Cinetica-FQII-2019-1

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27/03/2019
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Cinética Química
Capítulo 14 – Química a Ciência Central
Cinética Química
❖ Ao realizar uma reação, dois fatores tornam-se
importantes:
VELOCIDADE E TEMPO
❖ CINÉTICA QUÍMICA: Estudo das velocidades das
reações químicas.
Cinética Química
• A velocidade com que uma reação química acontece pode ser
registrada em escalas de tempo muito diferentes.
Cinética Química
❖ IMPORTÂNCIA DA CINÉTICA QUÍMICA:
- MEDICINA: Predição da rapidez com que determinado
medicamento é capaz de agir. (FARMACOCINÉTICA)
- INDÚSTRIA QUÍMICA: Desenvolvimento de
catalisadores para a síntese de novos materiais.
Cinética Química
❖ O estudo da CINÉTICA pode ser dividido em duas partes:
1) NÍVEL MACROSCÓPICO: refere-se à velocidade das
reações que nós podemos observar a olho nu.
Cinética Química
❖ O objetivo final é conciliar os dados do
mundo MACROSCÓPICO com a
compreensão de como e porque as
reações acontecem no NÍVEL
PARTICULADO, e então aplicar essa
informação no controle de reações
químicas.
2) NÍVEL MICROSCÓPICO: refere-se
aos mecanismos das reações, ou seja,
o caminho percorrido por átomos e
moléculas enquanto uma reação
acontece.
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Velocidades de Reações
❖ A velocidade de um evento é definida como a variação na
posição que ocorre em determinado intervalo de tempo.
❖ P.E.: A velocidade de um carro é dada como a variação na
posição do carro em certo período de tempo.
❖ Numa REAÇÃO QUÍMICA a velocidade poder ser escrita
como a mudança na CONCENTRAÇÃO de um reagente ou um
produto por unidade de TEMPO.
 𝑽𝒆𝒍𝒐𝒄𝒊𝒅𝒂𝒅𝒆 𝒅𝒂 𝒓𝒆𝒂çã𝒐 =
  𝑪𝒐𝒏𝒄𝒆𝒏𝒕𝒓𝒂çã𝒐
() 𝑻𝒆𝒎𝒑𝒐
 
Velocidades de Reações
Velocidades de Reações
❖ Considerando uma reação hipotética A → B.
❖ As esferas vermelhas representam 1 mol de A e as esfera azuis
representa 1 mol de B. O recipiente possui volume de 1,00 L.
Velocidades de Reações
❖ No início da reação existe 1,00 mol de A, logo a concentração é de
1,00 mol/L. Após 20 segundos a concentração de A diminui para 0,54
mol/L, enquanto a de B aumenta para 0,46 mol/L. A soma das
concentrações ainda é 1,00 mol/L porque um mol de B é produzido para
cada mol de A que reage. Após 40 s a concentração de A é de 0,30 mol/L
e a de B é 0,70 mol/L.
Velocidades de Reações
❖ A velocidade dessa reação pode ser expressa de duas formas:
(1) como a taxa de desaparecimento do reagente A.
(2) taxa de aparecimento do reagente B.
Velocidades de Reações
❖ A taxa média de
aparecimento de B durante
um intervalo de tempo
específico é dada pela
variação na concentração de
B dividida pela variação do
tempo:
𝑽𝒆𝒍𝒐𝒄𝒊𝒅𝒂𝒅𝒆 𝒎é𝒅𝒊𝒂 𝒆𝒎 𝒓𝒆𝒍𝒂çã𝒐 𝒂 𝑩 = 
𝒗𝒂𝒓𝒊𝒂çã𝒐 𝒏𝒂 𝒄𝒐𝒏𝒄𝒆𝒏𝒕𝒓𝒂çã𝒐 𝒅𝒆 𝑩
𝒗𝒂𝒓𝒊𝒂çã𝒐 𝒏𝒐 𝒕𝒆𝒎𝒑𝒐
 
= 
= 
 𝑩 𝒆𝒎 𝒕𝟐− 𝑩 𝒆𝒎 𝒕𝟏
𝒕𝟐 −𝒕𝟏
 = 
 [𝑩]
𝒕
 
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Velocidades de Reações
= 
 𝑩 𝒆𝒎 𝒕𝟐− 𝑩 𝒆𝒎 𝒕𝟏
𝒕𝟐 −𝒕𝟏
 = 
 [𝑩]
𝒕
 
Vm
Velocidades de Reações
❖ Pode-se expressar a velocidade de reação em relação à
variação da concentração do reagente A.
❖ A taxa de desaparecimento de A pode ser expressa.
𝑽𝒆𝒍𝒐𝒄𝒊𝒅𝒂𝒅𝒆 𝒎é𝒅𝒊𝒂 𝒆𝒎 𝒓𝒆𝒍𝒂çã𝒐 𝒂 𝑨 = −
 [𝑨]
𝒕
 
❖ Uma vez que [A] está diminuindo, [A] é um número
negativo. Usa-se o sinal negativo para converter o [A] para
uma velocidade positiva.
Velocidades de Reações
𝑽𝒆𝒍𝒐𝒄𝒊𝒅𝒂𝒅𝒆 𝒎é𝒅𝒊𝒂 𝒆𝒎 𝒓𝒆𝒍𝒂çã𝒐 𝒂 𝑨 = −
 [𝑨]
𝒕
 
Vm
Variação na Velocidade 
com o Tempo
❖ Considerando uma reação química entre o cloreto de butila
(C4H9Cl) e água. Os produtos formados são o álcool butílico
(C4H9OH) e ácido clorídrico.
C4H9Cl(aq) + H2O(l) → C4H9OH(aq) + HCl(aq)
❖ Foi preparado um solução aquosa de C4H9Cl e mediu-se a concentração
de C4H9Cl em vários momentos após o tempo zero. Após isso calculou-se a
velocidade média relacionada ao desaparecimento de C4H9Cl .
Variação na Velocidade 
com o Tempo
𝑽𝒆𝒍𝒐𝒄𝒊𝒅𝒂𝒅𝒆 𝒅𝒆𝒔𝒂𝒑𝒂𝒓𝒆𝒄𝒊𝒎𝒆𝒏𝒕𝒐 𝒅𝒆 𝑨 = −
 [𝑨]
𝒕
 
Variação na Velocidade 
com o Tempo
❖ Podemos observar que a velocidade média diminui durante cada
intervalo de 50s para as primeira medidas e continua a diminuir durante
intervalos ainda maiores.
❖ A velocidade diminui a medida que a reação prossegue pois a
concentração dos reagentes diminui.
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Velocidades de Reação e 
Estequiometria
❖ Para a reação:
Sabemos que pela estequiometria da reação (1:1) a velocidade de
aparecimento de C4H9OH é igual a velocidade de desaparecimento
de C4H9Cl.
Mas o que acontece quando as relações 
estequiométricas não são 1:1?
C4H9Cl(aq) + H2O(l) → C4H9OH(aq) + HCl(aq)
Velocidades de Reação e 
Estequiometria
❖ Em geral para reações do tipo: aA + bB → cC + dD
A velocidade pode ser dada por: 
Condições de Reação e 
Velocidade
❖ Para que uma reação química ocorra, as moléculas dos
reagentes devem se aproximar, de modo que os átomos possam ser
trocados ou rearranjados.
❖ Os átomos e as moléculas são móveis tanto na fase gasosa
quanto em solução e, portanto, as reações são realizadas
geralmente usando-se uma misturas de gases ou soluções dos
reagentes.
❖ Nessas condições vários fatores afetam a velocidade de uma
reação (concentração, temperatura, presença de catalisadores).
REAÇÃO QUÍMICA: A + B → C + D
Fatores que afetam as 
Velocidades de Reações
ALGUNS FATORES:
1) O ESTADO FÍSICO DOS REAGENTES: Os reagentes
devem entrar em contato para que ocorra o rearranjo.
Quanto mais rapidamente as moléculas se chocam, mais
rapidamente elas reagem.
❖ A maioria das reações que consideramos é homogênea,
envolvendo gases ou soluções líquidas.
2) A CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES: a medida que se
aumenta a concentração dos reagentes a reações passam a
ocorrer de forma mais rápida.
Fatores que afetam as 
Velocidades de Reações
❖ No nível molecular: a medida que a
concentração aumenta, a freqüência
com a qual as moléculas se chocam
também aumenta, levando a um
aumento das velocidades.
❖ P.E. : Lã de aço queima-se com dificuldade no ar seco
(que contém 20% de O2), no entanto, queima-se rapidamente
como uma chama branca brilhante na presença de O2 puro.
Os diferentes comportamentos devem-se as diferentes
concentrações de O2 nos dois ambientes.
Fatores que afetam as 
Velocidades de Reações
❖ Quando aquecida ao
ar, a lã incandesce em
vermelho-rubro e oxida-
se lentamente. Quando
colocada em uma
atmosfera de O2 puro,
ela queima rapidamente.
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3) A TEMPERATURA NA QUAL OCORRE A REAÇÃO: as
velocidades das reações químicas aumentam conforme a
temperatura aumenta.
❖ O aumento da temperatura faz aumentar as energias
cinéticas das moléculas, fazendo com que as moléculas se
movam mais rapidamente. Com isso elas se chocam com mais
freqüência e também com energia mais alta, ocasionando um
aumento substancial de suas velocidades.
Fatores que afetam as 
Velocidades de Reações
 𝑢 2 = 
3𝑅𝑇
𝑀
 𝐾𝐸 =
1
2
 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 (𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒)2 =
1
2
𝑚𝑢2 
Fatores que afetam as 
Velocidades de Reações
❖ P.E. : As reações das bactérias
que levam o leite a estragar
ocorrem mais rapidamente à
temperatura ambiente do que a
temperaturas mais baixas. É por
essa razão que refrigeramos
alimentos perecíveis como o leite.
Fatores que afetam as 
Velocidades de Reações
4) A PRESENÇA DE UM CATALISADOR:
Os catalisadores são agentes que aumentam
as velocidades de reação.
❖ Eles afetam os tipos de colisões que levam
à reação (o mecanismo).
❖ Os catalisadores tem um papel
fundamental nas nossas vidas, pois a
fisiologia da maioria dos seres vivos depende
de enzimas, que são moléculas de proteínas
que atuam como catalisadores em nosso
organismo, aumentando a velocidade de
determinadas reações bioquímicas.
Enzimas
Concentração e Velocidade
❖ Ao se estudar a cinética de uma reação química, um
objetivo importante é determinar como as concentrações
dos reagentes afetam a velocidade com que se processa a
reação.
❖ O efeito pode ser determinado avaliando-se a
velocidade de uma reação usando concentrações
diferentesde cada reagente (mantendo-se a
temperatura constante).
Concentração e Velocidade
❖ Consideremos a seguinte reação: 
NH4
+(aq) + NO2
-(aq) → N2(g) + 2H2O(l)
❖ Podemos estudar a velocidade dessa reação medindo a
concentração de NH4+ ou a de NO2- em função do tempo
ou medindo o volume de N2 coletado.
❖ Uma vez que os coeficientes estequiométricos em NH4+ ,
NO2- e N2 são os mesmos, essas velocidades serão iguais.
Concentração e Velocidade
❖ Determinou-se então a velocidade inicial da reação para 
várias concentrações iniciais de NH4+ e NO2- .
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Concentração e Velocidade
❖ Observamos que:
– à medida que a [NH4+] duplica com a [NO2-] constante, a
velocidade dobra,
– à medida que a [NO2-] duplica com a [NH4+] constante, a
velocidade dobra;
– Concluímos, portanto, que a velocidade  [NH4+][NO2-].
Lei de Velocidade
❖ Pode-se então expressar a dependência da concentração como 
um todo, da seguinte forma:
❖ Para uma reação geral: aA + bB → cC + dD
Temos: 
❖ Essa é a chamada lei de velocidade. Ela expressa o fato de
que a velocidade da reação é proporcional às concentrações
dos reagentes, sendo cada concentração elevada a alguma
potência.
❖ A constante k na lei de velocidade é chamada de constate
de velocidade.
❖ Conhecendo-se a lei de velocidade para reação e sua
velocidade para um conjunto de concentrações do
reagente, pode-se calcular o valor da constante de
velocidade k.
Lei de Velocidade
❖ Usando os dados do experimento 1, podemos substituir
equação.
Isolando k, temos:
Lei de Velocidade
❖ Importante ressaltar que a lei de velocidade para
qualquer reação química deve ser determinada
experimentalmente, ou seja, ela não pode ser prevista
simplesmente ao se olhar a equação química.
❖ Geralmente determina-se a lei de velocidade para uma
reação observando os efeitos da variação das
concentrações iniciais dos reagentes na velocidade
inicial da reação.
Lei de Velocidade Ordem Geral da Reação
❖ A ordem de uma reação relacionada a determinado
reagente é o expoente de seu termo de concentração na
expressão da velocidade, e a ordem total da reação é a
soma dos expoentes de todos o termos de concentração.
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❖ P.E. : Considerando a lei de velocidade para a reação:
NH4
+(aq) + NO2
-(aq) → N2(g) + 2H2O(l)
❖ Como o expoente de [NH4+] é 1, a velocidade é de
primeira ordem.
❖ A velocidade também é de primeira ordem em NO2-.
Ordem Geral da Reação
❖ Da mesma forma para:
Temos que a ordem total da reação é 1 + 1 = 2, ou seja,
a reação é de segunda ordem como um todo.
❖Os expoentes em uma lei de velocidade indicam como a
velocidade é afetada pela concentração de cada
reagente.
Ordem Geral da Reação
❖ É importante reconhecer que os expoentes m e n não são
necessariamente os coeficientes estequiométricos (a, b, c
ou d) da equação química balanceada. Os mesmos devem
ser determinados experimentalmente.
❖Normalmente os expoentes são números inteiros positivos,
mas podem ser negativos, frações ou zero.
Ordem Geral da Reação
❖ Como vimos, na maioria das reações os expoentes na lei de
velocidade são 0, 1 ou 2.
❖ Se uma reação é de ordem zero em um reagente
específico, a variação de sua concentração não afetará a
velocidade (desde que algum reagente esteja presente)
porque qualquer concentração elevada a zero é igual a 1.
❖ Por outro lado, se uma reação é de primeira ordem em um
reagente, variações na concentração daquele reagente
produzirão uma variação proporcional a velocidade. Assim,
dobrando-se a concentração a velocidade dobrará, e assim
por diante.
Ordem Geral da Reação
Ordem Geral da Reação
❖ Quando a lei de velocidade for de segunda ordem em um
reagente específico, ao se dobrar sua concentração,
aumenta-se a velocidade por um fator 4, ao triplicá-la a
velocidade aumentará por um fator 9 e assim por diante.
1- A reação abaixo foi estudada e obteve-se os seguintes resultados:
2 ClO2(aq) + 2 OH
-(aq) → ClO3
- (aq) + ClO2
- (aq) + H2O(l)
(a) Determine a lei de velocidade para a reação.
(b) Calcule a constante de velocidade.
Exercícios Aplicados
EXPERIMENTO [ClO2] (M) [OH
-] (M) Velocidade
(M.s-1)
1 0,060 0,030 0,02484
2 0,020 0,030 0,00276
3 0,020 0,090 0,00828
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2- A reação abaixo foi estudada e obteve-se os seguintes resultados:
CO(g) + NO2(g) → CO2 (g) + NO(g)
(a) Determine a lei de velocidade para a reação.
(b) Calcule a constante de velocidade.
Exercícios Aplicados
EXPERIMENTO [CO] (M) [NO2] (M) Velocidade
(M.s-1)
1 0,0005 0,36 x 10-4 3,4 x 10-8
2 0,0005 0,18 x 10-4 1,7 x 10-8
3 0,001 0,36 x 10-4 6,8 x 10-8
Temperatura e Velocidade
❖ As velocidades da maioria das reações químicas aumentam à
medida que a temperatura aumenta.
❖ Podemos ver esse efeito da temperatura na velocidade de
reação observando, por exemplo, uma reação quimiluminescente
(reação que produz luz).
❖ Quando dois bastões de luz são
colocados em água: um à
temperatura ambiente (a) e o
outro em gelo (b), o que está à
temperatura ambiente fica mais
brilhante do que aquele que está
no gelo.
❖ A reação química responsável pela
quimiluminescência é dependente
da temperatura: quanto maior for
a temperatura, mais rápida será a
reação e mais brilhante será a luz.
(a) (b)
Temperatura e Velocidade Vídeo
QUÍMICA FORENSE
Química Forense: Reação quimioluminescente 
catalisador
Temperatura e Velocidade
COMO O EFEITO DA TEMPERATURA É REFLETIDO NA 
EXPRESSÃO DA VELOCIDADE?
❖ Experimentalmente, observa-se que um aumento na
temperatura de um sistema leva a um aumento na constante de
velocidade, k.
❖ EXEMPLO: Considerando a reação de primeira ordem:
CH3NC → CH3CN
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../Documents/A-UFSJ/DISCIPLINAS MINISTRADAS/Química Geral 2011-2-engenharia/VÍDEOS/Glowstick Reaction.mp4
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Temperatura e Velocidade
❖ A figura ao lado mostra a
variação na constante de
velocidade para a reação de
rearranjo da isonitrila de metila
com o aumento de temperatura.
❖ Em conseqüência do aumento da
energia cinética das moléculas,
devido a um aumento da
temperatura, a constante de
velocidade aumenta rapidamente.
Isto pode ser explicado através do
MODELO DE COLISÃO.
CH3NC → CH3CN
Modelo de Colisão
❖ O modelo de colisão, baseado na
teoria cinética-molecular dos gases, a
qual explica os efeitos no nível
molecular.
❖ A ideia central do modelo de
colisão é de que as moléculas
devem colidir para reagir.
❖ Nesse contexto, quanto maior o
número de colisões por segundo,
maior a velocidade de reação.
Modelo de Colisão
❖ À proporção que a concentração das
moléculas de reagentes aumenta,
conseqüentemente o número de colisões
aumenta, levando ao crescimento da
velocidade de reação (propriedade
extensiva)
❖ Além disso, de acordo com a teoria
cinética molecular de gases, a elevação da
temperatura aumenta as velocidades
moleculares.
 𝑢 2 = 
3𝑅𝑇
𝑀
 Eq. de Maxwell
Modelo de Colisão
❖ Entretanto, para que ocorra uma reação é necessário mais do
que uma colisão apenas.
❖ Importante ressaltar que, para a maioria das reações, apenas
uma minúscula fração das colisões leva a reação.
❖ Lembrando que estamos falando de 1 mol de moléculas, ou seja,
6,02 x 1023.
❖ Como as moléculas se movem mais velozmente, ela irão colidir
mais vigorosamente (com mais energia) e com mais freqüência.
❖ Por exemplo: Em uma mistura de H2 e I2, à temperatura
e pressão padrão, cada molécula sofre aproxidamente 1010
colisões por segundo. Se cada colisão entre H2 e I2
resultasse na formação de HI, a reação terminaria em
muito menos de um segundo. Em vez disso, à temperatura
ambiente (25ºC), a reação prossegue muito lentamente.
Apenas aproximadamente 1 em cada 103 colisões produz
uma reação. O que impede a reação de ocorrer
rapidamente?
Modelo de Colisão Fator Orientação
❖ Na maioria das reações, as moléculas devem ser orientadas de
certa maneira durante as colisões para que a reação ocorra.
(CONFORMAÇÃO ESPACIAL).
❖ As orientações relativas das moléculas durante suas
colisões determinam se os átomos estão orientadosapropriadamente para formar novas ligações.
❖ Por exemplo: Cl + NOCl → NO + Cl2
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Fator Orientação
❖ Reação: Cl + NOCl → NO + Cl2
❖ A reação ocorrerá se a colisão colocar os átomos de Cl juntos
para formar Cl2, ou seja, se a conformação espacial dos átomos e
das moléculas estiverem adequadas no ato da colisão.
❖ Existem duas maneiras possíveis para que os átomos de Cl e as
moléculas de NOCl possam colidir; uma é efetiva; a outra não é.
Modelo de Colisão
❖ Importante ressaltar
eu para uma reação química
existe sempre um maior
número de possibilidades
de colisões não-efetivas em
comparação às colisões
efetivas.
Modelo de Colisão Fator Orientação
❖ De fato, muitas colisões não levam a uma reação, justamente
porque as moléculas não estão orientadas apropriadamente.
❖ Entretanto, existe outro fator importante para se determinar
se as colisões efetivas resultarão em reação.
❖ ENERGIA DE ATIVAÇÃO.
Energia de Ativação
❖ Em 1888, Arrhenius sugeriu que as moléculas devem possuir
certa quantidade mínima de energia para reagir.
❖ De acordo com o modelo de colisão, essa energia vem das
energias cinéticas das moléculas se colidindo.
❖ Na colisão, a energia cinética das moléculas pode ser
usada para esticar, dobrar e basicamente quebrar ligações,
levando a reações químicas.
Energia de Ativação
❖ Se as moléculas se movem muito lentamente, com pouca
energia cinética, elas simplesmente batem entre si sem mudar.
❖ Para que ocorra reação, as moléculas que colidem devem ter
energia cinética total igual ou maior que este valor mínimo.
❖ A energia mínima necessária para iniciar uma reação é
chamada de energia de ativação, Ea . O valor de Ea varia de
reação para reação.
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Energia de Ativação
❖ Podemos fazer uma analogia de uma situação durante reações
químicas.
❖ Para mover uma bola de golfe para o buraco, a jogadora deve
fornecer energia cinética para a bola ser capaz de transpor a
barreira representada pela colina.
❖ Essa situação é semelhante a uma reação química na qual as
moléculas devem ganhar energia cinética suficiente por meio de
colisões para ser capazes de transpor a barreira da reação
química.
• A diferença entre a energia
inicial da molécula e o máximo
de energia ao longo do
caminho de reação representa
a energia de ativação, Ea.
CH3NC → CH3CN
Energia de Ativação
Energia de Ativação
• A molécula com o arranjo dos
átomos mostrados na parte superior
da barreira é chamada de complexo
ativado, ou estado de transição.
• A velocidade depende da magnitude
de Ea; e, geralmente, quanto mais
baixo o valor de Ea, mais rápida é a
reação.
Variação da Concentração 
com o tempo
❖ Reações de primeira ordem: Para uma reação do tipo:
A lei de velocidade deve ser:
V = k [A]
A → produtos
Leis das Velocidades Integradas
V
Variação da Concentração 
com o tempo
❖ Integrando a equação, em função de t, essa relação pode
ser transformada em uma equação que relaciona a
concentração de A no início da reação, [A]0 , à sua
concentração a qualquer outro momento t, [A]t .
V
Variação da Concentração 
com o tempo
   0AlnAln +−= ktt
❖ Rearranjando a equação temos:
❖ Essa equação pode ser usada com qualquer unidade de
concentração, desde que as unidades sejam as mesmas tanto
para [A]t quanto para [A]0 .
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Variação da Concentração 
com o tempo
❖ As equações acima podem ser usadas para determinar:
1) A concentração de um reagente que sobra logo após o início da
reação;
2) O tempo necessário para determinada fração de uma amostra
reagir;
3) O tempo necessário para uma concentração de reagente cair em
certo nível.
   0AlnAln +−= ktt
Variação da Concentração 
com o tempo
❖ Reações de segunda ordem: é aquela cuja velocidade
depende da concentração do reagente elevado a segunda
potência ou da concentração de dois reagentes diferentes,
cada um elevado à primeira potência.
❖ Considerando a reação do tipo:
A lei de velocidade deve ser:
A + B → produtos
V
Variação da Concentração 
com o tempo
❖ Integrando a equação:
Temos:
   0A
1
A
1
+= kt
t
V
Tempo de meia-vida
❖ A meia-vida de uma reação (t1/2) é o tempo necessário
para que a concentração de um reagente caia para a metade
do seu valor inicial, ou seja:
❖ A meia-vida é uma maneira conveniente de descrever
com que rapidez uma reação ocorre.
❖ Um reação rápida tem uma meia-vida curta.
[𝑨]
𝒕 = 
𝟏
𝟐
 [𝑨]𝟎 
Tempo de meia-vida
❖ O termo meia-vida é comum quando tratamos de
elementos radioativos.
❖ O decaimento radioativo é um processo de primeira
ordem, e a meia-vida é geralmente usada para descrever a
rapidez com que um elemento radioativo decai.
❖ Datação de fósseis 14C (carbono radioativo).
Tempo de meia-vida
❖ Podemos determinar a meia vida de uma reação de primeira
ordem substituindo [A]t na equação:
Substituindo, TEMOS:
( )
kk
t
693,0ln 2
1
2
1 =−=
[𝑨]
𝒕 = 
𝟏
𝟐
 [𝑨]𝟎 Como:
67 68
69 70
71 72
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Tempo de meia-vida
❖ Podemos observar que t1/2 para uma lei de velocidade de
primeira ordem depende apenas de k.
❖ Dessa forma, a meia-vida de uma reação de primeira
ordem não é afetada pela concentração inicial dos
reagentes. Conseqüentemente a meia-vida permanece
constante durante toda a reação.
( )
kk
t
693,0ln 2
1
2
1 =−=
❖ Se a concentração de um reagente qualquer for 0,120 M
em algum momento da reação, ela será 0,060 M depois da
primeira meia vida. Conseqüentemente, a concentração cairá
para 0,030 M após se passar mais uma meia-vida e assim
sucessivamente.
Tempo de meia-vida
Tempo de meia-vida
❖ P.E.: O gráfico abaixo mostra a variação na pressão parcial
durante um certo período de tempo para o rearranjo de
primeira ordem da isonitrila de metila a 198ºC.
Tempo de meia-vida
❖ A primeira meia-vida é mostrada
em 13.300s.
❖ Após 13.300s, a pressão parcial
de isonitrila diminui para metade
da metade, ou um quarto da
concentração original.
❖ Portanto, para uma reação de
primeira ordem, a concentração
do reagente diminui de um fator
½ em cada uma das séries de
intervalos de tempo espaçados
regularmente, chamado t1/2.
Tempo de meia-vida
❖ Em contraste ao comportamento de reações de primeira
ordem, a meia-vida para reações de segunda ordem e
para outras reações depende das concentrações do
reagente e, consequentemente, varia à medida que a reação
progride.
❖ Usando a equação:
TEMOS:
 0A
1
2
1
k
t =
   0A
1
A
1
+= kt
t
• Um catalisador faz variar a velocidade de uma reação
química sem que ele próprio sofra uma variação química
permanente no processo.
Catálise
2 H2S(g) + SO2 (g) → 3 S (s) + 2 H2O
H2O como catalisador
73 74
75 76
77 78
../Documents/A-UFSJ/DISCIPLINAS MINISTRADAS/Química Geral 2011-2-engenharia/VÍDEOS/Catalysis.MOV
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Catálise
• Existem dois tipos de catalisadores:
– homogêneo
– Heterogêneo
Catálise homogênea
• O catalisador e a reação estão em uma mesma fase.
• O peróxido de hidrogênio decompõe-se muito devagar:
2H2O2(aq) → 2H2O(l) + O2(g)
• Na presença do íon de bromo, a decomposição ocorre
rapidamente:
– 2Br-(aq) + H2O2(aq) + 2H
+(aq) → Br2(aq) + 2H2O(l).
– O Br2(aq) é marrom.
– Br2(aq) + H2O2(aq) → 2Br
-(aq) + 2H+(aq) + O2(g).
– O Br- é um catalisador homogêneo porque ele pode ser 
recuperado no final da reação.
Catálise
• Geralmente, os catalisadores atuam diminuindo a energia
de ativação para uma reação.
Catálise
Catalisadores homogêneos 
• Os catalisadores podem agir aumentando o número de colisões
efetivas.
• Isto é, a partir da equação de Arrhenius: os catalisadores
aumentam k através do aumento de A ou da diminuição de Ea.
Catálise
RT
Ea
Aek
−
=
Catálise heterogênea
• O catalisador está em uma fase diferente dos reagentes e 
produtos.
• Exemplo típico: catalisador sólido, reagentes e produtos 
gasosos (conversores catalíticos em carros).
• A maioria dos catalisadores industriais são heterogêneos.
Catálise
Catálise heterogênea
• A primeira etapa é a adsorção (a ligaçãode moléculas do 
reagente à superfície do catalisador).
• As espécies adsorvidas (átomos e íons) são muito reativas.
• As moléculas são adsorvidas nos sítios ativos na superfície 
do catalisador.
Catálise
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Catálise heterogênea
• Considere a hidrogenação do etileno:
C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g), H = -136 kJ/mol.
– A reação é lenta na ausência de um catalisador.
– Na presença de um catalisador metálico (Ni, Pt ou Pd) a 
reação ocorre rapidamente à temperatura ambiente.
Catálise Catálise
– Primeiro as moléculas de etileno e de hidrogênio são
adsorvidas nos sítios ativos na superfície metálica.
– A ligação H-H se quebra e os átomos de H migram
para a superfície do metal.
Catálise heterogênea
– Quando um átomo de H colide com uma molécula de
etileno na superfície, a ligação  C=C se quebra e uma
ligação  C-H se forma.
Catálise
– Quando o C2H6 é formado, ele se solta da superfície.
– Quando o etileno e o hidrogênio são adsorvidos em
uma superfície, necessita-se de menos energia para
quebrar as ligações e a energia de ativação para a
reação é reduzida.
Catálise
Exercícios de Aplicação
1- Tem-se a seguinte reação:
2 H2O2(aq) → 2 H2O(l) + O2(g)
Lei de velocidade: V= k[H2O2]
Constante de velocidade: k = 1,06 x 10-3 min-1
Qual é a concentração final de H2O2 depois de 6000 seg.,
sabendo-se que a concentração inicial de H2O2 é de 0,020 mol/L?
2- Tem-se a seguinte reação:
2 HI (g) → H2(g) + I2(g)
Lei de velocidade: V= k[HI]2
Constante de velocidade: k = 30 L.mol-1. min-1
Quanto tempo é necessário para que a concentração de HI diminua
de 0,010 mol/L para 0,0050 mol/L?
Exercícios de Aplicação
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2- O azometano gasoso decompõe-se em uma reação de primeira
ordem, quando aquecido.
CH3N=NCH3(g) → N2(g) + C2H6(g)
A constante de velocidade para essa reação a 425oC é 40,8 min-1.
(a) Se a concentração inicial de azometano no frasco é 2,0 mol/L, qual
será a massa de azometano presente no frasco após 3 seg.?
(b) Calcule o tempo de meia vida do azometano.
Exercício 2
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