Aula 07 - Cinética Química - Parte II

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Físico-química aplicada à farmácia
Aula 7: Cinética química – Parte II
Apresentação
As moléculas devem possuir uma quantidade mínima de energia para que uma reação efetiva ocorra, pois, para que os
produtos sejam formados, as ligações químicas das moléculas dos reagentes devem ser quebradas e a quebra de ligação
requer energia.
Chama-se de energia de ativação (Ea) a energia mínima necessária para que uma reação química ocorra. A Ea é uma
“barreira” de energia que deve ser vencida antes que os reagentes se tornem produtos. Dessa forma, quanto maior o valor
de Ea, menor a velocidade de uma reação a uma dada temperatura. Para estudarmos tal variação, utilizaremos a Equação
de Arrhenius, que mostra a dependência das velocidades de reação com relação à temperatura.
Ainda, nesta aula, de�niremos o que é um catalisador, como atuam e, também, os tipos de catálise que existem.
Objetivos
Calcular com a Equação de Arrhenius;
Explicar catálise;
Diferenciar catálise homogênea e heterogênea.
Equação de Arrhenius
Experimentalmente, é possível observar que, para a maioria
das reações, a velocidade de uma reação química aumenta
com a elevação da temperatura, mas a extensão deste
aumento varia de acordo com a reação.
O que causa variação da velocidade de reação com a
temperatura é o fato de que a constante k se altera quando
a temperatura é modi�cada.
 Fonte: Shutterstock
Van’t Hoff, químico holandês, observou empiricamente que a cada 10°C de
elevação da temperatura, a velocidade da reação duplica.
Logo:
≈ 2
+10kt
kt
Em 1889, o químico sueco Svante Arrhenius propôs outra equação empírica que proporciona melhores resultados:
Equação de Arrhenius
A Equação de Arrhenius também pode ser escrita como:
lnk = lnA −
Ea
RT
Para saber a variação de k com a temperatura, temos que, primeiramente, derivar a Equação de Arrhenius:
=d  ln k
dt
Ea
RT 2
Integrando entre os limites de temperatura e , onde teremos as constantes de velocidade e , temos:T1 T2 k1 k2
ln = ( − )k2
k1
Ea
R
1
T1
1
T2
O grá�co a seguir de ln k x 1/RT representa a Equação de Arrhenius, de acordo com esta última equação, onde podemos
observar que o coe�ciente angular nos dá a Energia de Ativação (Ea) da reação.
Investigação Aplicada ao Processo de Minerais e Hidrometalurgia - Figura Cientí�ca no ResearchGate. 
Disponível Aqui <https://www.researchgate.net/�gure/Figura-85-Obtencion-gra�ca-de-la-energia-de-activacion-a-partir-de-la-ecuacion_�g31_313209279> . [acesso
em: 9 jan, 2020]
Atenção
O cálculo da Energia de Ativação é a contribuição de Arrhenius mais importante: a suposição de que as reações químicas são
ativadas, ou seja, precisam de certa energia para ocorrer. Dessa forma, processos com baixa energia de ativação ocorrem
rapidamente, enquanto processos com alta energia de ativação ocorrem mais lentamente.
A seguir veja dois exemplos da aplicação da Equação de Arrhenius:
https://www.researchgate.net/figure/Figura-85-Obtencion-grafica-de-la-energia-de-activacion-a-partir-de-la-ecuacion_fig31_313209279
Clique nos botões para ver as informações.
Exemplos da aplicação da Equação de Arrhenius 
Exemplo 1
A seguinte tabela mostra as constantes de velocidade para o rearranjo de isonitrila de metila a várias temperaturas:
Temperatura (°C)
189,7 2,52 x 
198,9 5,25 x 
230,3 6,30 x 
251,2 3,16 x 
K ( )s−1
10−5
10−5
10−4
10−3
a) A partir desses dados, calcularemos a energia de ativação para a reação. 
b) Encontraremos o valor da constante de velocidade a 430K.
Vamos lá.
Convertendo as temperaturas para kelvins e pegando o inverso de cada temperatura, 1/T, e o logaritmo natural de cada
constante de velocidade, temos que:
T (K) 1/T (K-1) lnk
462,9 2,160 x10-3 - 10,589
472,1 2,118 x10-3 - 9,855
503,5 1,986 x10-3 - 7,370
524,4 1,907 x10-3 - 5,757
Um grá�co de ln k versus 1/T resulta em uma reta, e o coe�ciente angular é calculado pela tangente, escolhendo-se dois
pontos bem separados.
= = −1, 9x
∆y
∆x
−6,6 − (−10,4)
0,00195 − 0,00215 10
4
A tangente é igual a -Ea/R 
-Ea /R = -1,9 x 10 
Ea = R. 1,9 x 10 
R = 8,314J/mol.K 
Ea = 157890J/mol ≈ 160kJ 
 
  Para determinar a constante de velocidade k na temperatura T = 430,0 K, vamos usar k = 2,52 x 10 s e T = 462,9 K (escolhidos
aleatoriamente). 
 
Ln ( k1/2,52x10 s )= 160/8,31. (1/462,9 -1/430).1000 = - 3,18
k1/2,52x10 s = 𝑒 = 4,15 x 10 
k1 = 4,15 x 10 . 2,52x10 = 1,0x10 s 
Exemplo 2
O ozônio pode ser convertido em , por meio da reação com radicais de óxido de hidrogênio:
Os seguintes valores foram obtidos experimentalmente:
4
4
Atenção! Aqui existe uma videoaula, acesso pelo conteúdo online
1 1 2
−5 −1
2
−5 −1
−5 −1 −3,18 −2
−2 −5 −6 −1
O2
HO. + → H . +O3 O2 O2
k (L/mol.s) TEMPERATURA (K)
1,0 x 10 220
5,1 x 10 340
1,1 x 10 450
7
7
8
Essa reação exibe comportamento de Arrhenius?
Calcularemos a Energia de Ativação a partir desses dados.
Temos os dados para construção do grá�co:
k (L/mol.s) Ln k TEMPERATURA (K) 1/T
1,0 x 10 16,1 220 4,5 x 10
5,1 x 10 17,7 340 2,9 x 10
1,1 x 10 18,5 450 2,2 x 10
7 −3
7 −3
8 −3
Agora, vamos representar gra�camente lnk (x) e 1/T (y).
Como o grá�co é linear, segue comportamento de Arrhenius.
Para o cálculo de Ea, vamos usar o coe�ciente angular da equação da reta tirada do grá�co:
Y = -1036 + 20,748
ln k = lnA - 
 = - 1036
Ea = 1038 . 8,314
Ea = 8613,3J/mol
Ea = 8,6kJ/mol
.Ea
R
1
T
−Ea
R
Atividade
1. Observe o grá�co:
Fonte: (CESPE - 2016 - POLÍCIA CIENTÍFICA - PE - Perito Criminal – Química)
A partir da Equação de Arrhenius e do grá�co precedente, correspondente ao logaritmo neperiano da constante de velocidade
(k) em função do inverso da temperatura (T), em graus kelvin, para as reações A e B, é correto a�rmar que a reação A apresenta
energia de ativação:
a) Inferior à da reação B e fator de frequência superior.
b) Superior à da reação B e o mesmo fator de frequência.
c) E fator de frequência inferiores aos da reação B.
d) E fator de frequência superiores aos da reação B.
e) Superior à da reação B e fator de frequência inferior.
Catálise
Nas aulas anteriores, vimos que quando os reagentes apresentam quantidades de energia maiores do que os produtos, a
reação química ocorre espontaneamente e que a energia que leva à reação a ocorrer é a energia livre de Gibbs.
Viu-se que a diminuição de energia livre, ou seja, um G negativo, está associada a reações que ocorrem espontaneamente.
Atenção! Aqui existe uma videoaula, acesso pelo conteúdo online
∆
Embora muitas reações apresentem um G negativo, a velocidade
com que algumas reações espontâneas ocorrem é tal que pode levar
um tempo muito longo para que alguma alteração nas concentrações
dos reagentes ocorra.
∆
Um bom exemplo da questão do tempo é a reação do oxigênio gasoso com o hidrogênio gasoso, que praticamente não ocorre
à temperatura ambiente, mas, se for adicionada uma pequena quantidade de platina em pó nessa mistura, a reação ocorrerá
instantaneamente, como está esquematizado a seguir.
 Temperatura ambiente – não ocorre
 Temperatura ambiente – ocorre instantaneamente
2 + → 2 OH2 O2  H2
2 + 2 OH2 O2  − →−−
Platina
H2
Podemos, então, dizer que a reação de H2(g) com O2(g) é catalisada pela
presença de platina sólida.
Um experimento caseiro que demonstra bem a ação dos
catalisadores pode ser feito adicionando açúcar a um
refrigerante.
Os refrigerantes carbonatados contêm dióxido de carbono
(gás carbônico), que pode ser eliminado mais facilmente
com adição de açúcar, onde percebe-se a formação de
bolhas do gás deixando a solução.
 Copo de refrigerante (Fonte: Freepik).
Catalisador
É possível dizer que a catálise pode ser de�nida como o aumento da velocidade de uma reação, provocado por um
catalisador.
Um catalisador pode ser de�nido como uma substância que aumenta a velocidade de uma reação química, sem ser
consumido durante a mesma, ou seja, sofra uma variação química permanente no processo.
O catalisador aumenta a velocidade da reação porque fornece outro caminho para a mesma, onde aEnergia de Ativação (Ea) é
menor. O catalisador atua mudando o mecanismo da reação, por se combinar com os reagentes em um sistema que pode ser
monofásico (catálise homogênea) ou polifásico (catálise heterogênea), como estudaremos mais tarde, ainda nesta aula.
Como pode ser visto na �gura a seguir, que apresenta a reação , ocorrendo na presença e na ausência de
catalisador, é possível observar a diminuição de EA causada pela presença do catalisador.
+ → 2 HIH2 I2
Fonte: Brasil escola.
A energia de ativação para esta reação sem catalisador é de 45kcal/mol, e
com a presença do catalisador (platina em pó), passa a ser de 14 kcal/mol.
A reação catalisada e a não catalisada apresentam o mesmo G, o mesmo S e o mesmo H da reação, o que indica que o
catalisador não altera o estado �nal da reação, reduzindo a energia de ativação e aumentando a velocidade com que o estado
�nal é obtido.
É possível a�rmar que a combinação entre o reagente e o catalisador forma um composto intermediário, que em seguida se
transforma, originando o produto e o catalisador.
∆ ∆ ∆
Fonte: Brasil escola.
Atenção
É importante observar que o catalisador acelera tanto a reação direta quanto a inversa, o que signi�ca que ele diminui a energia de
ativação de ambas.
Em resumo, podemos a�rmar que:
1
Os catalisadores permanecem inalterados ao �nal da reação.
2
Os catalisadores são usados em pequenas quantidades.
3
Os catalisadores não alteram o estado de equilíbrio.
4
Catalisador positivo é aquele que aumenta a velocidade da
reação, como, por exemplo: + OH2 H2O2 →
Pt
H2
5
Catalisador negativo ou inibidor é aquele que diminui a
velocidade da reação, como: O  +  1/2 H2O2 −→
H+
H2 O2
Inibidores
São substâncias, que ao contrário dos catalisadores, aumentam a energia de ativação e, como consequência, diminuem a
velocidade da reação química.
O inibidor pode ser chamado também de veneno de catalisador.
Exemplo
Caso o H S entre no processo, este irá parar por envenenamento do catalisador .
S + SO2 H2O2 −→−
v2O5
O3
2 V2O5
Em função dos estados físicos dos reagentes e produtos, a catálise pode ser homogênea ou heterogênea, como veremos a
partir de agora.
Catálise homogênea
Uma catálise é dita homogênea quando reagentes e catalisador estão no mesmo estado físico, formando um sistema
monofásico.
A decomposição de uma solução de peróxido de hidrogênio está representada a seguir:H2O2
2 (aq) → 2 O(l) + (g)H2O2 H2 O2
Na �gura, vemos três tubos de ensaio, onde mostra-se que:
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. São Paulo: Prentice-Hall, 2005.
Na ausência de um catalisador, decompõe-se muito lentamente.
Várias substâncias são capazes de catalisar a reação, incluindo íon brometo, Br (aq).
O íon brometo reage com o peróxido de hidrogênio em soluções ácidas, formando bromo aquoso e água. Logo após a adição
de uma pequena quantidade de ao , a solução torna-se marrom devido ao gerado.
Caso esses fossem os produtos da reação, o íon brometo não seria um catalisador porque ele se alterou durante a reação.
Entretanto, o peróxido de hidrogênio também reage com Br2(aq) formado, regenerando o ion brometo.
(aq)H2O2
-
NaBr(aq) (aq)H2O2 Br2
2B (aq) + (aq) + 2 → B (aq) + 2 O(I)r− H2O2 H
+ r2 H2
B (aq) + (aq) → 2B (aq) + 2 (aq) + (g)r2 H2O2 r
− H+ O2
O aparecimento de leva à rápida evolução de , o que �ca evidente pelo borbulhamento que ocorre. 
 
  Depois que todo o se decompôs, obtém-se uma solução incolor de NaBr(aq).
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. São Paulo: Prentice-Hall, 2005.
Br2 O2
H2O2  
Exemplo
Um exemplo importante é a produção de (L)-DOPA (3,4-dihidroxifenilalanina), um fármaco usado no tratamento da Doença de
Parkinson. Esse processo consiste na hidrogenação assimétrica da azalactona na presença do catalisador (R,R)-DIPAMP(6).
Tipos de catalisadores
Entre os principais tipos de catalisadores podemos destacar:
1
Enzimas
Catalisadores biológicos, que aceleram importantes reações
do metabolismo de seres vivos.
2
Metais
Principalmente os metais de transição, como platina (Pt),
paládio (Pd), e níquel (Ni).
3
Ácidos
Os íons são catalisadores de diversas reações.H+
4
Bases
As hidroxilas (OH ) também atuam como catalisadores.−
5
Óxidos metálicos
Como, por exemplo, , MgO etc.A ,  l2O3 V2O5
Catálise heterogênea
Acontece quando o catalisador e os reagentes se encontram em fases diferentes e ocorre pela adsorção dos reagentes à
superfície do catalisador.
Caracteriza-se pelo uso de sólidos que possuam grandes áreas super�ciais, porque quanto maior a área super�cial do
catalisador, maior a adsorção. Os catalisadores heterogêneos podem ser porosos, peneiras moleculares, monolíticos,
suportados, não suportados.
Exemplo
Como exemplo da catálise heterogênea, podemos citar a síntese do Valsartan, um fármaco utilizado no tratamento da
hipertensão e insu�ciência cardíaca, que ocorre na presença acetato de paládio.
A catálise é muito útil para a indústria química, já que quantidades de catalisadores podem ser usadas várias vezes, o que
torna o processo barato. Veja alguns dos materiais que utilizam a catálise no processo de fabricação:
Plásticos Amoníaco
Ácido nítrico Toda a indústria petroquímica
Cerca de 80% dos produtos orgânicos produzidos atualmente são obtidos com a ajuda de catalisadores.
Atenção! Aqui existe uma videoaula, acesso pelo conteúdo online
Atividade
2. Observe o grá�co de uma reação efetuada com e sem catalisador:
De quanto foi a diminuição da Energia de ativação causada pela presença do catalisador?
a) 10
b) 20
c) 40
d) 50
e) 70
3. A hidrólise do brometo de metila pode ser representada pela equação abaixo e pelo grá�co a seguir:
Com relação a essa reação, assinale a alternativa que contém a a�rmação INCORRETA:
1C B + 2 → 1C O + 1 + 1 BH3 r(ℓ) H2O(ℓ) H3 H(ℓ) H3O
1+
(aq) r
1−
(aq)
Fonte: Brainly.com
a) O íon I  é catalisador da reação, que se processa com liberação de calor.1−(aq)
b)  é a energia de ativação do catalisador, que é o I .E4 1−(aq)
c)  é o abaixamento de energia de ativação devido ao catalisador.E3
d)  é a variação de entalpia da reação, que é exotérmica.E5
e)  é a energia de ativação sem catalisador e  é a energia de ativação com catalisador.E1 E2
4. A água que forma os oceanos gotejou das nuvens, depois que a temperatura elevada no interior da jovem Terra retirou átomos
de oxigênio e hidrogênio de rochas constituídas de compostos, como a mica. 
 
  As moléculas então formadas foram levadas à superfície em rios de lava, depois foram liberadas como vapor d'água, formando
grandes nuvens. Desse modo, nossos oceanos já foram um dia nossas rochas. 
 
  Sendo dados a reação de formação da água e o grá�co representativo do caminho da reação, ou seja,
Assinale a alternativa CORRETA:
Fonte: Brainly.com
a) A reação de formação da água é endotérmica.
b) A adição de um catalisador aumenta a velocidade de formação da água pois diminui a entalpia de reação.
c) Quanto maior a frequência de colisões efetivas entre as moléculas de e maior a velocidade da reação.H2 O2
d) A velocidade de decomposição de (g) é metade da velocidade de decomposição de (g).H2 O2
e) A velocidade de decomposição de O2(g) é o dobro da velocidade de formação de H2O(g).
NotasReferências
ATKINS, P.; PAULA, J.; SMITH, D. Físico-química: fundamentos. 6. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2018.
 
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. São Paulo: Prentice-Hall, 2005.
 
LEVINE, Ira. Físico-química. Rio de Janeiro: LTC, 2012.
Próxima aula
Enzimas na aceleração de reações bioquímicas;
Mecanismos de reação;
Cálculos cinéticos;
Mecanismo da degradação de fármacos.
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