Aula 10 - cinética

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Cinética
QUÍMICA A - QUI09677
Aula 10
José Guilherme Aquino Rodrigues
Prof. Dr. Zeca
21/06/2023 1
• A Cinética química é que estuda a velocidade com que ocorrem 
de as reações químicas.
• CinéticaMovimento ou Mudança 
• Energia cinética é a energia associada ao movimento de um 
objeto 
• Em Química - A palavra cinética refere-se à variação de 
concentração de um reagente ou de um produto com o tempo.
2
Cinética Química
• Existem muitas razões para estudar a velocidade de uma 
reação. 
• Curiosidade intrínseca sobre a razão pela qual as 
reacções têm velocidades tão diversas.
• fotossíntese têm uma escala de tempo na ordem de 10-2
-10-6 s
• Outras como o passagem da grafite ao diamante 
ocorrem na escala dos milhões de anos… 
3
Cinética Química
• A cinética é o estudo da velocidade na qual as reações químicas ocorrem;
• A cinética química é um assunto de importância vasta;
• Por exemplo, pode prever a rapidez com que um medicamento é capaz de agir no organismo;
4
Cinética Química
• Fatores que afetam as velocidades das Reações
• Superfície de Contato dos Reagentes
• As Concentrações dos Reagentes
• A Temperatura na qual a reação ocorre
• A Presença de um catalisador
5
Cinética Química
• Quanto maior a superfície de contato, maior é a velocidade da reação.
• Quanto maior for a superfície de contato, mais moléculas estarão em contato umas com as
outras, maior será a probabilidade de ocorrerem choques efetivos e mais rápida será a reação.
Figura 1 - Reação entre antiácido efervescente e água em duas situações diferentes:
no primeiro copo, o antiácido está em pó; no segundo, está em comprimido
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Cinética Química: Superfície de Contato dos Reagentes
• A maioria da reações químicas ocorrem mais rapidamente se a concentração de um ou mais dos
reagentes for aumentada.
Quando aumentamos a concentração dos reagentes, aumentamos o número de moléculas ou partículas
reagentes por unidade de volume e, consequentemente, o número de colisões entre elas aumenta, resultando
em uma maior velocidade da reação.
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Cinética Química: Concentrações dos Reagentes
• As velocidades de reações químicas aumentam conforme a temperatura aumenta;
• Aumenta a energia cinética das moléculas;
• Por exemplo, refrigerar alimentos perecíveis como o leite, onde as reações das bactérias que levam
o leite a estragar ocorrem mais rapidamente à temperatura ambiente do que em temperaturas mais
baixas.
8
Cinética Química: Temperatura
Água quente
• Catalisadores são substâncias que aumentam a velocidade de determinadas
reações sem participar delas, ou seja, sem serem consumidas durante a reação.
• Eles afetam os tipos de colisões ( o mecanismo) que levam à reação.
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Cinética Química: Presença de um catalisador
CA é a espécie formada transitoriamente pelas moléculas de reagentes, 
como resultado da colisão, antes da formação do(s) produto (s).
Complexo ativado 
10
Cinética Química: complexo ativado
Reação exotérmica
Análise dos diagramas
11
Cinética Química
Reação endotérmica
Análise dos diagramas
12
Cinética Química
• A velocidade de uma reação química – sua taxa de reação - é a variação na concentração dos
reagentes ou produtos por unidade de tempo.
Considere a reação BA
B
A
13
Cinética Química: Velocidade de reações
http://www.google.com.br/url?sa=i&rct=j&q=&esrc=s&source=images&cd=&cad=rja&uact=8&ved=0CAcQjRxqFQoTCOyi7YrThckCFUEikAodIAgFnA&url=http://tteiadeensino.blogspot.com/2014/06/cinetica-quimica-iii-calculo-das.html&bvm=bv.106923889,d.Y2I&psig=AFQjCNHJcNg2FW7datw0M2o24MrD2pntYQ&ust=1447237708435292
• Existem duas maneiras de medir a velocidade da reação A  B:
– A velocidade na qual o produto é formado;
– A velocidade na qual os reagentes são consumidos
Velocidade Média em relação a B: 
 
Δt
BΔ
v 
Velocidade Média em relação a A:  
Δt
AΔ
v 
14
Cinética Química: Velocidades de reação
Em geral, para a reação
dDcCbBaA 
15
Cinética Química: Velocidade de Reação e a Estequiometria
Exercício:
a) Como a velocidade de desaparecimento do ozônio (O3) relaciona-se com a velocidade de
aparecimento do oxigênio (O2) na seguinte equação, considerando a reação elementar.
2O3(g) 3O2(g)
b) Se a velocidade de aparecimento de O2 é 6,0 x 10
-5 mol/Ls em determinado instante, qual é o valor 
da velocidade de desaparecimento de O3 nesse mesmo instante?
16
Cinética Química
A decomposição de N2O5 ocorre de acordo com a seguinte equação:
2N2O5(g) 4NO2(g) + O2(g)
Se a velocidade de decomposição de N2O5 em determinado instante for 4,2 x10
-7mol/L.s, qual é a velocidade
de aparecimento de NO2 e O2? Considere a reação elementar.
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Cinética Química
dDcCbBaA 
Velocidade Instantânea de uma reação elementar
A Velocidade de uma reação química elementar, a uma dada temperatura, é diretamente proporcional ao
produto das concentrações dos reagentes em mol/L, elevada aos seus respectivos coeficientes
estequiometricos.
ba .[B]k[A]v 
18
Cinética Química
Onde:
V é a velocidade instantâna da reação;
K é a contante de velocidade
[A] concentração do reagente A em mol/L
[B] concentração do reagente B em mol/L
a e b são os coeficientes estequiometricos
ba .[B]k[A]v 
19
Cinética Química
A reação a seguir se processa em uma única etapa:
A + 2B  C 
Qual a velocidade desta reação quando K = 0,3 L/mol.min, [A] = 2,0 M e [B] = 3,0 M ?
20
Cinética Química
Os expoentes que constam na lei de velocidade determinarão a ordem da reação.
No caso da reação genérica:
aA + bB cC + dD
V= K.[A]a . [B]b 
Onde:
a + b é a ordem global da reação
a é a ordem da reação em relação ao reagente A
b é a ordem em relação ao reagente B
.
21
Cinética Química: ordem da reação.
São aquelas em que a velocidade da reação é diretamente proporcional à concentração de uma única
espécie, elevada à primeira potência.
A P
V = K.[A]
22
Cinética Química: reações de primeira ordem.
São aquelas em que a velocidade da reação é diretamente proporcional à concentração de uma única
espécie (não necessariamente), elevada á segunda potência, ou de duas especies elevadas à primeira
potência cada uma.
2A  P V = K.[A]2
A + B  C V = K.[A]1.[B]1
Ordem da reação
23
Cinética Química: reações de segunda ordem.
Normalmente, as reações ocorrem em mais de uma etapa, e cada uma possui a sua própria lei de
velocidade.
No entanto, essas etapas ocorrem com velocidades que podem ser bem diferentes.
A etapa mais lenta limita a velocidade total da reação e ela acaba sendo a etapa determinante (limitante)
da velocidade.
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Cinética Química: etapa lenta da reação determina a velocidade
Se uma reação ocorrer em várias etapas sua velocidade é dada pela etapa mais lenta.
A + A  A2 (etapa lenta)
A2 + B  A2B (etapa rápida)
2 A + B A2B (reação global)
A velocidade desta reação será dada por:
v = k . [A]2
25
Cinética Química
A velocidade inicial de uma reação A + B C foi medida para várias concentrações
iniciais diferentes de A e B, e os resultados são como seguem:
Experimentos [A] (mol/L) [B] (mol/L) Velocidade 
inicial ( mol/L.s)
1 0,1 0,1 4,0x10 -5
2 0,1 0,2 4,0x10 -5
3 0,2 0,1 16x10 -5
Determine:
a) A lei de velocidade para a reação
b) A constante de velocidade
c) A velocidade de Reação quando[ A] = 0,05 mol/L e [B]= 0,1 mol/L
26
Cinética Química
Os seguintes dados foram medidos para a reação do óxido nítrico com hidrogênio:
2NO(g) +2H2(g) N2(g) +2H2O(g)
Experimentos [NO] (mol/L) [H2] (mol/L) Velocidade 
inicial ( mol/L.s)
1 0,1 0,1 1,23x10 -3
2 0,1 0,2 2,46x10 -3
3 0,2 0,1 4,92x10 -3
Determine:
a) A lei de velocidade para a reação
b) A constante de velocidade
c) A velocidade de Reação quando[ NO] = 0,05 mol/L e [H2]= 0,15 mol/L.
27
Cinética Química
O monóxido de nitrogênio (NO) reage com hidrogênio, segundo a reação:
2NO +H2  N2O +H2O
Sabendo que a reação se processa em uma única etapa, determine:
a) Lei da velocidade
b) Ordem da reação
c) Molecularidade
28
Cinética QuímicaExpressa o número de espécies que participam como reagentes em uma etapa elementar, formando o
complexo ativado.
Unimolecular:
Quando uma reação utiliza uma única espécie para formar o complexo ativado.
Bimolecular:
Quando a formação do complexo ativado envolver duas espécies (iguais ou diferentes)
Trimolecular:
Quando envolver três espécies.
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Cinética Química: molecularidade
Quando uma reação não é elementar, existe um modo prático para determinar ou confirmar a expressão da
lei da velocidade.
São realizados diversos experimentos variando a concentração de reagente e verificando a sua influencia na
velocidade.
Se a mudança de concentração de um reagente alterar a velocidade, este faz parte da equação de
velocidade. Caso não ocorra alteração, significa que esse reagente não faz parte da equação.
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Cinética Química: Determinação experimental da lei da velocidade
Para a reação 2A+ B C + 3D foram obtidas as seguintes velocidades iniciais:
(a) Escreva a equação de velocidade da reação
(b) Calcule o valor da constante de velocidade
(c) Calcule a velocidade de consumo de A, quando [A] = 0,100 mol/L e [B] = 0,200 mol/L.
31
Cinética Química
Relação entre a concentração e o tempo 
“”Reações ordem zero é quando as reações não dependem da concentração de nenhum dos reagentes” 
𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 = −
Δ[𝐴]
Δ𝑡
A Produto 
𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 = 𝑘[𝐴]
𝑘 = −
Δ[𝐴]
Δ𝑡
𝑘 = −
𝑑[𝐴]
𝑑𝑡
−𝑘𝑑𝑡 = 𝑑[𝐴]
−𝑘න
0
𝑡
𝑑𝑡 = න
𝐴 0
𝐴 𝑡
𝑑[𝐴]
−𝑘𝑡 = [𝐴]𝑡−[𝐴]0
𝐴 𝑡 = −𝑘𝑡 + [𝐴]0
𝑦 = 𝑚𝑥 +b
𝐴
𝑡
𝑡
Reação de Ordem 0 0
𝑘 = 𝑚 32
Cinética Química
Unidade de k: mol/L s
Relação entre a concentração e o tempo 
“À medida que a reação avança, a concentração dos reagentes diminui” - um outra medida que relaciona a 
concentração com tempo – é o TEMPO DE MEIA-VIDA
“ 𝒕𝟏
𝟐
É o tempo necessário para a concentração do reagente diminuir para metade do seu valor inicial “
𝑘𝑡 = [𝐴]0 − 𝐴 𝑡 [𝐴]𝑡= [𝐴]0/2
𝑡1
2
=
[𝐴]0
2𝑘
33
Cinética Química
𝐴 𝑡 = −𝑘𝑡 + [𝐴]0
𝑘𝑡 = [𝐴]0 −[𝐴]0/2
𝑘𝑡1
2
= [𝐴]0/2
Relação entre a concentração e o tempo 
“A velocidade da reação é directamente proporcional a concentração de um dos reagentes” 
𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 = −
Δ[𝐴]
Δ𝑡
A Produto 
𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 = 𝑘[𝐴]
𝑘 𝐴 = −
Δ[𝐴]
Δ𝑡
𝑘 𝐴 = −
𝑑[𝐴]
𝑑𝑡
−𝑘𝑑𝑡 =
𝑑[𝐴]
𝐴
−𝑘න
0
𝑡
𝑑𝑡 = න
𝐴 0
𝐴 𝑡 1
𝐴
𝑑[𝐴]]
−𝑘𝑡 = ln[𝐴]𝑡 − ln[𝐴]0
ln 𝐴 𝑡 = −𝑘𝑡 + ln[𝐴]0
𝑦 = 𝑚𝑥 +b
Reação de 1ª Ordem 1
𝑘 = 𝑚
34
Cinética Química: 
Uma representação gráfica de ln[A]t versus t é uma
linha reta com inclinação -k e intercepta em ln[A]0.
Unidade de k: 1/s
Relação entre a concentração e o tempo 
“À medida que a reação avança, a concentração dos reagentes diminui” - um outra medida que relaciona a 
concentração com tempo – é o TEMPO DE MEIA-VIDA
“ 𝒕𝟏
𝟐
É o tempo necessário para a concentração do reagente diminuir para metade do seu valor inicial “
𝑡 =
1
𝑘
ln
[𝐴]0
[𝐴]𝑡 [𝐴]𝑡= [𝐴]0/2ln A t = −kt + ln[A]0
ln 2 = 0,693
𝑡1
2
=
0,693
𝑘
35
Cinética Química
𝒕𝟏
𝟐
=
𝟏
𝒌
𝐥𝐧
𝟐[𝑨]𝟎
[𝑨]𝟎
Relação entre a concentração e o tempo 
Reações de segunda ordem – ”Quando a velocidade depende da concentração de um reagente ao quadrado, 
ou quando a soma das concentrações (x+y) é 2. 
𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 = −
Δ[𝐴]
Δ𝑡
𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 = 𝑘[𝐴]2
𝑘[𝐴]2= −
𝑑[𝐴]
𝑑𝑡
−𝑘𝑑𝑡 =
𝑑[𝐴]
[𝐴]2
−𝑘න
0
𝑡
𝑑𝑡 = න
𝐴 0
𝐴 𝑡
[𝐴]−2 𝑑[𝐴]
1
[𝐴]𝑡
= 𝑘𝑡 +
1
[𝐴]0
Reação de 2ª Ordem A+B Produto 
𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 = 𝑘 𝐴 B , onde A = [B]
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Cinética Química
𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 = −
Δ[𝐵]
Δ𝑡
Unidade de k: L /mol s
1
[𝐴]𝑡
= 𝑘𝑡 +
1
[𝐴]0
Relação entre a concentração e o tempo 
TEMPO DE MEIA-VIDA para reações de segunda ordem pode ser dado por: 
[𝐴]𝑡= [𝐴]0/2
1
[A]0/2
= kt1
2
+
1
[A]0
TEMPO DE MEIA-VIDA de uma reação de segunda ordem é inversamente proporcional 
à concentração inicial do reagente. 
𝑡1
2
=
1
𝑘[𝐴]0
Maior numero de moléculas disponíveis para colidirem umas com as outras 
Tempo de meia vida é mais baixo nos instantes iniciais
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Cinética Química
Exercício: A decomposição térmica da fosfina (PH3) em fósforo e hidrogênio molecular é uma reação de 
primeira ordem. A meia vida da reação é 35s a 680 0C. Calcule:
a) A constante de velocidade de primeira ordem para a reação;
b) O tempo necessário para a decomposição de 95% da fosfina.
38
Cinética Química
Cinética Química: modelo da colisão
• A ideia central do modelo de colisão é de que as moléculas devem colidir para
reagir;
• Quanto maior o número de colisões por segundo, maior a velocidade de reação;
• Para uma reação ocorrer é necessário mais do que simplesmente uma colisão;
• Apenas aproximadamente uma em cada 1010 colisões produz uma reação.
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• Fator Orientação
• Para que uma reação ocorra, as moléculas dos reagentes devem colidir com a orientação correta
e com energia suficiente para formar os produtos.
Considere: 
Cl + NOCl  NO + Cl2
• Existem duas maneiras possíveis para que os átomos de Cl e as moléculas de 
NOCl possam colidir; uma é efetiva; a outra não é.
40
Cinética Química: modelo da colisão
Cinética Química: modelo da colisão
Cl
NOCl
Cl + NOCl  NO + Cl2
Cl2
NO
Cl
NOCl
Cl
NOCl
41
• Energia de Ativação
• Em 1888, o químico sueco Arrhenius: as moléculas devem possuir uma quantidade mínima de energia
para que elas reajam. Por quê?
• Para que formem produtos, as ligações devem ser quebradas nos reagentes.
• A quebra de ligação requer energia.
• A energia de ativação, Ea, é a energia mínima necessária para iniciar uma reação química.
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Cinética Química: modelo da colisão
RT
Ea
Aek


Arrhenius foi o primeiro cientista a reconhecer a dependência da constante de velocidade com a temperatura, através
da expressão matemática:
onde, k é a constante de velocidade;
A é conhecido como “constante de Arrhenius”
Ea corresponde à “energia de ativação”;
R é a constante dos gases
T é a temperatura absoluta.
(1)
43
Cinética Química: Equação de Arrhenius
A
RT
E
k a lnln 
Aplicando o logaritmo natural nos dois lados da Equação (1) 
RT
Ea
Aek


temos
• A partir da equação acima, um gráfico de ln k versus 1/T terá uma inclinação de –
Ea/R .
(1) (2)
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Cinética Química: Equação de Arrhenius
• Fornece-nos um meio de determinarmos o valor da energia de ativação a partir de medições da constante de 
velocidade a, pelo menos, duas temperaturas diferentes, pela seguinte equação:












122
1 11ln
TTR
Ea
k
k
(3)
OBS.: Temperatura em kelvin
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Cinética Química: Equação de Arrhenius
• A 3000C, a constante de velocidade para uma determinada reação é 2,41x10-10 s-1. A 4000C , k é
igual a 1,16x10-6 s-1. Qual o valor de Ea para esta reação? Dado R= 8,314 J/mol K
Use a seguinte equação:












122
1 11ln
TTR
Ea
k
k
46
Cinética Química
• Obrigado
47
Brown nona edição
14.2
14.6
14.16
14.24
14.32