Aula 10 Cinética Química ok

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Docente: Shirlene Kelly Santos Carmo 
Pau dos Ferros, 03 de maio de 2016. 
Aula 9 – CINÉTICA QUÍMICA 
Universidade Federal Rural do Semi-Árido 
Disciplina: Química Geral 
 
Profª: Shirlene Kelly 
shirlene@ufersa.edu.br 
2 
 
Introdução 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
11/05/2016 2 
O QUE VEREMOS NA AULA DE HOJE? 
 O que é cinética química e porque estudá-la; 
 Quais fatores afetam a velocidade de uma reação; 
 Como a velocidade varia em função das diferentes condições; 
 Os mecanismos de desenvolvimento de um reação. 
11/05/2016 3 
CINÉTICA QUÍMICA – É a área da química que estuda a velocidade das reações 
químicas. 
Termoquímica 
Informa sobre a 
direção e 
extensão de uma 
reação química 
Cinética 
Química 
Informa como a 
reação se realiza e 
a que velocidade 
Introdução 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
11/05/2016 4 
Condições de ocorrência de uma reação química 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Natureza dos reagentes ou a “afinidade química”; 
 Contato entre os reagentes; 
 O efeito da temperatura; 
 A influência dos agentes externos chamados catalisadores; 
 Choques eficazes e energia de ativação; 
11/05/2016 5 
Concentração e Velocidade de Reação 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Velocidade de Reação – é definida como a variação que ocorre em determinado 
intervalo de tempo. Quando se fala de velocidade, necessariamente trabalhamos 
com a noção de tempo. 
A  B 
tempo 
Unidade : mol/L.s 
11/05/2016 6 
A  B 
Concentração de A 
Concentração de B 
C
o
n
ce
n
tr
a
çã
o
 (
m
o
l/
L)
 
Tempo (s) 
Velocidade Média 
 
t
A
A a relação em médiaVelocidade



 
t
B
B a relação em média Velocidade


Concentração e Velocidade de Reação 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
11/05/2016 7 
Velocidade de Reação e Estequiometria 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
11/05/2016 8 
Concentração e Velocidade de Reação 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Velocidade 
Velocidade Instantânea 
Velocidade Inicial 
11/05/2016 9 
Velocidade Instantânea e Velocidade Inicial )()(94)(2)(94 aqaqlaq HClOHHCOHClHC  
smol/L6,2x10Vel.Inst.
 400)s(800
L0,042)mol/(0,017
Vel.Inst.
Δt
ClHCΔ
 ainstantâne Velocidade
5
94





 
smol/L2,0x10lVel.inicia
 0)s(200
L0,100)mol/(0,06
lVel.inicia
Δt
ClHCΔ
 inicial Velocidade
4
94





Concentração e Velocidade de Reação 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
11/05/2016 10 
As leis de Velocidade e Ordem de reação 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
dDcCbBaA 
Lei de Velocidade 
v = k [A]a [B]b 
Onde: 
v = velocidade da reação; 
[ ] = concentração da substância em mol/L; 
k = constante da velocidade específica para cada temperatura; 
a e b = ordem da reação. 
Obs.: A unidade da constante de velocidade depende apenas da ordem de reação da lei de velocidade. 
11/05/2016 11 
Uma reação pode ser de ordem zero, de 1ª ordem, de 2ª ordem, etc. 
 ORDEM ZERO (em relação a um reagente): a alteração da concentração desse 
reagente não causa alteração à sua velocidade {vA = k[A]
0=k} 
 
 
A → produtos 
Ordem de reação 
 PRIMEIRA ORDEM (em relação a um reagente): A velocidade de reação é 
proporcional a alteração na concentração. {vA = k[A]
1} 
 ORDEM n (em relação a um reagente): ao alterar a concentração a 
velocidade da reação aumenta de 2n {vA = k[A]
n}. 
As leis de Velocidade e Ordem de reação 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
11/05/2016 12 
ProdutosA 
A relação é integrada entre os limites [A]0 no tempo t=0 e [A]t no tempo t 
 
  
 
 
tA
A
t
dtk
A
Ad
0 0
ktAA t  0]ln[]ln[
][
][
Ak
dt
Ad
v 
Reações de Primeira Ordem 
As leis de Velocidade e Ordem de reação 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
11/05/2016 13 
As leis de Velocidade e Ordem de reação 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Reações de Primeira Ordem 
0]ln[]ln[ AktA t 
baxy 
Diminuição da concentração do reagente 
com o tempo 
Utilização da relação linear ln[A] em 
função do tempo para o cálculo da constante k. 
11/05/2016 14 
As leis de Velocidade e Ordem de reação 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ProdutosA 
A relação é integrada entre os limites [A]0 no tempo t=0 e [A]t no tempo t 
 
  
 
 
tA
A
t
dtk
A
Ad
0 0
2
kt
AA t

0][
1
][
1
2][
][
Ak
dt
Ad
v 
Reações de Segunda Ordem 
11/05/2016 15 
As leis de Velocidade e Ordem de reação 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Reações de Segunda Ordem 
0][
1
][
1
A
kt
A t

baxy 
Tempo versus ln[NO2] Tempo versus 1/[NO2] 
11/05/2016 16 
Exemplo 1: Os seguintes dados foram coletados para a velocidade de 
desaparecimento de A na reação: 
Experimento [A] (mol/L) [B] (mol/L) Velocidade (mol/L.s) 
1 0,1 0,1 4,0x10-5 
2 0,1 0,2 4,0x10-5 
3 0,2 0,1 16,0x10-5 
CBA 
a) Determine a lei de velocidade para a reação; 
b) Calcule a constante de velocidade; 
c) Calcule a velocidade quando [A] = 0,050mol/L e [B]= 0,100mol/L; 
Concentração e Velocidade de Reação 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
11/05/2016 17 
    02/1
2
1
 t
Em uma reação de primeira ordem, temos: 
ktAA t  0]ln[]ln[
2/1
0
0
2/1
0
2/1
][
][21
ln
][
][
ln kt
A
A
kt
A
tA

k
t
693,0
2
1 
Tempo de Meia-vida 
As leis de Velocidade e Ordem de reação 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
11/05/2016 18 
As leis de Velocidade e Ordem de reação 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
11/05/2016 19 
As leis de Velocidade e Ordem de reação 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Em uma reação de segunda ordem, o tempo de meia vida depende das 
concentrações dos reagentes, e consequentemente varia a medida que a reação 
progride, logo temos:  02
1
1
Ak
t 
11/05/2016 20 
Fatores que afetam as Velocidades das Reações 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1) O estado físico dos reagentes 
Área de contato Nº de colisões Velocidade 
 Os reagentes devem entrar em contato para que 
reajam. Quanto mais rapidamente as moléculas 
chocam, mais rapidamente eles reagem; 
 As reações que envolvem sólidos tendem a prosseguir mais rapidamente 
se a área superficial do sólido for aumentada. 
11/05/2016 21 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2) A concentração dos reagentes 
Nº de moléculas Concentração 
Nº de colisões Velocidade 
Fatores que afetam as Velocidades das Reações 
 A maioria das reações químicas prossegue mais 
rapidamente se a concentração de um dos 
reagentes é aumentada. 
11/05/2016 22 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fatores que afetam as Velocidades das Reações 
3) A temperatura na qual a reação ocorre 
Temperatura Nº de colisões Velocidade E.C. 
 As velocidades das reações químicas aumentam conforme a temperatura 
aumenta. 
11/05/2016 23 
4) A presença de um catalisador 
 
 Os catalisadores são substâncias que aceleram o 
mecanismo sem sofrerem alteração permanente 
(não são consumidos durante a reação). 
 Um catalisador aumenta a velocidade de uma reação por diminuir a 
sua energia de ativação. 
 Um catalisador acelera a reação mas não aumenta o rendimento, ou seja, 
ele produz a mesma quantidade de produto, mas num período de menor 
tempo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fatores que afetam as Velocidades das Reações 
11/05/2016 24 
segundocolisões de número
velocidade
 As moléculas tem que colidir para reagir. 
 Contudo, para a reação ocorrer é necessário 
mais que simplesmente uma colisão: 
 As colisões precisam ser eficazes (FATOR DE 
ORIENTAÇÃO); 
 Quanto maior o número de colisões, maior 
a velocidade; 
 O aumento da temperatura aumenta a 
velocidade. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Teoria das Colisões 
11/05/2016 25 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Complexo Ativado 
“ Na teoria do complexo ativado, uma reação ocorre apenas se duas moléculas adquirem 
energia suficiente, talvez do solvente ao redor, para formar um complexo ativado e 
atravessar uma barreira energética.” 
11/05/2016 26 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Energia de Ativação 
 
Energia de ativação (Ea) é a energia mínima necessária para iniciar uma reação. 
 
11/05/2016 27 
EQUAÇÃO DE ARRHENIUS 
Fração de moléculas 
com energia igual 
ou maior que Ea 
Número de colisões 
que ocorrem por 
segundo 
Fração de colisões 
que tem orientação 
apropriada 
RTEaAek /
Onde: 
k = constante de velocidade; 
Ea = energia de ativação; 
R = constante universal dos gases; 
T = temperatura absoluta; 
A = fator de freqüência. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Equação de Arrhenius 
11/05/2016 28 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Equação de Arrhenius 
Determinação da Energia de ativação 
A
RT
Ea
k lnln 
1) Tomando o logaritmo natural da Equação de Arrhenius, teremos: 
Podemos comparar esta equação 
à equação de uma reta: 
A
TR
Ea
k ln
1
ln 
baxy 
11/05/2016 29 
Determinação da Energia de ativação 
2) Pode-se obter Ea a partir do valor de k, a duas temperaturas diferentes, por 
cálculo direto: 
1/
1
RTEa
Aek

Para qualquer T1 e T2, respectivamente: 
2/
2
RTEa
Aek

Dividindo K1 por K2: 



2
1
/
/
1
1
RTEa
RTEa
Ae
Ae
k
k







122
1 11ln
TTR
Ea
k
k
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Equação de Arrhenius 
e 
11/05/2016 30 
Exemplo: A seguinte tabela mostra as constantes de velocidade para o 
rearranjo de isonitrila de metila a várias temperaturas. 
Temperatura (°C) K(s-1) 
189,7 2,52 x 10-5 
198,9 5,25 x 10-5 
230,3 6,30 x 10-4 
251,2 3,16 x 10-3 
a) Calcule a energia de ativação para a reação; 
b) Calcule a constante de velocidade a 430K. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Equação de Arrhenius 
11/05/2016 31 
Variação de K em função de T para 
uma reação de 1ª Ordem, 
Temperatura (°C) K(s-1) 
189,7 2,52 x 10-5 
198,9 5,25 x 10-5 
230,3 6,30 x 10-4 
251,2 3,16 x 10-3 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Equação de Arrhenius 
11/05/2016 32 
Temperatura (K) 1/T (K-1) Ln k 
462,9 2,160 x 10-3 -10,589 
472,1 2,118 x 10-3 -9,855 
503,5 1,986 x10-3 -7,370 
524,4 1,907 x 10-3 -5,757 
4109,1
00215,000195,0
)4,10(6,6
Δx
Δy
Inclinação 


 x R
Ea
Inclinação 
 31,8).109,1( 4 xEa
kJ/mol157,9ou J/mol157890Ea 
a) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Equação de Arrhenius 
11/05/2016 33 
b) 







122
1 11ln
TTR
Ea
k
k
Temperatura (K) K(s-1) 
462,9 2,52 x 10-5 
472,1 5,25 x 10-5 
503,5 6,30 x 10-4 
524,4 3,16 x 10-3 
Para T = 430K 







 430
1
462,9K
1
8,31J/molK
l157890J/mo
1052,2
ln
15
1
sx
k 14,3
1
1
5
1052,2




e
sx
k
  )0432,0)(1052,2( 51 xk
16
1 100,1
 sxk
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Equação de Arrhenius 
11/05/2016 34 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Mecanismos de Reação Química 
Um mecanismo de reação descreve em detalhes a ordem na qual as ligações são 
quebradas e formada, bem como as variações nas posições relativas dos átomos 
no curso da reação. 
Reação Química 
Elementar 
Não-elementar 
11/05/2016 35 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Mecanismos de Reação Química 
1) Etapas Elementares: 
 A reação para reagir o NO e O3 para formar o NO2 e O2 parece ocorrer 
como resultado de uma única colisão envolvendo moléculas de NO e O3, 
apropriadamente orientadas e energéticas o suficiente. 
)()()()( 223 gOgNOgOgNO 
“O número de moléculas que participam como 
reagentes em uma etapa elementar define a 
molecularidade da etapa. “ 
11/05/2016 36 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Mecanismos de Reação Química 
2) Mecanismos de várias etapas: 
Por exemplo, para a reação: 
 
Realiza-se por um mecanismo de duas etapas: 
 
 
“A lei de velocidade da reação é definida pela etapa lenta.“ 
)()()()( 22 gCOgNOgCOgNO 
11/05/2016 37 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Mecanismos de Reação Química 
11/05/2016 38 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Mecanismos de Reação Química 
3) Mecanismos com uma etapa inicial rápida: 
 É difícil derivar a lei de velocidade para um mecanismo no qual um 
intermediário é um reagente na etapa determinante da velocidade. Essa 
situação origina-se em um mecanismo de várias etapas quando a primeira 
etapa não é determinante da velocidade. 
11/05/2016 39 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Catálises e Biocatalisadores 
 Um catalisador é uma substância que faz variar a velocidade de uma reação 
química sem que ele próprio sofra uma variação química permanente no processo. 
Dada a reação: 
aE A
Um catalisador pode afetar a velocidade de reação alterando o valor de ou 
Catálise Homogênea 
Catálise Heterogênea 
Catálise 
11/05/2016 40 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Catálises e Biocatalisadores 
11/05/2016 41 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Catálises e Biocatalisadores 
 As enzimas são um tipo de catalisadores bastante seletivos. Muitos destas 
catalisam apenas a reações específicas. 
11/05/2016 42 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Catálises e Biocatalisadores 
 A partir da cinética química e da equação geral de balanço molar é possível 
desenvolver as equações de um projeto para os vários tipos de reatores 
industriais: batelada, semicontínuo e contínuo 
 Avaliando essas equações, podemos determinar o tempo ou o volume do 
reator necessários para converter uma quantidade específica de reagentes 
em produtos 
11/05/2016 43 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Referências Bibliográficas 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios De Química - Questionando A Vida Moderna e o 
Meio Ambiente - 5 ª Ed. – 2011. Editora: Bookman. 
 
BRADY, J. E.; HUMISTON, G. E. Química Geral, vol 2. LTC Editora. Rio de Janeiro. 
 
BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E. Química – A Ciência Central. 
Editora: Pearson Education – Br. 9ª edição. São Paulo.