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Licenciatura em ciências · USP/ Univesp
9.1 Introdução
13.2 Velocidade de reações 
9.3 Teorias da colisão e do estado de transição
9.4 Fatores que alteram a velocidade da reação
9.4.1 Estado de agregação dos reagentes
9.4.2 Concentração dos reagentes
9.4.2.1 Lei de Guldberg Waage (Lei da ação das massas)
9.4.3 Pressão
9.4.4 Temperatura
9.4.5 Catalisadores
Referências
Guilherme A. Marson
Érika Reyes
CINÉTICA DAS 
REAÇÕES QUÍMICAS9 Química
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Química
Licenciatura em Ciências · USP/Univesp · Módulo 2
9.1 Introdução
Nas transformações da matéria podemos identificar dois fatores fundamentais: tempo e 
energia. As variações de energia determinam se um processo ocorre ou não em dadas condições 
de pressão e temperatura. O tempo determina com que velocidade o processo ocorre. No caso, 
interessa-nos especificamente a variação da composição do sistema em função do tempo. 
Como o tempo é um fator decisivo em todas as questões humanas, é fundamental entender 
e controlar a velocidade com que as transformações químicas ocorrem. Este é o campo de 
estudo da cinética química, que se dedica a descrever o comportamento da velocidade das 
reações, explicá-lo por meio de modelos microscópicos e controlá-lo. 
Algumas variáveis, como temperatura, pressão, concentração dos reagentes, superfície de contato 
e presença de catalisadores ou inibidores, alteram a frequência das colisões entre os reagentes de uma 
reação química, aumentando ou diminuindo a velocidade com que ela ocorre. Portanto, reações 
diferentes, em condições diferentes, ocorrem em velocidades distintas. Um exemplo clássico são as 
reações de combustão de combustíveis fósseis como o metano (CH
4
), cujas velocidades precisam 
ser controladas para que possam ser aproveitadas sem explodir os motores a combustão. Por outro 
lado, há processos lentos que queremos acelerar, como a degradação de gases poluentes liberados 
do escape de veículos automotores. O catalisador no escapamento de um carro realiza seu trabalho 
em alguns décimos de segundo. 
Desse modo, a cinética química é o estudo da velocidade de uma reação química e dos seus 
determinantes, o que, como veremos, nos permite estabelecer modelos sobre o caminho pelo 
qual ocorrem as reações químicas, denominadas mecanismos de reação. 
Os fatores energéticos que indicam a possibilidade de ocorrência de uma reação são estudados 
na termodinâmica a partir de parâmetros como a energia de Gibbs, a entalpia e a entropia. 
Na cinética, interessa-nos a velocidade. É a análise conjunta desses dois aspectos da reação que 
nos permite explicar por que, num sistema reacional em que vários produtos são possíveis, apenas 
um é formado ou são formados mais produtos, mas seguindo certas proporções. 
Na Tabela 9.1, podemos observar que nem sempre as reações favoráveis termodinamica-
mente (ΔG0 negativo) são rápidas.
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9 Cinética das Reações Químicas
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Tabela 9.1: Valores de ΔG0 e indicação da velocidade para algumas reações químicas.
Reação ΔG0, kJ/mol Velocidade
2HNO3(aq) + Ca(OH)2(s) → Ca(NO3)2(aq) + 2H2O(l) −128 Rápida
C(diamante) + O2(g) → CO2(g) −397 Lenta
C(diamante) + O2(g) → CO2(g) −394 Rápida
13.2 Velocidade de reações 
Em uma reação química, as concentrações dos reagentes diminuem ao longo do tempo 
enquanto as concentrações dos produtos aumentam. Isso ocorre porque os reagentes são 
consumidos e os produtos são formados (Figura 9.1). Dessa forma, pode-se definir a velo-
cidade de uma reação como sendo a alteração da concentração de um reagente ou de um 
produto num dado intervalo de tempo, o que pode ser determinado pela mudança de cor ou 
de outra propriedade (física ou química) dessas substâncias no decorrer da reação. Geralmente, 
a velocidade de uma reação é expressa em unidades de mols por litro por unidade de tempo 
e, se nós determinarmos a equação química correspondente, a sua velocidade pode ser calcu-
lada seguindo as mudanças na concentração de qualquer reagente ou produto.
Para obter a velocidade de uma reação, devemos deter-
minar a concentração de um reagente ou produto em vários 
momentos da reação. A elaboração de métodos eficazes para 
isso é um desafio permanente para os químicos que estudam 
cinética química. O método usado em tal quantificação 
depende de vários fatores, sendo o mais importante a rapidez 
da reação. 
Numa reação que leva horas, é viável retirar amostras e medir a concentração de reagentes. 
Em reações que demoram picossegundos (1 picossegundo = 10-12 segundos) ou mesmo femtosse-
gundos (1 femtossegundo = 10-15 segundos), outros métodos precisam ser empregados - em geral, 
explorando uma propriedade física dos reagentes ou produtos, que seja proporcional à concentração 
e que possa ser medida quase instantaneamente. Esse é o caso dos métodos espectrofotométricos, 
capazes de medir a absorção de luz de regentes e produtos de forma muito rápida.
Figura 9.1: Variação da concentração de reagen-
tes e produtos, no decorrer de uma reação, ao 
longo de um intervalo de tempo.
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Química
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Assim, dada a equação genérica:
aA + bB cC + dD→
a velocidade da reação pode ser calculada em função do consumo de qualquer um dos reagentes 
ou da formação de qualquer um dos produtos. Como a concentração dos reagentes diminui com 
o passar da reação, a velocidade em função deles tem sinal negativo. Como os produtos têm sua 
concentração aumentada com o passar da reação, a velocidade em função deles tem sinal positivo.
Vm
concentração
tempo
=
∆
∆
Para a equação genérica descrita, temos que:
V
V
média de consumo de A
média de consumo de B
A
tempo
B
=
−
=
−
∆
∆
∆
∆∆
∆
∆
tempo
C
tempomédia de consumo de C
média de consumo d
V
V
=
−
ee D
D
tempo
=
−∆
∆
A velocidade de uma reação é mais comumente representada pela variação das concentrações 
(em mol/L, entre colchetes) em função do tempo. Mas também podemos representar a velocidade 
apenas pela variação da massa, quantidade em mols e volume gasoso com o tempo. Este, por sua 
vez, pode ser representado por segundos, minutos, horas etc. 
Portanto,
V m
t
n
t
V
t
C
tmédia
 ou ou ou = ∆
∆
∆
∆
∆
∆
∆
∆
 
onde: m = massa, n = número de mol, V = volume, C = concentração molar.
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9.3 Teorias da colisão e do estado de transição
As moléculas estão sempre em movimento, gerando muitas colisões (choques). Pelo princípio 
fundamental da teoria da colisão, para que uma reação química ocorra, as moléculas, átomos ou 
íons devem, primeiramente, colidir uns com os outros. 
Segundo essa teoria, a velocidade de uma reação é 
proporcional ao número de colisões que acontecem, 
a cada intervalo de tempo, entre as espécies reagentes. 
Contudo, nem todas as colisões resultam em reação. 
Para que ocorra uma colisão efetiva, as moléculas 
reagentes devem ter uma orientação apropriada no 
momento da colisão, de forma que haja o choque 
direto entre os átomos que estarão ligados nas molé-
culas dos produtos (Figura 9.2).
A efetividade da colisão também é determinada 
pela energia cinética que as espécies reagentes apre-
sentam no instante da colisão. Essa energia, denomi-
nada energia de ativação, deve ter um valor mínimo 
para superar a estabilidade energética das ligações 
covalentes que precisam ser rompidas. Quanto mais 
baixa for a energia de ativação de uma reação, mais 
elevada será a velocidade dessa reação.
Devemos acrescentar que, de acordo com a teoria do estado de transição, a energia de ativação 
deve ser suficiente para que seja formado o estado de transição, definido como um estado de alta 
energia em que algumas ligações estão sendo quebradas, enquanto outras estão sendo formadas. 
Diferentemente de espécies intermediárias, produzidas nas reações que ocorrem em mais de 
uma etapa, o estado de transição não constitui uma espécieque possa ser isolada em uma reação. 
Em alguns livros de química, o estado de transição também é chamado de complexo ativado. 
Figura 9.2: Orientação correta das moléculas reagentes 
durante a colisão.
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Na Figura 9.3, encontram-se ilustrados esses conceitos utilizando a seguinte reação genérica:
A B B A B B A B B
 Reagentes Estado de Transi
+ − → ⋅⋅⋅ ⋅⋅ ⋅ → − +
çção Produtos
A B AB A B B2 2+ → → +-
a b
Figura 19.3: Diagrama da variação de energia no decorrer de uma reação. a) Reação que libera energia (exotérmica, ΔE < 0). 
b) Reação que absorve energia (endotérmica, ΔE > 0) / Fonte: modificado de Whitten, Davis e Peck, 1997.
 
Vimos anteriormente que a energia de ativação, Ea, é a energia que as moléculas dos rea-
gentes devem ter para que atinjam o estado de transição. Se as moléculas A e B
2
 possuem essa 
energia durante a colisão, é formado o estado de transição AB
2
, do qual resultam as moléculas 
dos produtos. Caso contrário, as moléculas reagentes colidem, mas não chegam a alcançar o 
estado de transição, de modo que elas se afastam sem sofrer modificações em sua estrutura. 
Se houver a formação do estado de transição, quando os átomos deixam esse estado e se arran-
jam como as moléculas do produto, ocorre liberação de energia até se atingir o nível fundamental 
de energia do produto. Se a reação for exotérmica (Figura 9.3a), a quantidade de energia liberada 
é maior do que a energia de ativação; mas é menor se a reação for endotérmica (Figura 9.3b).
9.4 Fatores que alteram a velocidade da reação
Não existe uma velocidade geral para todas as reações químicas; cada reação acontece em 
sua velocidade específica, sendo algumas lentas e outras rápidas. A fermentação do sumo da uva 
para formar o vinho é um processo lento que pode levar semanas ou meses. Já no caso de fogos 
de artifício, a reação de combustão é rápida, ocorrendo em segundos. 
136
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A velocidade das reações químicas depende de uma série de fatores. Entre eles, podemos 
destacar o estado de agregação dos reagentes e a sua concentração, a pressão e a temperatura 
do sistema reacional, além da presença de catalisadores. Conhecendo esses fatores, é possível 
controlar a velocidade das reações de forma desejável.
9.4.1 Estado de agregação dos reagentes
Como regra geral, os gases reagem mais rapidamente do que os líquidos, e estes mais 
rapidamente do que os sólidos. Nos gases, as moléculas dos reagentes se deslocam com muita 
liberdade e rapidez, os choques entre elas são muito frequentes e, consequentemente, a reação é, 
em geral, mais rápida. No estado líquido, 
a energia cinética das moléculas é 
intermediária em relação aos estados 
gasoso e sólido e, portanto, a reação é 
mais lenta. Quando um reagente está 
no estado sólido, a reação ocorre apenas 
na sua superfície; por isso, quanto maior 
for o grau de subdivisão do reagente 
sólido, maior será sua superfície e a 
velocidade de reação.
Dessa forma, podemos notar que a velocidade de uma reação pode ser influenciada pelo estado 
de agregação das substâncias reagentes. Isso é ilustrado nos seguintes exemplos: uma barra de ferro, 
em contato com o oxigênio e a umidade do ar, enferruja-se mais lentamente do que uma palha de 
aço; vapores de gasolina queimam de forma explosiva, diferentemente de uma amostra líquida do 
combustível; o leite em pó demora mais para se deteriorar do que o produto líquido; entre outros.
9.4.2 Concentração dos reagentes
 Quanto maior a concentração dos reagentes ou da pressão, no caso dos gases, maior será 
o número de choques entre as partículas reagentes; portanto, maior será a velocidade da reação. 
Por exemplo, uma folha de papel alumínio oxida-se mais rapidamente quando em contato com 
ácido clorídrico concentrado do que com ácido clorídrico diluído.
Figura 9.4: Estados físicos e a variação de velocidade.
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9.4.2.1 Lei de Guldberg Waage (Lei da ação das massas)
A Lei da Velocidade ou Lei de Guldberg-Waage foi proposta, em 1867, pelos cientistas 
noruegueses Cato Maximilian Guldberg e Peter Waage. Essa lei relaciona a velocidade de uma 
reação química com as concentrações em quantidade de matéria (mol/L) dos reagentes.
Em uma reação elementar, ou seja, que ocorre em apenas uma etapa, a velo-
cidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações 
molares dos reagentes, quando estes estão elevados a expoentes, que são os seus 
respectivos coeficientes estequiométricos.”
Considerando a equação genérica:
aA + bB cC + dD→
a equação da velocidade é dada por:
V k = .[A] .[B]a b ,
onde 
[A] = concentração de A em mol/L
[A] = 
[B] = concentraçã
An
V
oo de B em mol/L
[B] = Bn
V
A constante k é chamada de constante de velocidade específica ou, apenas, a constante de 
velocidade, para uma reação a uma determinada temperatura. Os valores dos expoentes, a e b, e 
da constante de velocidade, k, não têm qualquer relação com os coeficientes da equação química 
balanceada e são determinados experimentalmente, exceto no caso de reações elementares, nas 
quais os expoentes são os seus respectivos coeficientes estequiométricos. Cada reação tem sua lei de 
velocidade e constante de velocidade k característica. A constante de velocidade k é independente 
da concentração dos reagentes, mas depende da temperatura e da presença ou não de catalisador. 
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Os coeficientes a e b das concentrações são, geralmente, números inteiros ou iguais a zero, mas, 
ocasionalmente, são fracionários ou até mesmo negativos. Eles nos dão uma ideia do quanto a 
concentração de um determinado reagente influencia a velocidade (taxa) da reação. Dessa forma, 
a potência zero significa que a taxa não depende da concentração do reagente correspondente; já 
a potência de dois significa que a taxa é diretamente proporcional ao quadrado da concentração, 
isto é, a velocidade da reação quadruplica quando a concentração é dobrada. O valor de a é 
considerado como a ordem da reação em relação a A, e b é a ordem da reação com respeito a B. 
A ordem global da reação é a + b.
Exemplo
Seja a reação:
2 H + 2 NO N + 2 H O2 2 2→
lei experimental da velocidade é: 
V k = .[H ] .[NO]2
1 2 .
Portanto, esta reação é de 3ª ordem.
9.4.3 Pressão
O efeito da pressão na velocidade das reações é um caso particular do efeito da concentração 
dos reagentes nas velocidades das reações. Não havendo reagente gasoso, a variação da pressão 
praticamente não altera a frequência de colisões entre as partículas reagentes e, por isso, não 
modifica a velocidade da reação. 
A pressão só influirá de maneira significativa na velocidade das reações quando pelo menos 
um dos reagentes estiver no estado gasoso. No caso de os reagentes serem gasosos, a lei da 
velocidade de reação pode ser expressa em termos das pressões parciais dos reagentes. Dessa 
forma, para um determinado reagente gasoso A, temos:
A = =[A](g) A A A⇒ →P
n
V
RT P RT
Considerando a temperatura constante, temos que o produto de RT também será constante; 
logo, a pressão de um gás é diretamente proporcional à sua concentração em mol/L. 
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Verifica-se experimentalmente que, no caso de 
reações com pelo menos um reagente gasoso, como 
os gases são facilmente compressíveis, um aumento 
na pressão provoca uma redução do volume do gás e, 
consequentemente, um aumento da sua concentração. 
Isso faz aumentar a velocidade da reação, conforme 
ilustrado na Figura 9.5.
pV nRt V n
p
RT n
V
 = [gás]→ ↓ =
↑
→ ↑ =
↓
9.4.4 Temperatura
A temperatura está ligada à agitação(energia cinética) das moléculas. Quanto mais energia 
há em um dado sistema, maior é o grau de agitação de suas moléculas. Se estas se movimentam 
mais, elas se chocam com maior frequência e energia; logo, a fração de moléculas com energia 
cinética maior ou igual à energia de ativação aumenta, de modo que a velocidade da reação 
aumenta também. Por esse motivo, por exemplo, utilizamos panela de pressão para cozinhar 
alguns alimentos com maior rapidez; por outro lado, armazenamos a comida na geladeira para 
retardar a sua deterioração. 
A dependência da temperatura por parte das velocidades das reações nos dá uma informação 
valiosa sobre a origem das constantes de velocidade. Embora a velocidade de uma reação química 
aumente com a elevação da temperatura, a extensão desse aumento varia muito de reação para 
reação. Em termos da lei de velocidade, a causa dessa dependência está no fato de que a constante 
de velocidade k varia quando se altera a temperatura. A relação quantitativa entre ambas foi 
descoberta por Svante Arrhenius, em 1889.
Arrhenius realizou um estudo do efeito quantitativo da temperatura na velocidade de reação 
e descobriu uma equação que relacionava a constante de velocidade à temperatura da reação. 
Tal relação ficou conhecida como Equação de Arrhenius:
k e E RTa = A /-
Figura 9.5: Efeito da pressão na velocidade da reação. 
Um aumento na pressão de P1 para P2 reduziu o volume 
de V1 pela metade, acelerando a reação devido à 
aproximação das moléculas e ao aumento das colisões 
entre elas.
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9 Cinética das Reações Químicas
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Isso foi descoberto pela construção de um gráfico do logaritmo natural da constante de 
velocidade versus o inverso da temperatura absoluta, que resultava em uma reta descrita na 
seguinte equação: 
lnk T= + × −intersecção inclinação 1
em que a intersecção (coeficiente linear) é denominada ln A e a inclinação (coeficiente angular) 
é - E
a
/R. 
De outra forma, temos:
ln ln ak A E
RT
= −
onde:
k = constante de velocidade. 
A = fator pré-exponencial. É uma medida da frequência com que as moléculas colidem. 
R = constante universal dos gases: 8,3145 J.K-1.mol-1 
T = temperatura absoluta ou termodinâmica em kelvin (K) 
E
a
 = energia de ativação ( J/mol).
Um gráfico de Arrhenius de ln k versus 1/T é usado para determinar os parâmetros de 
Arrhenius de uma reação (A e E
a
); uma energia de ativação grande significa uma grande sensi-
bilidade da constante de velocidade a mudanças de temperatura.
Figura 9.6: Gráfico de Arrhenius e a determinação 
da Energia de Ativação. A energia de ativação, 
Ea, é determinada experimentalmente a partir 
da relação de Arrhenius num gráfico de ln k 
versus 1/T. A figura mostra valores de k obtidos 
a diferentes temperaturas para decomposição 
de NO2 em NO e O2, um importante processo 
na atmosfera. Os pontos são os resultados 
experimentais e a linha verde, uma regressão 
linear para estes pontos. Ea pode ser calculado a 
partir da inclinação da reta (coef. angular) / 
Fonte: wikipedia. 
http://en.wikipedia.org/wiki/Arrhenius_plot
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De acordo com a equação de Arrhenius, o valor da constante de velocidade k aumenta com 
a temperatura. Isso significa que, geralmente, um aumento na temperatura produz um aumento 
na velocidade da reação, pois, em temperaturas baixas, poucas moléculas têm energia suficiente 
para reagir; já, em temperaturas mais altas, uma fração maior delas pode reagir.
9.4.5 Catalisadores
Catalisadores são substâncias que podem ser adicionadas aos sistemas reacionais para propiciar 
caminhos alternativos às reações. Esses caminhos requerem uma energia de ativação mais baixa, 
aumentando, portanto, a velocidade das reações. Um catalisador, logo, não diminui a energia 
de ativação de uma reação. O catalisador acelera a reação por fazê-la ocorrer via um complexo 
ativado de menor energia. 
Os catalisadores possuem algumas propriedades importantes, sendo elas: 
1. Um catalisador não afeta a entalpia nem a constante de equilíbrio da reação. 
2. Um catalisador acelera a reação, mas não aumenta seu rendimento, isto é, ele produz a 
mesma quantidade de produto, mas num período de tempo menor.
3. Um catalisador acelera tanto a reação direta quanto a reversa, pois diminui a energia de 
ativação de ambas. 
4. Um catalisador participa da reação, e pode ou não ser consumido durante o processo.
Figura 9.7: Efeito do uso dos catalisadores na velocidade das reações químicas. / Fonte: 
modificado de Whitten; Davis; Peck, 1997.
Eat: Energia de ativação
Ecat: Energia do catalisador
Ep: energia dos produtos
Er: Energia dos reagentes
Hr: entalpia dos reagentes
Hp: entalpia dos produtos
∆H: diferença de entalpia
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9 Cinética das Reações Químicas
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As reações que ocorrem na presença de catalisadores são denominadas catálises, e podem ser de 
dois tipos: homogênea e heterogênea. Na catálise homogênea, os reagentes e o catalisador formam 
um sistema monofásico, enquanto, na catálise heterogênea, os reagentes e o catalisador formam um 
sistema com duas ou mais fases, ou seja, catalisador e reagentes constituem um sistema polifásico.
A destruição da camada de ozônio é um exemplo de catálise homogênea. O gás ozônio (O
3
) 
é um poderoso agente oxidante que, em concentrações significativas, destrói muitos materiais, 
podendo ser danoso e tóxico ao ser humano na baixa atmosfera. Na atmosfera superior, porém, 
esse gás desempenha um papel muito importante na absorção da radiação nociva do sol.
O ozônio é destruído por fréons, geralmente o CF
2
Cl
2
. A grandes altitudes, onde existe a 
maior concentração de ozônio, o fréon origina átomos livres de cloro (sob a ação do ultravioleta):
CF Cl CF Cl ClLuz 22 2  → ⋅+ ⋅
O átomo de cloro livre não é estável (possui sete elétrons na última camada, quando o ideal 
seria possuir oito), e seu elétron livre pode ser usado para fazer uma ligação, proporcionando, 
dessa forma, a transformação do ozônio em oxigênio:
 O Cl O ClO
ClO O 2O Cl
 2O 3O 
3
3
+ ⋅ → + ⋅
⋅+ → + ⋅
→
2
2
2 2 Reação Global
Pela repetição dessas duas etapas, um Cl⋅ consegue destruir várias moléculas de O
3
.
Um catalisador heterogêneo, ou catalisador de contato, encontra-se em uma fase diferente 
da fase dos reagentes. Tais catalisadores são geralmente sólidos que proporcionam superfícies 
nas quais as moléculas de reagentes podem ser adsorvidas, reduzindo a energia de ativação da 
reação. Em uma etapa final há dessorção, as moléculas formadas do produto deixam a superfície 
do catalisador, liberando espaços que podem ser reutilizados.
Como exemplo deste tipo de catálise temos a decomposição da solução de peróxido de 
hidrogênio (água oxigenada), que é acelerada pela presença de uma porção de batata na solução. 
A decomposição da água oxigenada em água e oxigênio, quando catalisada, ocorre de forma 
muito mais rápida, a ponto de ser possível observar as bolhas da liberação de oxigênio em 
grandes quantidades.
Metais de transição, como Pt, Pd e Ni, e seus compostos são catalisadores heterogêneos 
muito eficazes, sendo utilizados como sólidos finamente divididos (maior área de contato) para 
oferecer superfícies sobre as quais as reações heterogêneas podem ocorrer.
143
Química
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As enzimas são bons exemplos deste tipo de substâncias em sistemas biológicos. Acredita-se 
que as moléculas de enzima apresentem sítios ativos em suas superfícies. O sítio ativo é frequen-
temente uma depressão na superfície da molécula 
de enzima, à qual a molécula de substrato, ou 
parte dela, se ajusta (Figura 9.8). Esses catalisa-
dores biológicos aceleram reações, que seriam 
extremamente lentas na sua ausência, viabilizan-
do processos vitais do nosso corpo.
A enzima anidrase carbônica, por exemplo, 
facilitaa combinação de CO
2
 e água (substratos), 
permitindo o transporte do gás carbônico pelo 
sangue. Cada enzima é extremamente específica, 
catalisando somente algumas reações intimamen-
te relacionadas ou, em muitos casos, apenas uma 
reação particular por certos substratos.
Referências
Atkins, P. W.; Jones, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 
BrAdy, J. e.; russeL, J. W.; HoLum, J. r. Química: a matéria e suas transformações. 3. ed. Rio 
de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 2002.
BroWn, t. L.; LemAy, H. e.; Bursten, B. e.; Burdge, J. r. Química: a ciência central. 9. ed. São 
Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. 
kotz, J. C.; treiCHeL, P. m.; WeAver, g. C. Química geral e reações químicas. 6. ed. 
São Paulo: Cengage Learning, 2010. 
mAHAn, B. m.; myers, J. r. Química: um curso universitário. São Paulo: Edgard Blücher, 1995.
Figura 9.8: Representação esquemática da catálise enzimática. 
O substrato se liga reversivelmente à enzima em região da 
molécula de enzima denominada sítio ativo (1), e gerando um 
complexo enzima substrato (2). Neste processo, ocorre alter-
ação estrutural do sítio ativo e no substrato. A reação procede 
e forma-se um complexo ativado no sítio ativo da enzima (3). 
O complexo ativado origina os produtos que se desligam da 
enzima (4). / Fonte: modificado de Wikipedia.
Após ler este texto e assistir a videoaula, responda 
ao questionário para verificar seu aprendizado.
Bom trabalho!
http://en.wikipedia.org/wiki/Enzyme
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9 Cinética das Reações Químicas
Licenciatura em Ciências · USP/Univesp · Módulo 2
WHitten, k.W.; dAvis, r. e.; PeCk, m. L. General Chemistry. 5. ed. New York: Heartcourt 
College Pub., 1997. 
sHriver, d.F. & Atkins, P.W. Química inorgânica, 4. ed. Porto Alegre: Bookman, 2008.
WikiPediA. Arrhenius plot. Disponível em: <http://en.wikipedia.org/wiki/Arrhenius_plot>. 
Acesso em: 03 set. 2013.
 WikiPediA. Enzyme. Disponível em: <http://en.wikipedia.org/wiki/Enzyme>. Acesso em: 
03 set. 2013.
http://en.wikipedia.org/wiki/Arrhenius_plot
http://en.wikipedia.org/wiki/Enzyme
	9.1 Introdução
	13.2 Velocidade de reações 
	9.3 Teorias da colisão e do estado de transição
	9.4 Fatores que alteram a velocidade da reação
	9.4.1 Estado de agregação dos reagentes
	9.4.2 Concentração dos reagentes
	9.4.2.1 Lei de Guldberg Waage (Lei da ação das massas)
	9.4.3 Pressão
	9.4.4 Temperatura
	9.4.5 Catalisadores
	Referências