Aula 02 Reatores Thiago Fontes 2018 Reações e Estequiometria

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Centro Universitário Jorge Amado 
Curso: Engenharia 
Disciplina: Cinética e Cálculo de Reatores 
Professor: Thiago Fontes 
 
Velocidade média de uma reação química; 
Lei de Velocidade 
Ordens de Reação 
2 NaN
3(s)
 2 Na(s) + 3 N2(g)
Gás que infla o airbag
2 Fe
(s)
 + 3/2 O
2(g)
Fe
2
O
3
(s)
Ferrugem
menos de 30 milésimos de segundo... 
Como surgiu o buraco na camada de ozônio? 
Como ocorre essa “destruição”? 
Que fatores influenciam se a diminuição ocorrerá ou não? 
Qual a VELOCIDADE que essa “destruição” vem ocorrendo? 
Sobre o ozônio: 2 O3  3 O2 
Mas, diversas reações químicas regulam os níveis de ozônio na 
atmosfera! 
O que acontece quando algo é produzido mais rapidamente 
do que é consumido? 
Na Física: Velocidade média 
E na Química? 
E na Química? 
Velocidade = variação da concentração 
Tempo decorrido 
Concentração: mol.L-1 
Tempo: s 
Velocidade  mol.L-1.s-1 
Velocidade = Δ[substância] 
Δt 
Para o ozônio: 2 O3  3 O2 
Velocidade = Δ[O3] 
Δt 
Para o ozônio: 2 O3  3 O2 
Concentração diminui Concentração aumenta 
Velocidade = Δ[produto] 
Δt 
Logo: 
Velocidade = - Δ[reagente] 
Δt 
Sinal negativo 
Mas, ainda não explica o fato de o número de moléculas 
de O2 produzidas em um determinado tempo ser maior 
que o número de moléculas de O3 consumidas 
Coeficiente estequiométricos: 2 O3  3 O2 
Será que podemos dizer que a velocidade 
da reacção é constante? 
Então: 
Velocidade = Δ[produto] 
νprodutoΔt 
Velocidade = - Δ[reagente] 
νreagenteΔt 
Não! 
Representação Gráfica
0
0,01
0,02
0,03
0,04
0,05
0,06
0,07
0,08
0,09
0,1
0,11
0,12
0,13
0,14
0,15
0,16
0,17
0,18
0,19
0,2
0 5 10 15 20 25 30
Tempo (min)
C
o
n
c
e
n
tr
a
ç
ã
o
 (
m
o
l/L
)
N2O5 (mol/L)
NO2(mol/L)
O2(mol/L)
Tempo 
(min) 
N2O5 
(mol/L) 
NO2 
(mol/L) 
O2 
(mol/L) 
0 0,112 0 0 
5 0,08 0,064 0,016 
10 0,056 0,112 0,028 
20 0,028 0,168 0,042 
30 0,014 0,196 0,049 
2 N2O5(g)  4 NO2(g) + 1 O2(g) 
Note que a inclinação da curva 
NO2 é maior que a curva O2, fato 
relacionado com os coeficientes 
estequiométricos 
9 
A conversão do ozônio em oxigênio, 2 O3  3 O2 , foi estudada em um 
experimento, e a velocidade de consumo de ozônio foi medida como 
2,5 x 10-5 mol.L-1.s-1. 
 
Qual foi a velocidade da produção de O2, nesse experimento? 
AGORA com 
vOCÊ 
É 
R.: 3,8 x 10-5 mol.L-1.s-1 
Para a reação: aA + bB  cC + dD 
t
D
t
C
t
B
t
A
vm












][][][][
d
v
c
v
b
v
a
v
DCBA mmmm 
 relação entre velocidades 
 quantidade de matéria 
Onde: 
a, b, c, d = coeficientes estequiométricos 
Velocidade Instantânea X Velocidade Média 
Para uma reação genérica homogênea 
aA
(g)
 + bB
(g)
  xX
(g)
 + yY
(g)
 
a velocidade instantânea é calculada 
pela expressão 
 
 
 
Onde: 
k = constante de velocidade 
[A] e [B] = concentrações molares 
n e m = ordens da reação 
V = k [A]n[B]m 
Nas reações elementares as ordens são iguais aos próprios 
coeficientes (n = a e m = b); 
Nas reações complexas as ordens 
são iguais aos coeficientes da etapa 
mais lenta da reação, conhecida 
através do mecanismo da mesma. 
Ocorrem em uma única etapa! 
H2 + I2  2 HI 
Lei de velocidade (instantânea) 
v = k [H
2
]
1
[I
2
]
1 
2 NO + O2  2 NO2 
Lei de velocidade (instantânea) 
v = k [NO]
2 
Por quê? 
2 NO + O
2
  2 NO
2
 
* Mecanismo 
2 NO  N
2
O
2
 (etapa lenta) 
N
2
O
2
 + O
2
  2 NO
2
 (etapa rápida) 
2 NO + O
2
  2 NO
2 
(reação global) 
Lei de velocidade (instantânea) 
v = k [NO]
2 
Nas seguintes leis de velocidade, determine as ordens em relaçao a 
cada substância e a ordem total da reação. 
 
a) V = k [A]2 [B] 
b) V = k [A] [B]1/2 
16 
Nas seguintes leis de velocidade, determine as ordens em relaçao a 
cada substância e a ordem total da reação. 
 
a) V = k [A]2 [B] 
Em relação a A  2, B  1, ordem total  3 
b) V = k [A] [B]1/2 
Em relação a A  1, B  1/2, ordem total  3/2 
 
17 
As seguinte reações foram estudadas no laboratório, e determinaram-
se suas respectivas leis de velocidade. Encontre as ordens de reação 
em relação a cada reagente e a ordem total em cada uma das 
seguintes reações: 
 
a) H2(g) + Br2(g)  2 HBr; V = k[H2][Br2] 
 
b) 2 N2O5  4NO2 + O2; V = k[N2O5]
2 
AGORA com 
vOCÊ 
É 
18 
AGORA com 
vOCÊ 
É 
Como ficaria para o ozônio? 
 2 O3  3 O2 
V = k [O3]
2 
[O2] 
Tem uma dependência da concentração em relaão ao produto O2: o 
aumento da concentração de O2, no entanto, reduz a velocidade da 
reação, em vez de aumentá-la! 
V = k [O3]
2 [O2]
-1 
V = k [A]n 
n  geralmente é menor que dois, logo: n = 0 ou 1 ou 2. 
 
Dobrando a concentração de A: 
 
Se n = 0  não alteramos a velocidade, expoente 0 = 1 
Se n = 1  dobraremos a velocidade 
Se n = 2  aumentamos 4 vezes, 22 = 4 
Dependência da concentração 
20 
Na decomposição de N2O5: 
 
2 N2O5(g)  4NO2 (g) + O2(g) 
 
 
Observe os seguintes dados para a cinética desta reação: 
 
 
 
 
 
 
Determine a lei de velocidade e a constante de velocidade para essa 
reação na temperatura desses experimentos. 
AGORA com 
vOCÊ 
É 
Experimento [N2O5] inicial 
(mol.L-1) 
Velocidade inicial da 
reação (mol.L-1.s-1) 
1 3,0 x 10-3 9,0 x 10-7 
2 9,0 x 10-3 2,7 x 10-6 
21 
O estudo cinético de sistemas reais pode ser complicado. 
Por exemplo, há diversas modos de se converter O3 em O2. Um dessas 
reações é: 
NO2 + O3  NO3 + O2 
 
Três experimentos foram realizados e obtiveram-se os seguintes dados: 
 
 
 
 
 
 
 
Determine a lei de velocidade e a constante de velocidade para essa 
reação na temperatura desses experimentos. 
AGORA com 
vOCÊ 
É 
Experimento [NO2] inicial 
(mol.L-1) 
[O3] inicial 
(mol.L-1) 
Velocidade inicial da 
reação (mol.L-1.s-1) 
1 2,3 x 10-5 3,0 x 10-5 1,0 x 10-5 
2 4,6 x 10-5 3,0 x 10-5 2,1 x 10-5 
3 4,6 x 10-5 6,03 x 10-5 4,2 x 10-5 
 BROWN, T. L.; LeMay, Jr, H.R.; Bursten, B. E.; Burdge, J. R.; 
Química – A ciência central, 9º ed., Pearson Prentice Hall, 2005. 
 
 BRADY, J. E.; HUMISTON, G. E.; Química Geral, v.1, 2ºed., LTC, 
2002. 
 
 ATKINS, P.; JONES, L.; Princípios de Química: Questionando a 
vida moderna e o meio ambiente, Bookman, 2001. 
 
 
 RUSSEL, J. B., Química Geral; V.1, 2ºed., MAKON BOOKS, 1994.