CINÉTICA QUÍMICA
“Ramo da Química que estuda a velocidade das
reaçãoes e os fatores que a influenciam”
Reações rápidas
Reações Lentas
Medida da Velocidade
Considere a reação: C2H2 + 2H2 → C2H6
Velocidade da Substância Isolada: v = ∆n / ∆t
tempo (min)
n (mols de C2H6 formado)
0
0
4
12
6
15
10
20
No intervalo de tempo de 0 a 4 min, a velocidade de formação
do C2H6 é de v = 3 mols/min, obsevar que para os próximos
intervalos de tempo a velocidade vai decaindo.
Medida da Velocidade
 Velocidade Média: Vm = Vr = VP = ∆n / c.∆t, onde c é o
coeficiente estequiométrico correspondente a cada substância
que participa da reação.
tempo (min) n (mols de C2H2) n (mols de H2) n (mols de C2H6)
0
50
60
0
4
38
36
12
6
35
30
15
10
30
20
20
Para o intervalo de tempo de 6 a 10 min, a velocidade média
da reação é de 1,25mols/min.
Para uma reação genérica: aA + bB → cC + dD, temos
Vm = ∆nA / a.∆t = ∆nB / b.∆t = ∆nC / c.∆t = ∆nD / d.∆t
Exercícios de fixação:
1. Um químico misturou 2mols de hidrogênio com 3mols de
cloro num recipiente adequado. Suponha que do início da
mistura até 15s, a reação H2 + Cl2 → 2HCl ocorra conforme
os dados da tabela:
Tempo (s)
0
1
3
6
10
12
mols H2
2,0
1,75
1,5
1,25
1,0
0,75
mols Cl2
3,0
2,75
2,5
2,25
2,0
1,75
mols HCl
0
0,5
1,0
1,5
2,0
2,5
a) Calcule a velocidade em relação a cada participante e a
velocidade média da reação no intervalo de 10 a 15s.
b) Construa o gráfico que mostra a variação da
concentração em mol em função do tempo de cada
participante da reação.
Exercícios de fixação:
2. Um químico realizou a reação de decomposição do ácido
carbônico: H2CO3 → H2O + CO2. Mediu a concentração
molar de CO2 nos tempos 10s e 20s e obteve:
10s: [CO2] = 0,2mol/L
20s: [CO2] = 0,8mol/L
Qual é a velocidade média dessa reação no intervalo de
10 a 20s?
3. Considere a equação: 2N2O5 (g) → 4NO2 + O2. Admita que a
formação de O2 tem uma velocidade média constante igual
a 0,05mol/s. A massa de NO2 formada em 1min é:
(Dado: ma O: 16u, ma N = 14u)
a) 96g
b) 55,2g, c) 12,0g d) 552,0g e) 5,52g
Exercícios de fixação:
4.
O gráfico abaixo representa a variação de concentração das espécies
A, B e C com o tempo. Qual das alternativas a seguir contém a
equação química que melhor descreve a reação representada pelo
gráfico?
a) 2A + B → C b) 2B + C c) A → 2B +C d) B + C → A e) B + 2C → A
3,5
3
2,5
2
B
1,5
A
1
C
0,5
0
0
2
4
6
8
10
12
14
16
Mecanismo das reações
 É a maneira que se processa uma reação química
Teoria das Colisões: “quebra das ligações dos reagentes e
formação das ligações dos produtos”
Reação: H2 (g) + I2 (g) → 2HI(g)
Energia de Ativação
 É a Energia necessária para iniciar a reação
H2I2 – complexo ativado
Energia
H2 + I2
HI + HI
Caminho da reação
Fatores que Influenciam
uma Reação Química
 Estado físico dos reagentes;
 Estado Cristalino dos reagentes;
 Reagentes em soluções;
 Área de contato entre os reagentes;
 Temperatura e Radiações na reação;
 Energia Elétrica;
 Catalisadores;
 Pressão sobre o sistema em reação;
 Concentração dos reagentes.
Estado Físico dos Reagentes
“Os choques entre os reagentes aumentam à medida que as
moléculas estão mais afastadas (líquidos e gases)”
Estado Cristalino dos Reagentes
C(grafite)
estrutura amorfa
C(diamante)
estrutura cristalina
“A estrutura amorfa possui ligações mais fracas do que na
estrutura cristalina”
Reagentes em Soluções
“partículas solúveis possuem maior movimento aumentando o número
de choques entre as várias espécies presentes na solução”
Área de Contato
“Maior área de contato aumenta o número de choques
entre as reagentes”
Influência da Temperatura
e das Radiações
> Ec
“A Tempertaura e Radiações aumentam a energia cinética das
partículas dos reagentes aumentando o número de choques ”
Influência da Energia Elétrica
“Influencia em reações de oxi-redução, pode iniciar uma
combustão através de uma faísca elétrica, etc”
Influência dos Catalisadores
Energia
Caminho da reação
“Os Catalisadores aumentam a velocidade da reação
reduzindo a energia de ativação das reações”
Tipos de Catalisadores
 Catalisadores heterogênios: não participa diretamente da
reação e forma uma fase distinta em relação aos reagentes.
Ex: H2(g) + O2(g) → H2O(l), na presença de Pt
 Catalisadores homogêneos: participa diretamente da reação.
Formando uma só fase com os reagentes e sendo recuperado na
última etapa da reação.
Ex: decomposição do peróxido de hidrogênio na presemça de Fe+2
Reação geral: 2H2O2(aq) → 2H2O(l) + O2(g)
1a Etapa: H2O2(aq) + 2Fe+2(aq) + 2H+(aq) → 2Fe+3(aq) + 2H2O(l)
2a Etapa: 2Fe+3(aq) + H2O2(aq) → 2Fe+2(aq) + O2(g) + 2H+(aq)
Influência da Pressão
P
>P
“Maior pressão aumentam os choques entre os
reagentes gasosos”
Influência da Concentração
“Maior concentração aumentam os choques entre os reagentes”
Exercícios de fixação:
1. Dada a seguinte reação:
reagentes → complexo ativado → produtos + calor
Represente em um gráfico energia x caminho da
reação, os níveis das energias dos reagentes,
complexo ativado e produtos.
2. Esboce os gráficos das seguintes reações:
a) A + B → C
Energia dos reagentes = 8Kj
Energia dos produtos = 7Kj
Energia de ativação = 17kj
b) A +B → R + Q
Energia dos reagentes = 12Kj
Energia dos produtos = 17Kj
Energia de ativação = 20kj
Lei da Ação das Massas
“A velocidade de uma reação química é diretamente
proporcional ao produto das concentrações molares
dos reagentes elevadas a potências determinadas
experimentalmente”
Guldeberg e Waage
Para a reação: aA + bB → cC + dD
Temos: V = K.[A]a. [B]b
Onde:
K = constante cinética (varia com a temperatura)
a e b = ordem dos reagentes A e B (experimental)
a + b = ordem da reação
[ ] = concentração molar
Lei da Ação das Massas
Observações:
1) Para reações que ocorrem em uma única etapa (reações
elementares), as potências normalmente coincidem com
os coeficientes dos reagentes;
2) Reações que ocorrem em mais de uma etapa, a
velocidade da reação é dada pela etapa mais lenta;
3) Reagentes sólidos ou solventes não participam da
expressão da velocidade;
4) Nas reações entre gases a velocidade pode ser expressa
em função das pressões parciais dos reagentes. Para a
reação aA(g) + bB(g) → cC(g) + dD(g), teremos:
V = K.pAa.pBb
Lei da Ação das Massas
EXEMPLO
A reação NO2 (g) + CO(g) → CO2(g) + NO(g) ocorre em duas etapas:
2 NO2(g) → NO3(g) + NO (g) (etapa lenta)
NO3(g) + CO (g) → CO2(g) + NO2(g) (etapa rápida)
V = K . [NO2]2
ou
V = K . P2NO2
Exercícios de fixação:
1. Escreva a equação da velocidade em função das
concentrações e das pressões parciais dos reagentespara
cada uma das seguintes reações, supondo todas
elementares:
a) 2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g) b) C(s) + O2(g) → CO2(g)
c) C(s) + 2S(s) → CS2(l) d) Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g)
2. Considere a reação de síntese da amônia, dada pela equação
N2(g) + 3H2 → 2NH3(g), mantida a temperatura, o que ocorrerá
com a velocidade da reaçlão se:
a) A concentração em mol/L do H2(g) for reduzida a terça parte
e a do N2(g) for triplicada?
b) A pressão parcial do N2(g) for quadruplicada e a do H2(g) for
triplicada?
Exercícios de fixação:
3. A cinética da reação 2HgCl2(aq) + C2O4-2(aq) → 2Cl-(aq) + 2CO2(g) + Hg2Cl2(s)
foi estudada em solução aquosa, segundo a quantidade de matéria
que precipita por litro de solução por minuto. Os dados obtidos
estão na tabela a seguir em mol/L:
[HgCl2]
[C2O4-2]
V (mol/L.min)
0,100
0,150
1,8 x 10-5
0,100
0,300
7,2 x 10-5
0,050
0,300
3,6 x 10-5
a) Determine a equação da velocidade da reação
b) Calcule o valor da constante da velocidade da reação
c) Qual será a velocidade da reação quando as concentrações dos
dois reagentes forem igual a 0,01 mol/L?