07 - Cinética Química

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CINÉTICA QUÍMICA 
 
1. Introdução 
 
O Conhecimento e o estudo da velocidade das 
reações, além de ser muito importante em termos 
industriais, também está relacionado ao nosso dia-a-
dia, verificamos que há algumas mais lentas e outras 
mais rápidas. Veja: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1.1. Velocidade Média da reação 
 
Em Física o estudo da velocidade diz respeito ao 
deslocamento de um corpo na unidade de tempo. Se 
um automóvel percorre 160 km em duas horas, 
dizemos que sua velocidade média é 80 km/h. 
 
 
 
Significa medir a quantidade de reagente que 
desaparece ou a quantidade de produto que se forma, 
por unidade de tempo. Não existe uma 
obrigatoriedade com relação as unidades, no entanto 
a melhor maneira de medir a quantidade de uma 
substância é usando a unidade mol, diremos que, no 
estudo da cinética química é interessante o emprego 
da quantidade de mols da substância por litro de 
mistura de reagente, a qual é denominada molaridade. 
 
 
A velocidade média de uma reação química è o 
quociente da variação da molaridade de um dos 
reagentes (ou produtos) da reação pelo intervalo de 
tempo em que essa variação ocorre [2]. 
 
Assim: 
 
𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑚é𝑑𝑖𝑎 = 
(𝑣𝑎𝑟𝑖𝑎çã𝑜 𝑛𝑎 𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒)
(𝑖𝑛𝑡𝑒𝑟𝑣𝑎𝑙𝑜 𝑑𝑒 𝑡𝑒𝑚𝑝𝑜)
 
 
 
 
EXERCÍCIO RESOLVIDO 1: Para a reação 
 
𝑁2 + 3𝐻2 → 2𝑁𝐻3 
 
A proporção que a reação caminha, os reagentes N2 e 
H2 são consumidos e o produto NH3 vai sendo 
produzido. Se a reação for completa e em quantidades 
estequiométricas, a representação gráfica do 
andamento dessa reação será a seguinte: 
 
 
 
Neste caso, a equação da velocidade média é: 
 
𝑉𝑚 = 
∆[𝑁𝐻3]
∆𝑡
 
Nessa expressão, ∆[𝑁𝐻3] é a diferença entre a 
molaridade final e a molaridade inicial do 𝑁𝐻3 no 
intervalo de tempo ∆𝑡 . Supondo que a reação 𝑁2 +
 3𝐻2 → 2𝑁𝐻3 forneça os seguintes resultados 
experimentais: 
 
Tempo de 
reação (min) 
Variação da molaridade do 
𝑁𝐻3 (𝑚𝑜𝑙/𝐿) 
0 0 
5 20,0 
10 32,5 
15 40,0 
20 43,0 
 
Utilizando os dados da tabela, obtemos de acordo 
com a definição, as seguintes velocidades médias: 
 
 No intervalo de 0 a 5 min: 
 
𝑉𝑚 =
20 − 0
5 − 0
= 4,0 𝑚𝑜𝑙 𝐿 . 𝑚𝑖𝑛⁄ 
 
 No intervalo de 5 a 10 min: 
 
𝑉𝑚 =
32,5 − 20
10 − 5
= 2,5 𝑚𝑜𝑙 𝐿 . 𝑚𝑖𝑛⁄ 
 No intervalo de 15 a 20 min: 
 
𝑉𝑚 =
43 − 40
20 − 15
= 0,6 𝑚𝑜𝑙 𝐿 . 𝑚𝑖𝑛⁄ 
 
1.2. A velocidade e a estequiometria das 
reações 
Obs.: a variação da quantidade deverá ser 
sempre um valor positivo, então ela deverá ser 
em módulo. 
 
2 
 
 
Assumindo os dados do Exemplo 1 percebemos que 
para as duas primeiras linhas da tabela conclui-se que 
nos primeiros 5 min, essa reação produziu 20 mol/L de 
𝑁𝐻3 – quantidade esta que, pelos cálculos já 
apresentados corresponde a uma velocidade média 
de 4,0 mol/L.min de 𝑁𝐻3. Acontece que o 𝑁𝐻3 é 
produzido a partir de N2 e H2, logo pela estequiometria 
 
 
𝟏 𝑁2 + 𝟑 𝐻2 → 𝟐 𝑁𝐻3 
10 mol/L 30 mol/L 20 mol/L 
Concluímos portanto, que são necessários 10 mol/L 
de 𝑁2 e 30 mol/L de 𝐻2, para produzir os citados 20 
mol/L de 𝑁𝐻3. Sendo assim, naqueles 5 min iniciais da 
reação, teríamos as seguintes velocidades médias: 
 
 Em relação ao N2: 
 
𝑉𝑚 = 
10
5
= 2,0 𝑚𝑜𝐿/𝐿. 𝑚𝑖𝑛 
 
 Em relação ao H2: 
𝑉𝑚 = ? 
 
Para evitar essa confusão, convencionou-se dividir 
cada um desses valores pelo coeficiente 
estequiométrico da substância na equação química 
considerada, ou seja: 
 
Em relação ao N2: 
 
𝑉𝑚 =
1
𝟏
.
10
5
= 2,0 𝑚𝑜𝐿/𝐿. 𝑚𝑖𝑛 
 
Em relação ao H2: 
 
𝑉𝑚 =
1
𝟑
.
30
5
= 2,0 𝑚𝑜𝐿/𝐿. 𝑚𝑖𝑛 
 
Em relação ao NH3: 
 
𝑉𝑚 =
1
𝟐
.
20
5
= 2,0 𝑚𝑜𝐿/𝐿. 𝑚𝑖𝑛 
 
 
Com isso, a equação geral, utilizando por convenção 
os sinais (-) para o coeficiente dos reagentes uma vez 
que suas concentrações diminuem com o tempo e (+) 
para o coeficiente dos produtos, pois a concentração 
do produto aumenta ao longo da reação. 
 
 
𝑉𝑚 = −
1
𝟏
.
∆[𝑁2]
∆𝑡
= −
1
𝟑
.
∆[𝐻2]
∆𝑡
 = + 
1
𝟐
.
∆[𝑁𝐻3]
∆𝑡
 
 
 
2. Teoria das Colisões 
 
Em todas as reações, os átomos que formam os 
reagentes se rearranjam, originando os produtos. No 
entanto, nem todos os choques entre as partículas 
que compõem os reagentes dão origem a produtos 
(choques não-eficazes). Os choques que resultam em 
quebra e formação de novas ligações são 
denominados eficazes ou efetivos. No momento em 
que ocorre o choque em uma posição favorável, 
forma-se uma estrutura intermediária entre os 
reagentes e os produtos denominada complexo 
ativado. 
 
 Complexo ativado é o estado intermediário 
(estado de transição) formado entre reagentes e 
produtos, em cuja estrutura existem ligações 
enfraquecidas (presentes nos reagentes) e 
formação de novas ligações (presentes nos 
produtos). Conforme ilustrado abaixo: 
 
 
 
 
Para que ocorra a formação do complexo ativado, as 
moléculas dos reagentes devem apresentar energia 
suficiente, além da colisão em geometria favorável. 
Essa energia denominamos energia de ativação (Ea). 
 
 
3. Energia de Ativação 
 
 
 
4. Fatores que alteram a velocidade da reação 
 
4.1. Concentração 
Concentração está relacionado à quantidade de soluto 
e de solvente de uma substância. Se aumenta a 
concentração de reagentes, aumenta o número de 
moléculas dos reagentes, aumentando o número de 
colisões e aumentando também a velocidade da 
reação. Está associada à Lei Cinética (Lei de Guldber-
Waage). Quando se aumenta a concentração de 
oxigênio numa queima, a combustão acontece mais 
rápido. 
 
4.2. Temperatura 
A temperatura está ligada à agitação das moléculas. 
Quanto mais calor, mais agitadas ficam as moléculas. 
Se aumenta a temperatura, aumenta a energia 
cinética das moléculas (movimento). Se as moléculas 
se movimentam mais, elas se chocam mais e com 
mais energia, diminuindo a energia de ativação e em 
Energia de ativação (Ea) é a menor quantidade de 
energia necessária que deve ser fornecida aos 
reagentes para a formação do complexo ativado e, 
consequentemente, para a ocorrência da reação. 
3 
 
consequência, aumenta o número de colisões efetivas 
e portanto a velocidade da reação também aumenta. 
 
4.3. Superfície de Contato 
A área de contato entre os reagentes também interfere 
na velocidade das reações químicas. Quanto maior a 
superfície de contato, maior o número de moléculas 
reagindo, maior o número de colisões eficazes e 
portanto, aumenta a velocidade da reação. 
 
Uma substância em pó 
reage mais rápido do que uma 
substância inteira porque 
possui maior superfície de 
contato. 
4.4. Pressão 
Pressão é a razão entre força e área, ou seja, fazer 
força sobre uma determinada área. Com o aumento 
da pressão em um recipiente, diminui o volume e 
desta forma aumenta a concentração dos reagentes. 
As moléculas se chocam mais, aumentando o número 
de colísões e portanto, aumenta a velocidade da 
reação. 
 
 
4.5. Presença de Luz 
Algumas reações químicas ocorrem com maior 
velocidade quando estão na presença de luz. A luz 
influencia na velocidade das reações porque é uma 
energia em forma de onda eletromagnética que ajuda 
a quebrar a barreira da energia de ativação. 
4.6. Inibidores 
São substâncias, que ao contrário dos catalisadores, 
aumentam a energia de ativação e como 
consequência diminuem a velocidade da reação 
química. Pode ser chamado também de veneno de 
catalisador ou anti-catalisador. Antigamente era 
chamado de catalisador negativo. 
 
4.7. Catalisadores 
Os catalisadores são substâncias que aumentam a 
velocidade de uma reação, semser consumido 
durante o processo. Quando a substância diminui a 
velocidade de uma reação, é denominada de inibidor. 
5. Reação exotérmica 
 
 
 
Onde: 
E1 = energia dos reagentes (r) 
E2 = energia do complexo ativado 
E3 = energia dos produtos (p) 
b = energia de ativação da reação direta 
c = variação de entalpia (∆H= Hp – Hr) 
 
6. Reação endotérmica 
 
 
 
Onde: 
E1 = energia dos reagentes (r) 
E2 = energia do complexo ativado 
E3 = energia dos produtos (p) 
b = energia de ativação da reação direta 
c = variação de entalpia (∆H= Hp – Hr) 
 
7. Lei Cinética da velocidade das reações 
 
Considere a reação: 
 
𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 → 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 
 
A velocidade da reação será dada pela fórmula: 
 
𝑣 = 𝑘. [𝐴]𝑥. [𝐵]𝑦 
 
Sendo: 
4 
 
 
v = velocidade de reação 
k = constante de velocidade 
[A] = concentração molar de A 
[B] = concentração molar de B 
x e y = valores determinados experimentalmente 
 
Esta fórmula traduz, então, a conhecida Lei de 
Guldberg e Waage: 
 
“A velocidade de reação é proporcional ao produto 
das concentrações molares dos reagentes, estando 
cada concentração elevada a um expoente igual a um 
valor determinado experimentalmente” 
 
Obs.: 
 Esta lei se aplica a velocidade instantânea e não a 
uma velocidade média. 
 
 Para cada reação, k depende somente da 
temperatura. 
 
 A lei de Guldberg e Waage também foi 
denominada de Lei da Ação das Massas. 
 
 A etapa mais lenta é a que comandará a 
velocidade total. 
 
8. Os mecanismos da reação 
 
As reações químicas não ocorrem em apenas uma 
etapa, porém em duas ou mais. Cada etapa é 
denominada reação elementar e ocorre pelo choque 
direto das moléculas participantes. 
 
 
 
 
9. Ordem das reações 
 
Ordem de uma reação é a soma dos expoentes que 
aparecem na fórmula da velocidade. 
EXEMPLO RESOLVIDO 2: 
 
Para a reação: 
 
𝑁𝑂2(𝑔) + 𝐶𝑂(𝑔) → 𝑁𝑂(𝑔) + 𝐶𝑂2(𝑔) 
 
Sua lei de velocidade: 
 
𝑣 = 𝑘. [𝑁𝑂2]
2 
 
Dizemos que: 
 
 A ordem em relação ao NO2 é dois; 
 A ordem em relação ao CO é zero 
 A ordem global da reação é 2 + 0 = 2. 
 
Obs: o valor de k e da ordem de reação são obtidos 
experimentalmente. Para fins didáticos, em alguns 
casos diz-se que a lei da velocidade pode ser obtida a 
partir da equação elementar e diante desta situação, 
os expoentes usados na equação correspondem aos 
coeficientes estequiométricos. 
 
 
9.1. Reação de Ordem Zero 
 
“A reação é de zero ordem quando a velocidade da 
reação química é independente da concentração do 
reagente. ” 
 
Lei da velocidade integrada para a reação de zero 
ordem: 
 
[𝑀] = [𝑀]0 − 𝑘𝑡 
 
A forma integrada da lei de velocidade mostra que a 
reação de zero ordem dá uma linha reta em uma 
figura se os valores medidos das concentrações do 
reagente [M], forem colocados na figura em função do 
tempo. A inclinação da reta será a constante da 
velocidade de zero ordem aparente. Esta constante de 
velocidade de zero ordem deve ter a mesma unidade 
que a velocidade da reação, a qual é em mol. m-3 s-1. 
 
A lei de velocidade de zero ordem para uma reação 
química significa que a velocidade da reação é 
independente da concentração de qualquer reagente. 
A lei de velocidade de zero ordem pode ser observada 
apenas se as concentrações atuais dos reagentes não 
puder variar à medida que a reação se desenvolve, o 
que é incomum, e estas reações não são encontradas 
facilmente. 
 
9.2. Reação de Primeira Ordem 
 
“Reações de primeira ordem são aquelas nas quais a 
velocidade da reação química é proporcional à 
concentração de um reagente.” 
 
A lei da velocidade de primeira ordem é uma das 
formas mais comuns da lei da velocidade, sendo ela 
descrita a seguir: 
 
ln([𝑀] − [𝑀]0) = −𝑘. 𝑡 
 
ou 
 
ln (
[𝑀]
[𝑀]0
) = −𝑘. 𝑡 
Mecanismo de uma reação: é o conjunto das 
reações elementares pelas quais passa a 
reação global. 
5 
 
 
Uma reação de primeira ordem apresenta uma linha 
reta se valores medidos tanto de ln[M] ou ln([M]/[M]0) 
forem colocados em uma figura em função do tempo 
como mostrado na figura abaixo. 
 
A figura fornece uma linha reta porque [M]0 é uma 
constante. A inclinação da reta será a constante da 
velocidade de primeira ordem aparente k, a qual tem a 
unidade em s-1 (ou mol0 s-1). 
 
 
 
Observa-se pela figura que a concentração do 
reagente, M, diminui à medida que a reação se 
desenvolve. Quando se trabalha com reações de 
primeira ordem, é mais conveniente o uso de meia 
vida em vez de constante de velocidade. 
 
A meia vida de uma substância reagente é 
simplesmente o tempo necessário para que metade 
da quantidade original presente reaja. Ao final de uma 
meia vida, 50% dos átomos ou moléculas originais 
permanecem. 
 
A meia vida está diretamente relacionada com a 
constante da velocidade para uma reação de primeira 
ordem. Através da equação geral: 
 
 
ln (
[𝑀]
[𝑀]0
) = −𝑘𝑡 
ln(0,5) = −𝑘𝑡1
2⁄
 
 
𝑘 = −
ln(0,5)
𝑡1
2⁄
=
0,693
𝑡1
2⁄
 
 
𝑡1
2⁄
=
0,693
𝑘
 
 
Para qualquer outro tipo de reação que não seja a de 
primeira ordem, a meia vida não é constante, porém 
se altera dependendo da extensão na qual a reação 
tenha ocorrido. Devido a isto, meia vida geralmente é 
usada para descrever apenas reações de primeira 
ordem. 
 
 
9.3. Reação de Segunda Ordem 
 
“Reações de segunda ordem são aquelas nas quais a 
velocidade da reação química é proporcional ao 
produto das concentrações de dois reagentes” 
 
Para uma reação envolvendo apenas um tipo de 
reagente, a lei da velocidade integrada para uma 
reação de segunda ordem será: 
 
1
[𝑀]
= 𝑘𝑡 +
1
[𝑀]0
 
 
Uma reação de segunda ordem envolvendo dois 
reagentes idênticos, os quais neste caso significa o 
mesmo reagente duas vezes, irá dar uma linha reta se 
tanto 1/[M] ou [M]0/[M] for colocado em função do 
tempo, como mostrado na figura a seguir 
 
 
 
 
A inclinação da reta será a constante da velocidade de 
segunda ordem aparente k, o qual tem unidade em 
mol-1 m3 s-
 
6 
 
 
 Tabela com as fórmulas integrais e meia vida de cinética química