aula_fabricia_cinética química

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Professora: Fabrícia Nunes de Jesus Guedes
Cursos: Engenharias Minas/Ambiental
Disciplina: Físico-química 1 
João Monlevade, 2020 1
22
33
CINÉTICA QUÍMICA: TEORIA DAS COLISÕES, FATORES DETERMINANTES DA 
VELOCIDADE DE REAÇÃO, ENERGIA DE ATIVAÇÃO, CATALISADORES, 
EXPRESSÃO DA VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO.
Professora: Fabrícia Nunes de Jesus Guedes
Cursos: Engenharias Minas/Ambiental
Disciplina: Físico-química 1 
João Monlevade, 2020 4
SUMÁRIO
1- Introdução – Cinética Química
2- Condições para que uma reação ocorra.
Teoria das colisões. Energia de ativação
3- Fatores determinantes da velocidade de reação
4- Catalisadores: tipos de catálises
5- Expressão da velocidade de uma reação
6- Referências bibliográficas
5
6
Produtos formados
Fatores que 
influenciam as 
reações
Velocidade das 
reações (lentas, 
rápidas, moderadas)
Reagentes 
consumidos Etapas em que se processam 
as reações (mecanismos)
CINÉTICA 
QUÍMICA
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1- INTRODUÇÃO
7
CINÉTICA QUÍMICA
Área da Química que estuda a velocidade das reações,
bem como os fatores que a influenciam, isto é, a variação
da concentração de um reagente ou de um produto com
o tempo (Mol L-1s-1)
CINÉTICA
1- INTRODUÇÃO
Sugere movimento/mudança
 Estabelecimento da estequiometria da reação;
 Identificação de reações secundárias;
 Concentrações dos reagentes e produtos em
tempos diferentes após o início da reação.
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8
6 NaN3(l) + Fe2O3(s) 3 Na2O(s) + 2 Fe(s) + 9 N2(g)
faísca
REAÇÃO RÁPIDA
REAÇÃO MODERADA
Decomposição dos 
Alimentos.
REAÇÃO LENTA
Formação do 
Petróleo.
Airbag e a reação de decomposição 
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http://www.faep.com.br/comissoes/frutas/cartilhas/frutas/imagens/banpodrid.jpg
http://www.faep.com.br/comissoes/frutas/cartilhas/hortalicas/imagens/alfpodridao.jpg
 Os reagentes devem estar em contato.
 Existência de afinidade química entre os reagentes.
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2- CONDIÇÕES PARA QUE OCORRA UMA REAÇÃO
2.1- TEORIA DA COLISÃO
 As moléculas dos reagentes devem colidir entre si.
 A colisão deve ocorrer com geometria favorável.
Modelo que explica a variação da rapidez das reações, considerando que as 
moléculas, para reagirem, precisam colidir umas com as outras.
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 Nem todas as colisões resultam na formação de produtos.
 Quebra de ligações
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Ocorrência da reação depende:  Energia cinética mínima
 Orientação das colisões
Colisão 
Desfavorável
Colisão 
Desfavorável
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11
Orientação favorável
Orientação não favorável
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12Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
A teoria das colisões prevê que a velocidade da reação depende:
a) Da frequência dos choques entre as moléculas - um maior número de choques
por segundo implicará um maior número de moléculas reagindo e, portanto,
maior velocidade da reação.
b) Da energia (violência) desses choques - uma trombada violenta (chamada de
colisão eficaz ou efetiva) terá mais chance de provocar a reação entre as
moléculas.
c) De uma orientação apropriada das moléculas no instante do choque - uma
trombada de frente (colisão frontal) será mais eficaz que uma trombada de
raspão, esse fator depende também do tamanho e do formato das moléculas
reagentes.
13
Colisão efetiva
Necessário que os reagentes adquiram uma
energia mínima denominada ENERGIA DE
ATIVAÇÃO
Energia de 
Ativação (Ea)
Quantidade mínima de energia necessária
para que a colisão entre as partículas dos
reagentes, numa orientação favorável, seja
efetiva.
Complexo
Ativado
Estado intermediário formado entre reagentes
e produtos, em cuja estrutura existem ligações
enfraquecidas e formação de novas ligações.
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14Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
Um empurrão inicial é necessário para levar os reagentes a um estado
ativado, em que se forma o complexo ativado. Pela teoria do complexo
ativado (na realidade, um aprimoramento da teoria das colisões), admiti-se
que, no instante do choque, ocorre um progressivo enfraquecimento das
ligações entre as moléculas iniciais e um fortalecimento das ligações entre as
moléculas finais.
TEORIA DO COMPLEXO ATIVADO
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TEORIA DO COMPLEXO ATIVADO
 Esta teoria enfoca atenção sobre aquelas espécies chamadas complexos
ativados ou complexos de transição as quais são tratadas como
moléculas embora sejam de existência transitória.
 O postulado principal desta teoria indica que para a obtenção dos produtos
de uma reação, os reagentes devem ser primeiro transformados nos
complexos ativados para logo estes serem decompostos nos produtos
numa interação de equilíbrio.
16
O2 N2
O-------N
O N
2 NO
Reagentes
Complexo 
Ativado
Produtos
I2 + H2
HI + HI
I2 H2
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17Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
“Além das colisões terem de ocorrer entre as moléculas com orientação favorável, é preciso
que também tenha uma energia mínima, chamada de energia de ativação.”
Energía 
de ativação
Caminho da reação
Complexo
ativado
Reagentes
H<0
Energía 
de ativação
Caminho da reação
Complexo
ativado
Reagentes
H>0
Reação exotérmica Reação endotérmica
Produtos
Produtos
Energia Energia
ENERGIA DE ATIVAÇÃO
Reação exotérmica
ΔH= HP - HR
ΔH= HP < HR
ΔH < 0
Reação endotérmica
ΔH= HP - HR
ΔH= HP > HR
ΔH > 0
< Energia de ativação > Energia de ativação
2.2- MECANISMO DE REAÇÃO
● A equação global de uma reação é uma sequência de etapas elementares
que conduzem à formação do produto.
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EXEMPLO: Reação entre o nitrogênio e o oxigênio
2 NO (g) + O2(g) 2NO2(g)
Esta reação se processa por uma sequência de 2 ETAPAS ELEMENTARES
2 NO (g) N2O2(g)
N2O2(g) + O2(g) 2NO2(g)
2 NO (g) + O2(g) 2NO2(g)
Espécies como N2O2 são ditas 
Intermediárias da Reação
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3- FATORES QUE INFLUENCIAM A VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO
SUPERFÍCIE DE 
CONTATO
TEMPERATURA
PRESENÇA DE 
CATALISADOR
NATUREZA DOS 
REAGENTES
FATORES
19
CONCENTRAÇÃO 
DOS 
REAGENTES
PRESSÃO
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Quanto maior a superfície de contato: Mais rapidamente a reação se
processa. EXEMPLO: a limalha de ferro reage mais rapidamente que uma
barra de ferro.
Um aumento de temperatura provoca aumento da velocidade de reação.
(Maior Energia cinética, mais colisões)
O catalisador aumenta a velocidade de uma reação sem ser consumido na
mesma, pois diminui a energia de ativação. EXEMPLO: formação da água
com presença de platina.
SUPERFÍCIE 
DE CONTATO
TEMPERATURA
PRESENÇA DE 
CATALISADOR
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A velocidade da reação depende do reagente utilizado. Reações entre íons
são mais rápidas do que as entre moléculas por não haver quebra de
ligações.
Quanto maior a concentração de partículas dos reagentes, maior será o
número de colisões efetivas e consequentemente maior a velocidade da
reação.
Quanto maior a pressão, menor será o volume disponível para as moléculas
se movimentarem, maior o número de colisões efetivas e
consequentemente, mais rápida a reação.
NATUREZA 
DOS
REAGENTES
CONCENTRAÇÃO
DOS 
REAGENTES
PRESSÃO
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Monitorando a 
variação da pressão
Espectrofotometria
Medida da 
condutividade
Medidas de pH
Outras técnicas 
conjugadas.
TÉCNICAS EXPERIMENTAIS
Determine como varia a pressão do sistema
reacional na decomposição em fase gasosa do
pentóxido de dinitrogênio, em volume constante.
2N2O5(g) 4NO2(g) +O2(g)
R
es
p
.:
 5
/2
 P
4- CATALISADORES: TIPOS DE CATÁLISES
23
CATÁLISE HOMOGÊNEA: O catalisador encontra-se na mesma fase que os reagentes e 
produtos.
Sem catalisador
Com catalisador
Caminho da reação
E
n
e
rg
ia
O peróxido de hidrogênio decompõe-se muito
devagar: 2H2O2(aq)  2H2O(l) + O2(g)
Na presença do íon de bromo, a
decomposiçãoocorre rapidamente:
2Br-(aq) + H2O2(aq) + 2H
+(aq)  Br2(aq) +
2H2O(l).
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4- CATALISADORES: TIPOS DE CATÁLISES
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CATÁLISE HETEROGÊNEA: O catalisador encontra-se em fase distinta dos reagentes.
Exemplo típico: catalisador sólido, reagentes e produtos gasosos (conversores
catalíticos em carros).
A maioria dos catalisadores industriais são heterogêneos.
As moléculas são adsorvidas nos sítios ativos na superfície do catalisador.
Exemplo: 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.
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5- EXPRESSÃO DA VELOCIDADE DA REAÇÃO
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PRODUTOS 
FORMADOS
REAGENTES 
CONSUMIDOS
Toda reação é representada por uma equação geral.
O progresso de uma reação é medido
considerando-se tanto a diminuição dos
reagentes quanto o aumento dos
produtos.
Tempo
C
o
n
c
e
n
tr
a
ç
ã
o
A B
A B
REAGENTES PRODUTOS
• Existem duas maneiras de medir a velocidade da reação A  B:
– a velocidade na qual o produto é formado (por exemplo, a variação na quantidade de matéria de
B por unidade de tempo);
– a velocidade na qual os reagentes são consumidos (por exemplo, a variação na quantidade de
matéria de A por unidade de tempo).
Equação de velocidade da reação: correlaciona concentração e velocidade
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5.1- VELOCIDADE MÉDIA DA REAÇÃO
26
É a razão entre a quantidade consumida ou produzida da substância e o intervalo de tempo (∆t) em que 
isso ocorreu.
Observação: a concentração de A diminui com o
tempo, é uma quantidade negativa. Sendo a
velocidade de uma reação uma quantidade
positiva, deve-se introduzir um sinal negativo na
equação da velocidade para tornar a velocidade
positiva.
• Para reações mais complexas
2A B
Para cada mol de B formado são consumidos 2 mols de A, ou seja, a velocidade com que A é consumido
é duas vezes a velocidade de formação de B.
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0 10 20 30 40 50 60 70
0
2
4
6
8
10
12
14
16
18
 
 
[N
2
O
5
] 
(m
o
l 
L
-1
)
Tempo (min)
A B
27
Logo, a ordem de reação é x + y
Para a reação geral: a A + b B c C + d D
Lei de Velocidade: Velocidade = K [A]x [B]y
A soma das potências de todas as concentrações dos reagentes que aparecem na Lei
de Velocidade é dita ORDEM DE REAÇÃO GLOBAL.
5.2- LEIS DA VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO
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5.2- LEIS DA VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO
28
O efeito da concentração do reagente sobre a velocidade de uma reação pode ser estudado
determinando-se como a velocidade inicial depende das concentrações iniciais.
Exemplo: Abaixo tem-se três medidas da velocidade da reação: F2(g) + 2ClO2 (g) 2FClO2(g)
Velocidade da Reação entre F2 e ClO2 [F2] (M) [ClO2](M) Veloc. Inicial (M/s)
0,10 0,010 1,2 x 10-3
0,10 0,040 4,8 x 10-3
0,20 0,010 2,4 x 10-3
1-3: Duplicando [F2] e mantendo [ClO2]
constante, a velocidade duplica
V proporcional [F2] 
1-2 :Quadruplicando [ClO2] e mantendo 
[F2] constante, a velocidade quadruplica
V proporcional [ClO2] 
Velocidade = K[F2] [ClO2] 
1
3
2
A constante de velocidade pode ser calculada com base na
concentração dos reagentes e da velocidade inicial.
Velocidade = K [F2] [ClO2] K = Velocidade / [F2] [ClO2]
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 A ordem em relação a um reagente não está necessariamente relacionada
com o coeficiente estequiométrico do reagente na equação global
balanceada. Reflete a soma dos expoentes aos quais estão elevadas as
concentrações na equação da velocidade.
5.2.1- ORDEM DE REAÇÃO
Reação de Ordem Zero
 Reações de ordem zero são raras;
 A equação cinética assume a forma:
 A rapidez de uma reação de ordem zero é
constante e independente das
concentrações dos reagentes.
 Reações onde a variação da concentração
do reagente não produz nenhum efeito.
Reação de Primeira Ordem 
 É aquela cuja rapidez depende da
concentração de reagente elevada à potência
unitária.
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5.2.1- ORDEM DE REAÇÃO
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• Uma representação gráfica de lnCt versus t é uma linha reta com inclinação -k e intercepta em 
lnC0.
• No caso acima utilizamos o logaritmo natural, ln, que é o log na base e.
• A equação pode ser usada para verificar se uma reação é de primeira ordem e para determinar 
sua constante de velocidade.
• Um gráfico lnCt versus tempo fornece um reta com inclinação de –K e intercessão de Y de lnC0.
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5.2.1- ORDEM DE REAÇÃO
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Reações de Primeira Ordem
Exemplo: Acompanhou-se a variação do azometano com o tempo, a 600 K, na
sua respectiva decomposição. Os resultados obtidos são apresentados na tabela
abaixo.
Confirme que a decomposição é de primeira ordem no azometano e determine a
constante de velocidade da reação a 600 K.
CH3N2CH3(g) → CH3CH3(g) + N2(g) 
Resp.: k = 3,6 x 10-4 s-1
32
5.2.1- ORDEM DE REAÇÃO
Reação de Segunda Ordem 
 É a reação cuja rapidez depende da concentração do reagente elevada ao quadrado ou de
concentrações de dois reagentes diferentes, cada um deles elevado à unidade.
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• Para uma reação de segunda ordem com
apenas um reagente
• Um gráfico de 1/Ct versus t é uma linha reta
com inclinação igual a k e intercessão de y
igual a 1/C0
• Para uma reação de segunda ordem, um
gráfico de lnCt versus t não é linear.
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5.2.2- TEMPO DE MEIA VIDA
 A meia-vida de uma reação é o tempo
necessário para que a concentração de
um reagente caia para a metade de seu
valor inicial.
 A meia-vida é uma maneira conveniente
de descrever com que rapidez uma reação
ocorre, especialmente se ela é de primeira
ordem. Uma reação rápida tem uma meia-
vida curta.
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k
t
kt
kt
A
A
kt
A
A
ktAA
AA
t
t
693,0
5,0ln
][
][2/1
ln
][
][
ln
]ln[]ln[
ordem, primeira de e velocidadde lei uma Para
][
2
1
][
2/1
2/1
2/1
0
0
0
0
02/1






Exemplo: Qual o tempo de meia-vida de
uma reação de primeira ordem cuja
constante de velocidade é k = 4,25 x 10-3 min-
1?
Resp.: t1/2 = 163,1 min
34
5.2.2- Tipos de reação
Reação Elementar
Reação não-elementar
 Quando, aa reação se desenvolve em duas
ou mais etapas distintas velocidade da reação
depende apenas da velocidade da etapa
lenta.
 A etapa lenta é a etapa determinante da
velocidade da reação.
 Quando a reação química se desenvolve
em uma única etapa.
 Numa reação elementar, os expoentes a
que devem ser elevadas as concentrações
dos reagentes na expressão da velocidade
são os próprios coeficientes dos reagentes
na equação balanceada.
aA + bB => cC + dD
V = k [A]a [B]b
2 H2 + 2 NO => 1 N2 + 2 H2O
Etapa I 1 H2 + 2 NO => 1 N2O + 1 H2O (lenta)
Etapa II 1 H2 + 1 N2O => 1 N2 + 1 H2O (rápida)
Reação Global 2 H2 + 2 NO => 1 N2 + 2 H2O
V = k [H2] [NO]
2
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LEIS DE VELOCIDADE PARA ETAPAS ELEMENTARES
• A lei de velocidade para uma etapa elementar é determinada por sua molecularidade:
– Os processos unimoleculares são de primeira ordem,
– os processos bimoleculares são de segunda ordem e
– os processos termoleculares são de terceira ordem.
LEIS DE VELOCIDADE PARA MECANISMOS DE VÁRIAS ETAPAS
• Etapa determinante da velocidade: é a mais lenta das etapas elementares.
Fonte: BROWN, 2005
Etapas elementares e suas leis de velocidade
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Exemplo de reação não-elementar
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2 H2 + 2 NO => 1 N2 + 2 H2O
E
n
e
rg
ia
 d
e
 a
ti
v
a
ç
ã
o
Caminho da reação
1 H2 + 2 NO => 1 N2O + 1 H2O 1 H2 + 1 N2O => 1 N2 + 1 H2O
Etapa I Etapa II
Maior Ea
Menor Ea
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Reação ocorre em 
2 etapas
A DETERMINAÇÃO DA LEI DA VELOCIDADE
37Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
Método do Isolamento: a concentraçãode todos os reagentes, exceto a de um
deles, estão em excesso.
 Verificando a influencia de A na lei de velocidade:
2 A + 3 B + C → Produtos
Experimento [A] 
(mol L-1)
Velocidade
(mol L-1min-1)
I 1,0 0,20
II 2,0 0,40
III 4,0 0,80
I → III: quadruplicando a [A] →
quadruplica a velocidade.
II → III: duplicando a [A] → duplica a
velocidade.
v α [A]1
A DETERMINAÇÃO DA LEI DA VELOCIDADE
38Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
Experimento [B] 
(mol L-1)
Velocidade
(mol L-1min-1)
I 1,0 0,02
II 2,0 0,08
III 4,0 0,32
 Verificando a influencia de B na lei de velocidade:
I → III: quadruplicando a [B] → a
velocidade fica 16 vezes maior (42).
II → III: duplicando a [A] → a
velocidade fica 4 vezes maior .
v α [B]2
Experimento [C] 
(mol L-1)
Velocidade
(mol L-1min-1)
I 1,0 0,20
II 2,0 0,20
III 4,0 0,20
Independentemente da concentração
de C, a velocidade permanece
constante.
v = k[A] [B]2
 Verificando a influencia de C na lei de velocidade:
5.2.3 Exercício de aplicação
39
Efetuou-se num laboratório diversas experiências para a reação: 2H2(g) + 2NO(g) → N2(g) + 2H2O(g). Com os
resultados obtidos, foi elaborada a seguinte tabela:
a) Escreva a lei de velocidade para essa reação.
Experimento [H2], mol/L [NO], mol/L Velocidade, mol L
-1s-1
1 0,10 0,10 0,10
2 0,20 0,10 0,20
3 0,10 0,20 0,40
1-2 Reação de primeira ordem, logo: V= k[H2] 1-3 Reação de segunda ordem, logo: V= k[NO]
2
Logo, a equação da velocidade desta reação é: V= k[H2] [NO]
2
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A VELOCIDADE E A ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES
40Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
São necessários 10 mol/L de N2 e 30 mol/L de H2 para produzir os citados 20 mol/L
de NH3. Sendo assim, naqueles 5 minutos iniciais da reação, teríamos as seguintes
velocidades médias:
A VELOCIDADE E A ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES
41Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
Para obtermos um resultado único que expresse a velocidade média da reação,
convencionou-se dividir cada um desses valores pelo coeficiente estequiométrico
da substância na equação química considerada.
Com esse artifício, consegue-se expressar a velocidade da reação por um único
valor.
Alguns exercícios resolvidos
42Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
1
Alguns exercícios resolvidos
43Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
2
Alguns exercícios resolvidos
44Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
3
Alguns exercícios resolvidos
45Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
4
Alguns exercícios resolvidos
46Profª Fabrícia | FÍSICO-QUÍMICA 1
5
5.2.4- Estudo dirigido
47
1) Defina o significado do termo velocidade de reação.
4) Dê um exemplo de catálise homogênea, apresentado as reações envolvidas e a lei de velocidade.
2) Apresente pelo menos três fatores e justifique o porquê afetam a velocidade de uma reação química.
5) Uma hipotética reação A + B → C obedece à seguinte lei de reação: velocidade = k[A]2. [B].
a) Se [A] é dobrada, como variará a velocidade? b) A constante de velocidade variará? Justifique.
c) Quais são as ordens de reação para A e B? d) Qual a ordem total da reação?
3) Discorra sobre a teoria da colisão, energia de ativação e complexo ativado, ilustrando por meio de uma reação
química.
6) O íon iodeto reage com o íon hipoclorito da seguinte forma: OCl- + I- → Ol- + Cl- .Esta reação rápida fornece os
seguintes dados de velocidade:
a) Escreva a lei de velocidade para essa reação. b) Calcule a constante de velocidade. c) Calcule a velocidade
quanto [OCl-] = 1,0 x 10-3 mol/L e [I-] = 5,0 x 10-1 mol/L
[OCl-], mol/L [I-], mol/L Velocidade, mol L-1s-1
1,5 x 10-3 1,5 x 10-3 1,36 x 10-4
3,0 x 10-3 1,5 x 10-3 2,72 x 10-4
1,5 x 10-3 3,0 x 10-3 2,72 x 10-4
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5.2.4- Estudo dirigido
48
7) A velocidade de variação da concentração em quantidade de matéria dos radicais CH3 na reação abaixo é dada 
por d[CH3]/dt = -1,20 mol L
-1s-1. Qual é (a) a velocidade da reação e (b) a velocidade de formação de CH3CH3?
2 CH3 (g) → CH3CH3 (g) Resp.: (a) 0,60 mol L
-1s-1 (b) 0,60 mol L-1s-1 
8) Uma reação de primeira ordem atinge 50% de extensão em 40 minutos. 
a)Calcular o valor da constante cinética 
b) Calcular o tempo necessário para atingir 85% de extensão.
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9) A reação de decomposição do NO2 apresenta os dados da tabela seguinte. Mostre que a reação é de segunda
ordem e calcule a constante de velocidade.
Resp.: k = 5,08 L mol-1 s-1
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
49
Básicas:
• ATKINS, P. W.; PAULA, J. de, Físico-Química, 8. ed.,Vol. 2, Rio de Janeiro, LTC, 2008.
• BROWN, LEMAY, BURSTEN, Química: a ciência central. São Paulo: Pearson Prentice
Hall, 2005.
• CASTELLAN, G. W. Fundamentos de Físico-Química. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e
Científicos. Editora S.A., 2007.
• RUSSELL, J. B. Química Geral. 2 ed- São Paulo: Pearson Makron Books. V. 2. , 2006.
Complementares:
• MOORE W. J. Físico-Química. São Paulo: Edgar Blucher,1976.
• KOTZ, J.C; TREICHEL, P.J. Química e Reações Químicas. 3a ed. Rio de Janeiro, Livros
Técnicos e Científicos, v. 1 ,1998,. 1 – 458 p.
• KOTZ, J.C; TREICHEL, P.J. Química e Reações Químicas. 3a ed. Rio de Janeiro, Livros
Técnicos e Científicos, v. 2, 1998, 459 – 730 p.
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