CINÉTICA_AVALIAÇÃO1

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO PIAUÍ 
CINÉTICA QUÍMICA 
1ª Avaliação
1. Explique a diferença entre velocidade média e velocidade instantânea, para uma reação
química, utilizando um exemplo.
A velocidade média de reação (Vm) corresponde à razão entre a variação na concentração de um
reagente ou produto, e o intervalo de tempo. Já a velocidade instantânea (v) corresponde a derivada
da concentração com relação ao tempo.
➔ Tem-se como exemplo essa reação de decomposição: H2O2(aq) → H2O (l) + ½ O2(g)
Tempo/s [H2O2 ] (mol/L)
0 0,8
10 0,5
20 0,3
30 0,2
Velocidade média de reação (Vm)
Velocidade instantânea (v)
2. Qual é a unidade de velocidade de reação?
 velocidade de reação = ∙ 𝑈𝑛𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙 𝐿 −1 ∙ 𝑠 −1
3. Na reação de oxidação da amônia (4NH3 + 5O2 ⇌4NO + 6H2O) a uma dada temperatura, a
velocidade de consumo da NH3 é –0,20 mol L–1s–1, em um dado instante. Encontre:
(a) a velocidade de consumo do O2; 
(b) a velocidade de formação do NO; 
(c) a velocidade de formação da H2O;
(d) a velocidade da reação.
A velocidade única da reação é definida como sendo um número positivo. Foi calculado com base
nas velocidades de consumo dos reagentes e de formação dos produtos, bem como na
estequiometria da reação, de acordo com a expressão abaixo.
4 - Cite os fatores que afetam a velocidade de uma reação química e explique de que forma
cada um deles afeta a velocidade de reação.
São quatro fatores: 1. O estado físico das substâncias reagentes: Reações que ocorrem
inteiramente no estado gasoso, ou no estado líquido, são chamadas reações homogêneas. Reações
que ocorrem na interface entre um gás e um sólido, ou entre um líquido e um sólido, são chamadas
heterogêneas e dependem da área superficial do sólido. Quanto mais pulverizado o sólido, maior a
área superficial. Consequentemente, maior a velocidade de reação.
2. As concentrações das substâncias reagentes: A velocidade de cada reação química depende de
uma forma bastante particular. Em geral, aumentando-se a concentração de um reagente,
aumentasse a velocidade da reação. Entretanto, nem todos os reagentes contribuem para a
velocidade de reação. Algumas reações não apresentam qualquer dependência com as
concentrações dos reagentes.
3. A temperatura do meio reacional: Um aumento de temperatura provoca um aumento nas
energias cinéticas de movimento das moléculas. Em consequência, as velocidades de reação
aumentam. Essa é a razão para manter os alimentos sob refrigeração, para retardar as reações que
levam à decomposição.
4. O uso de catalisadores: As reações químicas são aceleradas pela adição de pequenas
quantidades de substâncias denominadas catalisadores. Essas substâncias não atuam como
reagentes, sendo regeneradas à sua forma original ao final da reação.
5 - O que é uma lei de velocidade. Dê exemplos.
As leis de velocidade de reação, expressas matematicamente como a velocidade instantânea de
reação, variam com as concentrações de reagentes e produtos. Desse modo, as velocidades iniciais
de reação podem ser utilizadas para se determinar a lei de velocidade.
Suponha uma reação química genérica: A + B  Produtos
Experimento [A] / mol L–1 [B] / mol L–1 vi / mol L–1 s –1
1 0,10 0,10 0,00003
2 0,10 0,20 0,00003
3 0,20 0,20 0,00012
Com a formula da lei de velocidade (v=k[A]m[B]n), pode-se resolver o problema.
6 - Qual é a unidade da constante de velocidade para reação de ordem:
(a) zero.
 v=k[A]º=k → molar por segundo (M/s)
(b) um.
v=k[A]¹=k → um por segundo (1/s)
(c) dois.
v=k[A]²=k → um sobre molar/segundo (1/M.s)
7 - Uma lei de velocidade pode ser obtida a partir da estequiometria de uma reação global?
Em caso negativo, de que forma a lei de velocidade pode ser obtida? Dê um exemplo.
As leis de velocidade não podem ser deduzidas simplesmente a partir da estequiometria da reação
química global, devem ser obtidas experimentalmente. A tabela abaixo demonstra exemplos.
Reação química Leis de velocidade Leis de velocidade 
2N2 O5  4NO 2 + O 2 v=k[N2O5 ] Ordem um
H 2 + I 2  2HI v=k[H2 ][I2] Ordem dois
2HI  H 2 + I 2 v=k[HI]2 Ordem dois
2NO +O 2  2NO 2 v=k[NO]2 [O2 ] Ordem três
CH3 CHO  CH 4 + CO v=k[CH3 CHO]3/2 Ordem 3/2
H2 + Br 2  2HBr v=k1[H2][BR2]1/2
1+K2 [HBr]/[Br2]
Sem ordem definida 
8 - O que é ordem de reação? Dê exemplos de reações de ordem zero, um, dois e três.
A ordem de reação é a soma dos expoentes das concentrações nas leis de velocidade e pode ser
positiva, negativa, fracionária ou zero. Algumas leis de velocidade não têm ordem definida.
Considere uma reação genérica do tipo: Aa+ bB Cc +dD, não-reversível, em que a
velocidade da reação inversa é desprezível. Então, de acordo com a lei de velocidade temos que, o
m e n são a ordem da reação. E m + n = ordem da reação global.
9 - Todas as reações químicas têm ordem definida? Explique com um exemplo.
Não, isso pode ocorrer devido a maneira em que dois mecanismos parecido se processam. A
questão 7 traz exemplos do HI e HBr, estes são bastante parecidos, porém os respectivos
mecanismos se processam de maneira bastante diferentes.
10 - A Tabela abaixo apresenta as velocidades iniciais de reação, vi ,para cada valor de
concentração de NO e Cl2, para a reação: 2NO + Cl2 ⇌ 2NOCl . Determine: 
Experimento [NO]/mol [Cl2] vi / mol L–1 s
1 0,100 0,100 2,53
2 0,100 0,200 5,06
3 0,200 0,100 10,1
4 0,300 0,100 22,0
(a) a lei de velocidade para essa reação química;
v = k [NO]2 [Cl2]
Dessa forma, temos que a ordem de reação global é 3. E a ordem de reação dois, em relação ao
reagente NO é de primeira ordem com relação ao reagente Cl2
(b) a constante de velocidade da reação. 
11 - Uma reação química A  Produtos possui ordem zero. A concentração inicial de A é igual
a 0,80 mol L–1 e a constante de velocidade é k = 0,006 mol L–1s–1 a uma dada temperatura.
Calcule: 
(a)a meia-vida da reação; 
(b) a concentração de A, após 2 min de reação.
12 - Uma reação química A  Produtos possui ordem um. A concentração inicial de A é igual a
0,72 mol L–1 e a constante de velocidade é k = 0,0018 s–1a uma dada temperatura. Calcule: 
(a) a meia-vida da reação; 
(b) a concentração de A, após 5 min de reação.
13 - Uma reação química A  Produtos, possui ordem dois. A concentração inicial de A é
igual a 0,50 mol L–1e a constante de velocidade é k = 0,002 L mol–1s–1 a uma dada temperatura.
Calcule: 
(a)a meia-vida da reação;
(b) a concentração de A, após 15 min de reação.
14 - Uma reação química A P é reversível e possui ordem um. A concentração inicial de A é
igual a 0,78 mol L–1, a concentração de A no equilíbrio é igual a 0,32 mol L–1 e a soma das
constantes de velocidade é kd+ki = 0,0008 s–1 a uma dada temperatura. Calcule: 
(a) a meia-vida da reação; 
(b) a concentração de A, após 38 min de reação.
15 - Defina os seguintes termos, dando exemplos de cada um: 
(a) reação elementar.
Cada etapa de um mecanismo é uma reação elementar, ou seja, uma reação que se processa pela
colisão direta entre as moléculas dos reagentes e passa por apenas um estado de transição.
(b) mecanismo de reação.
O conjunto de todas as etapas necessárias para que a reação química ocorra.
(c) etapa determinante.
Cada etapa do mecanismo apresenta uma velocidade de reação diferente. Por exemplo, a primeira
etapa de um mecanismo é lenta, enquanto que a segunda é rápida. Dessa maneira, a etapa lenta de
um mecanismo de reação é denominada etapa determinante da velocidade de reação.
(d)intermediário de reação.
É uma espécie química, habitualmente de baixa estabilidade, que aparece e posteriormente
desaparece(consumido) no mecanismo de reação.
(e) lei da ação das massas.
Essa lei estabelece que a velocidade de uma reação elementar é proporcional ao produto das
concentrações das moléculas participantes.(f) molecularidade.
O número de moléculas que participam de uma reação elementar.
16 - Explique porque não se pode ter na prática reações com molecularidade maior que três.
A maioria das reações elementares é unimolecular ou bimolecular. As reações unimoleculares são
isomerizações ou decomposições de um reagente. As reações elementares trimoleculares são
bastante raras, devido ao fato de a colisão simultânea entre três moléculas ser um evento pouco
provável. Isso explica o fato de molecularidades maiores que 3 não serem observadas.
17. Com base no conceito de molecularidade de reação, explique porque a seguinte reação
química não poderia se processar em apenas uma única etapa elementar:
C3H8 + 5O2 ⇌3CO2 + 4H2O.
Na prática, podem existir reações unimoleculares (A→Produtos), biomoleculares (A+B→Produtos)
e trimoleculares (A+B+C→Produtos). No caso, a reação citada trata-se de uma trimolecular, estas
são bastante raras, a energia liberada durante a formação da ligação química transforma-se em
energia vibracional da molécula diatômica. A menos que um terceiro corpo, M (átomo ou molécula)
esteja presente para levar para si essa energia vibracional, a molécula acabará por se dissociar em
átomos.
18. Discuta de que forma o mecanismo de Lindemann explica as reações unimoleculares.
O mecanismo de Lindemann consiste em duas etapas, sendo elas: primeira etapa é um processo
reversível e a segunda etapa, irreversível. 
A + M →A* + M
 A* → Produtos 
No mecanismo de Lindemann, M é uma molécula qualquer que transfere parte de sua energia
cinética durante a colisão com a molécula reagente, A. Então, a molécula reagente torna-se uma
molécula energizada, ou seja, um estado de maior energia, representado por A*. Uma molécula
energizada pode liberar o excesso de energia de duas formas: isomerização ou decomposição.
Como exemplo temos reações elementares unimoleculares: 
cis-CHCl=CHCl → trans-CHCl=CHCl (isomerização) 
CH3CH2I → CH2=CH2 + HI (decomposição)
19. Discuta a aproximação da etapa determinante, dando um exemplo.
Para a reação: CO + NO2 → CO2 + NO, temos o seguinte mecanismo:
 i.NO2 + NO2 → NO3 + NO (lenta) 
ii. NO3 + CO → NO2 + CO2 (rápida)
Supondo que as duas etapas, lenta e rápida, têm constantes de velocidade k1 e k2, respectivamente.
Observe que a primeira etapa é lenta e a segunda é rápida, então dizemos que k1 deve ser muito
menor que k2. Dessa forma, como a segunda etapa é mais rápida que a primeira, a velocidade de
formação do CO2 deve ser igual à velocidade de formação do NO3. Com isso, a velocidade de
formação do NO3 na primeira etapa é dada pela lei da ação das massas, como sendo proporcional
ao produto [NO2][NO2]. Assim, a velocidade de formação do CO2, que é igual à velocidade da
reação, também será proporcional a esse produto, resultando na lei de velocidade v = k[NO2] 2 .
Neste caso, como k1<<k2, deve-se ter que k=k1.
20. Discuta a aproximação do estado estacionário, dando um exemplo.
Levando em consideração que, quando uma reação ocorrer mediante moléculas muito reativas, em
baixa concentração, essa concentração pode ser assumida constante. Ou seja, esta aproximação
consiste em se considerar a variação total na concentração do intermediário de reação como sendo
zero. Isto implica em assumir que a velocidade de formação do intermediário é igual a sua
velocidade de consumo no mecanismo. Exemplo de mecanismo para a reação gasosa: 
NO + Br2 → 2NOBr.
NO + Br2 → NOBr2 (rápida) 
NOBr2 + NO → 2NOBr (lenta)
A primeira etapa consiste em um equilíbrio rápido com uma constante de velocidade k1 para a
reação direta e uma constante de velocidade k–1 para a reação inversa. A segunda etapa consiste
em uma reação lenta e irreversível com constante de velocidade k2. O mecanismo apresenta um
intermediário: NOBr2.Pode-se utilizar a aproximação do estado estacionário para encontrar a
concentração do intermediário em função das concentrações de reagentes e/ou produtos. A
variação total na concentração do intermediário de reação é a soma das velocidades de formação
e consumo e é igual a zero. Dessa forma, obtêm-se k1[NO][Br2]=[NOBr2][NO]+k-1[NOBr2].
21. Considere a reação química: 2NO2Cl  2NO2 + Cl2. Determine a lei de velocidade dessa
reação, sabendo que ela ocorre pelo mecanismo abaixo, sendo a primeira etapa, a etapa
determinante.
22 - Considere a reação química: 2NO + Br2  2NOBr. Determine a lei de velocidade dessa
reação, sabendo que ela ocorre pelo mecanismo abaixo, sendo a segunda etapa a etapa
determinante. Utilize a aproximação do estado estacionário para o intermediário NOBr2.