Aula 2 QG II Cinética

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QUÍMICA 
 A Ciência Central 
9ª Edição 
Profª. Livia Carneiro 
liviacarneiro@usp.br 
 
Química Geral II 
 
 
17/08/2017 
Cinética Química 
Concentração e tempo 
Como a concentração de um reagente varia com o 
tempo? 
Quanto tempo um poluente leva para se decompor? 
Quanto de penicilina sobrará em uma formulação após 6 
meses? 
 
Equações derivadas das Leis de velocidade 
 
Lei de Velocidade Integrada 
Equações derivadas das Leis de 
velocidade das reações medidas 
experimentalmente 
Uma lei de velocidade integrada permite 
estimar a quantidade de produto formado em 
qualquer instante da reação. 
A velocidade de uma reação de ordem zero é constante, independente das 
concentrações de reagentes. 
Lei de velocidade integrada de uma 
reação de Ordem Zero 
Relembrando: Equação da reta 
Geralmente, os dados experimentais podem ser analisados de forma mais 
eficaz por meio de um gráfico: 
• A fórmula de um gráfico em linha reta de um eixo x e y é 
y = ax + b 
Em que: 
b é o intercepto da linha com o eixo y 
m é a inclinação da reta que pode ser 
calculada pela escolha de dois pontos 
no eixo x e dois ponto no eixo y 
 
Pela calculadora: 
y = a + bx 
Lei de velocidade integrada de uma 
reação de 1ª Ordem 
Uma reação de 1ª ordem é uma reação cuja velocidade depende da 
concentração do reagente elevada à potência unitária 
O gráfico da concentração de um reagente em uma reação de primeira 
ordem tem decaimento exponencial: a variação de concentração é 
inicialmente rápida e torna-se mais lenta à medida que o reagente é 
consumido. 
Lei de velocidade integrada de uma 
reação de 1ª Ordem 
[𝐴]𝑡 = [𝐴]0𝑒
−𝑘𝑡 
Lei de velocidade integrada de uma 
reação de 2ª Ordem 
Uma reação de 2ª ordem é uma reação cuja velocidade depende da 
concentração de um reagente elevada ao quadrado ou das 
concentrações de dois reagentes diferentes, cada uma delas elevada 
a uma unidade. 
Exemplo: 
Que concentração de N2O5 permanece 10 min após o início 
de sua decomposição, em 65ºC, sabendo que a concentração 
inicial era 0,04 mol/L? 
Dados: 
K = 5,2.10-3 s-1 
1,77.10-3 mol/L 
Uma aplicação importante da lei de velocidade 
integrada é a confirmação de que uma reação é 
efetivamente de 1ª Ordem e a medida da constante de 
velocidade 
Se fizermos um gráfico de ln[A] em função do tempo 
deveríamos obter uma reta de inclinação –k e intercepto [A]0 
se a reação for uma reação de primeira ordem. 
Exemplo: Quando o ciclopropano (C3H6) é aquecido em 
500ºC (773K), ele se transforma no isômero propeno. Os 
dados da tabela mostram as concentrações de ciclopropano 
medidas em vários instantes diferentes, após o início da 
reação. Confirme que a reação é de primeira ordem em C3H6 
e calcule a constante de velocidade. 
 
t (min) 0 5 10 15 
[C3H6] mol/L 1,5.10
-3 1,24.10-3 1,1.10-3 0,83.10-3 
Gráfico de ln [C3H6] em função do 
tempo. 
k = -inclinação, portanto: 
t (min) 0 5 10 15 
[C3H6] mol/L 1,5.10
-3 1,24.10-3 1,0.10-3 0,83.10-3 
ln[C3H6] -6,50 
 
-6,69 
 
-6,91 
 
-7,09 
1,7 min 13,3 min 
a= - 6,499 
b= - 0,0398 
R2 = 0,09986 
tg a = - K = (coeficiente angular) 
Portanto: k = 0,0398 min-1 
Resumindo: 
 Exercício1 : Cinética de decomposição do H2O2 
 A decomposição de Peróxido de Hidrogênio pode ser monitorada por sua 
reação com Permanganato de Potássio em concentração de 0,1mol/L, em meio 
contendo ácido sulfúrico. 
a) Se após 300 s do início da reação de decomposição, cerca de 5 mL da mistura 
reacional forem titulados com exatamente 35,1 mL da solução do oxidante, qual 
a velocidade da reação nesse período? 
b) Se em t=350s forem gastos 33,4mL da solução titulante, qual a velocidade 
instantânea? 
c) Qual a ordem da reação e o valor de k? 
Dados: H2O2 + KMnO4  ? 
 
Tempo (s) Conc. (mol/L) 
0 2,32 
600 1,49 
1200 0,98 
1800 0,62 
3000 0,25 
i. 
Relembrando: 
Balanceamento Redox 
Método de balanceamento redox: Decomposição do Agente Oxidante 
Permite prever os produtos formados e balancear a equação 
Regras: 
1. Copiar da tabela a reação do agente oxidante 
2. Copiar da tabela a reação do agente redutor 
3. Igualar as quantidades de [O] (artifício – hipotético) 
4. Reagir todos os óxidos metálicos com o ácido presente (os óxidos 
metálicos tem que desaparecer) 
5. Escrever a equação global! 
Balanceamento da reação: H2O2 + KMnO4  ? 
Utilizando as equações integradas para determinação da ordem de reação (linearização 
dos pontos experimentais) 
y = -0,00065x + 1,96787
R² = 0,91399
0
0,5
1
1,5
2
2,5
0 500 1000 1500 2000 2500 3000 3500
y = -0,00073x + 0,81412
R² = 0,99816
-1,5
-1
-0,5
0
0,5
1
0 500 1000 1500 2000 2500 3000 3500
y = 0,00114x + 0,09138
R² = 0,90970
0
0,5
1
1,5
2
2,5
3
3,5
4
4,5
0 1000 2000 3000 4000
Ordem Zero 
2ª Ordem 
1ª Ordem 
Tempo 1/[H2O2] 
0 0,431 
300 0,570 
350 0,600 
600 0,671 
1200 1,020 
1800 1,613 
3000 4,000 
Tempo [H2O2] 
0 2,320 
300 1,755 
350 1,670 
600 1,490 
1200 0,980 
1800 0,620 
3000 0,250 
Tempo ln [H2O2] 
0 0,841 
300 0,562 
350 0,513 
600 0,398 
1200 -0,020 
1800 -0,478 
3000 -1,386