CINÉTICA QUÍMICA - RESUMO

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CINÉTICA QUÍMICA (resumo)
Prof. Alexander Benac
Parte: 1
A Cinética Química estuda a velocidade das reações e os fatores que a influenciam. Assim como a
possibilidade de controlar essa velocidade, tornando-as mais rápidas ou mais lentas.
Imagine o dia que se possa degradar o lixo em algumas horas ou fazer com que um alimento demore anos
para se deteriorar, essas são algumas das coisas que todo cientista almeja.
A) OBJETIVOS GERAIS 
Saber a velocidade média de uma reação ou a velocidade em determinado instante; as influências na
velocidade e como alterá-las convenientemente ou aumentar o seu rendimento.
B) CONDIÇÕES NECESSÁRIAS PARA OCORRER A REAÇÃO 
Uma reação química nada mais é que um rearranjo de átomos provocado pelas colisões entre as partículas
dos reagentes. As condições são: 
1) Os reagentes ou seus íons devem entrar em contato (colidirem entre si) e de forma favorável; 
2) Deve haver afinidade química entre os reagentes e que a reação seja energeticamente favorável.
C) FATORES QUE INFLUÊNCIAM NA VELOCIDADE 
• NATUREZA DOS REAGENTES  Quanto maior o número e quanto mais fortes forem às ligações a serem
rompidas, mais lenta será a reação e vice-versa.
Ex: Reações orgânicas (que envolvem quebra de ligações covalentes) são mais demoradas do que as reações
iônicas (que envolvem colisões entre seus íons).
• ESTADO FÍSICO  Quanto maior a agitação das moléculas dos reagentes maior a possibilidade de colisões
favoráveis, com isso maior será a velocidade da reação e vice-versa
Um gás é mais inflamável do que seu líquido.
• SUPERFÍCIE DE CONTATO  Quanto maior a superfície de contato dos reagentes, maior a velocidade da
reação e vice-versa.
Ex: Substâncias efervescentes reagem mais rápido com a água quando em pó do que quando em
comprimidos.
• CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES  Quanto maior a quantidade de reagentes, por unidade de volume,
maior a probabilidade de colisão e consequentemente maior a velocidade da reação e vice-versa.
Ex: Abanando um carvão queimando, aumentamos a quantidade de oxigênio e ele queima mais depressa.
• TEMPERATURA  Algumas reações precisam absorver calor para reagirem (endotérmicas) e outras liberar
calor para reagirem (exotérmicas), nestes casos o aumento ou a queda da temperatura ambiente reacional, afetará
aumentando ou diminuindo a velocidade da reação. O aumento da temperatura favorece o sentido endotérmico e
a diminuição o sentido exotérmico.
Ex: O Cozimento de um alimento, conservação de alimento 
• PRESSÃO  Somente para reações gasosas. Quanto maior a pressão, menor o volume, maior a
probabilidade de colisões e com isso maior a velocidade da reação. O aumento da pressão favorece o sentido de
produção do menor número de mols e vice-versa
• LUZ E ELETRICIDADE  Algumas reações dependem de radiações luminosas ou da passagem de corrente
elétrica, logo o valor incidente influenciará na velocidade.
Ex: A fotossíntese e a síntese da água a partir de gás hidrogênio e gás oxigênio.
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Parte: 2
• ENERGIA DE ATIVAÇÃO (Ea)  Energia mínima necessária para que os reagentes possam se transformar
em produtos. É o obstáculo que precisa ser transposto para que a reação ocorra. Quanto menor a Ea necessária
maior a velocidade e vice-versa. Complexo ativado é o estado intermediário entre reagente e produto.
Ex: É preciso acender o pavio de uma vela para que ela comece a queimar e com isso se manter acesa até
que os reagentes acabem. 
• CATALISADOR E INIBIDORES  Substâncias que aumentam ou diminuem a energia de ativação necessária
a uma reação, e com isso diminuem ou aumentam a velocidade de uma reação. Eles não sofrem alterações
permanentes e ao final da reação são recuperados.
Juntamente com um catalisador um ativador provoca um aumento ainda maior da velocidade e uma
substância chamada de veneno diminui a ação do catalisador diminuindo a velocidade da reação.
D) VELOCIDADE MÉDIA DE CONSUMO OU DE PRODUÇÃO DE UMA SUBSTÂNCIA 
É a razão entre a quantidade consumida ou produzida de uma substância e o intervalo de temo, ∆t, em que
isso ocorreu.
Vm = ∆ da quantidade do reagente ou produto
∆ do tempo em que ocorreu
E) VELOCIDADE MÉDIA DA REAÇÃO 
É o módulo da velocidade de consumo de um dos reagentes, ou da velocidade de formação de um dos
produtos, dividido pelo seu respectivo coeficiente numérico da reação devidamente balanceada.
1 N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) 
Vm reação = 
VN2
1
VH2
3
VNH3
2
= = 
F) LEI DA AÇÃO DAS MASSAS OU LEI DE GULDBERG-WAAGE . 
 “Em um meio homogêneo, a velocidade de uma reação é proporcional ao produto das massas ativas dos
reagentes, que são suas concentrações em mol/L elevadas a expoentes que são os coeficientes na equação ajustada.”
Dada a reação: a A + b B + c C → d D + e E + f F
Expressão da velocidade: 
OBSERVAÇÕES:
1) Quando os reagentes se encontram no estado gasoso, a equação da lei da ação das massas pode ser escrita
em termos das pressões parciais dos reagentes. Isto pode ser feito porque a pressão parcial é proporcional à
concentração molar.
Exemplo: 1 N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) 
2) Quando um dos reagentes se encontra no estado sólido, a sua concentração não aparece na equação da lei
das massas, isto porque as colisões intermoleculares se dão na superfície do sólido, de modo que a velocidade da reação
depende da superfície de contato e não da concentração.
Exemplo:
3) Esta lei apresenta limitações e só é diretamente aplicável às reações elementares. Reação elementar é aquela
que ocorre em uma única etapa.
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Parte: 3
4) Os expoentes m e n são chamados de ordem de reação.
V = K . [A]m . [B]n
m = ordem de reação em relação a A
n = ordem de reação em relação a B
m + n = ordem global da reação
G) REAÇÕES NÃO ELEMENTARES 
Quando uma reação não é elementar para estabelecer a expressão real da velocidade, devemos dispor do
mecanismo da reação ou do acompanhamento experimental dela.
Seja a reação não elementar: 2 HBr + NO2 → H2O + NO + Br2
Mecanismo da reação: HBr + NO2 → HBrO + NO (etapa lenta)
 HBr + HBrO → H2O + Br2 (etapa rápida)
(A equação global é a soma, membro a membro, das várias etapas do mecanismo).
 Quando a reação não é elementar, a velocidade do processo deve ser aferida na ETAPA LENTA do
mecanismo. Assim:
• Equação global → V = K · [HBr]2 · [NO2]1 → molecularidade:2 + 1 = 3
• Etapa lenta → V = K · [HBr]1 · [NO2]1 → ordem: 1 + 1 = 2.
H) DETERMINAÇÃO DA EXPRESSÃO DA VELOCIDADE EXPERIMENTALMENTE 
Exemplo: 2 A + 3 B → X
• Na experiência I, colocamos 1 mol de A e 1 mol de B e medimos a velocidade, encontrando 0,12 mol·L–1·s–1;
• Na experiência II, mantivemos a concentração de B e reduzimos a concentração de A à metade. Encontramos
a velocidade 0,06;
• Na experiência III, mantivemos a concentração de A (em relação à experiência inicial) e reduzimos a
concentração de B à metade, encontrando a velocidade 0,03;
• Na experiência IV, reduzimos ambas à metade encontrando a velocidade 0,015.
A análise matemática desses números permite-nos encontrar os expoentes A e B na expressão real da velocidade
(ordem da reação).
2 A + 3 B → X
Expressão teórica: V= K [A]2 [B]3 molecularidade: 2 + 3 = 5
Expressão real: V= K [A]1 [B]2 ordem: 1 + 2 = 3