quimica cinética aula ix

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CINÉTICA 
QUÍMICA 
Prof. Me. Janaíne Chassot 
REAÇÃO QUÍMICA 
reagentes produtos 
GASTOS FORMADOS 
Alvejante foi 
adicionado em 
um corante 
laranja. 
A cor desapareceu 
com o passar do 
tempo, pois o corante 
(REAGENTE) foi 
consumido na reação 
com o alvejante (outro 
reagente). 
Velocidade de reação 
 É uma grandeza que indica como as 
quantidades de reagentes e produtos dessa 
reação variam com o passar do tempo. 
Velocidade de 
reação 
A+ B -> C +D 
MEDE quão rapidamente um reagente 
é consumido ou um produto é 
formado, durante a reação. 
 Define-se velocidade média de formação de 
um produto e velocidade média de consumo 
de um reagente, pela expressão: 
Vm= |∆ quantidade | 
 ∆ tempo 
 
Módulo ∆ quantidade = quantidade final – quantidade inicial 
 
Quantidade- pode ser expressa em massa, mols, concentração ou 
volume 
Velocidade de reação 
Ex: 
 É possivel verificar, à medida que o tempo passa, o quanto resta de NH3 
Considere uma experiência em que se coloca dentro de um recipiente 
fechado amônia gasosa (NH3) com uma concentração inicial de 8 
mol/L. Com o passar do tempo ocorre a reação assim equacionada: 
2NH3 -> N2 + 3H2 
[NH3] 
(mol/L) 
8,0 4,0 2,0 1,0 
Tempo (h) 0 1,0 2,0 3,0 
A concentração da 
amônia decresce com o 
passar do tempo. Ela está 
sendo consumida na 
reação. 
Calculemos a velocidade de decomposição da amônia: 
Vm= |Q final – Q inicial| 
 T final – T inicial 
Vm= |1-8| 
 3 - 0 
Vm= 2,33 mol/L h 
Efeito da concentração sobre 
a rapidez 
 Quanto maior for a concentração dos reagentes, 
maior será a velocidade de uma reação química. 
Aumento da [ ] dos reagentes 
Aumento da frequência de colisões 
entre as moléculas de reagentes 
Aumento da rapidez da reação 
Exemplos: 
Quando abanamos o carvão em brasa em 
uma churrasqueira, notamos que ele fica 
mais incandescente. Isso ocorre porque, ao 
abanarmos, aumentamos a concentração 
de gás oxigênio (O2, que é reagente na 
combustão), aumentando a velocidade de 
reação. 
O oxigênio (O2) do ar é um dos responsáveis 
pela deterioração do suco de laranja. Dentro 
de uma laranja intacta a concentração de 
O2 é muito baixa, e o suco dura alguns dias. 
No suco obtido espremendo-se a laranja, 
passa a haver uma concentração bem maior 
de O2, e ele estraga muito mais rapidamente. 
Nem toda colisão é eficaz! 
 Colisão eficaz ou efetiva é aquela que 
conduz à formação de produto. 
Só são eficazes aquelas colisões que acontecem com geometria 
favorável. Se as moléculas colidirem em posições desfavoráveis, 
não haverá possibilidade de formar o complexo ativado e, 
portanto, não acontecerá a formação das moléculas de 
produtos nessa colisão. 
Complexo ativado: é a espécie química existente no momento da colisão 
em que a ligação química do reagentes está parcialmente quebrada e a 
ligação do novo produto parcialmente formada. 
Para que uma colisão entre moléculas de reagentes seja 
eficaz é necessário que ela ocorra com geometria 
adequada e energia suficiente. 
Colisão 
 eficaz 
Colisão 
não-eficaz 
Efeito da temperatura sobre a 
rapidez 
 Quando elevamos a temperatura, provocamos 
um aumento da energia cinética das 
moléculas, fazendo com que haja maior 
quantidade de moléculas com energia 
suficiente para reagir. 
Quanto maior a temperatura, maior será a 
velocidade de uma reação. 
Exemplos: 
O leite gelado estraga muito mais devagar 
que o leite à temperatura ambiente. Esse é 
um exemplo clássico do fato de as reações 
químicas apresentarem maior velocidade 
com o aumento da temperatura. 
Alimentos no freezer (-18 ˚C ) duram mais 
tempo do que na geladeira (5 ˚C) 
Aumento da temperatura 
Aumento da energia cinética molecular 
Colisões entre moléculas ocorrem com maior energia 
Aumento da rapidez da reação 
indica 
e, por isso, 
que acarretam 
Efeito do catalisador sobre a 
rapidez 
 CATALISADOR: é uma substância que 
aumenta a velocidade de uma reação 
química sem ser efetivamente consumida no 
processo. 
 
 Catálise é o nome dado ao aumento de 
velocidade provocado pelo catalisador. 
 
 O catalisador não é efetivamente consumido 
no processo 
CATALISADOR 
Diminuição da energia de ativação 
Aumento da rapidez de reação 
(aumento da velocidade) 
Lei de Guldberg-Waage ou Lei da 
velocidade 
 A influência da concentração dos reagentes 
sobre a velocidade das reações foi 
enunciada em 1864 pelos cientistas Cato 
Maximilian Guldberg e Peter Waage, por 
meio da lei da ação das massas. 
 
 “A velocidade de uma reação é 
diretamente proporcional ao produto das 
concentrações molares dos reagentes, 
elevadas a expoentes determinados 
experimentalmente”. 
Lei da velocidade ou Lei cinética 
Considere a reação genérica: 
a A + b B  c C + d D 
 
V = k [A]a [B]b 
 
V = velocidade da reação; 
k = constante de velocidade; 
[A]; [B] = concentrações de A e B em mol/L; 
a = coeficiente de A; ordem da reação em relação a A; 
b= coeficiente de B; ordem da reação em relação a B; 
 
a + b = ordem global da reação 
Ordem da reação 
O termo “ordem” vem da matemática onde é utilizado na 
classificação das equações diferenciais. As 
leis de velocidade são equações diferenciais. Em cinética 
química, tais equações são classificadas de 
acordo com a ordem da reação. 
 
Teoria das colisões 
 Reação ELEMENTAR: 
 
 
 
 Reação NÃO-ELEMENTAR: 
Mecanismos das reações 
Aquela em que as moléculas dos produtos se 
formam após uma única colisão entre 
moléculas reagentes 
É a que ocorre por meio de duas ou mais etapas 
elementares. Mecanismo de reação é o conjunto de 
duas reações elementares que compõe uma reação 
química 
Exemplos: 
O3 + NO -> O2 + NO2 
2 NO -> N2O2 
NN2O2 + O2 -> 2 NO2 
--------------------------------------------- 
NO + O2 -> 2 NO2 
Uma etapa 
Reação elementar 
Primeira etapa 
 
Segunda etapa 
 
 
Reação global não-elementar 
que ocorre por meio de um 
mecanismo de duas etapas 
Lei cinética para reações 
elementares 
aA + bB -> produtos 
V= K. [A]a . [B]b 
a e b são os números de moléculas de A e B que sofrem 
a colisão que resulta em reação 
Exemplos: 
 Escreva a expressão da lei de velocidade: 
 
a)O3 + NO -> O2 + NO2 
 
 
 
b) 2NO + H2 -> N2O + H20 
V= K. [O3 ]. [NO] 
V= k. [NO]2 .[H2] 
Exemplo: 
Dado a Reação elementar: 
 
N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g) 
 
Lei da velocidade: 
V= k [N2] [H2]
3 
 
Ordem da reação: 1+3= 4 então 
4ª ordem 
Lei cinética para reações 
não-elementares 
 A velocidade da reação global é igual a 
velocidade da etapa mais lenta do 
mecanismo. 
A etapa mais lenta controla a velocidade do 
processo todo, não adiantando que as demais 
etapas sejam rápidas. 
Aplicar a fórmula da velocidade apenas 
para a etapa mais lenta 
Exemplo: 
Dado o mecanismo abaixo: 
 
H2(g) + 2NO(g)  N2O(g) + H2O(l) (lenta) 
H2(g) + N2O(g)  N2(g) + H2O(l) (rápida) 
2H2(g)+2NO(g)N2(g)+2H2O(l) (equação global) 
 
 
Então: 
V = k [H2] [NO]
2 
Tipos de catálise: 
 Catálise homogênea: 
 
 
 
 
 
2H2O2 (aq) 2H2O (l) + O2 (g) 
 
É aquela em que o catalisador e os reagentes estão em uma 
mesma fase (estado físico), formando um sistema homogêneo. 
Ex: reagentes e catalisador em meio aquoso. 
OBS: o catalisador participa da reação, porém não é efetivamente consumido 

)(aqOH
 Catálise heterogêna: 
 
É aquela em que o catalisador e os reagentes estão em fases 
diferentes (estados físicos diferentes), formando um sistema 
heterogêneo. 
Ex: reagente meio aquoso e catalisador sólido. 
Tipos de catálise: 
 )( s
Ni
C2H4 (g) + H2 (g) C2H6 (g) 
OBS: o catalisador participa da reação, porém não é efetivamente consumido 
Algumas reações que ocorrem rapidamente dentro do corpo 
humano, demorariam muito tempo para ocorrer fora, isto porque 
no corpo humano temos enzimas que são catalisadores. 
 
A ação de uma enzima é altamente específica, ou seja, 
geralmente cada enzima catalisa uma única reação. 
 
A enzima maltase, por exemplo, catalisa apenas o processo de 
transformação da maltose em glicose: 
 
 C12H22O11 (aq) + H2O 2 C6H12O6 (aq) 
 
 
Outra reação que se não fosse a enzima ptialina (encontrada 
na saliva) levaria dias para ocorrer é a decomposição do 
amido. 
maltase
Tipos de catálise: 
Catálise enzimática: 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 RUSSEL, J. B. Química Geral. Vol. 2. 2 ed. 
São Paulo: Pearson Makron Books, 1994. 
 
 MASTERTON, S. S. Princípios de Química. 
Rio de Janeiro: LTC, 1990. 
 
 PERUZZO, F. M.; CANTO, E. L. Química na 
abordagem do cotidiano. São Paulo: 
Moderna, 2007.