Cinética
Velocidade Média

A velocidade média de consumo de um
reagente ou de formação de um produto
é calculada em função da variação da
quantidade de reagentes e produtos pela
variação do tempo.
Vm = ▲Quantidade
▲Tempo
O
mais comum é representar as
quantidades em mol/L e indicá-las
entre colchetes; mas elas também
podem ser representadas pela
massa, quantidade em mols, volume
gasoso, etc. O intervalo de tempo
pode ser representado por
segundos, minutos, horas, etc.

Quando é calculada a variação da
quantidade consumida (reagentes), esta
e será negativa, porque a variação
corresponde à quantidade final menos a
inicial. Para evitar o surgimento de
velocidade negativa, usamos o sinal
negativo na expressão ou a variação em
módulo, sempre que nos referimos aos
reagentes.
Os reagentes são
consumidos durante a
reação e a sua
quantidade diminui com
a variação do tempo,
enquanto os produtos
são formados e suas
quantidades aumentam
com o tempo.
Graficamente, podemos
representar.

[]
NH3
H2
N2
Tempo
Com relação a
velocidade média
de consumo ou
formação, podemos
dizer que diminuem
com o passar do
tempo, porque a
quantidade que
reage torna-se
cada vez menor.

v
Tempo
Fatores necessários para
que as reações ocorram.
Afinidade Química

É a tendência intrínseca de cada
substância de entrar em reação com
uma outra substância
Contato entre moléculas dos
reagentes

Uma condição necessária para que uma
reação ocorra é a colisão entre as
moléculas dos reagentes. Embora
necessária, essa condição não é
suficiente. Durante a colisão deve ser
formado um estado intermediário
entre os reagentes e produtos. Este
estado intermediário é chamado de
Complexo Ativado.

-
Para ocorrer a formação do complexo
ativado são necessárias duas condições.
Que a colisão ocorra segundo uma
orientação privilegiada (colisão frontal);
Que as colisões resultem do choque
entre moléculas que apresentam energia
cinética igual ou superior ao valor
mínimo necessário.

Por Exemplo
H + I2 -> 2HI
2
H
I
H
+
H
I
H
+
+
I
Estado Inicial
(reagentes)
H
Complexo
Ativado
I
I
H
I
Estado Final
(produtos)
Entalpia
Graficamente, podemos
representar:
[ ]
Ea
Produtos
Hf
Reagentes
Hi
▲H
▲H = Hf – Hi
Como Hf > Hi ▲ H > 0
Reação endotérmica

A energia de ativação de uma reação
é calculada pela diferença entre os
reagentes e complexo ativado.
Portanto, quanto maior a energia de
ativação de uma reação, menor será a
velocidade dessa reação e vice-versa.
A energia de ativação é uma
característica de cada reação e não
varia com a temperatura, nem com a
concentração dos reagentes.

Toda colisão que ocorre e resulta em
reação é chamada de colisão eficaz ou
efetiva; colisão que ocorre não resulta
em reação é chamada de colisão nãoeficaz ou não-efetiva.
Fatores que influem na
velocidade de uma reação
Temperatura

Todo aumento de temperatura provoca
o aumento de energia cinética média
das moléculas, fazendo com que
aumente o número de moléculas em
condições de atingir o estado
correspondente ao complexo ativado,
aumentando o número de colisões
eficaz ou efetiva e portanto,
provocando aumento na velocidade da
reação.
Superfície do Reagente sólido

Quanto maior a superfície do reagente
sólido, maior o número de colisões
entre as partículas dos reagentes e
maior a velocidade da reação.

OBSERVAÇÃO: Quando encontramos
estados físicos diferentes, a
velocidade da reação é maior no
estado gasoso do que no estado líquido
e este maior que no sólido.
Catalisador

É toda substância que aumenta a
velocidade de uma reação química, não
sendo consumida nem sofrendo alteração
na sua estrutura ao término da reação

O catalisador aumenta a velocidade da
reação porque diminui sua energia de
ativação. A representação gráfica do
abaixamento da energia da ativação
pelo catalisador pode ser:
Entalpia
Ea Sem Catalisador
Ea Com Catalisador
Produtos
Reagentes
▲H
Caminho da Reação
Concentração dos Reagentes

Aumentando a concentração dos
reagentes, aumenta o número de
moléculas por unidade de volume;
aumento do número de colisões entre
as moléculas dos reagentes e,
portanto, aumento da velocidade da
reação.

“A velocidade de uma reação é
proporcional as concentrações molares
dos reagentes, elevados a expoentes
que são determinados
experimentalmente”.

Por exemplo: aA + bB -> cC
v = K [A]a x [B]b , onde K é chamada
constante cinética ou constante de
velocidade de uma reação. Esta
grandeza é uma característica de cada
reação e aumenta com a temperatura.

A partir de dados experimentais, os
químicos dividiram as reações químicas
em dois grandes grupos: as reações
elementares e as não-elementares.

Para as Reações Elementares (ocorrem
numa única etapa), foi observado
através de experimentos que os
expoentes dos termos de concentração
correspondem aos coeficientes da
equação química.

Exemplos
NO + CO  NO + CO
v = K x [NO ] x [CO]
(Lei de velocidade)

2
2
2 NO + H  N O + H O
v = K x [NO] 2 x [H ]
(Lei de velocidade)
2
2
2
2
2

Para as reações não-elementares
(ocorrem em várias etapas) a velocidade
da reação é determinada pela velocidade
de etapa mais lenta do mecanismo.

Por exemplo:
4HBr + O2  2H2O + 2Br - (Equação Global)
Cujo mecanismo é:
HBr + O2  HBrO2 (Etapa Lenta)
HBrO2 + HBr  H2O + Br2 (Etapa Rápida)

A lei da velocidade é determinada pela
etapa lenta e não pela equação global.
v = K x [HBr] x [O2]