CINÉTICA QUÍMICA
Estudo da velocidade das
reações químicas e dos fatores
que nela influem.
CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES CINÉTICAS
I - Quanto à velocidade
 Rápidas: neutralizações em meio
aquoso, combustões,...
 Lentas: fermentações, formação
de ferrugem,...
CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES CINÉTICAS
II - Quanto ao mecanismo
 Elementares : ocorrem numa só etapa.
H2 + I2  2 HI
 Complexas : ocorrem em duas ou
mais etapas.
2 NO(g) + O2(g)  2 NO2(g)
1a etapa (rápida) : 2 NO(g)  N2O2(g)
2a etapa (lenta) : N2O2(g) + O2(g)  2 NO2(g)
reação global : 2 NO(g) + O2(g)  2 NO2(g)
VELOCIDADE DAS REAÇÕES
I - Velocidade média (vm)
Representa
a
variação
na
quantidade de um reagente ou
produto num intervalo de tempo.
m n
V C
vm 
ou
ou
ou
t
t
t
t
m = massa, n = no mols, V = volume, C = concentração molar
Representação gráfica
O gráfico acima mostra como variam as concentrações de reagente
(N2O5) e produtos (NO2 e O2) , com o passar do tempo.
VELOCIDADE DAS REAÇÕES
II - Velocidade instantânea (vi ou v)
Representa
a
variação
na
quantidade de um reagente ou
produto
num
instante
(menor
intervalo de tempo que se possa
imaginar).
A velocidade
instantânea de
uma reação é
obtida através de
uma expressão
matemática
conhecida como
Cato
Gulberg
LEI DA AÇÃO DAS
MASSAS ou LEI
CINÉTICA,
proposta por
Gulberg e Waage,
em 1876.
Peter
Waage
Para uma reação genérica homogênea
aA(g) + bB(g)  xX(g) + yY(g)
a velocidade instantânea é calculada
pela expressão
v = k [A][B]
onde
k = constante de velocidade
[A] e [B] = concentrações molares
 e  = ordens ou graus
Prof. Mateus Andrade
 Nas reações elementares as
ordens são iguais aos próprios
coeficientes ( = a e  = b);
 Nas reações complexas as
ordens são iguais aos coeficientes
da etapa mais lenta da reação,
conhecida através do mecanismo
da mesma.
Prof. Mateus Andrade
Exemplo
I - Reação elementar
H2 + I2  2 HI
Lei de velocidade
(instantânea)
v = k [H2]1[I2]1
Prof. Mateus Andrade
Exemplo
II- Reação complexa
2 NO + O2  2 NO2
* Mecanismo
2 NO  N2O2
(etapa lenta)
N2O2 + O2  2 NO2
(etapa rápida)
2 NO + O2  2 NO2 (reação global)
Lei de velocidade (instantânea)
v = k [NO]2
PORQUE OCORREM AS REAÇÕES QUÍMICAS ?
I - Colisões intermoleculares
a) Não-eficazes ou não efetivas
(não formam-se produtos)
* sem energia de colisão suficiente ou
geometria de colisão inadequada.
b) Eficazes ou efetivas
(formam-se os produtos)
* com energia de colisão suficiente e
geometria de colisão adequada.
Exemplo de colisão eficaz (geometria favorável)
Reação: HBr + O2  HBrO2
Colisões em geometria desfavorável
PORQUE OCORREM AS REAÇÕES QUÍMICAS ?
II - Energia mínima para reagir
(Energia de Ativação - Ea)
Além de colisões com orientação
espacial adequada, as moléculas
devem apresentar uma energia cinética
mínima que propicie a ruptura das
ligações entre os reagentes e formação
de novas ligações, nos produtos.
Quanto maior a Ea, mais lenta a
reação !
Representações gráficas
Fatores que influem na
velocidade das reações
a ) Área de contato entre os reagentes;
b ) Concentração dos reagentes;
c) Temperatura e Energia de Ativação;
d) Radiações e descargas elétricas;
e) Ação de catalisadores.
a) Área de contato entre os reagentes
Esse fator tem sentido quando
um
dos
reagentes
for
sólido.
Exemplo:
Fe(prego) + H2SO4(aq)  FeSO4(aq) + H2(g)
(v1)
Fe(limalha) + H2SO4(aq)  FeSO4(aq) + H2(g)
(v2)
* na segunda reação a área de contato é
maior !
Portanto : v2 > v1
b) Concentração dos reagentes
A velocidade é proporcional à
concentração dos reagentes. Esse
fator é expresso pela LEI DA AÇÃO
DAS MASSAS ou LEI CINÉTICA
(Gulberg e Waage)
v = k [A][B]
k = constante cinética
[A] e [B] = concentrações molares
 e  = ordens cinéticas (dadas no problema)
c) Temperatura e Energia de Ativação
As variações de temperatura modificam
o valor da constante de velocidade (k).
Um aumento na T, aumenta a freqüência das
colisões intermoleculares e aumenta a
energia cinética das moléculas fazendo
com que um maior número alcance a
energia mínima para reagir (Eativação).
Um aumento na energia cinética (agitação
molecular) favorece a ruptura das ligações.
d) Ação de catalisadores
Catalisadores são substâncias que, quando
presentes, aumentam a velocidade das
reações químicas, sem serem consumidos.
Ao final encontram-se qualitativa e
quantitativamente inalterados.
Os catalisadores encontram “caminhos
alternativos” para a reação, envolvendo
menor energia (diminuem a Energia de
Ativação), tornando-a mais rápida.
Exemplo
SO2(g) + ½ O2(g)  SO3(g) Ea = 240 kJ/mol
sem catalisador
Utilizando NO2(g) como catalisador a Ea se
reduz para 110 kJ/mol, tornando a reação
extremamente mais rápida !
Mecanismo da reação
SO2 + NO2  SO3 + NO
NO + ½ O2  NO2
E1 (consumo do catalisador)
E2 (regeneração do catalisador)
Reação global: SO2 + ½ O2  SO3 E = 110 KJ/mol
Características dos catalisadores
a) Somente aumentam a velocidade;
b) Não são consumidos;
c) Não iniciam reações, mas interferem
nas que já ocorrem sem a sua
presença;
d) Podem ser utilizados em pequenas
quantias,
visto
que
não
são
consumidos;
e) Seus efeitos podem ser diminuídos
pela presença de “venenos de catálise”.
Como funciona o catalisador automotivo ?