Cinética Química
A Cinética Química estuda a velocidade das reações e os fatores que a influenciam,
estuda ainda a possibilidade de controlar essa velocidade, tornando as reações mais
rápidas ou mais lentas, com base no mecanismo das reações.
Velocidade média em função das substâncias
Considere a reação genérica balanceada, esquematizada a seguir, na qual dias
substâncias A e B reagem entre si na proporção aA + bB, produzindo duas novas
substâncias na proporção cC + dD :
aA+bB→cC+dD
No início da reação (tempo zero), tem-se apenas as substâncias A e B.
Uma vez iniciado o processo , as quantidades das substâncias A e B vão diminuindo
progressivamente, enquanto começam a surgir as substâncias C e D, em quantidades que
vão aumentando até que a reação se complete.
Define-se então:
A velocidade média, Vm, calculada em função de uma das substâncias participantes
da reação é a razão entre a quantidade consumida ou produzida da substância e o intervalo
de tempo, Δt, em que isso ocorreu.
Desse modo, a velocidade, média da reação genérica esquematizada acima pode
ser calculada por uma das expressões abaixo:
Consumo de reagentes
Vm = −
Vm = −
quantidade de A consumido
Δt
quantidade de B consumido
Δt
Formação de produtos
ou
Vm =
ou
Vm =
quantidade de C produzido
Δt
quantidade de D produzido
Δt
As quantidades das substâncias consumidas ou produzidas são normalmente
expressas em variação de concentração em quantidade de matéria que aqui simbolizamos
por Δ [ ].
Podem ser expressas também em variação de massa, Δm, variação de quantidade
de matéria, Δn, ou em variação de pressão parcial, Δp, no caso de reagentes ou de produtos
que estejam na fase gasosa.
O intervalo de tempo, Δt, deve ser expresso numa unidade que se ajuste ao tipo de
reação: segundos, minutos, horas ou dias.
Considere, por exemplo, que durante a reação citada anteriormente tenha sido
medida a concentração em quantidade de matéria de A consumido e de C produzido, em
intervalos de tempo regulares, de cinco em cinco minutos, obtendo-se o resultado descrito
na tabela abaixo:
Tempo (min.)
[A] mol/L consumido
[C] mol/L produzido
0
8,5
0
5
7,0
0,5
10
5,5
1,0
15
4,0
1,5
20
2,5
2,0
25
1,0
2,5
Com base nesses resultados, podemos calcular a velocidade média da reação em
função de A ou de C, no intervalo de tempo que quisermos:
1
Professor William de Paula
- Velocidade média da reação em função de A consumido no intervalo de tempo entre 5 e
20 minutos.
Vm = −
Δ[ A]
Δt
⇒ Vm = −
[ A] final − [ A] inicial
t final − t inicial
⇒ Vm = −
2,5 − 7,0
20 − 5
⇒ Vm =
4,5
Vm = 0,3mol / L. min
15
- Velocidade média da reação em função de C ´produzido no intervalo de tempo entre 5 e
20 minutos.
Vm =
Δ[C ]
Δt
⇒ Vm =
[C ] final − [C ]inicial
t final − t inicial
⇒ Vm =
2,0 − 0,5
20 − 5
⇒ Vm =
1,5
15
Vm = 0,1mol / L. min
Observe que a velocidade média calculada em função dos reagentes (no caso A)
tem valor Δ[ A] negativo, pois, à medida que a reação se processa, a quantidade de
reagentes vai diminuindo, portanto, para os reagentes é necessário o sinal negativo na
frente da equação, para que a velocidade seja positiva. Já a velocidade média calculada em
função dos produtos, no caso C, tem valor positivo, pois, à medida que a reação se
processa, a quantidade de produtos vai aumentando.
Para evitar o problema do sinal, costuma-se trabalhar com os valores da velocidade
de qualquer substância que participe da reação em módulo.
Condições necessárias
1. Colisão favorável
Para que duas ou mais substâncias possam reagir é evidente que suas moléculas
devem colidir entre si, de modo que haja quebra das ligações com conseqüente formação
de outras novas, dando origem, assim, a novas substâncias.
As colisões entre as moléculas podem ser não-efetivas e efetivas.
Colisões não-efetivas
Colisões efetivas
São aquelas em que não há quebra de São aquelas em que há quebra de ligações
ligações e, consequentemente, não existe e conseqüente formação de outras novas.
formação de outras novas. Neste caso não Neste caso, ocorre a reação
ocorre a reação
Para que uma colisão seja efetiva, o choque entre as moléculas deve acontecer com
uma orientação favorável e suficiente energia.
Analisemos, por exemplo, algumas colisões entre moléculas H2 e I2:
2
Professor William de Paula
Quanto maior o número de colisões efetivas entre as moléculas dos reagentes, maior
é a velocidade da reação.
Mais colisões efetivas ⇒ maior velocidade
2. Energia de ativação e complexo ativado
Energia de ativação é a quantidade mínima de energia necessária para que a colisão
entre as partículas dos reagentes, feita numa orientação favorável, seja efetiva e, portanto,
resulte em reação.
Vejamos o caminho da energia através de um gráfico para a seguinte reação:
H2(g) + I2(g) → 2HI(g)
Ponto 1: As moléculas reagentes não possuem suficiente energia para reagirem.
Ponto 2: A energia do sistema é maior, mas ainda não suficiente para que se verifique uma
colisão efetiva.
Ponto 3: Neste ponto, a energia é suficiente para a reação. Dá-se, então, a formação de um
composto intermediário, instável, denominado complexo ativado. Aqui temos um estado
ativado ou estado de transição.
Ponto 4: Está vencida a "montanha" de energia. As moléculas do produto estão
praticamente formadas.
Ponto 5: As moléculas do produto (HI) estão definitivamente formadas.
O complexo ativado de uma reação é uma estrutura intermediária e instável entre os
reagentes e os produtos.
3
Professor William de Paula
No caso da reação entre H2(g) e I2(g), formando HI(g), por exemplo, o complexo ativado
seria representado da seguinte maneira:
H ⎯ H(g)
+
I ⎯ I (g)
H
H
→
Reagentes
I
I
Complexo ativado
H
→
I
H
⏐
I
+
H
⏐
I
Produtos
A representação gráfica de uma reação envolvendo a energia de ativação (Ea) pode
ser de dois tipos:
Reação exotérmica
Reação endotérmica
Quanto menor a energia de ativação, mais facilmente se forma o complexo ativado e,
portanto, mais rápida é a reação.
Menor energia de ativação ⇒ maior velocidade
Fatores que influem na velocidade
1. Temperatura
Aumentar a temperatura significa aumentar a energia cinética das molécula, ou seja,
aumentar a velocidade das moléculas.
É fácil perceber que moléculas mais rápidas colidem com mais freqüência e com
mais violência. Logo, mais moléculas reagem em um certo espaço de tempo e, com isso, a
velocidade aumenta.
Quanto mais alta é a temperatura. maior é o número de moléculas em condições de
reagir e, portanto, mais rápida é a reação.
Maior temperatura ⇒ maior velocidade
Regra de Van't Hoff
Um aumento de 10ºC na temperatura duplica a velocidade de uma reação.
2. Pressão
Quando falamos em influência da pressão na velocidade de uma reação, devemos pensa
somente nos reagentes gasosos.
Se aumentamos a pressão, diminuindo o volume, aumentamos o número de colisões
e, portanto, a velocidade.
Quanto maior é a pressão parcial de um participante gasoso, mais rápida é a reação.
Maior pressão parcial ⇒ maior velocidade
4
Professor William de Paula
3. Concentração dos reagentes
Observe, inicialmente, a seguinte experiência:
Um químico colocou um pedaço de palha de aço numa cuba com solução diluída de
ácido clorídrico (HCl) e notou que a reação durou um certo tempo (difamos,20 min.).
Depois, o químico repetiu o experimento, usando, porém, uma solução de ácido
clorídrico mais concentrada e notou que a reação foi mais rápida (digamos, 8 min.).
Porque essa diferença de tempo?
Porque na solução mais concentrada de ácido clorídrico temos mais íons H3O+ por
litro. Logo, ocorrem mais colisões entre esses íons e a palha de aço, e a reação se torna
mais rápida.
Como conseqüência, podemos dizer que o aumento da concentração dos reagentes
tende a aumentar a velocidade da reação.
A primeira observação da influência da concentração dos reagentes na velocidade
de uma reação foi feita pelo químico alemão Karl Friedrich Wenzel, no século XVIII, quando
estudava a ação dos ácidos sobre metais. Entretanto, somente em 1864 essa influência foi
rigorosamente enunciada, através da lei da ação das massas, pelos cientistas noruegueses
Cato Maximilian Guldberg e Peter Waage.
Quanto mais alta é a concentração, maior é a probabilidade de ocorrerem colisões efetivas
e, portanto, mais rápida é a reação.
Maior concentração ⇒ maior velocidade
4. Superfície de contato
A reação de um sólido com outro reagente qualquer ocorre através de colisões das
partículas do reagente com a superfície do sólido.
Logo, não interessa saber qual a concentração do sólido, mas sim qual a sua
superfície de contato.
Quanto maior essa superfície, maior o número de colisões e maior a velocidade.
Considere um prego e uma palha de aço.
Suponhamos que as massas do prego e da palha de aço sejam as mesmas.
Entretanto, é fácil perceber que as superfícies de contato são diferentes.
Vamos colocar o prego e a palha de aço em soluções de ácido clorídrico (HCl) de mesma
concentração. Percebemos, agora, que a reação da palha de aço com o ácido é bem mais
rápida que a reação do prego com o acido, o que nos mostra que a velocidade realmente
depende da superfície de contato, e não da concentração do prego ou da palha de aço.
5
Professor William de Paula
A palha de aço apresenta uma superfície de contato muito maior; assim, sofre um
número maior de colisões dos íons H+. Por isso, reage mais rapidamente.
Quanto maior a superfície de contato do sólido, maior é o número de colisões por
parte d outro reagente e, assim. Mais rápida é a reação.
Maior superfície de contato ⇒ maior velocidade
Catálise
Catalisador é uma substância que aumenta a velocidade de uma reação química
sem ser efetivamente consumida no processo
Catálise é o nome dado ao aumento de velocidade provocado pelo catalisador.
A Ação do Catalisador
Os catalisadores abaixam a energia de ativação da reação.
Note que a presença do catalisador diminui a energia de ativação de Ea2 para Ea1,
isto é, diminui a "montanha de energia" que as moléculas devem vencer para que ocorra a
reação. Assim, mais moléculas podem reagir e, em conseqüência, a velocidade da reação
aumenta.
O mecanismo de ação dos catalisadores é bastante complexo e não está ainda
perfeitamente esclarecido. Entretanto, podemos dizer que:
• O catalisador apresenta concentração constante, é devolvido "intacto" no final do
processo.
6
Professor William de Paula
Equação da velocidade
Sendo a reação química.
aA + bB → cC + dD
a equação da velocidade é dada por:
V = k.[A]α[B]β
onde;
V → velocidade da reação
K → Constante cinética da reação
[A],[B] → Concentração dos reagentes em mol/l
α → Ordem da reação em relação ao reagente A
β → Ordem da reação em relação ao reagente B
Cada reação química tem um valor para K específico. Os valores de α e β são
determinados experimentalmente, todavia é comum que estes valores sejam iguais aos
coeficientes estequiométrico, assim.
α=a
β=b
logo:
V = k.[A]a[B]b
A velocidade de uma reação num dado instante e cada temperatura, é proporcional
ao produto das concentrações molares dos reagentes, elevadas a potências iguais aos
respectivos coeficientes na equação química balanceada.
Observe a aplicação dessa lei para as seguintes reações:
H2(g0 + Cl2(g) → 2HCl(g)
V = k . [H2] [Cl2]
[H2] = concentração molar do H2(g)
[Cl2] = concentração molar do Cl2(g)
N2(g) + 3H3(g) → 2NH3(g)
V = k.[N2] [H2]3
Obs.: IPC....IMPORTANTE PRA CARAMBA
A etapa lenta: um fator decisivo na velocidade
Consideremos a reação:
4HBr + O2 → 2H2O + 2Br2
Sua velocidade é dada por:
V = k . [HBr] [O2]
7
Professor William de Paula
E não por
V = k . [HBr]4 [O2].
A reação ocorre em três etapas:
1ª Etapa (lenta): HBr + O2 →HOOBr
2ª Etapa (rápida): HOOBr + HBr → 2HBrO
3ª Etapa: (rápida): 2HBrO + 2HBr → 2H2O + 2Br2
e o comando da velocidade é dado pela etapa lenta.
Então:
HBr + O2 →HOOBr
V = k . [HBr] [O2]
Exercícios
1. (Cesgranrio-RJ) O gráfico ao lado representa a variação das concentrações das
substâncias X, Y e Z durante a reação em que elas tomam parte.
A equação que representa a reação é:
a) X + Z →Y
d) Y → X + Z
c) X → Y + Z
b) X + Y → Z
e) Z → X + Y
2. A relação a seguir mostra a variação da concentração de uma substância A, em função
do tempo, em uma reação química:
aA+bB→cC+dD
t(min)
[A] mol/L
0,0
11,0
2,0
7,0
4,0
4,3
6,0
3,0
8,0
2,0
10,0
1,0
12,0
0,5
14,0
0,3
16,0
0,2
18,0
0,2
Qual será o valor da velocidade média da reação de A correspondente ao intervalo entre 4 e
14 minutos?
3. (UFV-MG) A formação do dióxido de carbono (CO2) pode ser representada pela equação:
C(s) + O2(g) → CO2(g)
Se a velocidade de formação do CO2 for de 4 mol/minuto, o consumo de oxigênio, em
mol/minuto, será:
a) 8.
b) 16.
c) 2.
d) 12
.e) 4.
8
Professor William de Paula
4.(PUC) Em determinada experiência, a reação de formação de água está ocorrendo com o
consumo de 4 mols de oxigênio por minuto. Conseqüentemente, a velocidade de consumo
de hidrogênio é de:
H2 + ½ O2 → H2O
a) 2 mois/minuto b) 4 mois/minuto c) 8 mois/minuto d) 12 mola/minuto e) 16 mois/minuto
5.(Puccamp-SP) A combustão do butano C4H10 corresponde à equação:
C4H10 + 6,5 O2 → 4 CO2 + 5 H2O
Se a velocidade da reação for 0,05 mol butano/minuto, qual a massa de CO2 produzida
em meia hora? (C = 12, H = 1, O = 16)
6. O gráfico que melhor representa a massa de um catalisador (m), em função do tempo da
reação é:
Exercícios - Lei da velocidade
7. Considere as reações elementares:
a) 2 HCl(g) → H2(g) + Cl2(g)
b) H2(g) + I2(g)→ 2 HI(g)
c) 2 CO(g) + O2(g)→ 2 CO2(g)
d) 2 NH3(g)→ N2(g) + 3 H2(g)
e) N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
Escreva as equações de velocidade dessas reações.
8. Investigações experimentais mostraram que, para a reação em fase gasosa
NO2 + CO → CO2 + NO
A lei cinética é V = K.[NO2]2.
Qual dos mecanismos a seguir pode ser o verdadeiro mecanismo dessa reação? Justifique.
Mecanismo I: NO2 + CO → CO2 + NO (etapa única)
Mecanismo II: 2 NO2 → NO3 + NO (etapa lenta)
NO3 + CO → NO2 + CO2 (etapa rápida)
Mecanismo III: NO2 → NO + O (etapa lenta)
CO + O → CO2 (etapa rápida)
9
Professor William de Paula
9.(Acafe-SC) Óxido nítrico reage com hidrogênio, produzindo nitrogênio e vapor de água,
de acordo com a seguinte equação:
2 NO(g) + 2 H2(g) → N2(g) + 2H2O(g)
Acredita-se que essa reação ocorra em duas etapas:
2 NO + H2 → N2O + H2O
(lenta)
N2O + H2 → N2 + H2O
(rápida)
De acordo com esse mecanismo, assinale a expressão de velocidade da reação.
a) V = K [NO]2 [H2]
b) V = K [NO2] [H2O]
c) V = K [NO] [H2]
d) V = K [N2] [H2O]
e) V = K [N2] [H2O]2
10 (UNI-RIO) Num laboratório, foram efetuadas diversas experiências para a reação:
2 H2(g) + 2 NO(g) → N2(g) + 2 H2O(g)
Com os resultados das velocidades iniciais obtidos, montou-se a seguinte tabela:
experimento [H2] [NO] v(mol.L-1.s-1)
1
0,10 0,10
0,10
2
0,20 0,10
0,20
3
0,10 0,20
0,40
Escreva a equação da Lei da velocidade.
11. Sendo a reação:
2 CO(g) + O2(g) → 2 CO2(g)
o que ocorre com a velocidade de formação do CO2, se a concentração de CO for triplicada
e a concentração de O2 dobrada?
12. (Cesgranrio-RJ) A equação X + 2 Y→ XY2
representa uma reação, cuja equação da velocidade é:
v = k [X] [Y]
Indique o valor da constante de velocidade, para a reação dada, sabendo que, quando a
concentração de X é 1 M e a de Y é 2 M, a velocidade da reação é de 3 mol/L · m:
Exercícios – fatores
13. (UERJ) A sabedoria popular indica que, para acender uma lareira, devemos utilizar
inicialmente lascas de lenha e só depois colocarmos as toras.
Em condições reacionais idênticas e utilizando massas iguais de madeira em lascas e em
toras, verifica-se que madeira em lascas queima com mais velocidade.
O fator determinante, para essa maior velocidade da reação, é o aumento da:
a) pressão b) temperatura c) concentração d) Superfície de contato
10
Professor William de Paula
14. (Puccamp) Considere as duas fogueiras representadas a seguir, feitas, lado a lado, com
o mesmo tipo e quantidade de lenha.
A rapidez da combustão da lenha será
a) maior na fogueira 1, pois a superfície de
contato com o ar é maior.
b) maior na fogueira 1, pois a lenha está mais
compactada, o que evita a vaporização de
componentes voláteis.
c) igual nas duas fogueiras, uma vez que a
quantidade de lenha é a mesma e estão no
mesmo ambiente.
d) maior na fogueira 2, pois a lenha está menos compactada, o que permite maior retenção
de calor pela madeira.
e) maior na fogueira 2, pois a superfície de contato com o ar é maior.
.
15. (UFMG) A elevação de temperatura aumenta a velocidade das reações químicas porque
aumenta os fatores apresentados nas alternativas, EXCETO:
a) A energia cinética média das moléculas.
b) A energia de ativação.
c) A freqüência das colisões efetivas.
d) O número de colisões por segundo entre as moléculas.
e) A velocidade média das moléculas
13 (Unicamp-SP) Observe os diagramas 1 e 2 representativos
de uma mesma reação química.
Para cada curva do diagrama 1 há uma curva
correspondente no diagrama 2. Quais curvas
representam a reação na presença de um
catalisador? Explique.
15. (CESGRANRIO) È dada a reação A + B → C cuja expressão da velocidade é
v = K [A][B] Afirma-se que os fatores que aumentam a velocidade da reação são:
I) aumento de temperatura. II) diminuição da concentração molar de A.
III) aumento da conçentração molar de B.
IV) uso de catalisador.
Assinale a opção correta:
a) I, II, III, IV são verdadeiras.
b) I, II, III são verdadeiras; IV é falsa,
c) 1, III, IV são verdadeiras; II é falsa.
d) l e II são verdadeiras; III e IV são falsas
e) III e IV são verdadeiras; I e II são falsas.
11
Professor William de Paula