Aula de Cinética Química

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Cinética Química
Prof. Vinícius G Pereira
Seja Bem-Vindo a
Goiânia
Seja Bem-Vindo a 
Hidrolândia
Hora da saída: 11:45 
Hora da chegada: 12:45 
Distância 
Hidrolândia: 40 
km
hkm
h
km
t
d
Vm 40
1
40




Velocidade Média
Velocidade das reações químicas.
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
A cabeça de palito de fósforo contém uma substância chamada trissulfeto de 
tetrafósforo. Esse composto inflama na presença de oxigênio, ocorrendo, à 
pressão ambiente, a liberação de uma grande quantidade de calor.
P
4
S
3(s)
 + 8 O
2(g)
 P
4
O
10(s)
 + 3 SO
2(g)
 
Velocidade das reações químicas.
Velocidade de consumo/formação de uma substância
t
Q
V



||
A velocidade de consumo/formação de uma
substância que participa de uma reação, é
calculada através da variação da quantidade(nº
de mol, massa ou concentração molar) pelo
tempo com que a variação ocorreu.
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
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
a) Velocidade média de consumo do N2O5 entre t = 0 e 
t = 5 min:
min.0064,0
min0min5
|112,008,0|
)50( Lmol
LmolLmol
Vm 



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
b) Velocidade média de consumo do N2O5 entre t = 5 e 
t = 10 min:
min.0048,0
min5min10
|08,0056,0|
)105( Lmol
LmolLmol
Vm 



t(min)
mol/L)
N
2
O
5(g)
2 N2O5(g) 4 NO2(g) + 1 O2(g)
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
a) Velocidade média de produção do NO2 entre t = 0 e 
t = 5 min:
min.0128,0
min0min5
|0064,0|
)50( Lmol
LmolLmol
Vm 



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
b) Velocidade média de produção do NO2 entre t = 5 e 
t = 10 min:
min.0096,0
min5min10
|064,0112,0|
)105( Lmol
LmolLmol
Vm 



t(min)
mol/L)
[NO
2
]
[O
2
]
2 N2O5(g) 4 NO2(g) + 1 O2(g)
Velocidade média da reação (Vm)
Considere uma reação genérica:
Em que as letras minúsculas são os 
coeficientes (nº de mol) e as maiúsculas 
são as substâncias participantes da 
reação.
aA + bB  cC + dD
d
V
c
V
b
V
a
V
V DCBAm 
2 A  4B + C
Velocidade média de uma reação
2  4 + 1
0,02 mol/L.min 0,04 mol/L.min 0,01 mol/L.min
Vmédia da reação = 0,02 mol/L.min = 0,04 mol/L.min = 0,01 mol/L.min
2 4 1
Vmédia da reação = 0,01 mol/L.min
Exercício 
Considere a equação abaixo:
N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g)
Sabendo que:[H2] inicial = 6 mol/L; [H2] final = 2 
mol/L;
t = 20 min.
Responda:
a) Qual a velocidade média da reação?
Resposta: Como os dados referem-se ao H2 devemos 
calcular primeiramente sua velocidade:
2V = - 0,2 mol/L minH
2
2
[H ]
V
t
H



2
2 - 6
V = 
20
H 2
- 4
V = 
20
H
Agora vamos calcular a velocidade média da reação.
b) qual a velocidade de formação do NH3?
Vm 0,07 mol/L min
V
Vm 
b
B

2V
Vm 
3
H
  0,2Vm 
3
 
3V
Vm 
2
NH
  3V0,07 
2
NH

3V = 0,14NH
3V = 0,14 mol/L minNH
Lei de Guldberg-Waage ou Lei da velocidade
A influência da concentração dos reagentes
sobre a velocidade das reações foi enunciada
em 1864 pelos cientistas Cato Maximilian
Guldberg e Peter Waage, por meio da lei da
ação das massas.
“A velocidade de uma reação é diretamente
proporcional ao produto das concentrações
molares dos reagentes, elevadas a expoentes
determinados experimentalmente”.
Lei de Guldberg-Waage ou Lei da velocidade
Considere a reação genérica:
a A + b B  c C + d D
V = k [A]a [B]b
V = velocidade da reação;
k = constante da reação;
[A]; [B] = concentrações de A e B em mols/L;
a = coeficiente de A;ordem da reação em relação a A;
b= coeficiente de B; ordem da reação em relação a B;
a + b = ordem global da reação.
Fique Ligado:
A lei da velocidade deve ser aplicada para reações
elementares (reações que ocorrem em uma única
etapa)
No mecanismo de reações (reações que ocorrem
em várias etapas) devemos considerar a etapa
lenta como a propulsora da expressão da lei da
velocidade. Quando uma reação ocorrer em duas
ou mais etapas, a velocidade da reação global
será determinada pela etapa lenta, chamada de
etapa determinante da reação.
Exemplo:
Dado a Reação elementar:
N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g)
Lei da velocidade: 
V= k [N2] [H2]
3
Ordem da reação: 1+3= 4 então
4ª ordem
Exemplo:
Dado o mecanismo abaixo:
H2(g) + 2NO(g)  N2O(g) + H2O(l) (lenta)
H2(g) + N2O(g)  N2(g) + H2O(l) (rápida) 
2H2(g)+2NO(g)N2(g)+2H2O(l) (equação global)
Então:
V = k [H2] [NO]
2
Observações
k é a constante de velocidade e depende
fundamentalmente da temperatura.
Substâncias no estado sólido não
participam da expressão de velocidade.
Exemplo:
Na2O(s) + CO2(g)  Na2CO3(s)
V = k [CO2]
Para a reação não-elementar:
H2O2 + 2I
- + 2H+ → 2H2O + I2
Foram obtidos os seguintes resultados:
A velocidade da reação depende apenas das 
concentrações de H2O2 e I
-.
No estudo cinético de uma reação foram 
obtidos os seguintes dados:
A expressão da velocidade pode ser 
representada por :
V = k [HgCl2] . [C2O4
2-]2
Em que:
k- constante de velocidade
A – fator de freqüência (medida da probabilidade de
uma colisão eficaz)
Ea – energia de ativação (kJ/ mol)
R – constante dos gases ideais ( em unidades S.I.
8,314 J/K . mol)
T – temperatura absoluta
Quanto menor Ea e maior T , maior k.
EQUAÇÃO DE ARRHENIUS
RT
Ea
Aek


Equação da velocidade
dt
dC
v a
A maneira mais usual de se medir a velocidade de uma 
reação química é a relação entre a concentração de um 
dos reagentes do meio reacional e o tempo. Logo:
A velocidade de reação 
normalmente é representada pela 
letra r (do inglês rate), e assim a 
forma realmente usual será então 
a seguinte:
dt
dC
r aa 
Utilidade das equações cinéticas
1- Calcular a velocidade de uma reação a 
partir do conhecimento da constante de 
velocidade e das concentrações de 
reagentes;
2- Calcular a concentração de reagentes em 
qualquer instante durante o decorrer de uma 
reação.
Ordem da reação
O termo “ordem” vem da matemática onde é utilizado na 
classificação das equações diferenciais. As
leis de velocidade são equações diferenciais. Em cinética 
química, tais equações são classificadas de
acordo com a ordem da reação.A ordem de uma reação é definida como sendo a soma 
das potências dos termos de concentração
que aparecem na equação de velocidade da reação 
química. É normalmente, um número inteiro pequeno,
podendo em casos especiais, ser zero ou fracionário.
É importante ressaltar, que a ordem de reação é uma 
grandeza que normalmente é obtida a partir
de dados experimentais, em grande parte das vezes sem 
o conhecimento real do mecanismo da reação.
Meia Vida
Tempo de meia-vida 
(t1/2): é o tempo 
necessário para que a 
concentração de uma 
reagente diminua para 
metade do seu valor 
inicial.
Tempo de meia vida reação de primeira ordem.
Ordem Equação cinética
Equação
concentração-tempo
Tempo de 
meia-vida
0
1
2
Velocidade =k
Velocidade = k [A]
Velocidade = k [A]2
ln[A] = ln[A]0 - kt
1
[A]
=
1
[A]0
+ kt
[A] = [A]0 - kt
t½
ln2
k
=
t½ =
[A]0
2k
t½ =
1
k[A]0
Resumo da cinética de reações de 
ordem zero, 1ª ordem e 2ª ordem
Fatores que influenciam na velocidade de 
uma reação química
Basicamente a ocorrência de uma reação
depende de:
Contato entre as partículas: (átomos, moléculas ou
íons) dos reagentes.
Afinidade química: uma certa tendência natural
para reagir.
Choques eficazes (colisões efetivas): a colisão
entre as partículas dos reagentes deve ocorrer em
uma orientação favorável, para que as ligações
existentes nos reagentes sejam rompidas.
Energia de ativação: para que uma reação
aconteça, é necessário um mínimo de energia, além
daquela que os reagentes já apresentam.
Superfície de contato
Quanto maior a superfície de contato entre os
reagentes, ou seja, quanto mais
pulverizado/fragmentado maior o número de
colisões entre as partículas reagentes. Isso faz
com que aumente o número de colisões eficazes,
aumentando a velocidade da reação.
Exemplo:
40kg em forma de gravetos de madeira (queima 
mais rápido)
40kg em forma de tora de madeira (queima mais 
lento)
Temperatura
Aumentado a temperatura, aumenta a energia
cinética das moléculas reagentes (grau de
agitação das moléculas), o que proporciona um
aumento no número de colisões e aumento do
número de moléculas com energia igual ou
superior à energia de ativação, aumentado a
velocidade da reação.
Exemplo:
Lavar roupas em água fria (demora mais para
retirar manchas)
Lavar roupas em água quente (retira as manchas
mais rapidamente)
Concentração
Aumentando a concentração (quantidade ou até
mesmo a pressão de um gás) estamos
aumentando o número de choques entre as
partículas reagentes, o que conseqüentemente
aumenta a velocidade da reação.
Exemplo:
Se você tomar 10 gotas de um analgésico e a dor
de cabeça não passar, o que você normalmente
faz é tomar mais 10 gotas. Você aumentou a
concentração de analgésico no seu organismo
assim ele fará efeito mais rápido.
Catalisador
Catalisador é uma espécie química que promove o
aumento da velocidade de uma reação através da
diminuição da energia de ativação. O catalisador
participa temporariamente do processo, formando
com os reagentes um complexo ativado menos
energético. Porém ao final da reação é
completamente recuperado, sem sofrer alteração
na sua composição ou massa.
Ex.:
N2(g) + 3H2(g)  2NH3 ; V1
N (g) + 3H2(g) 2NH3 ; V2
Com certeza o V2 é maior que o V1, pois o ferro
age como catalisador na segunda reação.
Fe(s)
Catálise homogênea
Catalisador e reagentes estão no 
mesmo estado físico (possui apenas 
uma fase).
2H2O2 (aq) 2H2O (l) + O2 (g)   )(aqOH
Catálise heterogênea
Catalisador e reagentes se 
encontram em estados físicos 
diferentes (possui duas ou mais 
fases).
C2H4 (g) + H2 (g) C2H6 (g)
 )( s
Ni
Catálise enzimática
Algumas reações que ocorrem rapidamente dentro do
corpo humano, demorariam muito tempo para ocorrer
fora, isto porque no corpo humano temos enzimas que
são catalisadores.
A ação de uma enzima é altamente específica, ou seja,
geralmente cada enzima catalisa uma única reação.
A enzima maltase, por exemplo, catalisa apenas o
processo de transformação da maltose em glicose:
C12H22O11 (aq) + H2O 2 C6H12O6 (aq)
Outra reação que se não fosse a enzima ptialina
(encontrada na saliva) levaria dias para ocorrer é a
decomposição do amido.
maltase