Aula_09_-_Cinética_Química_-_CN_2024-19-21

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Prof. Thiago Cardoso 
 
 
 
AULA 09 – CINÉTICA QUÍMICA 
Tabela 1: Dados sobre a Velocidade da Reação de Formação da Amônia 
Experimento [N2] (mol/L) [H2] (mol/L) Velocidade (mol/(L.s)) 
I 0,100 0,100 0,400 
II 0,200 0,100 0,800 
III 0,100 0,200 1,600 
 
 Entre os experimentos I e II, o que varia é a concentração de nitrogênio. Como vimos, a velocidade 
de reação é diretamente proporcional à concentração desse reagente. Ou seja, devemos esperar que, 
quando a concentração de nitrogênio duplica, realmente a velocidade de reação duplica. Podemos 
escrever matematicamente: 
𝑣𝐼𝐼
𝑣𝐼
= (
[𝑁2]𝐼𝐼
[𝑁2]𝐼
)
1
 
 Verificando os dados fornecidos: 
0,800
0,400
= (
0,200
0,100
)
1
 
2 = 21 (𝑜𝑘) 
 Como os dados fornecidos bateram com a lei de velocidade, concluímos que houve coerência. 
Vamos analisar os experimentos I e III. 
 Entre os experimentos I e III, o que varia é a concentração de hidrogênio. Como vimos, a velocidade 
de reação é diretamente proporcional ao quadrado da concentração desse reagente. Ou seja, devemos 
esperar que, quando a concentração de hidrogênio duplica, a velocidade de reação deve quadruplicar. E 
isso, de fato, aconteceu, como podemos checar matematicamente: 
𝑣𝐼𝐼𝐼
𝑣𝐼
= (
[𝐻2]𝐼𝐼
[𝐻2]𝐼
)
2
 
 Verificando os dados fornecidos: 
1,600
0,400
= (
0,200
0,100
)
2
 
4 = 22 (𝑜𝑘) 
 Como as duas verificações foram coerentes, podemos concluir que a Tabela 1, de fato, representa 
uma reação, cuja lei de velocidade é 𝑣 = 𝑘. [𝑁2]. [𝐻2]
2. 
 Podemos, ainda, determinar a constante de velocidade da reação utilizando qualquer um dos 
experimentos. Por exemplo, tomemos o experimento I. 
𝑣𝐼 = 𝑘. [𝑁2]𝐼 . [𝐻2]𝐼
2 
 Substituindo os valores do experimento I, temos: 
0,800 = 𝑘. 0,1. (0,1)2 
 
 
 
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0,800 = 𝑘. 10−3 
∴ 𝑘 =
0,8
10−3
= 0,8.103 = 800 
 Com isso, a lei de velocidade referente aos experimentos da Tabela 1 é: 
𝑣 = 800. [𝑁2]. [𝐻2]
2 
 Podemos utilizar essa ideia também para determinar a ordem de reação experimental em relação 
a um determinado reagente. Por exemplo, a reação de decomposição da água oxigenada é mais rápida 
na presença de iodeto de potássio (KI). 
Obs.: O iodeto de potássio é o catalisador. Veremos mais adiante nesse capítulo como os 
catalisadores participam e aceleram uma reação química. 
𝐻2𝑂2(𝑎𝑞)
𝐼−(𝑎𝑞)
→ 𝐻2𝑂(𝑙) +
1
2
𝑂2(𝑔) 
 O iodeto de potássio não é um reagente, mas é um participante da reação que influencia na sua 
velocidade, como mostrado na Tabela 2. 
Tabela 2: Dados sobre a Velocidade da Decomposição do Peróxido de Hidrogênio 
Experimento [H2O2] (mol/L) [I–] (mol/L) Velocidade (mol/(L.s)) 
I 0,100 0,100 0,05 
II 0,200 0,100 0,10 
III 0,200 0,200 0,20 
 
 Entre os experimentos I e II, somente a concentração de peróxido de hidrogênio (H2O2) variou. 
Portanto, a razão entre as velocidades nesses experimentos é igual à razão entre as concentrações do 
reagente elevadas à sua ordem de reação. 
𝑣𝐼𝐼
𝑣𝐼
= (
[𝐻2𝑂2]𝐼𝐼
[𝐻2𝑂2]𝐼
)
𝛼
 
0,10
0,05
= (
0,200
0,100
)
𝛼
 
2 = 2𝛼 ∴ 𝛼 = 1 
 Entre os experimentos II e III, somente o que varia é a concentração do iodeto (I–), portanto, 
podemos comparar esses experimentos. 
 Mais uma vez, a razão entre as velocidades de reação é igual à razão entre as concentrações de 
íon iodeto elevadas à sua ordem de reação. 
𝑣𝐼𝐼𝐼
𝑣𝐼𝐼
= (
[𝐼−]𝐼𝐼𝐼
[𝐼−]𝐼𝐼
)
𝛽
 
 
 
 
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0,20
0,10
= (
0,200
0,100
)
𝛽
 
2 = 2𝛽 ∴ 𝛽 = 1 
 Sendo assim, a lei de velocidade de reação é: 
𝑣 = 𝑘. [𝐻2𝑂2]
1. [𝐼−]1 
 Podemos também calcular a lei de velocidade aplicando essa expressão em qualquer um dos 
experimentos. Por exemplo, no experimento I: 
𝑣𝐼 = 𝑘. [𝐻2𝑂2]𝐼 . [𝐼
−]𝐼 
0,05 = 𝑘. (0,1)1. (0,1)1 
0,05 = 𝑘. 0,01 ∴ 𝑘 =
0,05
0,01
= 5 
 Sendo assim, a lei de velocidade da reação é: 
𝑣 = 5. [𝐻2𝑂2]
1. [𝐼−]1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Os sólidos e líquidos possuem volume fixo, portanto, a sua concentração molar é sempre constante. A 
concentração molar, nesses casos, pode ser calculada em função de sua densidade. 
𝐶 =
𝑛
𝑉
=
𝑚
𝑀.𝑉
=
𝑑
𝑀
 
 Como a densidade e a massa molar de um sólido ou líquido são constantes, também serão 
constantes as suas concentrações. Dessa maneira, se eles participarem de uma reação química elementar, 
suas concentrações não devem ser incluídas na lei de velocidade. 
 Por exemplo suponha que a redução do ferro por monóxido de carbono (CO) seja elementar. 
𝐹𝑒𝑂(𝑠) + 𝐶𝑂(𝑔) → 𝐹𝑒(𝑠) + 𝐶𝑂2(𝑔) 
 Supondo elementar, a lei de velocidade dessa reação depende somente da concentração do gás.