Introdução Cinética

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Cinética Química 
Profa.: Joana Maria de Farias Barros 
Considerações gerais 
• A cinética química, também conhecida como dinâmica 
química trata das velocidades das reações químicas → Estuda 
os fatores que controlam quão rapidamente as 
transformações químicas ocorrem. 
 
• Fatores que influenciam as velocidades das reações químicas: 
 
– A natureza dos reagentes e produtos 
– A concentração das espécies reagentes 
– O efeito da temperatura 
– A influência dos agentes externos chamados catalisadores 
 
• Para os químicos, um dos mais significantes benefícios que 
vêm do estudo das velocidades das reações é o conhecimento 
dos detalhes de como as variações químicas ocorrem → 
Mecanismo de reação 
 
• ? Velocidade 
 
• A velocidade de uma reação química pode ser expressa como 
a razão da variação de concentração de um reagente(ou 
produto) com uma variação de tempo 
 
• Vel. de uma reação química = variação na concentração 
tempo 
Velocidades de reação 
• As velocidades com as quais os reagentes são consumidos e 
os produtos são formados mudam no transcurso de uma 
reação → velocidade instantânea da reação 
 
• A velocidade instantânea de consumo de um reagente é o 
coeficiente angular de um gráfico de sua concentração molar 
em função do tempo num determinado instante. 
 
 
• A velocidade de consumo instantânea de um dos reagentes, 
num certo instante, é igual a –d[R]/dt. Similarmente a 
velocidade de formação de um dos produtos será igual a 
d[P]/dt. 
• Com a concentração medida em mols por litro e o tempo em 
segundos, a velocidade de reação é dada em mols por litro 
por segundo (mol L-1 s-1). 
 
• Em geral, os vários reagentes de uma determinada reação são 
consumidos com velocidades diferentes. Por exemplo, na 
decomposição da uréia (NH2)2CO, em solução ácida, 
 
 (NH2)2CO2 (aq) + 2H2O(l) → 2NH4
+
(aq) + CO3
-2
(aq) 
 
• A velocidade de formação do NH4
+ é duas vezes a velocidade 
de desaparecimento de (NH2)2CO2 
 
• Podemos utilizar a estequiometria da reação para deduzir as 
velocidades de formação ou de consumo dos outros 
participantes da reação 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
• Para a reação genérica: 
 
 aA + bB → cC + dD 
 
• A velocidade é dada por 
 
Velocidade = -1/a d[A]/dt = -1/b d[B]/dt = 1/c d[C]/dt = 1/d 
d[D]/dt 
 
Velocidade = -1/a [A]/  t = -1/b [B]/  t = 1/c [C]/  t = 
1/d [D]/  t 
 
Exercícios 
01. Sob certas condições, a velocidade de formação do NH3 na 
reação N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) é de 1,2 mmol L
-1s-1. Qual é a 
velocidade de consumo de H2? 
 
02. A amônia pode ser queimada de acordo com a equação: 
 4NH3(g) + 5O2(g) → 4NO(g) + 6H2O(g) 
• Suponha que em um determinado momento durante a reação 
a amônia esteja reagindo à velocidade de 0,24 mol dm-3 s-1. 
(a) Qual a velocidade de reação do oxigênio? (b) qual a 
velocidade de formação da água? 
Leis de velocidade e constantes de 
velocidade 
• Observação empírica: “A velocidade da reação é muitas vezes, 
proporcional às concentrações molares dos reagentes 
elevadas a uma potência simples” 
 
 Velocidade da reação = k [A][B] 
 
• O coeficiente k, característico da reação em estudo, é 
chamado de constante de velocidade, ou velocidade 
específica. 
• O valor da constante de velocidade é independente dos 
valores das concentrações das espécies que tomam parte da 
reação, mas dependem do valor da temperatura em que a 
reação ocorre. 
 
 
 Velocidade da reação = k [A][B] 
 
• Uma lei de velocidade é uma equação que expressa a 
velocidade da reação em função das concentrações molares 
das espécies presentes na reação global 
 
• As unidades de k são sempre tais que possam converter o 
produto das concentrações em uma velocidade expressa 
como uma variação de concentração dividida pelo tempo. 
 
• A lei de velocidade de uma reação é determinada 
experimentalmente e não pode, em geral, ser deduzida da 
equação química da reação → A reação entre o hidrogênio e 
o bromo, por exemplo, tem uma estequiometria muito 
simples, H2(g) + Br2(g) → 2HBr(g), mas a sua lei de velocidade é 
bastante complicada: vel = k[H2][Br2]
¾ / [Br2] + K`[HBr] 
 
 
 
 
Ordem de reação 
• Uma lei de velocidade oferece uma base para a classificação 
de reações de acordo com a sua cinética. 
 
• A classificação de reações baseia-se em sua ordem → A 
potência à qual é elevada a concentração de uma espécie na 
lei de velocidade. 
 
• Por exemplo, Sejam as reações com suas respectivas leis de 
velocidade: 
(a) Velocidade = k[A][B] é de primeira ordem em A e primeira 
ordem em B 
(b) Velocidade = k[A]2 é de segunda ordem em A 
• A ordem global de uma reação é a soma das ordens de todos 
os componentes. As duas leis de velocidade mencionadas 
anteriormente são de segunda ordem global. 
 
• Exemplo: NO2(g) + CO(g) → NO(g) + CO2(g) Velocidade = 
k[NO2]
2 
 
• Essa reação é de segunda ordem em NO2 e, como não existe 
qualquer outra espécie na lei de velocidade, é de segunda 
ordem global. A velocidade dessa reação é independente da 
concentração de CO, contando que haja presença mínima de 
CO. Essa independência de concentração é expressa dizendo-
se que a reação é de ordem zero em CO. 
 
• Uma reação não precisa ter uma ordem inteira, e muitas 
reações em fase gasosa não têm. Por exemplo: 
 
 Velocidade = k[A]½ [B] 
 
• Se uma lei de velocidade não é da forma [A]x[B]y[C]z...,então a 
reação não tem uma ordem global. 
 
• A lei de velocidade experimentalmente determinada para a 
reação do hidrogênio com o bromo em fase gasosa: 
 
 vel = k[H2][Br2]
¾ / [Br2] + K`[HBr] 
 
• Muito embora a reação seja de primeira ordem em H2, 
apresenta ordem indefinida em Br2 e HBr e uma ordem 
indefinida no global. 
 
 
 
• Na maioria das reações, os expoentes na lei de velocidade são 
0,1 ou 2. 
 
• Se uma reação é ordem zero em um reagente específico, a 
variação de sua concentração não afetará a velocidade 
 
• Se uma reação é de primeira ordem em um reagente, 
variações na concentração daquele reagente produzirão uma 
variação proporcional na velocidade. 
 
• Se uma reação é de segunda ordem em reagente, ao se 
dobrar sua concentração, aumenta-se a velocidade por um 
fator de 22 = 4; ao triplicar a sua concentração a velocidade 
aumentará por um fator de 32 = 9 e assim por diante. 
Uso das velocidades iniciais para 
determinar as leis de velocidade 
• A velocidade inicial de uma reação A + B → C foi medida 
para várias concentrações iniciais diferentes de A e B, e os 
resultados são como seguem: 
 
Número de 
experimento 
[A] (mol/L) [B] (mol/L) Velocidade inicial (mol.L-1s-1) 
1 0,100 0,100 4,0 x 10-5 
 2 0,100 0,200 4,0 x 10-5 
 3 0,200 0,100 16,0x 10-5 
 
 
Usando esses dados, determine: (a) a lei de velocidade para a 
reação; (b) a magnitude da constante de reação; (c) a 
velocidade de reação quando [A] = 0,050 mol/L e [B] = 0,100 
mol/L 
Exercícios 
1. Uma reação A + B → C obedece à seguinte lei de reação: 
velocidade = k[A]2[B]. (a) Se [A] é dobrada, como variará a 
velocidade? A constante de velocidade variará? Justifique 
sua resposta. (b) Quais são as ordens de reação para A e B? 
qual é a ordem de reação total? (c) qual a unidade da 
constante de velocidade? 
2. A decomposição de N2O5 em tetracloreto de carbono 
acontece como segue: 2N2O5 → 4NO2 + O2. A lei de 
velocidade é de primeira ordem em N2O5. A 64
oC a constante 
de velocidade é 4,82 x10-3 s-1. (a) Escreva a lei de velocidade 
para a reação. (b) Qual a velocidade de reação quando [N2O5] 
= 0,0240 mol/L? (c) O que acontece à velocidade quando a 
concentração de N2O5 é dobrada para 0,0480 mol/L 
 
3. O íon iodeto reage com o íon hipoclorito da seguinte forma: 
OCl- + I- → OI- + Cl-. Essa reação rápida fornece os 
seguintes dados de velocidade: 
 
 
 
 
 
 
(a) Escreva a lei de velocidade para essa reação. (b) calcule a 
constante de velocidade. (c) Calcule a velocidade quando 
[OCl-] = 1,0 x 10-3 mol/L e [I-] = 5,0 x 10-4 mol/L. 
 
[OCl-], mol/L [l
-], mol/L Velocidade inicial (mol.L-1s-1) 
1,5 x 10-3 1,5 x 10-3 1,36 x 10-4 
3,0 x 10-3 1,5 x 10-3 2,72 x 10-4 
1,5 x 10-3 3,0 x 10-3 2,72 x 10-4