SLIDE IV - FUNDAMENTOS DE CINÉTICA QUÍMICA

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FÍSICO-QUÍMICA
FUNDAMENTOS DE 
CINÉTICA QUÍMICA
Professor: Alexandre Vargas Grillo
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Sumário
1) Definição
2) Fatores que influenciam a velocidade de uma reação química
3) Classificação dos sistemas reacionais
4) Estudo da cinética das reações químicas – Taxa de reação
5) Estudo da equação de taxa de reação – lei de Guldberg – Waage (Lei da
ação das massa)
6) Ordem de reação
7) Estudo do mecanismo de reação
8) Estudo da relação da concentração x tempo – cinética de ordem zero
9) Estudo da relação da concentração x tempo – cinética de primeira ordem
10) Estudo da relação da concentração x tempo – cinética de segunda ordem
11) Estudo do tempo de meia – vida
12) Estudo da dependência da velocidade específica (k) com a temperatura
(T) – Equação de Arrhenius
13) Teoria das Colisões
14) Teoria do Complexo Ativado
15) Exercício Resolvido
16) Referência Bibliográfica
17) Currículo Vitae – Professor Alexandre Vargas Grillo
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1. Definição
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2. Fatores que influenciam a velocidade de uma 
reação química
 Concentração da quantidade de matéria dos reagentes;
 Temperatura;
 Catalisadores;
 Estado físico da matéria (Vsólido < Vlíquido < Vgasoso);
 Superfície de contato;
 Luminosidade;
 Pressão.
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3. Classificação dos sistemas reacionais
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3.1 Reações Químicas Homogêneas
Reações químicas homogêneas são aquelas em que todos os participantes estão na mesma fase. Em se tratando da cinética
química, para que uma reação química seja caracterizada como homogênea, além dos reagentes e produtos os
catalisadores também deverão estar na mesma fase. Exemplos de reações químicas homogêneas:
 Reação homogênea em ase aquosa: HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O.
 Reação homogênea em fase gasosa: CO(g) + H2O(g) → CO2(g) + H2(g)
3.2 Reações Químicas Heterogêneas
Reações químicas heterogêneas são reações bem específicas e mais complexas, em comparação as reações homogêneas.
Ocorrem na interface, em que pelo menos um dos reagentes ou um dos produtos encontra-se em fase distinta dos demais.
Isso também deve ser levado em consideração para os catalisadores. Caso o catalisador esteja em uma fase distinta dos
demais (reagentes ou produtos), a reação é caracterizada como heterogênea.
Exemplos:
 Reação heterogênea sólido-líquido: Lixiviações e tratamentos de superfícies;
 Reação heterogênea sólido-gás: 2 ZnS(s) + 3 O2 g → 2 ZnO g + 2 SO2(g);
 Reação heterogênea sólido-gás: N2(g) + 3 H2(g) →
W(s)
2 NH3(g)
4. Estudo da cinética das reações químicas – Taxa 
de reação
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5. Estudo da equação de taxa de reação – Lei de 
Guldberg-Waage (Lei da ação das massas)
Lei da ação das massas: “A velocidade (v) ou taxa (r) de uma reação química é diretamente proporcional ao
produto das concentrações das quantidades de matéria dos reagentes, quando estes estão elevados a
determinados expoentes (potências), que são os seus respectivos coeficientes estequiométricos ou parâmetros
determinados de forma experimental, sendo estes parâmetros definidos como ordem de reação”.
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6. Ordem de reação
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6. Ordem de reação
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7. Estudo do mecanismo de reação
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8. Estudo da relação concentração x tempo –
cinética de ordem zero
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8. Estudo da relação concentração x tempo –
cinética de ordem zero
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Figura – Gráfico que relaciona a concentração da quantidade de matéria do reagente A com o tempo 
para uma reação com cinética de ordem zero.
9. Estudo da relação concentração x tempo –
cinética de primeira ordem
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9. Estudo da relação concentração x tempo –
cinética de primeira ordem
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Figura – Gráfico que relaciona o logaritmo neperiano da concentração da quantidade de matéria do 
reagente A com o tempo para uma reação com cinética de primeira ordem.
10. Estudo da relação concentração x tempo –
cinética de segunda ordem
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10. Estudo da relação concentração x tempo –
cinética de segunda ordem
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Figura – Gráfico que relaciona o inverso da concentração da quantidade de matéria do reagente A com o 
tempo para uma reação com cinética de segunda ordem.
11. Estudo do tempo de meia-vida
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Define-se tempo de meia - vida o intervalo de tempo transcorrido para que a concentração da quantidade de
matéria do reagente de interesse seja metade do valor inicial.
De posse da função que relaciona a concentração com o tempo, é possível a determinação da equação para o
cálculo do tempo de meia-vida.
12. Estudo da dependência da velocidade específica 
(k) com a temperatura (T) – Equação de Arrhenius
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12. Estudo da dependência da velocidade específica 
(k) com a temperatura (T) – Equação de Arrhenius
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Figura – Gráfico que relaciona o logaritmo neperiano da constante cinética versus 1/T.
13. Teoria das Colisões
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Esta teoria foi inicialmente abordada em reações químicas em fase gasosa, tendo como suporte a Teoria
Cinética dos Gases, de onde foram tiradas relevantes informações sobre o comportamento destas moléculas. A
Teoria Cinética dos Gases considera os seguintes pontos:
As moléculas gasosas apresentam movimentos aleatórios e contínuos.
As moléculas gasosas são pontos infinitesimalmente pequenos e indeformáveis.
As partículas se movem em linha reta até colidirem.
Não há influencia entre as moléculas gasosas, exceto durante os choques/colisões.
Logo, para que a colisão entre reagentes de uma determinada reação seja uma colisão definida como efetiva, é
necessário que apresente três aspectos fundamentais e primordiais. São as seguintes:
k sendo um parâmetro diretamente proporcional ao fator esférico (p);
k sendo um parâmetro diretamente proporcional à frequência das colisões (Z);
k sendo diretamente proporcional à energia mínima, ou seja, a energia de ativação (Eat).
14. Teoria do Complexo Ativado
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A teoria do complexo ativado se sustenta pelo fato de haver um estado intermediário, também conhecido como
estado de transição, entre a energia dos reagentes e a energia dos produtos de uma reação química
característica. Esta teoria afirma que, à medida que as moléculas dos reagentes se aproximam uma das outras,
uma série de transformações com as ligações químicas vão acontecendo.
Complexo ativado é um estado ímpar em que as moléculas apresentam uma energia mínima necessária para a
formação dos produtos. Também podemos definir como a energia intermediária entre reagentes e produtos.
É possível acompanhar o desenvolvimento e a formação do complexo ativado. Durante a formação do
complexo ativado, a energia potencial na parte instável da reação é bastante alta enquanto a energia cinética é
muito diminuta. Com a presença ou ausência do catalisador, a formação do complexo ativado resulta na
formação de uma energia de ativação muito alta, o que consequentemente vai gerar uma reação lenta (este
processo explica o motivo pelo qual à etapa lenta é a etapa determinante de um mecanismo reacional na
cinética química). Com isso, o rompimento do complexo ativado resulta na formação dos produtos,
aumentando a energia cinética e diminuindo a energia potencial.
15. Exercício Resolvido
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Exercício Resolvido XIV - (OLIMPÍADA PORTUGUESA DE QUÍMICA) Considere o seguinte mecanismo proposto
para a decomposição do peróxido de hidrogênio:
H2O2(aq) + I
-
(aq) → H2O(l) + IO
-
(aq)
H2O2(aq) + IO
-
(aq) → H2O(l) + I
-
(aq) + O2(g)
a) Escreva a reação global.
b) Diga qual é o catalisador desta decomposição. Justifique.
c) Quais são os intermediários desta reação? Justifique.
Resolução:
Item a) Determinação da reação global:
H2O2(aq) + I
-
(aq) → H2O(l) + IO
-
(aq)
H2O2(aq) + IO
-
(aq) → H2O(l) + I
-
(aq) + O2(g) +
2H2O2(aq)→ 2 H2O(l) + O2(g) (Reação global)
Item b e c) O catalisador para este determinado mecanismo trata-se do I-(aq). A identificação do catalisador consiste em ser
um reagente na primeira reação química e como produto na segunda reação química. Significa dizer que toda quantidade
de iodeto inserido na primeira reação, será consumido na segunda reação química. O único intermediário presente neste
mecanismo trata-se do IO-(aq). O intermediário “liga” uma etapa a outra, não aparecendo na reação global. O intermediário
consiste em ser um produto da primeira reação química e reagente na segunda reação química.
15. Exercício Resolvido
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16. Referência bibliográfica
I. Físico-Química: Uma aplicação aos materiais. Rupen Adamian, Ericksson Rocha e Almendra. Rio de Janeiro: COPPE – UFRJ, 2002.
II. Curso de Termodinâmica Aplicada às Máquinas. Abrahão Izecksohn; Imprensa Nacional Rio de Janeiro – 1943.
III. Introduction to the Thermodynamics of Materials Fourth Edition. David R. Gaskell. Taylor & Francis, New York – London, 2003.
IV. Curso de Física Básica 2 – Fluidos. H. Moysés Nussenzveig. São Paulo: Edgard Blucher, 1981.
V. Principles of Physical Chemistry Four Edition. Samuel H. Maron; Carl F. Prutton. Editora Collier Macmillian Student Editions, New York, 1965.
VI. Química Geral – Volume 2. Linus Pauling. AO LIVRO TÉCNICO SA – Indústria e Comércio. Rio de Janeiro, 1982.
VII. Química Geral – Volume 2. Brady, J. E.; Humiston, G. E. tradução de Cristina Maria Pereira dos Santos e Roberto Barros Faria. Segunda edição.
Rio de Janeiro. Livros técnicos e científicos Editora, 1986.
VIII. Físico-Química – Volume 1, Levine, I. N. Tradução e revisão técnica Edilson Clemente da Silva, Oswaldo Esteves Barcia – Rio de Janeiro: LTC
2012.
IX. Termodinâmica e Física da Estrutura da Matéria – Segunda Edição. Rui Manuel A. Dilão. Escolar Editora, 2014.
X. Atkins, P, & Jones, L. Princípios de Química – Questionando a vida moderna e o meio ambiente – Quinta Edição. Editora bookman, 2012.
XI. Atkins, P. W.; Paula de, J. Físico-Química”, 8ªedição, volume um. Livros Técnicos e Científicos - LTC, Rio de Janeiro, 2008.
XII. Atkins, P. W.; Paula de, J. Físico-Química”, 10ªedição, volume um. Livros Técnicos e Científicos - LTC, Rio de Janeiro, 2018.
XIII. Crockford, H. D. e Samuel B. Knight; tradução e revisão de Horácio Macedo, Livre docente da UFRJ – Instituto de Química. Fundamentos de
Físico-Química. Rio de Janeiro, Livros Técnicos e Científicos, 1977.
XIV. Moore, W. J. Físico-Química - tradução da quarta edição americana: Tibor Rabockai [e outros]. Supervisão Ivo Jordan. Editora da Universidade de
São Paulo, 1976.
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17. CV – Alexandre Vargas Grillo
Alexandre Vargas Grillo é Doutor em Engenharia de
Materiais e Processos Químicos e Metalúrgicos pela
PUC-Rio, Mestrado na mesma área pela própria
PUC-Rio e graduado em Engenharia Química
também pela PUC-Rio.
Atualmente atua como Professor do Instituto Federal
do Rio de Janeiro – IFRJ – Campus Nilópolis,
Na pesquisa atua em Engenharia de Processos
Químicos e Metalúrgicos em Síntese de
Nanopartículas, além de atuar na Química, mais
especificamente na Físico-Química em
Nanotecnologia.
Atua como professor e coordenador das Olimpíadas
de Química do Rio de Janeiro – OQRJ e também no
próprio campus que leciona – IFRJ – Nilópolis.
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