Cinética quimica Parte 2

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Proposição de mecanismos e Lei da 
velocidade para reações complexas
➢ Uma Reação complexa e composta por reações elementares
➢ A reação elementar mais lenta é a que determina a velocidade da reação
Como saber se uma reação representada por uma equação química é complexa 
ou elementar ?
1º – Se a Lei da Velocidade experimental não coincidir com a Lei de 
Velocidade suposta caso a reação fosse elementar
2º – Se for identificado moléculas que não estão presentes na equação 
química global
2NO2(g) + F2(g) → 2NO2F(g) 
Determinação da lei da velocidade para reações 
complexas: Exemplo 1
1. NO2(g) + F2(g) → NO2F(g) + F(g) 
Lei da velocidade determinada experimentalmente: V = k.[NO2][F2]
2. F(g) + NO2 → NO2F(g)
(lenta)
(rápida)
V1 = k1.[NO2][F2]
k1
k2
V2 = k2.[F][NO2]
V1 = V
 
 
2NO(g) + Br2(g) → 2NOBr(g) 
Determinação da lei da velocidade para reações 
complexas: Exemplo 2
1. NO(g) + Br2(g) → NOBr2(g) 
Lei da velocidade determinada experimentalmente: V = k.[NO]2[Br2]
2. NOBr2(g) + NO → 2NOBr(g)
(rápida)
(lenta)
V1 = k1.[NO][Br2]
k1
k2
V2 = k2.[NOBr2][NO]
V1 = V-1
←
k-1
V-1 = k-1.[NOBr2]
k1.[NO][Br2] = k-1.[NOBr2] [NOBr2] = k1.[NO][Br2]
k-1
V2 = k2.k1.[NO][Br2][NO]
k-1
V2 = k2.k1.[NO]2[Br2]
k-1
k
V = k2.k1.[NO]2[Br2] 
k-1
= k.[NO]2[Br2]
V = V2
Teoria das colisões
✔ Para uma reação ocorrer é necessário o contato, ou, colisão entre as moléculas
✔ As colisões entre as moléculas devem ter uma orientação correta e energia 
suficiente para formar os produtos
 
 
Cℓ + NOCℓ → NO + Cℓ2
Fator orientação
➔ Nem todas as colisões levam aos produtos. Na realidade, somente uma 
pequena fração das colisões levam ao produto.
Fator energia
Arrhenius: as moléculas devem possuir uma quantidade mínima de energia para 
que elas reajam
Por quê?
Para que formem produtos, as ligações devem ser quebradas nos reagentes
A quebra de ligação requer energia
A energia de ativação (Ea): energia mínima necessária para iniciar uma reação 
química
 
 
 O estado físico do reagente
 A temperatura na qual a reação ocorre
 As concentrações dos reagentes
Fatores que afetam a velocidade de uma reação
Estado físico dos reagentes
Gases se locomovem mais facilmente
Veloc. de reação dos gases > líquidos > sólidos
Número de colisões
 
 
Com o aumento da temperatura, aumenta a agitação das moléculas
Quanto maior a temperatura, maior a velocidade da reação
Temperatura
Número de colisões
Maior quantidade de reagentes, maior a probabilidade de 
ocorrer contato entre as moléculas
Quanto maior a concentração, maior a velocidade da reação
Concentração dos reagentes
Número de colisões
 
 
Equação de Arrhenius
k = fator orientação x frequência de colisões x fator energia
Constante de Arrhenius: A e– Ea/RT
k = A.e– Ea/RT
lnk = lnA – Ea
RT
R: 8,314 (J/mol.K)
T: temperatura em K
Ea: energia de ativação (J/mol)
Determinando Ea (kJ/mol)
A partir de duas temperaturas diferentes
lnk1 = lnA – Ea
RT1
lnk2 = lnA – Ea
RT2
lnA = lnk2 + Ea
RT2
A substituindo lnA:
lnk1 = lnk2 + Ea – Ea
RT2 RT1
lnk1 – lnk2 = Ea – Ea
RT2 RT1
lnk1 = Ea 1 – 1 
T2 T1k2 R
 
 
Ea a partir de um gráfico
lnk = lnA – Ea
RT
lnk = lnA – Ea . 1
R T
Inclinação da reta
Complementação na Teoria das colisão:
Complexo ativado
 
 
Progresso de reações
Estado de 
transição
Estado de 
transição
Catalisadores
Diminuem a energia de ativação (Ea) e com isso aumentam a 
velocidade da reação 
Catalisador é uma substância que aumenta a velocidade 
sem ser consumido nas reações 
 
 
Tipos de catálise
 Catálise Homogênea: quando o catalisador está na mesma 
fase que os reagentes
 Catálise Heterogênea: quando o catalisador está em uma 
fase diferente da dos reagentes
Exemplo típico: A reação entre o hidrogênio (gás) e o etileno 
(gás) forma-se o etano, sob a ação catalítica de alguns metais 
sólidos, como a platina e o níquel.
Exemplo: através do oxigênio (gás), o dióxido de nitrogênio 
(gás) catalisa a oxidação do dióxido de enxofre (gás) a trióxido 
de enxofre (gás).
2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g)
NO2(g)
H2(g) + C2H4(g) → C2H6(g)
Pt(s)
Catálise Heterogênea
H2(g) + C2H4(g) → C2H6(g)
Pt(s)
 
 
1. Determine a lei da velocidade da reação em função da 
concentração para os processos abaixo:
a) Reação elementar: 2HCℓ(aq)  H2(g) + Cℓ2(g)
b) Reação elementar: NOCℓ + Cℓ  NO + Cℓ2
c) BrO3-(aq) + 5Br-(aq) + 6H3O+(aq)  3Br2(g) + 9H2O(ℓ)
[BrO3-] 
(molL-1)
[Br-] 
(molL-1)
[H3O+] 
(molL-1)
Veloc. inicial de 
formação de 
H2O (molL-1s-1)
0,10 0,10 0,10 1,2.10-3
0,20 0,10 0,10 2,4.10-3
0,10 0,30 0,10 3,6.10-3
0,20 0,10 0,15 5,4.10-3
d) Ao dobrarmos a concentração de NO, a velocidade da reação abaixo 
aumenta 4 vezes. Ao dobrarmos as concentrações de NO e O2, a 
velocidade aumenta 8 vezes: 2NO + O2  2NO2
2. A velocidade da reação abaixo foi medida a várias temperaturas e 
os seguintes dados foram coletados:
CH3COOC2H5(aq) + –OH(aq) → CH3COO–(aq) + C2H5OH(aq)
Calcule Ea e A (R = 8,314 J/mol.K).
 
 
3. Com base no seguinte perfil de reação: (a) quantos intermediários 
são formados na reação A → C ? (b) quantos estados de transição 
existem ? (c) Qual etapa é a mais rápida ? (d) A reação A → C é 
endotérmica ou exotérmica ?
Respostas
 
 
1. a) V = k[HCℓ]2
b) V = k[NOCℓ].[Cℓ]
c) V = k[BrO3-].[Br-]. [H3O+] 2
d) V = k[NO]2.[O2]
2. Ea = 47,2 kJ/mol
 A = 19,2.106 mol-1 L s-1
3. a) Apenas um intermediário
b) Existem 2 estados de transição, um na etapa A → B e outro na etapa B → C
c) A etapa B → C
d) A reação A → C é exotérmica (∆Gprodutos < ∆Greagnetes)