CAP 8 - CINETICA QUIMICA (2)

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CURSO DE PREPARAÇÃO PARA EXAMES DE ADMISSÃO
Aula 1 Cap. 8 – Química II
Cinética química
Aula ministrada por Manja (Coach)
Integrando o conhecimento para o Sucesso
Conteúdos
 Introdução 
 Conceitos fundamentais;
 Teoria das Colisões;
 Factores que influenciam a velocidade das reações químicas;
 Velocidade media da reação;
 Lei cinética das velocidade da reação;
 Exercícios de consolidação ;
Introdução
• É Comum verificamos em nosso dia-a-dia que há reações químicas mais lentas e outras 
mais rápidas por exemplo: 
 A ferrugem leva anos para corroer um objeto de ferro.
 A explosão certos materiais ocorre numa fração de segundo.
 Algumas reações da digestão de alimentos são lentas outras são rápidas
 Podemos acelerar ou retardar a putrefação da comida NaCl
 Escurecimento de peras ou maçãs acrescentando suco de laranja já que a Vit.c (ácido ascórbico) tem+ afinidade com O2
 A panela de pressão, acelera o cozimento dos alimentos
 Bebidas ou Bolos podem serem feitos muito rápidos ou de forma lenta dependendo dos 
meios e objetivo do fabricante
Enfim, um dos objetivos da Química é o de controlar a velocidade das reações químicas, de 
modo que sejam rápidas o suficiente para proporcionar o melhor aproveitamento do ponto 
de vista prático e econômico
CINÉTICA QUÍMICA
Estuda a velocidade das reações bem como os factores que influenciam tais 
reações.
Teoria cinética das colisões:
Vem para explicar como são quebradas as moléculas dos reagentes e são formadas as 
moléculas dos produtos de uma reação, assim para que ocorra uma reação 
é necessário que se verifique as seguintes condições: 
1. Presença de reagentes;
2. Energia de activação;
3. Colisão ou choque eficaz;
NB: Ler mais sobre a teoria das colisões no livro que usamos nete
centro de preparação 
Questões de controle 
1. Para que ocorra uma colisão efectiva é necessário que haja: 
a) Energia de activação e complexo activado ;
b) Energia suficiente e Orientação adequada; 
c) Energia suficiente e energia de activação menor ;
d) Energia suficiente e energia de activação maior ;
e) Energia suficiente e catalisador;
2. Indique a afirmação que falsa sobre a teoria cinética das colisões 
a) As substancias devem colidir para que possam reagir;
b) Os reagentes devem possuir energia suficiente, para durante a colisão, quebrar 
ligações umas as outras;
c) A eficácia das colisões não dependem da orientação das partículas ;
d) Nem sempre os reagentes, colidem de maneira eficaz; 
Factores que influenciam a velocidade das reações químicas 
1. Superfície de contacto 
Lenha finamente dividida, queima mais fácil que um tronco, salfino dissolve facilmente que o grosso 
 Esse factor só vai afectar as reações onde há pelo menos um solido, ao aumentar a superfície de contacto 
aumentará a ocorrência de choques e consequentemente a velocidade da reação. 
2. Temperatura 
Ao aumentar a temperatura aumenta a energia cinética das partículas e probabilidade da ocorrência das 
colisões, o que resulta no aumento da velocidade das reações.
Ex. deterioração dos alimentos 
3. Concentração ( é a disperção das partículas do soluto numa dada qtd de solução) 
𝑪𝑴 =
𝒏
𝑽
 𝑪𝑴 → ̴
𝟏
𝑽
Nb. Só se fala de concentração quando se fala de soluções aquosas ou gasosas.
Factores que influenciam a velocidade das reações químicas 
3. Concentração ( cont..)
• Ao aumentar a [ ] dos reagentes, aumetar-se-a o n o de partículas por unidade de volume e a 
probabilidade de ocorrência de choques, que por consequência aumentará a velocidade da reação. 
𝑪𝑴 → ̴
𝟏
𝑽
4. Pressão e/ou Volume 
Ao aumentar a pressão dum sistema, diminue o volume e aumenta a [ ] e como consequência 
aumenta a velocidade da reação.
Lembrando da equação de equação  P = 
𝒏
𝑽
X RT  P = 𝑪𝑴 X RTPV = nRT
Factores que influenciam a velocidade das reações químicas 
5. Catalisador e inibidor 
Catálise é o aumento de velocidade da reação, provocado pelo catalisador.
Catalisador é a substância que aumenta a velocidade de uma reação, sem ser consumida 
durante o processo.
O catalizador e o inibidor são sub. que não são consumidas durante uma reação química e por 
isso são recuperadas no fim do processo reativo; 
Em qualquer reação, a função do catalisador sempre é criar para a reação um novo caminho 
com energia de ativação menor. 
TPC: Outras funções (3) do catalizador
Influencia de um catalisador 
Por meio do gráfico ao lado podemos tirar 
algumas conclusões importantes:
• o catalisador nunca muda o ∆H da reação;
• o catalisador age tanto na reaçã direta como 
na reação inversa;
• o catalisador não altera o rendimento da 
reação (quantidade de produto formado), 
apenas permite obteros produtos mais 
rapidamente.
• Diminue a energia de ativação menor
Considere a equação da reação 
N2(g) + H2(g)  2NH3 (g) 
Indique as condições que aumentam a velocidade da reação química descrita 
a) Aumento do volume do reator b) Introdução do catalisador c) aumento da superfície de contacto.
Exercício Fii - 4: 24, 27 e 28
Velocidade média de uma reação (𝐕𝐦,𝐫)
Quantidade de reagente que desaparece ou a quantidade de produto que se forma, por unidade de 
tempo.
Ex. A  B
𝐕𝐦,𝐫 =
∆𝐐𝐭𝐝 𝐜𝐨𝐧𝐬𝐮𝐦𝐢𝐝𝐚 𝐨𝐮 𝐩𝐫𝐨𝐝𝐮𝐳𝐢𝐝𝐚
∆𝐭𝐞𝐦𝐩𝐨
Onde: 𝐕𝐦,𝐫 = Velocidade média duma reação
𝐐𝐭𝐝 = Geralmente expressa em mol/l, podendo ser em 
massa, Volume, 𝑪𝑴, etc.
A Qtde expressa em 𝑪𝑴 (mol/l) = [ ]. E é exclusivamente para gases e soluções
Ex. [𝑪𝒍𝟐] = lê-se concertação molar de cloro molecular
Nota: Se o valor da 𝐕𝐦,𝐫 for +, então será de formação, se for negativo então será de consumo 
Velocidade média de uma reação (𝑽𝒎,𝒓)
Quantidade de reagente que desaparece ou a quantidade de produto que se 
forma, por unidade de tempo.
Ex. A  B
𝐕𝐦,𝐫=
∆[ 𝐀]
∆𝐭𝐞𝐦𝐩𝐨
OU 𝐕𝐦,𝐫 =
𝐕𝐦,𝒑
𝐧 𝐗 ∆𝐭𝐞𝐦𝐩𝐨
Obs. Importantes sobre o calculo da 𝐕𝐦,𝐫
 A 𝐕𝐦,𝐫 é calculada com base em qualquer componente do sistema, para o 
mesmo intervalo de tempo.
Conhecendo a velocidade média de um dos componentes da reação pode-se 
calcular em termos estequiométricos a velocidade de outros componetes.
Ex. Na reação de formação da agua a partir de H2 e O2, registou-se que a 
velocidade de consumo de O2 foi 4moles/mint.
Dados e Pedidos:
𝐕𝐦,𝑂2 = 4mol/mint. H2 + O2  H2O
𝐕𝐦,𝐻2 =?
Exercícios
1) 2𝐻𝐵𝑟 𝐻2 + 𝐵𝑟2
a) Calcule a velocidade média da reação em relação ao HBR no intervalo de 0 a 05 minutos.
𝐕𝐦,𝐫 =
∆ [ 𝐀]
∆𝐭𝐞𝐦𝐩𝐨
b) Calcule a 𝐕𝐦,𝐫 no reação na intervalo de 0-10min
2) 2 NO + H2  N2O + H2O 
 A 𝐕𝐦, NO num dado tempo ee 0,6M/s, Calcule:
a) A 𝐕𝐦,𝐫
b) A velocidade média da formação da agua em M/s
3) Numa experiencia envolvendo o processo N2 + 3H2  2NH3, a 𝐕𝐦,𝐫 foi igual a 4M/s. Qual foi a velocidade de 
consumo de hidrogénio 
a) 2M/s c) 6M/s d) 8M/s e) 12M/s
b) 4M/s
Nb: evitar usar cálculos estequiométricos se o pedido for para calcular a velocidade media da reação. 
quantidade Mol de HBr 0,2 0,175 0,070 0,040
Tempo min 0 5 10 15
Exercícios
4) A variação da concertação de X em função do tempo é 
A velocidade média da reação no intervalo 4 a 6minutos é? 
a) 2,1 b) 1,5 c) 0,5 d) 1 e) 1,33
5) 2H2O2  2H20 + O2, em 2min, observa-se que perde-se 3,4g de H2O2, Qual 
ee a velocidade meedia da reação em relação ao gas oxigénio em M/min? 
primeiro passo: 2min – 3,4g 2H2O2 H20 + O2
1min – xg  x= 1,7g/min de H2O2 2x34g -----------------1mol de o2
1,7g ------------------- xmol de O2 𝑿 =
𝟏𝟕𝒈 𝒙 𝟏𝒙𝟏𝟎−𝟏
𝟐 𝒙 𝟑𝟒
x = 0,025M/min
X mol/l.s-10 12 15 20
T (s) 0 240 360 600
Velocidade média de uma reação (𝑽𝒎,𝒓)
Outros exemplos 𝑬𝒙𝟏 R  P 
𝐕𝐦,𝐫 =
∆[𝑷]
∆𝒕
𝑬𝒙𝟐 2A + 3B  C + 4D Sabendo que a velocidade do participante 
2A = 6M/s e 4D = 12M/s , a velocidade média da recção pode ser calculada da seguinte maneira :
𝐕𝐦,𝐫 =
𝐕𝐦,𝒑
𝐧
onde: 𝐕𝐦,𝒑 = Velocidade média da reação em relação ao participante
n = Coeficiente estequiométrico
𝐕𝐦,𝐫 =
𝟔
𝟐
 𝐕𝐦,𝐫 = 𝟑M/s
𝐕𝐦,𝐫 =
𝟏𝟐
𝟒
 𝐕𝐦,𝐫 = 𝟑M/s
Análise gráfica das reações ( cinética química) 
Quantidade de reagente que desaparece ou a quantidade de produto que se 
forma, por unidade de tempo.
Ex. A  B
P
𝐕𝐦,𝐫 =
∆ [ 𝐀]
∆𝐭𝐞𝐦𝐩𝐨
Exemploa relacionados com gráficos e algumas tabelas 
1) Dado o gráfico da equação de decomposição do peróxido de Hidrogênio: H2O2  H2O + ½ O2 
2)
Qual será a velocidade media da decomposição da agua 
oxigenada nos intervalos I, ii, iii?
Inicio 2 O
Tempo 1 1
Tempo 2 1
Tempo 3 O
N2(g) + 3H2(g)  2NH3 (g)
[N2] [ H2 ] [ NH3 ]
a) Quantos moles de N2, H2 consumidas no tempo 1,2,3 .
b) Calcule também a quantidade de amónia formado no tempo 1,2 e 3.
𝑳𝒆𝒊 𝑪𝒊𝒏𝒆𝒕𝒊𝒄𝒂 ou lei da acção das massas ou de Guldberg- Waage
• Um dos factores que interfere na velocidade duma reação química é a [ ] dos reagentes, 
assim a relação entre a velocidade duma reação e a [ ] dos reagentes é dada por uma 
expressão matemática denominada lei cinética:
“ a uma dada temperatura a velocidade duma reação é directamente 
proporcional ao produto das concertações dos reagentes “
Considere a seguinte equação hipotética :
aA(g) + bB (g)  cC(g) + Dd(g)
𝑉 = 𝐾 𝑥 [𝐴]𝑎 X [𝐵]𝑏 Nb: para gases e soluções aquosas.
𝑉 = 𝐾 𝑥 𝑃𝑎𝑎 X 𝑃𝑏𝑏 Só para gases!!!
Nb. A constante K soo varia pela mudança da temperatura.
Na expressão da lei da velocidade V = VELOCIDADE DA REACÃO 
K = CONSTANTE ESPECIFICA DA VELOCIDADE 
P = PRESSÃO DOS GASES 
𝑳𝒆𝒊 𝑪𝒊𝒏𝒆𝒕𝒊𝒄𝒂
aA(g) + bB (g)  cC(g) + Dd(g)
𝑉 = 𝐾 𝑥 [𝐴]𝑎 X [𝐵]𝑏
a e b são ordens parciais em relação aos reagentes A e B respetivamente.
As ordens parciais podem tomarem quaisquer valores +,- ou zero e são determinadas experimentalmente. 
a+ b = ordem total da reação 
SE: a+ b = 1 a reação é de primeira ordem. 
a + b = 2 a reação é de segunda ordem.
a + b = 3 a reação é de terceira ordem, assim por diante.
Para reações elementares ( que se processam numa única etapa) X e Y, coscidem com os coeficientes 
estequiométricos: 
Exemplo: 2C(g) + O2 (g)  2CO2 (g) 
𝑉 = 𝐾 𝑥 [𝐶]2 X [O2]1
Comentários: A equação é de ordem 3 , Pq 2 + 1 = 3
Para reagentes gasosos e soluções aquosas as ordens parciais são determinadas 
experimentalmente, salvo se não existirem dados experimentais. 
𝑳𝒆𝒊 𝑪𝒊𝒏𝒆𝒕𝒊𝒄𝒂
A 2(g) + 3B2 (g)  2AB2 (g) 
A expressão da lei da velocidade da equação é: 𝑉 = 𝐾 𝑥 [A 2]1 X [B2]3
A ordem é: 4 Pq 1+3 = 4 
Molecularidade é a soma de número de moles dos reagentes independentemente dos 
estados físicos, por conscidência a molecularidade da equação também é 4 .
Ex: duplicando-se as [ ] de A e B e permanecendo todas as demais condições constantes a 
velocidade da reação será: 
𝑉 = 𝐾 𝑥 [A 2]1 X [B2]1 -> 𝑉2= 2
1 X 23 assim a 𝑉2 = 16
R: A velocidade da reação aumentará em 16x
Ex2: A reação genérica A +2 B  Produtos. Sua constante de velocidade vale 0,3 M/min. Qual 
a velocidade da reação em M/min quando as concentrações de A e B forem, respectivamente, 2,0 e 3,0 mol/L?
𝑳𝒆𝒊 𝑪𝒊𝒏𝒆𝒕𝒊𝒄𝒂
• Dada reação 2A + 2B  3C + D, a 𝑉1= 𝑘. [A]
2 X [𝐵]2 se aumentarmos
• Se multiplicarmos a velocidade de A por 4 e subtrairmos a velocidade de B em 
4x, teremos: 𝑉1= 𝑘. [A]
2 X [𝐵]2
𝑉2= 𝑘. (4)
2
X (
1
4
)2  𝑉2= 16 𝑥
1
16
 𝑉2= 1 
𝑳𝒆𝒊 Cinética – reações que decorrem em etapas
Para reações não elementares onde X + Y coscidem com os coeficientes estequiométricos da etapa mais lenta, a 
etapa determinante da reação química. 
Exemplo: 2NO(g) + 2H2  N2( g) + H2O2( g) ; decorre segundo o mecanismo
1𝑎 etapa (lenta) 2NO(g) + 2H2  N2( g) + H2O2( g) 
2𝑎 etapa ( rápida) 2NO(g) + 2H2  N2( g) + H2O2( g) 
𝑉1= 𝑘. [No]
2 X [𝐻2]2
Nb: as ordens parciais de sólidos e líquidos puros são sempre nulas uma vez que suas concertações permanecem constantes durante as reações químicas :
𝐴(𝑆) + 𝐵(𝑔)  C
𝑉1= 𝑘. [A]
0 X [𝐵]1  𝑉1= 𝑘. [𝐵]
1
𝑳𝒆𝒊 𝑪𝒊𝒏𝒆𝒕𝒊𝒄𝒂 – envolvendo experiências 
Segundo os dados experimentais ao lado determine:
a) A expressão da lei da velocidade.
b) A constante da velocidade 
c) A velocidade da reação quando cada reagente possuir [ ] 0,5M
Experiência [H2] [NO] M/s
1 0,1 0,1 0,1
2 0,2 0,1 0,2
3 0,1 0,2 0,4
4 0,3 0,1 0,3
5 0 0,3 0,9
V = [𝐻2 ]𝑂𝑟𝑑
• O trabalho do professor é transmitir conhecimentos e a do aluno é 
por em prática.
Próxima aula 
 Resolução 𝒅𝒂 𝒇𝒐𝒍𝒉𝒂 𝒅𝒆 𝒆𝒙𝒆𝒓𝒄𝒊𝒄𝒊𝒐𝒔;
• Aula 1 👉🏾 https://youtu.be/fwxlnnOxoEE
• Aula 2 👉🏾 https://youtu.be/QJQ2v1t0C48
•
• Aula 3👉🏾 https://youtu.be/BPCGXNwjTwo
• LINKS DAS AULAS DO CAPITULO.
https://youtu.be/fwxlnnOxoEE
https://youtu.be/QJQ2v1t0C48
https://youtu.be/BPCGXNwjTwo
Sucesso é o acúmulo de pequenos esforços repetidos dia e noite
e vale entender que você não se afoga por cair na água, mas por lá ficar, por 
isso nuca tenha medo de errar, o mal é prevalecer no mesmo erro enquanto 
temos muita coisa nova que podemos errar. 
FIM DO CAPITULO 8