Cinética Química

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1
Professora (Estagiária): Magda Vieira
Professora Supervisora: Kátia Aquino
Cinética Química
Profa. Kátia Aquino
2
As reações também possuem 
suas velocidades próprias 
http://www.franciscoevangelista.com/2012/07/incendio-residencial-com-vitima-fatal.html
Muito rápida: combustão
Muito lenta: Petróleo
http://maisquecuriosidade.blogspot.com.br/2010/05/coisas-que-voce-nao-sabia-sobre-o.html
3
É a área da química que estuda a velocidade 
das reações e os fatores que a influencia, 
tais como:
• CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES;
• SUPERFÍCIE DE CONTATO;
• TEMPERATURA;
• CATALISADORES/INIBIDORES;
• CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES;
• SUPERFÍCIE DE CONTATO;
• TEMPERATURA;
• CATALISADORES/INIBIDORES;
Cinética Química
4
Observe:
http://www.alunosonline.com.br/quimica/cinetica-quimica.html
5
Br2(aq) + HCOOH (aq) → 2Br-(aq) + 2H+(aq) + CO2 (g)
A cor avermelhada do primeiro becker é por conta do 
bromo. Com o passar do tempo a concentração de bromo 
diminui e é observada a perda de cor do sistema.
Exemplo de reação
tempo
http://quimica2univia.files.wordpress.com/2012/04/clase17.jpg?w=640
6
Velocidade média=− Δ [ A ]
Δt
=
Δ [B ]
Δt
Para a reação: 
 A → B
 Variação da quantidade de um reagente 
ou produto em uma reação química num 
intervalo de tempo.
vm=
Δm
Δt ou
Δn
Δt ou
ΔV
Δt ou
ΔC
Δt
m = massa, n = no mols, V = volume, C = concentração 
molar
 Velocidade média de um
 componente da reação (Vm)
7
Uma reação apresenta uma reação média que pode ser 
obtida pela divisão da velocidade de cada componente da 
reação química pelo respectivo coeficiente estequiométrico.
aA + bB → cC + dD
Vm =
-∆[A]
a∆t
= --∆∆[B][B]
b∆t
=-∆[B] ∆[C]
c∆t
= ∆[D]
d∆t
Exemplo geral:
Velocidade média
da reação (Vm)
8
C4H9Cl(aq) + OH- (aq)  C4H9OH (aq) + Cl- (aq) 
Tempo (s) [C4H9Cl] (M)
0 0,1000
50 0,0905
100 0,0820
150 0,0741
200 0,0671
300 0,0549
400 0,0448
500 0,0368
800 0,0200
Comportamento 
gráfico
9
 
 É a variação na quantidade de um 
reagente ou produto num instante, ou 
seja, no menor intervalo de tempo que 
se possa imaginar.
 
 É a variação na quantidade de um 
reagente ou produto num instante, ou 
seja, no menor intervalo de tempo que 
se possa imaginar.
Velocidade 
instantânea (Vi)
A velocidade instantânea (Vi) pode 
ser obtida através da declividade da 
reta tangente à curva do gráfico 
concentração vs. tempo em um 
determinado instante..
Não esqueça que a declividade 
da reta (m) pode ser obtida 
No gráfico por:
m=(y-yo)/(x-xo )
Escolha seus pontos!
Como calcular Vi?
11
C4H9Cl(aq) + OH- (aq)  C4H9OH (aq) + Cl- (aq) 
Exemplo t=0s:
Velocidade 
instantânea em t=0s
Vi = - (0,060 – 0,100) M
 (200 – 0)
Vi = 2,0 x 10- 4 M/s 
12
C4H9Cl(aq) + OH- (aq)  C4H9OH (aq) + Cl- (aq) 
Exemplo em t=600s:
Velocidade instantânea em 
t=600s
Vi = - (0,017- 0,042) M
 (800 – 400) s
Vi = 6,2 x 10- 5 M/s 
13
COLISÃO ENTRE AS MOLÉCULAS
ORIENTAÇÃO FAVORÁVEL
ENERGIA MÍNIMA
NATUREZA DOS REAGENTES
REAÇÃO QUÍMICA
Condições para que
uma reação ocorra
importante
14
UMA REAÇÃO É UM FENÔMENO PROBABILÍSTICO
1- OS REAGENTES SE ENCONTRAM;
2- O ENCONTRO DE DUAS MOLÉCULAS 
CORRESPONDE A UMA COLISÃO;
SE BASEIA NO MODELO CINÉTICO DOS GASES
3- AS MOLÉCULAS PODEM ( DEPENDENDO DA ENERGIA):
• COLIDIR E SEPARAR 
• COLIDIR, ROMPER LIGAÇÕES E FORMAR NOVAS LIGAÇÕES
4- FREQUÊNCIA COM QUE AS MOLÉCULAS COLIDEM
5- FRAÇÃO DAS COLISÕES QUE APRESENTAM UMA ENERGIA
 MÍNIMA
Teoria da Colisões
COLISÃO ENTRE AS MOLÉCULAS
15
Para que uma reação aconteça é necessário que as 
moléculas dos reagentes colidam com a orientação correta.
ORIENTAÇÃO FAVORÁVEL
http://www.brasilescola.com/quimica/condicoes-para-ocorrencia-reacoes-quimicas.htm
16
Em 1888, o químico sueco Svante Arrhenius 
sugeriu que as moléculas deviam possuir uma 
energia mínima para que pudessem reagir. 
No modelo da colisão, a energia na colisão provém 
da energia cinética das moléculas colidentes.
Em cada colisão, esta energia pode provocar:
• ESTIRAMENTO
• FLEXÃO
• TORÇÃO
• ROMPIMENTO 
Para que a reação aconteça, as moléculas devem apresentar uma 
energia cinética superior ou igual a um certo mínimo. Essa energia
mínima é denominada de Energia de Ativação. 
Fonte: 
http://www.magnet.fsu.edu/education/t
utorials/pioneers/arrhenius.html
ENERGIA MÍNIMA
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Reação endotérmica
Reação exotérmica
Ea = Ecomplexo ativado – E Reagentes
Fonte: http://www.agracadaquimica.com.br/index.php?
&ds=1&acao=quimica/ms2&i=22&id=587
Energia de ativação 
e os gráficos
18
CONCENTRAÇÃO DOS 
REAGENTES
SUPERFÍCIE DE CONTATO
TEMPERATURA
ESTADO FÍSICO DOS REAGENTES
CATALISADORES/ INIBIDORES
Fatores que influenciam
na velocidade de uma reação
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Para a maioria das reações a 
velocidade aumenta com um 
aumento da temperatura.
Para a maioria das reações a 
velocidade aumenta com um 
aumento da temperatura.
TEMPERATURA
CHOQUES 
ENERGIA 
CINÉTICA
VELOCIDADE
TEMPERATURA
20
Um aumento de 10ºC faz com que a 
velocidade da reação dobre.
Um aumento de 10ºC faz com que a 
velocidade da reação dobre.
Temperatura 5ºC 15ºC 25ºC
Velocidade V 2V 4V
Cuidado, pois 
esta regra possui 
limitações, ou 
seja, não é 
sempre válida.
Regra de Van't Hoff
ESTADO FÍSICO DOS REAGENTES
Quanto maior o estado entrópico dos reagentes,
mais rápida será a reação.
Substâncias que estão no estado líquido tende a reagir mais 
rapidamente se as mesmas estiverem no estado sólido. 
Por estarem mais livres, há maior probabilidade de choques
entre as moléculas.
22
SUPERFÍCIE DE CONTATO
http://educacao.uol.com.br/quimica/cinetica-quimica-1-fatores-que-interferem-na-velocidade-das-reacoes.jhtm
23
Quem oxidaria 
mais 
rapidamente?
http://www.roboticasimples.com/artigos.php?acao=10
São substâncias que, quando presentes, 
aumentam (catalisador) ou diminuem 
(inibidor) a velocidade das reações 
químicas, sem serem consumidos.
São substâncias que, quando presentes, 
aumentam (catalisador) ou diminuem 
(inibidor) a velocidade das reações 
químicas, sem serem consumidos.
Os catalisadores/inibidores encontram “caminhos 
alternativos” ou seja, outra rota reacional que 
apresenta uma menor energia de ativação 
(catalisador) ou maior energia de ativação 
(inibidor).
Os catalisadores/inibidores encontram “caminhos 
alternativos” ou seja, outra rota reacional que 
apresenta uma menor energia de ativação 
(catalisador) ou maior energia de ativação 
(inibidor).
CATALISADORES/ INIBIDORES
Fonte: Química Geral – Fundamentos/ Daltamir Justino Maia e J.C. Bianchi. – São Paulo: Pearson 
Prentice Hall, 2007)
• Atuam propiciando uma rota alternativa ;
• A variação de entalpia é a mesma, independente do caminho;
• O catalisador não elimina o caminho A da reação, mas possibilita um caminho B;
• Como o novo caminho envolve energias menores, praticamente toda reação ocorre por 
este caminho.
Catalisador e a Energia 
de ativação
• O catalisador se encontra na mesma fase dos reagentes.
Exemplo: Decomposição da água oxigenada H2O2 (aq) pelo I- (aq) :
 
H2O2 + I-  H2O + IO- 
H2O2 + IO-  H2O + O2 + I- 
 
2H2O2  2H2O + O2 
I-
Água oxigenada+sabão+catalisador
Catálise homogênea
http://www.emdialogo.uff.br/node/3234
• O catalisador não está na mesma fase que os reagentes.
Catálise heterogênea
os catalisadores automotivos
http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/catalise-heterogenea.htm
• Enzimas sãoproteínas com um ou mais sítios ativos tipo cavidade, 
onde a reação ocorre;
• São catalisadores biológicos que funcionam modificando moléculas 
de substrato para promover reações.
Catálise enzimática
http://www.mundoeducacao.com.br/biologia/enzimas.htm
• É uma reação onde os produtos da reação agem como catalisador 
da própria reação;
• A reação é cada vez mais rápida à medida que esta vai progredindo;
Autocatálise
3 Cu(s) + 8 HNO3(aq) → 3 Cu(NO3)2(aq) + 2 NO(g) + 4 H2O(l)
catalisador
http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/autocatalise.htm
30
CONCENTRAÇÃO DOS 
REAGENTES
http://www.marco.eng.br/cinetica/trabalhodealunos/CineticaBasica/influencia.html
A velocidade da reação diminui quando as 
concentrações dos reagentes diminuem.
A velocidade da reação diminui quando as 
concentrações dos reagentes diminuem.
A velocidade da reação diminui com o 
passar do tempo.
A velocidade da reação diminui com o 
passar do tempo.
Os dados cinéticos são geralmente obtidos a partir 
da velocidade inicial da reação.
Os dados cinéticos são geralmente obtidos a partir 
da velocidade inicial da reação.
Concentração x velocidade
Dado a REAÇÃO ELEMENTAR abaixo:
aA + bB  cC + dD 
V = K[A]a. [B]b
A lei de velocidade será dada por::
a e b  são os expoentes de A e B, 
que correspondem aos coeficientes 
estequiométricos da reação.
“ A velocidade de uma reação química 
elementar, a uma dada temperatura, é 
diretamente proporcional ao produto das 
concentrações dos reagentes, em mol/L, 
elevadas aos seus respectivos 
coeficientes estequiométricos.”
“ A velocidade de uma reação química 
elementar, a uma dada temperatura, é 
diretamente proporcional ao produto das 
concentrações dos reagentes, em mol/L, 
elevadas aos seus respectivos 
coeficientes estequiométricos.”
Fonte: 
http://en.wikipedia.org/wiki/Cato_Maximilian_Guldberg
A lei de velocidade das reações (ou lei de 
Guldberg –Waage) foi proposta em 1867 
pelos cientistas noruegueses Cato 
Maximilian Guldberg (1836-1902) e Peter 
Waage (1833-1900)
Lei da velocidade 
reação elementar
Reação elementar:
Ocorre em uma única etapa;
Não há formação de intermediários;
Os produtos se formam diretamente da colisão dos reagentes;
A lei de velocidade apresenta os expoentes iguais aos coeficientes da 
reação.
Reação elementar:
Ocorre em uma única etapa;
Não há formação de intermediários;
Os produtos se formam diretamente da colisão dos reagentes;
A lei de velocidade apresenta os expoentes iguais aos coeficientes da 
reação.
REAÇÕES ELEMENTARES GERAIS
Exemplos Molecularidade Lei de Velocidade
A  produtos Unimolecular V=K[A]
2A produtos Bimolecular V=K[A]2
A + B produtos Bimolecular V=K[A] [B]
Mecanismo de reação:
 Cada etapa é uma reação elementar;
 Na soma algébrica das etapas, os compostos 
intermediários desaparecem na reação global;
Mecanismo de reação:
 Cada etapa é uma reação elementar;
 Na soma algébrica das etapas, os compostos 
intermediários desaparecem na reação global;
Reação não elementar:
Ocorrem em um conjunto de etapas, chamado mecanismo de 
reação.
Reação não elementar:
Ocorrem em um conjunto de etapas, chamado mecanismo de 
reação.
A velocidade da reação não elementar depende
apenas da etapa lenta
Reação não elementar
Reação genérica: 2A + 3B + C  Produtos2A + 3B + C  Produtos
Experimento [A]0(mol/L) Velocidade inicial da
 reação (mol/L.min)
I 1 0,02
II 2 0,04
III 4 0,08
Lei das velocidades
Reação não elementar
Reação genérica: 2A + 3B + C  Produtos2A + 3B + C  Produtos
Experimento [B]0(mol/L) Velocidade inicial da 
reação (mol/L.min)
I 1 0,02
II 2 0,08
III 4 0,32
Reação genérica: 2A + 3B + C  Produtos2A + 3B + C  Produtos
Experimento [C]0(mol/L) Velocidade inicial da 
reação (mol/L.min)
I 1 0,02
II 2 0,02
III 4 0,02
Reação genérica anterior
2A + 3B + C  Produtos2A + 3B + C  Produtos
QUAL A LEI DE VELOCIDADE QUE PODEMOS PROPOR?
V = K[A] [B] 2V = K[A] [B] 2V = K[A] [B] 2V = K[A] [B] 2V = K[A] [B] 2V = K[A] [B] 2
Concluindo...
Vamos 
exercitar!
Qual a lei de velocidade da reação que ocorre segundo o 
mecanismo a seguir?
 
Etapa 1: NO2 (g) + NO2(g)  NO3(g) + NO(g) (lenta)
Etapa 2: NO3(g) + CO (g)  NO2(g) + CO2(g) (rápida)
Global: NO2(g) + CO (g)  NO(g) + CO2(g)
 
Ordem de reação (ordem global) é a soma dos valores das 
potências a que as concentrações de reagentes se encontram 
elevadas na equação cinética da reação (lei de velocidade).
Ordem de reação (ordem global) é a soma dos valores das 
potências a que as concentrações de reagentes se encontram 
elevadas na equação cinética da reação (lei de velocidade).
Consideremos a reação geral:
aA + bB → cC + dD
A equação da velocidade assume a forma:
Velocidade = k[A]α[B]β
α, β,k – determinados experimentalmente
α e β– ordem de uma reação; α é a ordem de A e β é a ordem de B.
A reação tem ordem global α + β
Ordem de uma reação
Ordem zero em relação a um reagente: se a alteração da 
concentração desse reagente não causa alteração na velocidade; 
Primeira ordem em relação a um reagente: se duplicar a 
concentração, duplica a velocidade da reação também; 
Ordem n em relação a um reagente: se duplicar a concentração 
aumenta de 2n a velocidade da reação.
Uma reação é de:
Reações de ordem zero são raras;
A equação cinética é: 
 velocidade = k[A]0 
ou
v=k
A velocidade de uma reação de ordem zero é 
constante e independente das concentrações de 
reagentes.
(A)
= N2O
(B)
2 N2O(g)  2N2 (g) + O2(g) (em platina aquecida)
Obs.: A concentração molar é maior em B, mas isso não afeta 
a velocidade da reação, pois a superfície da platina pode 
adsorver um determinado número de moléculas.
2 N2O(g)  2N2 (g) + O2(g) (em platina aquecida)
Obs.: A concentração molar é maior em B, mas isso não afeta 
a velocidade da reação, pois a superfície da platina pode 
adsorver um determinado número de moléculas.
Reação de ordem zero
A equação concentração x tempo
É obtida da integração (cálculo integral, que é visto no 
ensino superior) da equação da lei de velocidade. 
Matemáticamente temos:
[A] = [A]0 – k t 
Graficamente:
k=declividade
da reta
Numa reação de primeira ordem a velocidade depende da 
concentração de reagente elevada à potência unitária. 
45
A  ProdutosA  Produtos
a) Diminuição da concentração do reagente com o 
tempo.
v=k[A]
Reação de ordem 1
velocidade=−Δ [A ]
Δt
velocidade=k [A ]
⇔ ln [A ]= ln [A ]0−kt
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A  ProdutosA  Produtos
(equação da reta)
b) Utilização da representação 
gráfica da relação linear de ln[A] em 
função do tempo para calcular a 
constante de velocidade.
Tempo de meia vida (T1/2): Reação
de primeira ordem
47
Variação da concentração 
de um reagente com o número 
de tempos de meia vida (t1/2) 
para uma reação de primeira 
ordem.
t=t1/2
 
[A] = [A]0/2
Tempo de de meia-vida (t1/2): é o tempo necessário para que a concentração 
de uma reagente diminua para metade do seu valor inicial.
t 1/2=
1
k
ln
[ A ]0
[ A ]0/ 2
⇔t 1/2=
1
k
ln2⇔ t1/ 2=
0,693
k
É a reação cuja velocidade depende da concentração de 
reagente elevada ao quadrado ou de concentrações de dois 
reagentes diferentes, cada um deles elevada à unidade. 
 A → produto
48
velocidade=−Δ [A ]
Δt
velocidade=k [A ]2
⇔1
[ A ]
=1
[ A0 ]
+kt
Reação de ordem 2
(equação da reta)
Podemos obter uma equaçãopara 
o tempo de meia-vida da reação 
de 2ª ordem, se fizermos 
[A] = [A]0/2 na equação:
1
[ A ]=
1
[ A ]0
+kt
1
[A ]0 /2
=
1
[A ]0
+kt 1/2⇔t 1/2=
1
k [ A ]0
Tempo de meia vida (T1/2): Reação
de segunda ordem
Ordem Equação Cinética Equação 
Concentração x 
Tempo
Tempo de Meia 
Vida
0 Velocidade =k [A] = [A]0 - kt
1 Velocidade = k [A] ln[A] = ln[A]0 - kt
2 Velocidade = k [A]2 
1
[A]
=
1
[A]0
+ kt
t½
ln2
k
=
t½ =
[A]0
2k
t½ =
1
k[A]0
Resumindo...
51
Como a temperatura e a velocidade de reação estão diretamente ligadas, 
elas podem estar relacionadas pela equação de Arrhenius.
Como a temperatura e a velocidade de reação estão diretamente ligadas, 
elas podem estar relacionadas pela equação de Arrhenius.
kk = = Ae-Ea/RTkk = = Ae-Ea/RT
Onde:
• k é a constante da velocidade
• Ea é a energia de ativação
• R é a constante dos gases (8,314 J/mol.K)
• A é uma “constante” relacionada com a frequência das colisões
• T é a temperatura em Kelvin
Equação de ArrheniusAprofunde
seus
conhecimentos
52
k=Ae−Ea/ RT⇔ ln k=(−E aR )(1T )+ln A
E a ( kJ/mol )
R = 8,314 J/K . mol
Cálculo da Energia Energia de ativação 
com a utilização gráfica 
Vamos 
exercitar!
Em uma dada temperatura, a decomposição do N2O3 em 
NO2 e NO é de primeira ordem, com K = 3,2x10-4 s-1. 
Considerando que a concentração inicial de N2O3 é de 10 M, 
quanto tempo levará para que essa concentração seja 
reduzida para 2 M? Qual o tempo de meia vida dessa 
reação?
 
Questão 1
Vamos 
exercitar!
A sacarose (C12H22O11) se decompõe em glicose e frutose em 
solução ácida. A velocidade da reação é dada por:
V = k[sacarose]. 
Sabendo que K = 0,208 h-1 a 25ºC, qual o tempo necessário para 
que 87,5% da concentração inicial de sacarose reaja nessa 
temperatura?
Questão 2
Bons estudos!!!
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