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Cinética Química 
A cinética Química estuda as velocidades das reações químicas, bem como os fatores que 
podem modificá-las. 
Estuda as velocidades das reações químicas, bem como os fatores que podem modificá-las. 
 
Considere a reação: 
 
1N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
 
A Vm pode ser calculada considerando D[ ] (variação da concentração molar em módulo): 
 
Vm de consumo de velocidade média de consumo de N2. 
 
Vm de consumo de velocidade média de consumo de H2. 
 
Vm de produção de velocidade média de produção de NH3. 
 
 Unidade: 
 
Para a velocidade média da reação temos: 
 
 
Observação: Para calcular a velocidade média da reação, basta dividir a velocidade de um dos 
participantes pelo seu próprio coeficiente. 
 
Aplicação 
 
A combustão da amônia é representada pela equação química: 
 
4NH3(s) + 5O2(g) 4NO(g) + 6H2O(g) 
 
Mediu-se a velocidade da reação em determinado momento e observou-se que a amônia 
estava sendo queimada numa velocidade de 0,24 mol/ ls. Qual a velocidade de consumo do 
gás oxigênio? 
 
Solução: 
javascript:void(0)
 
 
CONDIÇÕES PARA QUE UMA REAÇÃO OCORRA 
1. Afinidade química Os reagentes devem ter tendência a entrar em reação. 
 
2. Contato entre os reagentes A fim de que possa haver interação química. 
 
3. Choque bem orientado: 
 
 
 
 Análise gráfica da energia de ativação 
 
• Reação exotérmica 
 
 
 
Graficamente, temos: 
 
 
 
Onde: 
 
E1 = energia própria dos reagentes 
E2 = energia do complexo ativado 
b = energia de ativação da reação direta R → P (E2 – E1) 
b + c = energia de ativação da reação inversa P → R (E2 – E3) 
c = ∆H (variação de entalpia) da reação (variação total da energia). 
E3 = energia própria dos produtos 
 
Note que E2 – E3 (b + c) > E2 – E1 (b). 
 
• Reação endotérmica 
 
 
 
Graficamente, temos: 
 
 
 
Onde: 
 
E1 = energia própria dos reagentes 
E2 = energia do complexo ativado 
b = energia de ativação da reação direta (R → P) 
b - c = energia de ativação da reação inversa (P →R) 
c = ∆H (variação de entalpia) da reação (variação total da energia). 
E3 = energia própria dos produtos 
 
Note que E2 – E3 (b – c) < E2 – E1 (b). 
 
O ponto mais elevado do gráfico refere-se ao momento da colisão entre as partículas ativadas. 
ANÁLISE GRÁFICA DA INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA NA VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO 
 
Vamos representar graficamente a influência da temperatura na velocidade da reação. O 
gráfico abaixo mostra a distribuição de energias das partículas sob duas temperaturas 
diferentes. 
 
À temperatura T1, algumas partículas possuem energia muito baixa e outras partículas 
apresentam energia muito alta, porém a grande maioria apresenta energia intermediária. À 
temperatura T2 há uma alteração na distribuição de energia, podemos notar que a elevação da 
temperatura causou um deslocamento geral na distribuição, para as energias mais altas. Tais 
curvas podem ser impostas à velocidade da reação. 
 
 
 
Sendo a energia Emin = E1 é menor que a energia própria Ep das partículas reagentes, uma 
grande quantidade de partículas terá condições de reagir sob temperatura T1, aumentado a 
velocidade da reação. Já se a energia mínima necessária para que ocorra a reação for Emin = E2 
só algumas partículas distribuídas à direita da curva, na área (1), terão condições de reagir, 
sendo assim a reação será lenta sob temperatura T1. No entanto, sob temperatura T2, uma 
maior quantidade de partículas terá condições de reagir, de modo que, a mesma reação é mais 
rápida sob temperatura T2. 
 
Ativadores (promotores) de catalisador 
 
Os ativadores são substâncias que atuam aumentando a eficácia do catalisador. Sozinhos, os 
ativadores não são capazes de catalisar uma reação. 
 
Exemplo: 
 
 
 
Fe = catalisador da reação 
Al2O3 = ativador do catalisador 
 
As substâncias que reduzem a ação do catalisador são denominadas venenos de catalisador. 
Autocatálise 
 
Autocálise é uma reação na qual um dos produtos da reação atua como catalisador da própria 
reação. Incialmente, a reação é lenta, e conforme o catalisador (produto) vai se constituindo, a 
velocidade vai se elevendo. 
 
Exemplo: 
 
Seja a reação: 
 
 
 
Mn++ é um produto autocatalisador, pois ele aumenta a velocidade da própria reação em que é 
formado. 
Catálise 
 
Catálise é o nome de uma reação da qual o catalisador participa. 
 
Catalisador é uma substância que aumenta a velocidade da reação porque diminui a energia 
de ativação necessária para que os reagentes se transformem no complexo ativado. 
 
Observação – Podem participar de uma etapa da reação, porém são totalmente restituídos no 
fim da mesma. 
 
Algumas substâncias retardam a reação química, tais substâncias são chamadas de inibidores 
ou catalisadores negativos. 
 
Os principais fatores que influenciam na velocidade da reação são: 
 
Superfície de contato 
Natureza dos reagentes 
Temperatura 
Presença ou não de catalisador 
Concentração dos reagentes 
Catálise homogênea e heterogênea 
 
Catálise Homogênea: é uma reação cujo catalisador e os reagentes constituem um sistema 
monofásico, ou seja, é uma mistura homogênea. 
 
Exemplo: 
 
Através do oxigênio (gás), o dióxido de nitrogênio (gás) catalisa a oxidação do dióxido de 
enxofre (gás) a trióxido de enxofre (gás). 
 
 
 
Catálise Heterogênea: é uma reação cujo catalisador e os reagentes constituem um sistema 
polifásico, ou seja, é uma mistura heterogênea. 
 
A reação entre o hidrogênio (gás) e o etileno (gás) forma-se o etano, sob a ação catalítica de 
alguns metais sólidos, como a platina e o níquel. 
 
 
Classificação das reações quanto à velocidade 
 
Reações instantâneas 
 
São aquelas reações que ocorrem numa velocidade muito elevada, dificultando a sua 
determinação. Como exemplo, podemos citar as reações explosivas, reações de precipitação, 
reações de neutralização de ácido por base, entre outras. 
 
 
 
Reações lentas 
 
São as reações que ocorrem numa velocidade muito baixa. 
 
Exemplo: 
 
 
(em condições ambientes, sem a presença de fatores externos) 
 
Reações moderadas 
 
São aquelas velocidade que ocorrem numa velocidade intermediária. A Cinética Química 
interessa-se principalmente por este tipo de reação, pois a sua velocidade pode ser medida 
com exatidão. 
 
Exemplo: 
 
- Reações de metais, não muito reativos, com ácidos: 
 
 
 
Normalmente, as reações entre compostos inorgânicos são rápidas e as reações entre 
compostos orgânicos são lentas. 
Concentração dos reagentes 
 
Ao aumentar a concentração de reagentes, aumenta-se o número de choques, a probabilidade 
de a colisão ser efetiva, aumentando a velocidade da reação. 
Condições para que uma reação ocorra 
 
javascript:void(0)
Condições fundamentais 
 
As condições fundamentais para que ocorra uma reação são: 
 
1. Afinidade química: 
 
Os reagentes devem ter tendência ao entrar em reação. 
 
2. Contato entre os reagentes: 
 
A fim de que possa haver interação química. 
 
Condições acessórias 
 
Deve haver colisão entre as partículas ativadas energeticamente e ocorrer um choque bem 
orientado. 
Dependência da velocidade da reação com a energia de ativação 
 
A energia de ativação pode ser definida como uma barreira energética, que impede a 
ocorrência da reação. A reação só ocorre quando essa barreira for superada. 
 
Portanto, quanto maior a energia de ativação, mais difícil será para ocorrer a reação. Assim, as 
reações lentas necessitam de grande quantidade de energia para ocorrer. 
 
E quanto menor a energia de ativação mais fácil será para ocorrer a reação. Desse modo, as 
reações rápidas necessitam de pouca energia para ocorrer. 
 
 
Determinação experimental da equação da velocidade da reação 
 
Para escolher uma equação matemática, que represente a variação davelocidade da reação 
com a concentração dos reagentes, devemos nos basear apenas nos dados experimentais. 
 
Exemplo: 
 
 
 
Podemos observar na tabela abaixo, a variação da velocidade com as concentrações, obtida 
por experiência: 
 
javascript:void(0)
 
 
Para determinar, experimentalmente, a equação da velocidade, devemos variar a 
concentração molar dos reagentes e verificar como varia a velocidade. 
 
v = k [A]x [B]x 
 
Sendo que x e y serão determinados. 
 
Dois métodos podem ser usados: 
 
1. Método comparativo 
 
Ao comparar a 1ª e a 2ª experiência, percebe-se que a concentração de B é a mesma, já a 
concentração de A dobrou, e conseqüentemente a velocidade também dobrou. 
 
Ao comparar a 2ª e a 3ª experiência, notamos que a concentração de A é permaneceu 
constante, já a concentração de B dobrou e conseqüentemente a velocidade quadriplicou. 
 
Concluímos, então, que a velocidade varia com a 1ª potencia de [A] e com a 2ª potencia de 
[B]. 
 
v = k . [B]1 . [B]2 
 
2. Método Algébrico 
 
Primeiramente, dividimos v1 por v2: 
 
 
 
Em seguida, dividimos v2 por v3 
 
 
Distribuição de velocidades moleculares 
 
A energia cinética média das moléculas de um gás está em proporção com a temperatura 
absoluta, aumentando conforme o aumento da temperatura. Portanto, se dois gases 
diferentes apresentam a mesma temperatura, suas moléculas possuem a mesma energia 
cinética média. 
 
Considere m como a massa da molécula, v como a sua velocidade, Ec como a energia cinética, 
T como a temperatura absoluta e K como uma constante de proporcionalidade, temos: 
 
 
 
As velocidades e as energias cinéticas individuais de cada molécula são muito variáveis, pois 
durante a colisão entre moléculas com energias diferentes, há a transferência de energia de 
uma para outra, aumentando a velocidade de uma molécula e diminuindo a da outra. Isso 
implica numa distribuição de velocidades. 
 
Sob a mesma temperatura, dois gases apresentam a mesma energia cinética média: 
 
 
 
A velocidade média das moléculas do gás é inversamente proporcional à raiz quadrada de sua 
massa molecular. 
Energia de Ativação 
 
É a mínima quantidade de energia para que a colisão entre as partículas dos reagentes resulte 
em reação. É a energia necessária para levar os reagentes ao complexo ativado. 
 
 
 
Observação: – Quanto menor a energia de ativação maior a velocidade da reação. 
 
Complexo ativado: é uma estrutura intermediária e instável entre os reagentes e os produtos. 
Exemplos de catálise 
 
1º exemplo 
 
Reação de decomposição da água oxigenada catalisada pelo hidróxido. 
 
 
 
2º exemplo 
 
A reação da síntese de amônia sendo catalisada pelo ferro. 
 
 
 
Fe = catalisador 
Fatores que influem na velocidade das reações 
 
A partir de agora vamos estudar os fatores externos que interferem na velocidade das reações, 
podendo torná-las mais rápidas ou mais lentas. 
Gráfico de velocidade de uma reação 
 
Podemos obter alguns tipos de gráficos quando estudamos a variação da concentração de 
reagentes, produtos e velocidades, numa reação química. Porém, a compreensão desses 
gráficos deve ser feita de uma forma geral. 
 
Veja abaixo, de um modo geral, três tipos de gráfico: 
 
 
 
I – Concentração dos reagentes diminuem com o tempo. 
 
II – Concentração dos produtos aumentam com o tempo. 
 
III – Velocidade diminui, pois (v = K. [R]) 
Inibidores de reação 
 
O inibidor é o oposto do catalisador, pois ele aumenta a energia de ativação e 
conseqüentemente reduz a velocidade da reação. Essa substância reduz e até destrói a ação 
do catalisador. 
 
Exemplo: 
 
A velocidade da decomposição da água oxigenada é reduzida pelo meio ácido (H+). 
 
 
 
O ácido entra em reação com as impurezas que estão na água oxigenada. Tais impurezas são 
eliminadas com a reação, e sem elas a decomposição da água oxigenada não é catalisada, 
portanto a decomposição torna-se mais lenta. 
Natureza de reagentes e produtos 
 
Quanto maior o n.° de ligações a serem rompidas nos reagentes e quanto mais fortes forem 
essas ligações, mais lenta será a reação, e vice-versa. 
 
2NO + O2 2NO2 (reação moderada a 20°C). 
 
CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O (muito lenta 20°C). 
 
3. Luz 
 
Acelera reações fotoquímicas. 
 
no escuro 
 
Ex.: H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g) (reação muito lenta) 
 
Luz 
 
H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g) (reação Rápida) 
 
4. Pressão 
O aumento da pressão num sistema que contém pelo menos um participante gasoso, implica 
em diminuir o volume do sistema, aumentando o n.° de colisões entre os reagentes e, 
conseqüentemente, a velocidade da reação. 
 
 
5. Temperatura 
 
O aumento da temperatura faz aumentar a agitação molecular, a energia cinética, o número 
de partículas com energia maior ou igual à energia de ativação, o número de choques, 
aumentado a velocidade da reação. 
 
Observação: O aumento da temperatura, aumenta a velocidade de reações endotérmicas e 
exotérmicas. 
 
6. Catalisadores 
 
Substâncias que aumentam a velocidade da reação porque diminuem a energia de ativação 
necessária para que os reagentes se transformem no complexo ativado. 
 
Observação – Podem participar de uma etapa da reação, porém são totalmente restituídos no 
fim da mesma. 
 
Exemplo: Enzimas. 
 
Gráficos de velocidade de uma reação 
 
I – Concentração dos reagentes diminuem com o tempo. 
 
II – Concentração dos produtos aumentam com o tempo. 
 
III – Velocidade diminui, pois V = K. [R} 
 
7. Concentração de reagentes e produtos 
 
Ao aumentar a concentração de reagentes, aumenta-se o número de choques, a probabilidade 
de a colisão ser efetiva, aumentando a velocidade da reação. 
 
Lei de Guldberg Waage (Lei da ação das massas) 
 
“A velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações 
molares dos reagentes, quando estes estão elevados a expoentes, que são os seus respectivos 
coeficientes estequiométricos”. 
 
Exemplo: aA + bB cC + dD 
 
V = K . [A]a . [B]b 
 
K é uma constante que só depende da temperatura, e a e b são os expoentes determinados 
experimentalmente. 
 
Determinação experimental da equação da velocidade da reação 
 
A + B X 
 
 
Para determinar, experimentalmente, a lei da velocidade, devemos variar a concentração 
molar dos reagentes e verificar como varia a velocidade. 
 
Do experimento 1 para o experimento 2, 
 
A [A] foi dobrada e [B] manteve-se constante. A velocidade também foi dobrada. Dessa forma, 
concluímos que o coeficiente de [A] é 1. 
 
Do experimento 1 para o 3, [A] permaneceu constante e [B] foi dobrada. E a velocidade 
quadriplicou. Concluímos, então, que o coeficiente de [B] é 2 e a lei da velocidade é: 
 
V = K . [B]1 . [B]2 
Lei de Guldberg – Waage (lei da ação das massas) 
 
“A velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações 
molares dos reagentes, quando estes estão elevados a expoentes, que são os seus respectivos 
coeficientes estequiométricos”. 
 
Exemplo: 
 
Considere a reação elementar: 
 
Aa + Bb → Cc + Dd 
 
Aplicando a Lei de Guldberg-Waage temos: 
 
V = K . [A]a . [B]b 
 
 
 
K é uma constante que só depende da temperatura, e a e b são os expoentes determinados 
experimentalmente. 
Luz 
 
Sob a presença da luz, muitas reações aceleram a sua velocidade. Tais reações são 
denominadas reações fotoquímicas. 
 
Na grande maioria das reações fotoquímicas, percebe-se a presença de um reagente colorido, 
denominado componente fotoquimicamente ativo. 
 
Esse reagente possui moléculas que absorvem luz visível, permanecendo ativadas 
energeticamente, facilitando a reação: 
 
Exemplo: 
 
 
Mecanismo de reação 
 
Normalmente, uma reação química se desenvolve por etapas. Cada etapa recebe o nome de 
reação elementar. 
A seqüência dessas etapasconduz à reação global. 
 
Ter conhecimento do mecanismo de uma reação é conhecer todas as etapas que levam os 
reagentes aos produtos. 
 
A velocidade da reação global é determinada pela etapa lenta da reação, que é denominada 
etapa determinante da velocidade, visto que a velocidade da reação global é a mesma 
velocidade da etapa lenta. 
 
A segunda etapa da reação é rápida, porém ela só tem início no final da primeira etapa (lenta). 
Sendo assim, todo o processo é dependente da etapa lenta. 
 
Para obter a expressão da lei de velocidade para uma reação, deve-se usar a etapa lenta, e 
jamais a reação global. 
A expressão da velocidade da etapa lenta de uma reação global é mesma expressão da 
velocidade da reação global, pois a etapa lenta é a que determina a velocidade. 
Mecanismo energético do catalisador 
 
O catalisador atua facilitando o caminho da reação, tornando-a mais rápida. Ou seja, caminho 
que o catalisador oferece para a reação apresenta menor energia de ativação. 
 
Quando uma reação é catalisada, ocorre uma alteração no mecanismo desta reação. Uma vez 
que a velocidade da reação aumenta, a energia de ativação do novo caminho será menor que 
a do caminho anterior, sendo assim, mais partículas por segundo podem atingir o ponto mais 
alto, o complexo ativado se formará mais rapidamente e a reação se desenvolverá com mais 
velocidade. 
 
Veja abaixo uma reação catalisada: 
 
 
 
Percebe-se que o catalisador (C) fez parte da 1ª etapa da reação, porém na 2ª etapa foi 
regenerado. Não passou por nenhuma alteração química permanente, nem de quantidade. 
Também fez parte de uma etapa intermediária da reação. Possibilitou que a reação fosse 
realizada em novas etapas, que foram mais rápidas e que não aconteceriam sem a presença do 
catalisador. 
Molecularidade de uma reação 
 
Molecularidade de uma reação é o número total de partículas que se colidem para constituir o 
complexo ativado. Sendo assim, a molecularidade só pode ser definida em cada etapa da 
reação, pois cada etapa tem o seu complexo ativado e a sua molecularidade. 
Natureza dos reagentes 
 
Numa reação química é necessário que haja o rompimento de ligações nos reagentes, para 
que conseqüentemente, haja a formação de novas ligações nos produtos. Quanto maior o 
número de ligações a serem rompidas nos reagentes e quanto mais fortes forem essas 
ligações, mais lenta será a reação, e vice-versa. 
O buraco na camada de ozônio 
 
O ozônio (O3) presente na alta atmosfera é constituído por um sistema em duas etapas: 
 
- As moléculas de O2 se dissociam. 
 
 
 
- O choque entre um átomo O com uma molécula O2. 
 
 
 
A decomposição do ozônio ocorre da seguinte maneira: 
 
 
 
Esse tipo de reação é lenta, porém sua velocidade pode aumentar com influência de diversos 
catalisadores, como átomos Cl. 
 
 
 
Os compostos constituídos por cloro, flúor e carbono, conhecidos por emitir o 
clorofluorcarbono (CFC), são fontes de átmos de cloro. Como exemplo temos os compostos 
CFCl3 e CF2Cl2 que são usados como gases refrigerantes e propelentes de aerossóis. Sob uma 
altura de 30 a 40Km a radiação ultravioleta decompõem esses compostos liberando o átomo 
de cloro: 
 
 
 
O ozônio é muito importante na alta atmosfera, pois esse gás possui a capacidade de absorver 
luz ultravioleta. A sua destruição aumenta a incidência de câncer de pele. 
 
Ordem de uma reação 
 
A ordem de uma reação é definida como a soma dos expoentes de concentração, que se 
apresentam na Lei Experimental da Velocidade. 
 
Seja a reação: 
 
2 H2 + 2 NO → N2 + 2 H2O 
 
Onde a lei experimental da velocidade é: 
 
v = k [H2]
1 [NO]2 
 
Portanto esta reação é de 3ª ordem. 
 
Nota: Não esqueça que a lei de Guldberg Waage aplicada à reação global nem sempre é a Lei 
Experimental da Velocidade, esta refere-se certamente à velocidade da etapa lenta da reação, 
ou seja, a etapa determinante da velocidade da reação. 
Pressão 
 
O aumento da pressão num sistema que contém pelo menos um participante gasoso, implica 
em diminuir o volume do sistema, aumentando o número de colisões entre os reagentes e, 
conseqüentemente, a velocidade da reação. 
 
 
Rapidez da transformação e concentração 
 
Seja a reação de zinco com ácido clorídrico liberando gás hidrogênio: 
 
Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g) 
 
Com a decorrência do tempo, a concentração de HCl vai se reduzindo, assim como no gráfico: 
 
 
 
Vamos calcular a velocidade da reação no instante t: 
 
- Trace uma tangente à curva pelo ponto P. 
 
 
 
Selecione, sobre a tangente, dois pontos A e B. No triângulo retângulo ABC, a tangente 
trigonométrica do ângulo α é dada por: 
 
 
 
A tangente do ângulo α pronuncia a velocidade da reação no instante t. 
 
À medida que decorre o tempo, o volume de H2 formado aumenta. Podemos calcular através 
do mesmo processo, a velocidade no instante t em termos de variação do volume H2 formado 
com o tempo. 
 
 
Superfície de contato 
 
Ao diluir uma barra de zinco numa solução líquida de ácido clorídrico, ocorre a seguinte 
reação: 
 
Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g) 
 
Se caso tivéssemos pulverizado o zinco, a reação seria mais rápida, pois ao reduzir o zinco a pó 
facilitamos o ataque do ácido clorídrico. Ao pulverizar o zinco, estamos ampliando a sua 
superfície de contato, conseqüentemente aumentando a velocidade da reação. 
Temperatura 
 
O aumento da temperatura faz aumentar a agitação molecular, a energia cinética, o número 
de partículas com energia maior ou igual à energia de ativação, o número de choques, 
aumentado a velocidade da reação. 
 
Observação: O aumento da temperatura aumenta a velocidade de reações endotérmicas e 
exotérmicas 
. Teoria das colisões 
 
Sabemos que as partículas de uma substância química possuem energia própria que faz com 
que elas fiquem em movimento. Tal movimento dá origem à colisão, e a partir dessa colisão 
pode ocorrer a reação. 
 
No entanto, uma colisão nem sempre é suficiente para que ocorra uma reação. Experiências 
mostram que, em determinadas reações, o número de colisões por segundo atinge 1 milhão, 
porém a maioria dessas colisões não são efetivas, pois as partículas que entram em choque 
possuem uma quantidade de energia insuficiente para que as ligações sejam rompidas nos 
reagentes e formadas as novas ligações nos produtos. 
 
Portanto, para que ocorra uma reação é necessário um mínimo de energia. Quando há colisões 
entre partículas que não possuem esse mínimo, estes se tornam inúteis, já quando as colisões 
ocorrem entre partículas que possuem pelo menos esse mínimo ou mais, tais colisões são 
eficientes e a reação tem condição de acontecer. 
. Velocidade ou rapidez de uma reação 
 
A velocidade de uma reação química é definida como a relação entre a quantidade consumida 
ou produzida e o intervalo de tempo utilizado para que isso aconteça. 
 
 
 
Geralmente, essas quantidades são expressas em mols. A medida do tempo também pode ser 
pronunciada em qualquer unidade que esteja de acordo com a reação: 
 
A expressão abaixo pode ser utilizada para calcular a velocidade de uma reação: 
 
 
 
Onde: 
javascript:void(0)
 
Vm é a velecidade média da reação. 
∆n é a variação da quantidade em mols de um componente (em módulo). 
∆t é o tempo gasto em tal variação. 
 
Exemplo: 
 
Seja a reação A + B → C + D, efetuando-se num sistema fechado. Vamos determinar a 
quantidade em mols de C em dois instantes: 
 
t1 = 10min → n1 = 2 mol 
 
t2 = 20min → n2 = 3 mol 
 
A velocidade média será: 
 
 
 
A cada minuto forma-se uma média de 0,1 mol de C. 
 
Podemos utilizar várias grandezas para calcular a velocidade média ou rapidez da reação: 
 
 
 
Fonte: http://www.colegioweb.com.br/quimica 
http://www.colegioweb.com.br/quimica