cinética química

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CINÉTICA QUÍMICA: Estuda a velocidade das reações 
e os fatores que nela influem. 
Quando duas substâncias reagem entre si, verifica-se que a 
quantidade utilizada inicialmente dos reagentes, diminui com o 
passar do tempo de reação, enquanto que a quantidade dos 
produtos aumenta. Muitas vezes, pode ser interessante medir a 
velocidade com que os reagentes desaparecem e os produtos 
são formados. Assim surgem as seguintes definições: 
 
Velocidade média de consumo dos 
reagente ou de formação dos 
produtos (Vm): É a relação entre a quantidade de um 
reagente consumido ou de um produto formado pelo tempo 
que a substância levou para ser consumida ou formada. 
t
quantidade
Vm



 
obs:  quantidade pode ser em unidades de massa, mols, 
volume, ou concentração (mol/L). 
Seja a reação genérica: aA + bB cC + dD 
 
Para os reagentes temos: 
t
A
VmA



][
 ou 
t
B
VmB



][
 
obs: o sinal negativo indica que a velocidade de consumo dos 
reagentes diminui com o tempo. 
 
Para os produtos temos: 
t
C
VmC



][
 ou 
t
D
VmD



][
 
 
Velocidade da reação: É determinada 
dividindo-se a velocidade média de consumo dos reagentes 
ou de formação dos produtos de uma substância pelo seu 
índice estequiométrico. 
Seja a reação genérica: aA + bB cC + dD 
 
d
VmD
c
VmC
b
VmB
a
VmA
Vreação 
 
 
Como acontece uma reação química? 
Para que duas substâncias reajam entre si, é necessário que as 
moléculas colidam entre si, com força suficiente para quebrar 
as ligações inicias e conseqüente formação de novas ligações, 
originando novas substâncias. As colisões entre moléculas 
podem se não efetivas e efetivas . 
Colisões não-efetivas: são aquelas em que o 
choque entre as moléculas não ocorre com um conteúdo 
energético suficiente para quebrar as ligações iniciais entre as 
moléculas e portanto não ocorre formação de novas 
substâncias. A orientação espacial entre as moléculas que se 
chocam não é favorável. Não ocorre reação 
 
Colisões efetivas: São aquelas em que os 
choques ocorrem com orientação espacial favorável e energia 
suficiente para quebrar as ligações iniciais e formar novas 
ligações. Portanto há reação. 
 
Analise algumas colisões entre moléculas de H2 e I2 
Colisão 
 I2 H2 
Significado 
 
 
Colisão não-efetiva, pois 
ocorre com orientação não 
favorável 
 
Colisão não-efetiva, pois 
ocorre com orientação não 
favorável 
 
Colisão efetiva, pois 
ocorre com orientação 
favorável e com suficiente 
energia. 
 
A energia de ativação 
É a energia mínima necessária para ativar as moléculas 
fazendo com que elas colidam efetivamente, 
possibilitando assim, o início da reação. De um outro 
modo, pode-se dizer que é a energia mínima fornecida 
aos reagentes para que ocorra a formação do complexo 
ativado. 
 
Complexo ativado 
É a estrutura formada no exato momento em que as 
moléculas reagentes se tocam, no caso de uma colisão 
efetiva. 
 
 
 
Diagrama da energia de ativação 
 
1
o
 caso: processo exotérmico: Ep < Er 
 
2
o
 caso: processo endotérmico: Ep > Er 
 
moléculas
reagentes
complexo
ativado
 
moléculas
produtos
reagentes
produtos
Ea
Ep
Eca
Er
complexo 
ativado
caminho da reação
 
Fatores que influem na velocidade 
de uma reação 
 
 Superfície de contato 
A superfície de contato é a área de um determinado reagente 
exposta aos demais reagentes. Quanto maior a superfície de 
contato dos reagentes que participam de uma reação, maior a 
velocidade da reação. 
Ex: barra de ferro/ limalha de ferro 
 Remédio em comprimido/ em pó 
 
 Pressão 
Um aumento de pressão num sistema implica maior 
velocidade de uma reação, pois o volume do sistema diminui 
o que promove maior número de colisões efetivas. 
 
 Temperatura 
A temperatura é a medida da energia cinética média das 
partículas de uma substância. Um aumento de temperatura de 
um sistema representa um aumento na energia cinética média 
das partículas, acarretando uma movimentação mais rápida 
das partículas e consequentemente maior número de choques 
efetivos. 
Ex: panela de pressão 
 Conservação de alimentos 
OBS: regra de Van’t Hoff: cada elevação de 10 oC na 
temperatura de uma reação duplica sua velocidade 
 
 Estado físico das substâncias 
Verifica-se experimentalmente, que a velocidade de uma 
reação química é maior com as substâncias no estado gasoso 
que no estado líquido e este maior que no estado sólido. Isso 
se deve a maior liberdade das partículas para se 
locomoverem. 
 
 Concentração dos reagentes 
Quanto maior o número de partículas por unidade de volume , 
isto é, quanto maior a concentração, maior será a 
probabilidade de haver colisão efetiva entre essas partículas. 
Consequentemente, maior será a velocidade de uma reação. 
 
 Luz e eletricidade 
Reação fotoquímica: ocorre quando a luz é necessária para 
que uma reação química se realize: 
Ex: reação de fotossíntese: CO2 + H2O glicose + outros 
produtos 
 Reação de fotólise: quebra pela luz 
2 AgBr 2 Ag + Br2 
 
 Catalisadores 
Catalisador é uma substância que aumenta a velocidade 
da reação, diminuindo a energia de ativação necessária 
para os reagentes atingirem o complexo ativado. 
Catálise é uma reação que ocorre em presença de um 
catalisador. 
Características de um catalisador: 
1
o
) O catalisador é regenerado no final da reação, ou 
seja, não sofre alteração permanente em sua massa ou 
composição. 
2
o
) O catalisador não altera a posição do equilíbrio 
químico, ou seja, se a reação for reversível o 
catalisador altera a velocidade nos dois sentidos (direto 
e inverso). 
3
o
) Só existe ação catalítica se os reagentes possuírem 
afinidade química entre si. 
 
 Catálise homogênea: é aquela em que o 
catalisador o os reagentes constituem uma só fase 
(sistema monofásico). Na catálise homogênea o 
catalisador forma com um dos reagentes um composto 
intermediário. 
 
Ex: reação de combustão do 
 NO2 (g) 
 SO2 : 2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g) 
 
1 etapa: 2 SO2(g) + 2NO2 g 2 SO3 (g) + 2NO (g) 
2 etapa: 2 NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g) 
 
Catálise heterogênea: é aquela em que o 
catalisador e os reagentes constituem um sistema 
polifásico. Na catalise heterogênea, o catalisador 
adsorve as moléculas dos reagentes em sua superfície. 
 
Ex: reação de combustão do SO2 : 
 V2O5 (s) 
 2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g) 
 
Autocatálise: Ocorre quando um dos 
produtos atua como catalisador da reação. 
Ex: 
3Cu(s)+8HNO3(aq) 3Cu(NO3)2 (aq) +4H2O() +2NO(g) 
 
No início a reação é lenta, à medida que os produtos 
começam a se formar a velocidade da reação aumenta 
consideravelmente. 
 
Promotor ou ativador do 
catalisador: é a substância que ativa ou acentua 
a ação de um catalisador, entretanto, sem a presença do 
catalisador o ativador não tem efeito catalítico na 
reação: 
 
 Fe (s) (cat) 
Ex: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 
 K2O (s), Al2O3 
 
Ea
Er
Ep
reagentes
produtos
complexo 
ativado
E
caminho da reação
Eca
Veneno ou anticatalisador é a substância 
que inibe ou diminui a ação de um catalisador. 
O envenenamento do catalisador constitui pode se constituí 
um sério problema industrial.Na fabricação do ácido 
sulfúrico, uma das etapas intermediárias é a fabricação do 
SO3 catalisada por V2O5 que é muito resistente ação de 
anticatalíticos. 
 
Enzimas: são proteínas grandes e complexas que atuam 
como catalisadores em processos biológicos. As enzimas são 
catalisadores específicos. 
Ex: catalase 
H2O2 2 H2O + O2 
 
Inibidor: é a substância que diminui a velocidade de 
uma reação não catalisada 
Ex: H2O2 2 H2O + O2 em meio H
+
 
 
MECANISMO DE UMA REAÇÃO 
 
Lei da ação das massas ou Lei de 
Guldberg-Waage 
“ A uma dada temperatura a velocidade de uma reação é 
diretamente proporcional ao produto das contrações molares 
dos reagentes elevadas a expoentes determinados 
experimentalmente” 
seja a reação aA + bB cC + dD 
a velocidade dessa reação será; 
 v = k [A]
 
 [B]

 
onde: 
k = é uma constante que depende só da temperatura 
 e  são expoentes determinados experimentalmente. 
 
Reação Elementar: é aquela que se desenvolve em 
uma única etapa. Numa reação elementar os expoentes a que 
devem ser elevados as concentrações molares dos reagentes 
na expressão da velocidade são os próprios coeficientes dos 
reagentes na equação balanceada. 
Ex: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) 
v = k [N2] [H2]
3 
 
Ex: H2 (g) I2 + H2 
v = k. [H2]
2 
 
Reação não elementar: é aquela que se 
desenvolve em várias etapas. Quando uma reação química se 
desenvolve em mais de uma etapa, a velocidade da reação 
depende somente da etapa mais lenta, ou de outra forma, a 
etapa lenta é a etapa determinante da reação. Na 
expressão da velocidade de uma reação não elementar, a 
velocidade será proporcional apenas às concentrações 
molares dos reagentes que participam da etapa lenta. 
Ex: ) H2 (g) + 2 NO (g) N2 (g) + 2 H2O () 
 
 i) H2 (g) + 2 NO (g) N2O (g) + H2O () (lenta) 
ii) H2 (g) + N2O (g) N2 (g) + H2O () (rápida) 
 
 
v = k [H2] [NO]
2 
 
 Ordem de uma reação: é a soma de todos os 
expoentes que aparecem na expressão da velocidade da 
reação. 
 
H2 (g) + 2 NO (g) N2 (g) + 2 H2O () 
 
Ordem global = reação de 3
o
 ordem 
Ordem em relação ao H2 = reação de 1
o
 ordem 
Ordem em relação ao NO = reação de 2
o
 ordem 
 
Molecularidade de uma reação 
É o número mínimo de partículas reagentes que 
precisam colidir para que ocorra uma reação elementar 
ou uma etapa de uma reação não elementar 
 Reação elementar 
H3O
+
 + OH
-
 2H2O 
Molecularidade = 2 ou bimolecular 
 
 Reação não elementar 
H2 (g) + 2 NO (g) N2 (g) + 2 H2O () 
 
 i) H2 (g) + 2 NO (g) N2O (g) + H2O () (lenta) 
ii) H2 (g) + N2O (g) N2 (g) + H2O () (rápida) 
 
etapa 1: trimolecular 
etapa 2: bimolecular 
 
obs: É importante salientar que o evento de ocorrer 
colisão simultânea de três partículas é um evento 
bastante raro. Assim no exemplo anterior devemos 
dividir a etapa i em duas novas etapas: 
 
2 NO (g) 1N2O2 (g) 
1 N2O2 (g) + H2 (g) N2O (g) + H2O () 
 
 
EXERCÍCIOS 
1. Defina os seguintes termos: 
Velocidade média de consumo ou de formação de uma 
substância, Velocidade de uma reação, colisão efetiva, 
colisão não efetiva, energia de ativação, complexo 
ativado, catalisador, catálise homogênea, catálise 
heterogênea, autocatálise, ativador do catalisador, Lei 
da ação das massas, reação elementar, reação não 
elementar. 
 
2. Utilizando linguagem científica, explique os seguintes 
fatos experimentais: 
a) Em uma panela de pressão os alimentos cozinham 
mais rápidos 
b) O cigarro é consumido mais rapidamente no 
momento da “tragada”. 
c) O vento propaga um incêndio mais rapidamente 
d) Para acender o fogo para um churrasco usando-se 
carvão utiliza-se primeiramente pedaços pequenos de 
carvão. Por que também utiliza-se álcool. 
e) A água oxigenada colocada em um ferimento parece 
ferver. 
f) o bombril enferruja mais rapidamente que uma barra 
de ferro em presença e ar úmido 
g) Utiliza-se catalisadores especiais nos escapamentos 
dos automóveis 
h) a combustão do gás de cozinha só se inicia ao se receber 
energia externa (chama de um palito de fósforo) 
 
3. Um químico mediu, a cada instante de tempo, as 
concentrações de O2 formado e de H2O2 que restava no frasco. 
Assim anotou os seguintes valores: 
Tempo 
(min) 
[H2O2] restante 
(mol/L) 
[O2] formado 
(mol/L) 
0 4,0 0 
5 2,0 1 
10 1,0 1,5 
15 0,5 1,75 
 
Com base nesses resultados calcule a velocidade de 
decomposição da água oxigenada, de formação do gás oxigênio 
e a velocidade da reação no intervalo 10 a 15 minutos. 
Construa também os diagramas de decomposição do H2O2 e de 
formação do O2. 
 
4. A queima do propano corresponde à equação: 
C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O tendo-se obtido 26,4g 
de CO2 em 10 min, determinar a velocidade da reação em mols 
de propano por minuto. 
 
5. Na reação representada pela equação: 
½ A2 + B AB, verificou-se que, após 480 s de ter 
sido iniciada, a concentração de A2 era 0,1 mol/L. Sabendo que 
a concentração inicial de A2 era 1,1 mol/L, a velocidade média 
da reação será: 
 
6. Com relação à reação: Fe + 2HCl FeCl2 + H2, foram 
feitas as seguintes medidas: 
Tempo(s) Mol de HCl Mol de Fe 
0 1,5 0 
2 1,0 0,25 
4 0,6 0,45 
8 0,1 0,70 
Calcule a velocidade de consumo de HCl, a de formação de 
FeCl2 e a velocidade da reação nos seguintes intervalos: a) 0s a 
2s; b) 2s a 4s; c: 2s a 8s. 
 
7. Considere o gráfico da reação X + Y P 
 
 
 Determine: 
a) a energia do complexo ativado 
b) a energia de ativação 
c) o tipo de reação. Por que? 
d) a energia absorvida ou liberada pela reação 
 
8. Esboce o gráfico das seguintes reações: 
a) A + B C 
dados: 
Energia dos reagentes = 8 kJ 
Energia dos produtos = 17 kJ 
Energia de ativação = 17 kJ 
b) A + B C + D 
dados: 
Energia dos reagentes = 12 kJ 
Energia dos produtos = 7 kJ 
Energia de ativação = 20 kJ 
 
9. A velocidade de uma reação é 0,01 g/s, a 30 
o
C. Com 
base na regra de Van’t Hoff, calcule a velocidade dessa 
reação a 60 
o
C. 
 
10. Escreva a equação da velocidade, em função das 
concentrações e das pressões parciais dos reagentes, das 
seguintes reações: 
a) 2SO2 (g) + O2 (g) 2SO3 (g) 
b) C (s) + O2 (g) CO2 (g) 
c) H2 (g) + Cl2 (g) 2HCl (g) 
d) C2H6O(l) + 3 O2 (g) 2 CO2 (g) + 3 H2O (g) 
e) 2 NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g) 
f) 4 Fe (s) + 3 O2 (g) 2 Fe2O3 (s) 
 
11. A cinética de consumo de ácido acético e formação 
de acetato de metila em função de tempo está 
representada neste gráfico: 
a) Quantos mols de ácido acético restam e quantos mols 
de acetato de metila se formam em 120 s de reação? 
b) Após quanto tempo de reação a quantidade de 
produtos passa a ser maior que a de reagentes 
 
 
12. A figura deste exercício indica a variação da 
quantidade de reagente em função do tempo (t), num 
sistema em reação. Calcule a velocidade dessa reação. 
 
 
13. A velocidade de uma reação química depende: 
I. do número de colisões intermoleculares por unidade de 
tempo; 
II. da energia cinética das moléculas que colidem entre 
si; 
III. da orientação das moléculas na colisão, isto é, da 
geometria da colisão. 
Estão corretas as alternativas: 
a) I, II e III 
b) somente III 
20kJ
35kJ
50kJ
P
X Y+
caminho da reação 
E
c) somente II 
d) somente I e II 
e) somente I 
 
14. A reação I tem energia de ativação 20 kcal/mol, seus 
produtos possuem 10 kcal/mol de energia própria e a reaçãoiniciou-se com formação de um complexo ativado que 
apresentava 40 kcal/mol. Na reação II, os reagentes apresentam 
energia própria de 60 kcal/mol, um estado ativado de 90 
kcal/mol e produtos com 70 kcal/mol. Assinale quais 
afirmativas são corretas: 
a) A energia própria dos reagentes na reação I é de 20 
kcal/mol. 
b) A reação I absorve 10 kcal/mol. 
c) A energia de ativação da reação II é de 30 kcal/mol 
d) A reação II liberta 10 kcal/mol. 
e) A reação I é mais rápida que a reação II. 
 
15. Considere o gráfico energia versus caminho da reação. 
 
A variação de entalpia (H) da reação direta vale: 
a) + 80 kcal 
b) – 80 kcal 
c) – 30 kcal 
d) + 20 kcal 
e) – 20 kcal 
 
16.Considere o gráfico deste exercício e assinale as alternativas 
corretas: 
 
a) Trata-se de uma reação exotérmica 
b) São liberadas 10 kcal/mol 
c) A energia própria dos reagentes vale 60 kcal/mol. 
d) Os produtos apresentam 10 kcal/mol de energia 
e) A energia de ativação da reação vale 60 kcal/mol 
f) A energia do complexo ativado vale 60 kcal/mol 
g) Essa reação é mais rápida que outra reação cuja energia de 
ativação vale 1 kcal/mol 
 
 
 
17. Um catalisador age sobre uma reação química: 
a) aumentando a energia de ativação da reação 
b) diminuindo a energia de ativação de reação 
c) diminuindo a variação de entalpia da reação 
d) aumentando o nível energético dos produtos 
e) diminuindo o nível energético dos reagentes 
 
18. Observe os diagramas 1 e 2, que representam uma 
mesma reação química. Para cada curva do diagrama 1 
há uma curva correspondente no diagrama 2. Quais as 
curvas representam a reação na presença de um 
catalisador 
 
19. Quando se leva uma esponja de aço à chama de um 
bico de gás, a velocidade da reação de oxidação é tão 
grande que incendeia o material. O mesmo não ocorre 
ao se levar uma lâmina de aço à chama. Nessas 
experiências, o fator que determina a diferença de 
velocidades de reação é: 
a) a pressão 
b) o catalisador 
c) o estado físico 
d) a concentração 
e) a superfície de contato 
 
20. Assinale as opções corretas: 
a) O catalisador afeta a velocidade de uma reação, 
porque aumenta o número de moléculas com energia 
cinética maior ou igual á energia de ativação da reação. 
b) A temperatura afeta a velocidade de uma reação, 
porque muda a energia de ativação da reação 
c) A concentração dos reagentes afeta a velocidade da 
reação, porque há alteração no número de colisões 
efetivas. 
d) Uma reação ocorre quando há colisão efetiva entre as 
moléculas reagentes numa orientação apropriada. 
 
21. Explique, cientificamente, as seguintes observações 
experimentais: 
a) Uma barra de ferro aquecida em uma chama branda 
não altera muito seu aspecto visual. Contudo, se sobre 
esta mesma chama se atira limalha de ferro, verifica-se 
que as partículas da limalha tornam-se incandescentes. 
b) A adição de níquel metálico, finamente dividido, 
aumenta a velocidade da reação entre C2H4 (g) e H2 (g) 
para produzir C2H6 (g). 
 
22. O valor absoluto da velocidade de decomposição (v) 
de uma substância em solução aquosa varia com a 
concentração (c) dessa substância como indica a figura deste 
exercício. Responda: 
a) Qual é o valor da constante de velocidade dessa reação? 
b) De que fatores depende essa constante de velocidade? 
 
 
 
23. (UFSC) A reação genérica A + 2B Produtos, se 
processa em uma única etapa. Sua constante de velocidade vale 
0,3 L
2
/(mol
2
.min). Qual a velocidade da reação em mol/(L.min) 
quando as concentrações de A e B forem, respectivamente, 2,0 
e 3,0 mol/L? 
 
24. A reação de decomposição de NaClO realiza-se em duas 
etapas: 
I. 2NaClO NaCl + NaClO2 (lenta) 
II. NaClO2 + NaClO NaCl + NaClO3 (rápida) 
A equação de velocidade desta decomposição é: 
a) v = k . [NaClO2] 
b) v = k . [NaClO2] . [ NaClO] 
c) v = k . [NaClO3] 
d) v = k . [NaCl] . [NaClO2] 
e) v = k . [NaClO]
2
 
 
25. (PUC-RJ) dados experimentais sobre a reação do brometo 
de t-butila com hidroxila, a 55 
o
C: 
(CH3)3 CBr + OH (CH3)3COH +Br 
 
Concentrações iniciais (mol/L) 
 (CH3)3 CBr OH
-
 Veloc. 
(mol/L.s) 
1 0,10 0,10 0,0010 
2 0,20 0,10 0,0020 
3 0,30 0,10 0,0030 
4 0,10 0,20 0,0010 
5 0,10 0,30 0,0010 
Assinale a opção que contém a expressão da velocidade dessa 
reação: 
a) v = k . [(CH3)3 CBr] 
b) v = k . [OH
-
] 
c) v = k . [(CH3)3 CBr]
2
 . [OH
-
] 
d) v = k . [(CH3)3 CBr]
3
 . [OH
-
] 
e) v = k . [(CH3)3 CBr] . [OH
-
] 
 
26. Uma mistura de vapor de gasolina e ar ,à temperatura 
ambiente, não reage. Entretanto, no motor de carros, em 
presença de faísca elétrica, ocorre a combustão da gasolina. 
Dessa constatação, são feitas as seguintes afirmações: 
I) A faísca fornece à mistura a energia necessária para iniciar a 
reação; 
II) A faísca é a única responsável pela combustão da gasolina, 
uma vez que ela ocorre mesmo em total ausência de ar; 
III) A reação que ocorre é exotérmica; 
IV) A faísca faz com que as moléculas de oxigênio se separem 
do ar e reajam com a gasolina 
Das afirmações feitas, somente são corretas: 
a) I e IV 
b) II e III 
c) III e IV 
d) I e III 
e) I, III e IV 
 
27. Medidas da velocidade da reação: 
S2O8
2-
 + 3 I
-
 2 SO4
2-
 + I3
-
 a uma dada temperatura, 
indicaram que a reação é de primeira ordem em relação à 
concentração de S2O8
2-
 e também de primeira ordem em 
relação a I
-
. Qual a alternativa que contém a afirmação 
incorreta? 
a) a velocidade da reação é governada pela equação 
v = k.[S2O8
2-
] [I
-
], na qual k é a constante de velocidade 
específica. 
b) Há um erro nas determinações experimentais, pois os 
coeficientes obtidos são diferentes dos coeficientes da 
equação química. 
c) Se a concentração de S2O8
2-
 for duplicada, enquanto 
são mantidas constantes a temperatura e a concentração 
de I
-
, a velocidade da reação duplicará. 
d) Um aumento da temperatura aumenta a velocidade 
da reação, pois aumenta o número de moléculas que 
têm energia igual ou superior à energia de ativação da 
reação. 
e) A adição de um catalisador ao sistema aumenta a 
velocidade da reação, por fornecer um caminho 
alternativo de reação com menor energia de ativação