Cinética Química: Velocidade e Leis

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FÍSICO-QUÍMICA 
Prof. Kassandra Mendes 
Aula 3 – Cinética Química 
O que é Cinética Química? 
 
Grande parte da Química trata das reações, assim, um conhecimento das velocidades com que 
elas acontecem é essencial para prevermos se dada reação é mais lenta ou mais rápida que 
outra e para conhecermos como os reagentes interagem para formar os produtos. A cinética 
química, dessa forma, estuda as velocidades das reações químicas e seus mecanismos, sendo 
de fundamental importância para o desenvolvimento de novos processos e produtos. 
Aula 4 - Cinética Química 
 
 
 
Com o conhecimento dos fatores que influenciam uma dada reação química, podemos 
aumentar ou retardar sua velocidade para o fim desejado. Por exemplo, usamos geladeiras e 
refrigeradores para retardar a ação dos microrganismos nos alimentos que são lá 
armazenados, ou utilizamos uma panela de pressão para cozinhar mais rápido os alimentos. 
Para os processos químicos, a cinética química pode nos ajudar a ajustar as condições 
operacionais para aumentar o rendimento ou a velocidade de fabricação de um determinado 
produto. Antes de estudarmos os conceitos concernentes à cinética química é fundamental 
entender o conceito de velocidade de uma reação. 
 
Velocidade de uma reação química 
 
 As reações químicas possuem velocidades diferentes entre si. A ferrugem de um prego é um 
processo lento, enquanto que a explosão de uma bomba é um processo instantâneo, por 
exemplo. Dessa forma, é útil encontrarmos expressões que nos digam o quão rápido um 
determinado reagente (ou mais de um) se transformam nos produtos.Em geral, a velocidade de 
uma reação química pode ser expressa como a razão da variação da concentração do 
reagente consumido (ou do produto formado) pelo tempo. Dessa forma: 
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s.L/mol
s
L/mol
)tempo(d
produtos)ou reagentes dos ção(concentrad
reação uma de Velocidade 






Seja a reação podemos expressar a velocidade de consumo de A ou de formação 
de B dessa forma: 
 
 
 
Ou seja, a variação da concentração de A com o tempo (negativa, pois A está sendo 
consumido) corresponde à variação da concentração de B com o tempo (positivo, pois B 
está sendo produzido). Em geral, para a reação: 
 
 
 
Podemos escrever: 
BA 
dt
]B[d
dt
]A[d
v 


dDcCbBaA 
dt
]D[d
d
1
dt
]C[d
c
1
dt
]B[d
b
1
dt
]A[d
a
1
v 
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 Aplicação 1 
 
Dada a seguinte reação: 
 
 
 
Sabendo-se que o a velocidade de consumo do NOBr é de 4 mols/L.s, qual a velocidade de formação 
do Br2? Qual a velocidade de formação do NO? 
 
 
Aplicação 2 
 
Para a reação de formação da amônia (NH3): 
 
 
 
A velocidade da formação da amônia foi medida como 0,01 mol/L.s. Qual a velocidade de consumo do 
hidrogênio(H2)? 
 
Solução: 0,015 mol/L.s 
 
 
 
 
 
Solução: 2 mols/L.s; 4 mols/L.s 
)g(Br)g(NO2)g(NOBr2 2
)g(NH2)g(3H (g)N 322 
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Perfis de concentração em reações químicas 
 
 Um perfil de concentração de uma dada substância é um gráfico da variação da concentração (ou 
outra propriedade física mensurável, como a pressão, por exemplo) com o tempo. Para o caso da 
reação genérica um gráfico dos perfis de concentração para essas substâncias é dado na figura 
abaixo: 
 
 
 
 
BA 
Perfis de concentração de 
reagentes e produtos para a 
reação AB 
Percebe-se que, para os primeiros intervalos de tempo, a concentração varia mais 
depressa do que nos intervalos finais, ou seja, a velocidade de uma reação química 
depende da concentração dos reagentes. 
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Leis de velocidade de uma reação química 
 
 Um dos fatores que influenciam na velocidade das reações químicas é a concentração dos reagentes. 
Dessa forma, as velocidades de uma reação química elementar (nas quais a reação acontece em 
apenas uma etapa) podem ser expressas por uma expressão matemática denominada lei da 
velocidade. Dada a reação genérica: 
 
 
 
 
Como a velocidade depende da concentração dos reagentes, a velocidade da reação depende da 
concentração de A e de B. Assim a lei de velocidade desta reação (elementar) é: 
 
 
 
 
 
 
Onde k é uma constante denominada constante de velocidade e que depende apenas da 
temperatura da reação e a e b são os coeficientes estequiométricos da reação, denominados na lei 
como ordens da reação. Nesse caso, a reação possui ordem a em relação a A e ordem b em 
relação a B e ordem total a + b. Quando a reação não é elementar, os expoentes a e b não são 
necessariamente iguais aos coeficientes estequiométricos, mas devem ser determinados 
experimentalmente. 
produtosbBaA 
   ba BAkv 
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 Aplicação 3 
 
Dada a seguinte reação elementar: 
 
 
 
Determine: 
 
a) A lei de velocidade; 
b) A ordem da reação em relação ao CH3Br; 
c) A ordem da reação em relação ao OH-; 
d) A ordem total da reação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Solução: a) v = k[CH3Br][OH
-] ; b) 1ª ordem; c) 1ª ordem; d) 2ª ordem 
  BrOHCHOHBrCH 33
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Exercício 1 
 
Dada a seguinte reação: 
 
 
 
Foram feitos alguns experimentos, relacionando as concentrações dos reagentes com a velocidade de 
formação do (CH3)3COH. Os resultados são mostrados abaixo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Determine a lei de velocidade para esta reação e a constante de reação, k. 
  BrCOH)CH(OHCBr)CH( 3333
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Solução: Em primeiro lugar, devemos ver o que acontece com a velocidade da reação quando 
mantemos um dos reagentes fixos enquanto variamos o outro. Comparando os experimentos 1 e 2, 
podemos verificar que ao dobrar a concentração do 1° reagente (o (CH3)3Br), mantendo fixo o 2° (o 
OH-) a velocidade dobra (passa de 0,001 para 0,002 mol/dm3.s). Ao compararmos os experimentos 1 e 
3, podemos também verificar que ao triplicarmos a concentração do 1° reagente e fixarmos o 2°, a 
velocidade de reação triplica (passa de 0,001 para 0,003 mol/dm3.s). Isso indica que a reação é de 1ª 
ordem com relação ao 1° reagente. Ou seja, na lei da velocidade o expoente com respeito ao (CH3)3Br 
será 1. 
 
Agora vamos ver o que acontece quando fixamos a concentração do 1° reagente e variamos o 2° 
(experimentos 1 e 4). Aqui verifica-se que, mesmo ao dobrar a concentração do reagente 2 (o OH-) e 
mantermos fixa a concentração do 1°,a velocidade da reação não varia. O mesmo acontece quando 
continuamos fixando a concentração do 1° reagente e agora triplicamos a do 2° (experimentos 1 e 5). 
Isso quer dizer que a velocidade da reação independe da concentração do 2° reagente, e por isso, é de 
ordem zero em relação a ele. Então na lei da velocidade o expoente com respeito ao OH- será zero. 
Concluindo, a lei da velocidade fica: 
 
 
 
 
 
 
 
. 
      e) velocidadde (lei OHBr)CH(kv 0133 Br)(CHkv 33 
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Para o cálculo da constante da velocidade, podemos tomar os dados de qualquer um dos 5 
experimentos, pois já conhecemos a lei de velocidade. Tomando os dados do experimento 1, por 
exemplo, teremos então: 
 
 
 
 
Dica: quando a constante de reação tem unidades de s-1, a reação global da reação é de 1ª ordem 
(como foi nesse exercício). 
Aplicação 4 
 
Num laboratório foram efetuadas 3 experiências para a reação: 2H2 + 2NO  N2 + 2H2O, cujos 
resultados estão na tabela abaixo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Determine a lei de velocidade e a constante de velocidade para estareação.Qual a ordem desta 
reação? 
-1
s 0,01k 

3333 dm
0,1mol
 . k
s.dm
mol
001,0]Br)CH[(kv
Solução: v=k[H2][NO]
2. k = 100 L2/mol2.s. 
3ª ordem.