Velocidade das reações

Em muitas reações, aumentar a temperatura em 10 °C aproximadamente dobra a velocidade. É por isso que os alimentos duram dias na geladeira, mas estragam sobre uma bancada quente.

Uma explosão termina em uma fração de segundo. A formação de ferrugem leva anos. A velocidade de uma reação indica quão depressa os reagentes são consumidos ou os produtos são formados, por exemplo, em mols por litro por segundo. Duas reações com a mesma equação podem ter velocidades muito diferentes conforme as condições. Boa parte da química, da culinária à medicina e à indústria, trata de controlar essa velocidade.

Teoria das colisões

A teoria das colisões explica a velocidade das reações com três ideias. Primeiro, as partículas precisam se encontrar: a velocidade depende da frequência com que as partículas dos reagentes colidem. Segundo, elas precisam se encontrar na orientação correta, com os átomos que formarão ligações voltados uns para os outros. Terceiro, a colisão precisa ter energia suficiente para atingir a energia de ativação. Só as colisões que cumprem as três condições formam produtos. No laboratório, observe a contagem de colisões nos últimos cinco segundos e quantas delas tiveram energia suficiente. Na maioria das colisões, as partículas apenas se afastam.

Cinco fatores que alteram a velocidade

O primeiro fator é a natureza dos reagentes. Pequenos pedaços de sódio e de ferro deixados ao ar se comportam de formas muito diferentes: o sódio reage por completo de um dia para o outro, enquanto o ferro quase não se altera. O cálcio reage com a água em ritmo moderado; o sódio, de forma quase explosiva. A superfície de contato importa quando um sólido reage com um líquido ou gás, pois a reação só acontece onde há contato. Toras grandes queimam lentamente, gravetos queimam depressa e serragem suspensa no ar pode queimar de forma explosiva. Ferro em pó libera bolhas em ácido diluído muito mais depressa que um prego de ferro.

A temperatura é o terceiro fator. Partículas mais quentes se movem mais depressa, colidem com mais frequência e uma parcela muito maior das colisões tem energia suficiente para reagir. Em muitos processos, a velocidade aproximadamente dobra a cada aumento de 10 °C. A concentração é o quarto fator: mais partículas no mesmo espaço significam mais colisões. O fósforo queima muito mais depressa em oxigênio puro do que no ar, que tem apenas cerca de 20% de oxigênio. O quinto fator é um catalisador, uma substância que acelera a reação sem ser consumida. O peróxido de hidrogênio se decompõe muito lentamente no frasco, mas, ao ser despejado em um corte, forma espuma de imediato, pois substâncias do tecido atuam como catalisadores.

Quantificando o efeito da temperatura

O químico sueco Svante Arrhenius descreveu como a constante de velocidade k depende da temperatura: k = A·e^(−Eₐ/RT), em que R vale 8.314 J por mol por kelvin e T é a temperatura em kelvins. O termo exponencial representa a fração de colisões com energia suficiente e aumenta rapidamente com a temperatura. Para uma reação com energia de ativação de 50 kJ por mol, passar de 25 °C para 35 °C multiplica a velocidade por cerca de 1.92, próximo da regra do dobro. Resfriar a mesma reação até 0 °C reduz a velocidade a cerca de 0.16 do valor a 25 °C. A última linha do painel do laboratório faz esse cálculo para a temperatura que você escolher.

O modelo de partículas do laboratório usa uma barreira de energia reduzida para que as reações apareçam em segundos, em vez de nunca acontecerem. A ideia é mostrar o padrão: maior rapidez, mais partículas e uma barreira menor deixam a linha verde mais inclinada. Observe também que a linha azul fica menos inclinada com o tempo. À medida que os reagentes são consumidos, há menos partículas A disponíveis para colidir. Assim, a reação desacelera por si só, mesmo com temperatura fixa.