Aula 06 - Cinética Química - Parte I

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Físico-química aplicada à farmácia
Aula 6: Cinética química – Parte I
Apresentação
Como a velocidade de uma reação química depende, de acordo com a Teoria das Colisões, do número de choques
efetivos entre as moléculas e, também, da energia com que as moléculas se colidem, é possível aumentar ou reduzir essa
velocidade, modi�cando o número de choques efetivos. É o que veremos nesta aula.
Objetivos
Distinguir como cada fator altera a velocidade das reações;
Descrever os cálculos das velocidades das reações aplicando as leis das velocidades.
Estudo da cinética das reações
Já vimos que a termodinâmica nos diz se uma dada reação
ocorre ou não em uma determinada temperatura, mas não
nos diz nada acerca do tempo que ela leva para ocorrer.
Dessa forma, uma reação termodinamicamente favorável
pode levar um tempo enorme para ocorrer; o que faz com
que ela se torne inviável em termos práticos.
Tomemos como exemplo o transporte de gás carbônico no corpo humano. No interior das hemácias, existe a enzima anidrase
carbônica que transforma o gás carbônico em ácido carbônico cerca de 5 mil vezes mais rápido do que na sua ausência.
Para que seja possível conhecer a velocidade com que uma reação ocorre, o mecanismo pelo qual ela se processa e as formas
de alterar a velocidade das reações químicas, precisamos realizar o estudo da cinética das reações.
A cinética química pode ser de�nida como o estudo da taxa ou velocidade
na qual as reações químicas ocorrem e dos mecanismos por meio dos quais
elas acontecem.
A �gura a seguir representa a medida do tempo em que uma reação ocorre.
Fonte: Brasil escola.
Exemplo
A cinética química tem vasta aplicação no cotidiano. Veja: 
 
Resfriamento para diminuir a velocidade da reação de deterioração dos alimentos.
Uso de colas de secagem rápida.
Respeito ao prazo de validade de alimentos.
Variação de tempo da ação farmacológica de certos medicamentos.
Alguns fatores in�uenciam a velocidade das reações químicas. Ao conhecer esses fatores, é possível acelerar ou retardar uma
reação.
Para entender como esses fatores atuam, precisamos compreender a teoria das colisões.
Teoria das colisões
A teoria das colisões a�rma que, para que uma reação química ocorra, as moléculas dos reagentes devem ser postas em
contato por meio de uma colisão. Tal teoria se aplica a reações que ocorrem em fase gasosa.
Essa colisão, também chamada de choque efetivo, deve ter uma orientação que permita uma interação perfeita entre as
moléculas dos reagentes e deve ter uma quantidade mínima de energia capaz de romper as ligações químicas já existentes e
formar novas moléculas. Essa quantidade mínima de energia é denominada energia de ativação (Ea).
A �gura a seguir representa as orientações nas quais ocorrem os choques entre as moléculas. A orientação intitulada choque
efetivo é a que gera novas moléculas.
Fonte: Mundo educação.
Note que, nas duas primeiras imagens, as moléculas não estão na posição correta; logo a colisão não é efetiva e,
consequentemente, a reação não ocorre.
No momento em que o choque efetivo acontece, há uma fase de
transição chamada complexo ativado.
A energia de ativação é a necessária para gerar o complexo ativado, como vemos na �gura.
Sobre as reações, é importante observar que:
Fonte: Mundo educação.
Reações endotérmicas 
A energia dos produtos será maior do que a dos reagentes, já que ela absorve calor.
Fonte: Mundo educação.
Reações exotérmicas 
A energia dos produtos será menor do que a dos reagentes, já que ela libera calor.
Podemos considerar a energia de ativação como uma barreira que os reagentes precisam atravessar para se transformarem
em produtos. Consequentemente, podemos considerar que quanto maior for a energia de ativação, menor será a velocidade da
reação, pois essa barreira muito grande de energia di�cultará a formação do complexo ativado. Já se a energia de ativação for
baixa, mais rápida será a reação química.
Atenção
De acordo com a teoria das colisões, quanto maior for a frequência de choques efetivos, maior é a velocidade da reação. Isso
porque um número maior de colisões aumenta a probabilidade de formação do complexo ativado, que, por sua vez, permite que
ocorra a reação.
Fatores que in�uenciam na velocidade das reações
Quatro fatores podem in�uenciar na velocidade das reações, a saber:
Clique nos botões para ver as informações.
A elevação da temperatura faz aumentar as energias cinéticas médias das moléculas. À medida que as moléculas se
movem mais rápido, cresce o número de vezes em que elas se chocam e, também, a energia desses choques,
acarretando aumento nas velocidades das reações.   
 
Exemplo   
 
No caso das enzimas, é importante observar que, se a temperatura for muito alta, as ligações responsáveis por estabilizar
a estrutura da enzima se rompem, em função da grande agitação das moléculas e, então, ela se desnatura.   
 
Cada tipo de enzima possui sua temperatura adequada. A maioria das enzimas humanas têm a sua temperatura ideal
entre 35 e 37,5ºC, que é a temperatura normal do corpo humano.
Temperatura 
Conforme a concentração dos reagentes aumenta, a velocidade das reações químicas também aumenta porque existem
mais moléculas em um mesmo espaço; o que faz com que as colisões efetivas aumentem também.   
 
A in�uência de cada reagente em uma dada reação é determinada experimentalmente, pois cada reagente pode ter um
efeito diferente.   
 
Exemplo   
 
Ao se triplicar a concentração de um reagente, a velocidade também pode triplicar; enquanto outros, triplicando a reação
de outro reagente, a velocidade pode quadruplicar ou se manter constante.  
Concentração dos reagentes 
Como pela teoria das colisões as moléculas dos reagentes devem entrar em contato para reagir, quanto mais
rapidamente as moléculas se chocam, mais rapidamente elas reagem.    
 
Dessa forma, reações que envolvem reagentes no estado sólido tendem a ocorrer mais rapidamente se a área super�cial
do sólido for aumentada, já que, quanto menor o tamanho das partículas, maior será o contato entre elas e mais
facilmente elas reagirão.    
 
Exemplo    
 
Um medicamento na forma de um comprimido se dissolverá no estômago e entrará na corrente sanguínea mais
lentamente do que o mesmo medicamento na forma de pó �no.
Estado físico dos reagentes 
Os catalisadores são substâncias que aumentam as velocidades de reação sem serem consumidos durante o processo.
Esse aumento ocorre porque eles diminuem a energia de ativação, alterando os tipos de colisões, ou seja, o mecanismo
que leva à reação.     
 
Os catalisadores têm papel fundamental para os seres vivos, já que a �siologia da maioria deles depende de enzimas, que
são moléculas de proteínas que agem como catalisadores, aumentando as velocidades de determinadas reações
bioquímicas.
Catalisador 
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Como calcular as velocidades das reações?
A lei da cinética química é uma maneira de calcular a velocidade de uma reação química. Veja como ela pode ser expressa:
A velocidade de uma reação química, em uma determinada
temperatura, é diretamente proporcional ao produto das
concentrações dos reagentes, elevadas aos seus expoentes, por uma
constante.
A equação matemática que representa a lei da cinética química para a seguinte reação genérica (aA + bB → cC + dD) é:
Os expoentes α e β em uma lei de velocidade são chamados ordens de reação.
A seguir, aprenderemos sobre a ordem de reação.
 
Ordem de reação
Tomemos como exemplo a seguinte reação: 
 
  
 
  Onde a lei da velocidade é: 
 
 
 
  Como o expoente é igual a 1, a reação é dita de 1ª ordem. 
 
  Como já estudado, os valores dos expoentes devem ser determinados experimentalmente, mas, na maioria das leis de
velocidade, as ordens de reação são O, 1 ou 2. 
 
  Entretanto, ocasionalmente, encontramos leis de velocidade nas quais a ordem da reação é negativa ou até mesmo
fracionária, como pode ser visto no exemplo a seguir: 
 
  
 
A ordem global da reação é a somadas ordens em relação a cada reagente na lei de velocidade. 
 
  No exemplo acima, a ordem global seria de 3/2, já que seria a soma dos coe�cientes 1+ ½, que é igual a 3/2.
Os expoentes da lei da velocidade NÃO SÃO necessariamente iguais aos coe�cientes estequiométricos utilizados para
equilibrar a equação, a não ser que essa reação seja elementar, isto é, que ocorra em uma única etapa.   
 
Para as reações não elementares, a etapa determinante da ordem da reação será sempre a etapa lenta. 
 
Exemplo: 
   
 
Considerando que esta reação ocorre em duas etapas, temos que:   
 
Etapa 1 (lenta): 
Etapa 2 (rápida): 
  
 
Considerando os coe�cientes dos reagentes na etapa lenta, podemos escrever a seguinte lei da reação:   
 
   
 
Por esta expressão de velocidade, podemos a�rmar que esta reação é de: 
1ª ordem em relação a H . 
2ª ordem em relação a NO. 
3ª ordem em relação à reação global (soma dos expoentes: 1+2 = 3).   
 
Observe que os coe�cientes da equação global NÃO SÃO iguais aos expoentes presentes na expressão da lei da
velocidade.   
 
2 (g)  →  4N (g)  +   (g)  N2O5 O2 O2
V   =  k[ ]N2O5
CHC (g) + C (g) → CC + HCL(g)V elocidade = k[CHC J [CI3 I2 I4 I3 I2 ]
1/2
 2  (g)  +  2 NO(g)  →  1  (g)  +  2  O(l) :H2 N2 H2
1  (g)  +  2 NO(g)  →  1  Og)  +  2  O(l)H2 N2 H2
1  Og)  +  2  O(l)  →  1  (g)  +  2  O(l)N2 H2 N2 H2
v = k[H2 . [NO]1 ]2
2
Caso a concentração de um reagente não altere a velocidade de uma reação, a ordem de reação dessa substância será igual a zero, pois ela
não participa da equação da velocidade.   
 
As leis de velocidade podem ser convertidas em equações que nos dizem quais são as concentrações dos reagentes ou produtos a qualquer
momento durante o curso da reação.
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Atividade
1- (FUVEST) Ao abastecer um automóvel com gasolina, é possível sentir o odor do combustível a certa distância da bomba. Isso
signi�ca que, no ar, existem moléculas dos componentes da gasolina, que são percebidas pelo olfato. 
 
Mesmo havendo, no ar, moléculas de combustível e de oxigênio, não há combustão nesse caso. Três explicações diferentes
foram propostas para isso: 
 
I. As moléculas dos componentes da gasolina e as do oxigênio estão em equilíbrio químico e, por isso, não reagem. 
 
II. À temperatura ambiente, as moléculas dos componentes da gasolina e as do oxigênio não têm energia su�ciente para iniciar a
combustão. 
 
III. As moléculas dos componentes da gasolina e as do oxigênio encontram-se tão separadas que não há colisão entre elas. 
 
  Entre as explicações, está correto apenas o que se propõe em:
a) I
b) II
c) III
d) I e II
e) II e III
2. O grá�co a seguir refere-se ao diagrama energético de uma reação química (reagentes → produtos), onde se veem destacados
dois caminhos de reação:
Após uma análise das entalpias dos reagentes, dos produtos e dos valores a, b, c e d, podemos a�rmar que:
a) A reação é endotérmica e a presença do catalisador diminuiu o H de a para b.∆
b) A reação é endotérmica e a representa o H com a presença do catalisador.∆
c) A reação é exotérmica e a energia de ativação, sem a presença do catalisador, é representada por c.
d) A presença do catalisador diminuiu o H da reação representada por c.∆
e) A presença do catalisador diminuiu a energia de ativação de a para b e mantém constante o H da reação representada por d.∆
Ordem zero
Reações de ordem zero são aquelas em que a velocidade não varia com a concentração do reagente. Este tipo de reação
sempre é uma reação não elementar. 
 
Considere a seguinte reação de ordem zero:
A produtos
Para essa reação, a velocidade pode ser escrita como:
→
Integrando a equação nos limites de , que seria a concentração inicial no tempo zero, até , que seria a concentração no
tempo t, temos que:
CAo CA
 −d = kdt∫ CA
CA0
CA ∫
t
0
= − ktCA CA 
Essa equação nos mostra que a
concentração do reagente diminui de
forma linear com o tempo.
O grá�co a seguir indica a variação de concentração com o tempo para uma reação de ordem zero.
Utilizando este tipo de grá�co, construído a partir de dados experimentais, pode-se calcular a constante de velocidade k da
reação, porque k é igual ao coe�ciente angular da reta.
O tempo de meia-vida de uma reação é o tempo necessário para que a
concentração inicial de um reagente seja reduzida à metade de seu valor
inicial. Dessa de�nição deriva um conceito muito utilizado em cinética
química: o de tempo de meia-vida (t1/2).
Utilizando-se a equação para calcular a meia−vida de uma reação de ordem zero, deve−se fazer:= − ktCA CA
  = 0, 5CA CA0
Substituindo, temos que:
0, 5 = − k.CA0 CA0 t1/2
k. = − 0, 5t1
2
CA0 CA0
=t1/2
.0,5CA0
k

Logo:
=t1/2
CA0
2k
Pela análise dessa equação, é possível observar que o tempo de meia-vida de uma reação de ordem zero é diretamente
proporcional à concentração inicial do reagente.
Reações de primeira ordem
Uma reação de primeira ordem é aquela na qual a velocidade da reação varia diretamente com a concentração do reagente.  
 
Considerando-se uma reação genérica A produtos, tem-se:
 
 
É importante observar que a unidade da constante de velocidade k neste tipo de reação tem unidades de , como,
por exemplo, , etc. 
 
Integrando a equação nos limites de , que seria a concentração inicial no tempo zero, até , que seria a concentração no
tempo t, temos que:
→
− = k
dCA
dt
CA
[temp ]o−1
s−1 h−1
CA0 CA
−d = kdt∫ CA
CA0
CA ∫
t
0
Resolvendo a integral:
Com o uso dessa equação, é possível construir um grá�co de contra t, obtendo-se o seguinte:
−In + In = k(t − 0)CA CA0
In( ) = ktCA0
CA
In
CA0
CA
O coe�ciente angular dessa reta é igual à constante de velocidade k.
Utilizando-se a forma exponencial, temos:
O grá�co dessa equação nos mostra que a variação da concentração com o tempo para uma reação de primeira ordem é
exponencial, como é possível observar a seguir:
=CA CA0 e
−kt
Meia-vida
Meia-vida é um dado muito importante para as reações de primeira ordem.
Quando , tem-se .
Para uma reação de primeira ordem, temos que:
t = t1/2 = 0, 5 CA CA0
= in ( ) = In 2t1/2 1k
1
1−0,5
1
k
=t1/2
ln2
k
Atenção
A análise dessa equação nos mostra um fato importante: o tempo de meia-vida não depende da concentração inicial do reagente.
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Reações de segunda ordem
Uma reação é de segunda ordem quando a velocidade da reação varia com o quadrado da concentração do reagente. Reações
de segunda ordem – reação monomolecular:
A produtos 
Diferenciando: 
→ v = kC 2
A
− = k
dCA
dt
C 2
A
É importante observar que, neste caso, a constante de velocidade k tem
unidade de [concentração ].[tempo ].-1 -1
Integrando a equação nos limites de , que seria a concentração inicial no tempo zero, até , que seria a concentração no
tempo t, temos que:
CA0 CA
− = k dt∫ CA
CA0
dCA
C
2
A
∫ t0
− = k(t − 0)1
CA
1
CA0
− + kt1
CA
1
CA0
Essa equação é uma equação de uma reta.
O coe�ciente angular do grá�co do inverso da concentração em função do tempo de reação nos fornece a constante de
velocidade k. 
Para obter a equação da meia-vida, deve-se fazer  na equação:
Desta forma:
= 0, 5.CA CA0
− + kt1
CA
1
CA0
= .t1/2
1
kCA0
0,5
(1−0,5)
t1/2= 1
kCA0
Atenção
O tempo de meia-vida para uma reação de segunda ordem é inversamente proporcional à concentração inicial do reagente.
Atividade
3. Entre os possíveis destinos do NO na química atmosférica, está a decomposição para formar NO e O . Essa reação foi
estudada a 370ºC e os resultados obtidos foram os seguintes:
Tempo (s)
0 0,300
5 0,0197
10 0,0100
15 0,007
20 0,0052
25 0,0041
30 0,0035
Com base nesses dados, determine a constante de velocidade (k):
2 2
[N ]O2
(mol. )L−1
 a) 9,47L.mol-1s-1
b) 3,38L.mol-1s-1
c) 18,48L.mol-1s-1
d) 2,45L.mol-1s-1
e) 7,89L.mol-1s-1
4. Um reagente genérico A reage para formar o produto P. Fazendo um grá�co do inverso da concentração de A versus o tempo,
encontra-se uma reta. Quando a concentraçãoinicial de A é igual a 1,0x10 mol/L, o seu tempo de meia-vida vale 20 minutos.-2
a) 0,2 L/min.mol
b) 2 L/min.mol
c) 5 L/min.mol
d) 10 L/min.mol
e) 0,1 L/min.mol
5. A duração do efeito de alguns fármacos está relacionada à sua meia-vida, tempo necessário para que a quantidade original do
fármaco no organismo se reduza à metade. 
 
A cada intervalo de tempo correspondente a uma meia-vida, a quantidade de fármaco existente no organismo no �nal do intervalo
é igual a 50% da quantidade no início desse intervalo.
O grá�co anterior representa, de forma genérica, o que acontece com a quantidade de fármaco no organismo humano ao longo
do tempo. 
A meia-vida do antibiótico amoxicilina é de 1 hora. Assim, se uma dose desse antibiótico for injetada às 12h em um paciente, o
percentual dessa dose que restará em seu organismo às 13h30min será aproximadamente de:
a) 10%
b) 15%.
c) 25%.
d) 35%.
e) 50%
Notas
Título modal 1
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Referências
ATKINS, P., PAULA, J., SMITH, D. Físico-química: fundamentos. 6. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2018.
 
FUCHS & WANNMA. Farmacologia Clínica. Rio de Janeiro: Guanabara Koogan, 1992, p. 40.
 
LEVINE, Ira. Físico-química. Rio de Janeiro: LTC, 2012.
Próxima aula
Equação de Arrhenius;
Catálise em heterogênea e homogênea;
Teoria das colisões para reações bimoleculares;
Teoria do estado de transição em termos termodinâmicos.
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