δn≠RT + RT

Ea = ΔH≠ + (1 - Δn≠) RT (3)

2.1 Reações unimoleculares

Para um mol de reagente e para a formação de um mol do complexo ativado:

Δn≠ = 1 – 1 = 0 e, a Equação (3) conduz a: Ea = ΔH≠ + RT

2.2 Reações bimoleculares

Para dois mols de reagentes e para a formação de um mol de complexo ativado:

Δn≠ = 1 – 2 = - 1 e, a Equação (3) conduz a: Ea = ΔH≠ + 2RT

Entropia de Ativação

As equações de velocidade obtidas pelas teorias de Arrhenius e do Estado de Transição são, respectivamente, expressas pelas Equações (4) e (5):

k = A.e(-Ea/RT) (4)

k = (RT/Nh).exp(ΔS≠/R).exp(-ΔH≠/RT) (5)

1. Reação Gasosa Unimolecular

Ea = ΔH≠ + RT, portanto: ΔH≠ = Ea – RT, designada por Equação(6).

Igualando-se as equações (4) e (5), obtém-se a Equação (7):

A.e(-Ea/RT) = (RT/Nh) . exp(ΔS≠/R) . exp(-ΔH≠/RT)

A .exp(-Ea/RT) = (RT/Nh) . exp(ΔS≠/R) . exp(-ΔH≠/RT) (7)

A substituição da Equação (6)