Cinética Química
Prof. Xuxu
Seja Bem-Vindo a
Goiânia
Velocidade Média
Hora da saída: 11:45
d 40 km
Vm 

 40 km h
t
1h
Distância
Hidrolândia: 40
km
Seja Bem-Vindo a
Hidrolândia
Hora da chegada: 12:45
Velocidade das reações químicas.
2 NaN3(s)
2 Na(s) + 3 N2(g)
Gás que infla o airbag
2 Fe(s) + 3/2 O2(g)
Fe2O3(s)
Ferrugem
Velocidade das reações químicas.
A cabeça de palito de fósforo contém uma substância chamada trissulfeto de
tetrafósforo. Esse composto inflama na presença de oxigênio, ocorrendo, à
pressão ambiente, a liberação de uma grande quantidade de calor.
P4S3(s) + 8 O2(g)
P4O10(s) + 3 SO2(g)
Velocidade de consumo/formação de uma substância
A velocidade de consumo/formação de uma
substância que participa de uma reação, é
calculada através da variação da quantidade(nº
de mol, massa ou concentração molar) pelo
tempo com que a variação ocorreu.
| Q |
V
t
2 N2O5(g)  4 NO2(g) + 1 O2(g)
Tempo
(min)
N2O5
(mol/L)
NO2
(mol/L)
O2
(mol/L
)
0
0,112
0
0
0,18
5
0,08
0,064
0,016
0,17
10
0,056
0,112
0,028
20
0,028
0,168
0,042
30
0,014
0,196
0,049
Representação Gráfica
0,2
0,19
0,16
0,15
Concentração (mol/L)
0,14
0,13
0,12
0,11
N2O5 (mol/L)
NO2(mol/L)
O2(mol/L)
0,1
0,09
0,08
0,07
Note que a inclinação da
curva NO2 é maior que a
curva O2, fato relacionado
com os coeficientes
estequiométricos
0,06
0,05
0,04
0,03
0,02
0,01
0
0
5
10
15
20
25
30
Tempo (min)
2 N2O5(g)  4 NO2(g) + 1 O2(g)
Tempo
(min)
N2O5
(mol/L)
NO2
(mol/L)
O2
(mol/L
)
Tempo
(min)
N2O5
(mol/L)
NO2
(mol/L)
O2
(mol/L
)
0
0,112
0
0
0
0,112
0
0
5
0,08
0,064
0,016
5
0,08
0,064
0,016
10
0,056
0,112
0,028
10
0,056
0,112
0,028
20
0,028
0,168
0,042
20
0,028
0,168
0,042
30
0,014
0,196
0,049
30
0,014
0,196
0,049
a) Velocidade média de consumo do N2O5 entre t = 0 e
t = 5 min:
Vm ( 05) 
b) Velocidade média de consumo do N2O5 entre t = 5 e
t = 10 min:
| 0,08 mol L  0,112 mol L |
| 0,056 mol L  0,08 mol L |
 0,0064 mol L. min Vm (510 ) 
 0,0048 mol L. min
5 min  0 min
10 min  5 min
mol/L)
N2O5(g)
t(min)
2 N2O5(g)  4 NO2(g) + 1 O2(g)
Tempo
(min)
N2O5
(mol/L)
NO2
(mol/L)
O2
(mol/L
)
Tempo
(min)
N2O5
(mol/L)
NO2
(mol/L)
O2
(mol/L
)
0
0,112
0
0
0
0,112
0
0
5
0,08
0,064
0,016
5
0,08
0,064
0,016
10
0,056
0,112
0,028
10
0,056
0,112
0,028
20
0,028
0,168
0,042
20
0,028
0,168
0,042
30
0,014
0,196
0,049
30
0,014
0,196
0,049
a) Velocidade média de produção do NO2 entre t = 0 e
t = 5 min:
Vm ( 05) 
b) Velocidade média de produção do NO2 entre t = 5 e
t = 10 min:
| 0,064 mol L  0 mol L |
| 0,112 mol L  0,064 mol L |
 0,0128 mol L. min Vm (510 ) 
 0,0096 mol L. min
5 min  0 min
10 min  5 min
mol/L)
[NO2]
[O2]
t(min)
Velocidade média da reação (Vm)
Considere uma reação genérica:
aA + bB  cC + dD
Em que as letras minúsculas são os
coeficientes (nº de mol) e as maiúsculas
são as substâncias participantes da
reação.
Vm 
VA
a

VB
b

VC
c

VD
d
Velocidade média de uma reação
2A

4B
2

4
0,02 mol/L.min
0,04 mol/L.min
+
+
C
1
0,01 mol/L.min
Vmédia da reação = 0,02 mol/L.min = 0,04 mol/L.min = 0,01 mol/L.min
2
4
1
Vmédia da reação = 0,01 mol/L.min
Exercício resolvido
Considere a equação abaixo:
N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g)
Sabendo que:[H2] inicial = 6 mol/L; [H2] final = 2
mol/L;
t = 20 min.
Responda:
a) Qual a velocidade média da reação?
Resposta: Como os dados referem-se ao H2 devemos
calcular primeiramente sua velocidade:
[H2 ]  VH2= 2 - 6  VH2= - 4
VH2 
20
20
t
VH2= - 0,2 mol/L min
Agora vamos calcular a velocidade média da reação.
Vm 
VB
 Vm 
b
VH2
3
 Vm 
Vm  0,07 mol/L min
b) qual a velocidade de formação do NH3?
Vm 
VNH3
2
 0,07 
VNH3
2
VNH3 = 0,14
VNH3= 0,14 mol/L min
0, 2
3
Lei de Guldberg-Waage ou Lei da velocidade
A influência da concentração dos reagentes
sobre a velocidade das reações foi enunciada
em 1864 pelos cientistas Cato Maximilian
Guldberg e Peter Waage, por meio da lei da
ação das massas.
“A velocidade de uma reação é diretamente
proporcional ao produto das concentrações
molares dos reagentes, elevadas a expoentes
determinados experimentalmente”.
Lei de Guldberg-Waage ou Lei da velocidade
Considere a reação genérica:
aA + bB 
cC
+
dD
V = k [A]a [B]b
V = velocidade da reação;
k = constante da reação;
[A]; [B] = concentrações de A e B em mols/L;
a = coeficiente de A;ordem da reação em relação a A;
b= coeficiente de B; ordem da reação em relação a B;
a + b = ordem global da reação.
Fique Ligado:
A lei da velocidade deve ser aplicada para reações
elementares (reações que ocorrem em uma única
etapa)
No mecanismo de reações (reações que ocorrem
em várias etapas) devemos considerar a etapa
lenta como a propulsora da expressão da lei da
velocidade. Quando uma reação ocorrer em duas
ou mais etapas, a velocidade da reação global
será determinada pela etapa lenta, chamada de
etapa determinante da reação.
Exemplo:
Dado a Reação elementar:
N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g)
Lei da velocidade:
V= k [N2] [H2]3
Ordem da reação: 1+3= 4 então
4ª ordem
Exemplo:
Dado o mecanismo abaixo:
H2(g) + 2NO(g)  N2O(g) + H2O(l) (lenta)
H2(g) + N2O(g)  N2(g) + H2O(l) (rápida)
2H2(g)+2NO(g)N2(g)+2H2O(l) (equação global)
Então:
V = k [H2] [NO]2
Observações
k é a constante de velocidade e depende
fundamentalmente da temperatura.
Substâncias
no
estado
sólido
não
participam da expressão de velocidade.
Exemplo:
Na2O(s) + CO2(g)  Na2CO3(s)
V = k [CO2]
Para a reação não-elementar:
H2O2 + 2I + 2H+ → 2H2O + I2
Foram obtidos os seguintes resultados:
A velocidade da reação depende apenas das
concentrações de H2O2 e I.
No estudo cinético de uma reação foram
obtidos os seguintes dados:
A expressão da velocidade pode ser representada por :
V = k [HgCl2] . [C2O42-]2
EQUAÇÃO DE ARRHENIUS
k  Ae
 Ea
RT
Em que:
k- constante de velocidade
A – fator de freqüência (medida da probabilidade de
uma colisão eficaz)
Ea – energia de ativação (kJ/ mol)
R – constante dos gases ideais ( em unidades S.I.
8,314 J/K . mol)
T – temperatura absoluta
Quanto menor Ea e maior T , maior k.
Equação da velocidade
A maneira mais usual de se medir a velocidade de uma
reação química é a relação entre a concentração de um
dos reagentes do meio reacional e o tempo. Logo:
dC a
v
dt
A velocidade de reação
normalmente é representada pela
letra r (do inglês rate), e assim a
forma realmente usual será então
a seguinte:
dC a
 ra  
dt
Utilidade das equações cinéticas
1- Calcular a velocidade de uma reação a
partir do conhecimento da constante de
velocidade e das concentrações de
reagentes;
2- Calcular a concentração de reagentes em
qualquer instante durante o decorrer de uma
reação.
Ordem da reação
O termo “ordem” vem da matemática onde é utilizado na
classificação das equações diferenciais. As
leis de velocidade são equações diferenciais. Em cinética
química, tais equações são classificadas de
acordo com a ordem da reação.
A ordem de uma reação é definida como sendo a soma
das potências dos termos de concentração
que aparecem na equação de velocidade da reação
química. É normalmente, um número inteiro pequeno,
podendo em casos especiais, ser zero ou fracionário.
É importante ressaltar, que a ordem de reação é uma
grandeza que normalmente é obtida a partir
de dados experimentais, em grande parte das vezes sem
o conhecimento real do mecanismo da reação.
Meia Vida
Tempo de meia-vida
(t1/2): é o tempo
necessário para que a
concentração de uma
reagente diminua para
metade do seu valor
inicial.
Tempo de meia vida reação de primeira ordem.
Resumo da cinética de reações de
ordem zero, 1ª ordem e 2ª ordem
Equação
Ordem
0
Equação cinética
concentração-tempo
[A] = [A]0 - kt
t½ =
ln[A] = ln[A]0 - kt
t½ =
Velocidade =k
1
Velocidade = k [A]
2
Velocidade = k
[A]2
Tempo de
meia-vida
1
[A]
=
1
[A]0
+ kt
t½ =
[A]0
2k
ln2
k
1
k[A]0
Fatores que influenciam na velocidade de
uma reação química
Basicamente a ocorrência de uma reação
depende de:
Contato entre as partículas: (átomos, moléculas ou
íons) dos reagentes.
Afinidade química: uma certa tendência natural
para reagir.
Choques eficazes (colisões efetivas): a colisão
entre as partículas dos reagentes deve ocorrer em
uma orientação favorável, para que as ligações
existentes nos reagentes sejam rompidas.
Energia de ativação: para que uma reação
aconteça, é necessário um mínimo de energia, além
daquela que os reagentes já apresentam.
Superfície de contato
Quanto maior a superfície de contato entre os
reagentes,
ou
seja,
quanto
mais
pulverizado/fragmentado maior o número de
colisões entre as partículas reagentes. Isso faz
com que aumente o número de colisões eficazes,
aumentando a velocidade da reação.
Exemplo:
40kg em forma de gravetos de madeira (queima
mais rápido)
40kg em forma de tora de madeira (queima mais
lento)
Temperatura
Aumentado a temperatura, aumenta a energia
cinética das moléculas reagentes (grau de
agitação das moléculas), o que proporciona um
aumento no número de colisões e aumento do
número de moléculas com energia igual ou
superior à energia de ativação, aumentado a
velocidade da reação.
Exemplo:
Lavar roupas em água fria (demora mais para
retirar manchas)
Lavar roupas em água quente (retira as manchas
mais rapidamente)
Concentração
Aumentando a concentração (quantidade ou até
mesmo a pressão de um gás) estamos
aumentando o número de choques entre as
partículas reagentes, o que conseqüentemente
aumenta a velocidade da reação.
Exemplo:
Se você tomar 10 gotas de um analgésico e a dor
de cabeça não passar, o que você normalmente
faz é tomar mais 10 gotas. Você aumentou a
concentração de analgésico no seu organismo
assim ele fará efeito mais rápido.
Catalisador
Catalisador é uma espécie química que promove o
aumento da velocidade de uma reação através da
diminuição da energia de ativação. O catalisador
participa temporariamente do processo, formando
com os reagentes um complexo ativado menos
energético. Porém ao final da reação é
completamente recuperado, sem sofrer alteração
na sua composição ou massa.
Ex.:
N2(g) + 3H2(g)  2NH3 ; V1
N (g) + 3H2(g) Fe(s) 2NH3 ; V2
Com certeza o V2 é maior que o V1, pois o ferro
age como catalisador na segunda reação.
Catálise homogênea
Catalisador e reagentes estão no
mesmo estado físico (possui apenas
uma fase).
2H2O2 (aq)
OH  ( aq )

 2H2O (l) + O2 (g)
Catálise heterogênea
Catalisador e reagentes se
encontram em estados físicos
diferentes (possui duas ou mais
fases).
C2H4 (g)
+ H2 (g)


Ni( s )
C2H6 (g)
Catálise enzimática
Algumas reações que ocorrem rapidamente dentro do
corpo humano, demorariam muito tempo para ocorrer
fora, isto porque no corpo humano temos enzimas que
são catalisadores.
A ação de uma enzima é altamente específica, ou seja,
geralmente cada enzima catalisa uma única reação.
A enzima maltase, por exemplo, catalisa apenas o
processo de transformação da maltose em glicose:
C12H22O11 (aq) + H2O
maltase
2 C6H12O6 (aq)
Outra reação que se não fosse a enzima ptialina
(encontrada na saliva) levaria dias para ocorrer é a
decomposição do amido.