O documento discute os conceitos fundamentais de cinética química, incluindo: (1) a definição de cinética química e os tipos de reações (rápidas, lentas, moderadas); (2) a velocidade média de uma reação e como é calculada; (3) fatores que influenciam a velocidade de uma reação como temperatura, concentração de reagentes e presença de catalisador.

1. CINÉTICACINÉTICA
QUÍMICAQUÍMICA

2. Cinética Química
Parte da Química que estuda a velocidade das reações e
os fatores que a influenciam.
Reações QuímicasRápidas Lentas
Moderadas

3. Cinética Química
Reação Rápida
6 NaN3(l) + Fe2O3(s) 3 Na2O(s) + 2 Fe(s) + 9 N2(g)
faísca

4. Cinética Química
Reação Moderada
Reação Lenta
Decomposição dos
Alimentos
Formação do
Petróleo

5. Cinética Química
Velocidade Média (Vm) de uma Reação
CORRESPONDE A VARIAÇÃO NA QUANTIDADE DE
PRODUTOS E REAGENTES EM UM INTERVALO DE
TEMPO.
VELOCIDADE DE UM EVENTOS: É A MODIFICAÇÃO
QUE OCORRE NUM DADO INTERVALO DE TEMPO.
Vm = Δ(MOL)/ Δt Δ(g, mol, [ ], ETC)

6. Cinética Química
A B
t
[ ]

7. OBS: COMO A ESTEQUIOMETRIA DA REAÇÃO É DE 1:1,
A VELOCIDADE DE CONSUMO É IGUAL A VELOCIDADE
DE PRODUÇÃO.
Cinética Química

8. Cinética Química
C2H2 + 2 H2 => C2H6
Tempo (min)Tempo (min) Quantidade deQuantidade de
etano formadaetano formada
00 00
44 1212
66 1515
1010 2020

9. Cinética Química
C2H2 + 2 H2 => C2H6

10. Tempo (min) Mols de HBr
0 0,200
5 0,175
10 0,070
15 0,040
20 0,024
1- Dada a tabela abaixo em relação à reação 2HBr à H2
+ Br2
:
a)Qual a velocidade média desta reação em relação ao HBr, no
intervalo de 0 a 5 minutos?
b) Qual a velocidade média dessa reação, no intervalo citado ante-
riormente, em relação ao gás hidrogênio?
c) Determine a velocidade média dessa reação para o HBr e para
o Br2
, no intervalo de 10 a 15 min.

11. 2- Considere a reação: 2N2
O à 4NO2
+ O2
. Admita que a
formação de gás oxigênio tem uma velocidade média constante
e igual a 0,05 mol/s. A massa de NO2
formada em 1 min é:
3- Considere a equação: 2NO2
+ 4CO à N2
+ 4CO2
. Admita que a
formação do gás nitrogênio tem uma velocidade média constante
igual a 0,05 mol/L.min. Qual a massa, em gramas, de gás carbô-
nico formada em uma hora?
4- Numa certa experiência, a síntese do cloreto de
hidrogênio ocorre com o consumo de 3 mols de gás hidrogênio
por minuto. Qual a velocidade de formação do cloreto de
hidrogênio em mol por minuto?

12. Cinética Química
A B
PARA REAÇÃO QUE POSSUI OS MESMOS COEFICIENTES
ESTEQUIOMÉTRICOS A VELOCIDADE DA REAÇÃO DE CONSUMO
É IGUAL A DE PRODUÇÃO.
PORÉM PARA REAÇÕES QUE POSSUEM COEFICIENTES
ESTEQUIOMÉTRICOS DIFERENTES, TEMOS QUE DIVIDIR AS
VELOCIDADES PELOS RESPECTIVOS COEFICIENTES PARA
TEMOS UMA ÚNICA EQUAÇÃO QUE EXPRIMA A VELOCIDADE DA
REAÇÃO.
a A + b B → c C + d D
V =
=
=
=
= = =
VELOCIDADE DA REAÇÃO.

13. Cinética Química
2 HI(g) H2(g) + I2(g)
V =
=
=
= =
OBS: OBSERVE QUE A TAXA DE VARIAÇÃO DA CONCENTRA-
ÇÃO DOS REAGENTES É NEGATIVA DEVIDO AO SEU CONSU-
MO. E A CONCENTRAÇÃO DOS PRODUTOS AUMENTA, OU
SEJA, É UMA VARIAÇÃO POSITIVA. ISTO PODE SER OBSER-
VADO NO GRÁFICO ACIMA.
A B
t
[ ]
=

14. EXERCÍCIO 1
(a) QUAL A RELAÇÃO ENTRE A VELOCIDADE DE DESAPARECIMENTO DO
OZÔNIO E A DO APARECIMENTO DO OXIGÊNIO NA SEGUINTE REAÇÃO:
2O3
(g) → 3 O2
(g)? b) SE A VELOCIDADE DE FORMAÇÃO DO O2
, FOR
6,0X10-5
M/s, NUM CERTO INSTANTE, QUAL O VALOR
DA VELOCIDADE DE DESAPARECIMENTO DO O3, , NO
MESMO INSTANTE?

15. A DECOMPOSIÇÃO DO N2O5 SE FAZ DE ACORDO COM A
EQUAÇÃO
2 N2
O5
(g)
4 NO2
(g) + O2
(g)
4 NO2(g) + O2(g)
SE A VELOCIDADE DE DECOMPOSIÇÃO DO N2
O5
, NUM CERTO
INSTANTE, NUM VASO REACIONAL DE VOLUME CONSTANTE,
FOR 4,2X10-7
M/s, QUAL A VELOCIDADE DE FORMAÇÃO (a) DO
NO2; (b) DO O2
?
EXERCÍCIO 2
→

16. DEPENDÊNCIA ENTRE VELOCIDADE E CONCENTRAÇÃO
aA + b B c C→
QUANDO OS EXPOENTES DA EQUAÇÃO SÃO IGUAIS AOS
COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS DIZEMOS QUE A
REAÇÃO É ELEMENTAR PORÉM NA MAIOR PARTE DOS
CASOS NÃO É ASSIM, POIS ESTES EXPOENTES TEM QUE
SER OBTIDOS EXPERIMENTALMENTE E A REAÇÃO É DITA
REAÇÃO NÃO-ELEMENTAR
.

17. NH4
+
+ NO2
-
N2 + 2 H2O→
EXEMPLO
A REAÇÃO É DE PRIMEIRA ORDEM PARA AMBOS OS ÍONS :
(NH4
+
) , (NO2
-
)
ORDEM DA REAÇÃO GLOBAL : SEGUNDA ORDEM
ORDEM DA REAÇÃO
CORRESPONDE AOS EXPOENTES: n, m e p
ORDEM GLOBAL DA REAÇÃO
CORRESPONDE AO SOMATÓRIO DOS EXPOENTES

18. UNIDADES DA CONSTANTE DE VELOCIDADE
DEPENDEM DA ORDEM DA REAÇÃO
COMO ILUSTRAÇÃO PODE CITAR AS REAÇÕES DE 2ª ORDEM:
LEMBRANDO QUE A VELOCIDADE É EXPRESSA GERALMENTE
EM M/s E A CONCENTRAÇÃO É EXPRESSA EM CONCENTRAÇÃO
MOLAR(M). LOGO A CONSTANTE FICA:
= M-1
. S-1
K =

19. EXERCÍCIO
DADAS AS REAÇÕES
2 N2O5(g) 4 NO2(g) + O2(g)→I -
CCl4(g) + HCl(g)CHCl3(g) + Cl2(g) →II –
a) QUAIS AS ORDENS (GLOBAIS) DAS REAÇÕES?
b) QUAIS AS UNIDADES DA CONSTANTE DE VELOCIDADE DA
LEI DE VELOCIDADE DA EQUAÇÃO I.

20. EXERCÍCIO
DADA A REAÇÃO
→I -
a) QUAL A ORDEM DA REAÇÃO NO REAGENTE H2?
b) QUAIS AS UNIDADES DA CONSTANTE DE VELOCIDADE?
H2(g) + I2(g) 2HI(g)

21. FORMA GERAL DA LEI DE VELOCIDADE
...
LEI DA AÇÃO DAS MASSAS
 (1833-1902), CATO GULDBERG E PETER WAAGE
“A cada temperatura, a velocidade de uma reação é diretamente
proporcional ao produto das concentrações dos reagentes,
elevadas a expoentes determinados experimentalmente”
IMPORTANTE
A CONSTANTE DE VELOCIDADE (K) E A VELOCIDADE DA REA-
ÇÃO (VR) É AFETADA PELA TEMPERATURA E PELA PRESENÇA
DE UM CATALISADOR.
K É UMA CONSTANTE DA VELOCIDADE A UMA DADA
TEMPERATURA N, M E P SÃO EXPOENTES DETERMINADOS
EXPERIMENTALMENTE
aA + bB => cC + dD

22. Reação Não-Elementar
A etapa lenta é a etapa determinante da velocidade da
reação
Quando a reação se desenvolve em duas ou mais etapas
distintas, a velocidade da reação depende apenas da
velocidade da etapa lenta.
2 H2 + 2 NO => 1 N2 + 2 H2O
Etapa I 1 H2 + 2 NO => 1 N2O + 1 H2O (lenta)
Etapa II 1 H2 + 1 N2O => 1 N2 + 1 H2O (rápida)
Reação Global 2 H2 + 2 NO => 1 N2 + 2 H2O

23. Reação Não-Elementar
2 H2 + 2 NO => 1 N2 + 2 H2O
Etapa I 1 H2 + 2 NO => 1 N2O + 1 H2O (lenta)
Etapa II 1 H2 + 1 N2O => 1 N2 + 1 H2O (rápida)
Reação Global 2 H2 + 2 NO => 1 N2 + 2 H2O
A velocidade da reação global será determinada pela
velocidade da etapa I
V = k [H2] [NO]2

24. Cinética Química
Reação Não-Elementar
2 H2 + 2 NO => 1 N2 + 2 H2O
Energiadeativação
Caminho da reação
1 H2 + 2 NO => 1 N2O + 1 H2O 1 H2 + 1 N2O => 1 N2 + 1 H2O
Etapa I Etapa II

25. EXERCÍCIO
1- A VELOCIDADE DA REAÇÃO HIPOTÉTICA
A + B C→
FOI MEDIDA COM DIFERENTES CONCENTRAÇÕES INICIAIS DE A
E DE B; OS RESULTADOS FORAM OS SEGUINTES:
NÚMERO DA
EXPERIÊNCIA
[A] (M) [B] (M) VELOCIDADE
INICIAL (M/s)
1 0,1 0,1 4.10-5
2 0,1 0,2 4.10-5
3 0,2 0,1 16.10-5
COM ESTES DADOS, DETERMINAR:
a) A LEI DE VELOCIDADE DA REAÇÃO;
b) A CONSTANTE DE VELOCIDADE;
c) A VELOCIDADE DA REAÇÃO QUANDO [A] = 0,05 M E [B] = 0,1 M.

26. 2- PARA A REAÇÃO 2A + B --> C + 3D FORAM OBTIDOS OS SE-
GUINTES DADOS SOBRE VELOCIDADE INICIAL COM RESPEI-
TO ÀS CONCENTRAÇÕES INICIAIS DOS REAGENTES:
[A] (mol/L) [B] (mol/L) Δ[A]/(Δt)(Ms-1
)
0,127 0,346 1,5
0,254 0,346 3,0
0,254 0,692 12,0
0,254 1,038 x
Qual é o valor de x?

27. 3- OS DADOS ABAIXO, REFEREM-SE A UMA REAÇÃO REPRE-
SENTADA PELA EQUAÇÃO
A + B PRODUTOS
[A] [B] VELOCIDADE
0,1M 0,1M 0,36M.s-1
0,2M 0,1M 1,44M.s-1
0,3M 0,1M 3,24M.s-1
0,1M 0,2M 0,72M.s-1
QUAL É A CONSTANTE DE VELOCIDADE PARA ESSA REAÇÃO?
→

28. Cinética Química
Condições para que ocorra uma ReaçãoCondições para que ocorra uma Reação
 Os reagentes devem estar em contato
 Afinidade química entre os reagentes
Teoria da ColisãoTeoria da Colisão
 As moléculas dos reagentes devem colidir entre si
 A colisão deve ocorrer com geometria favorável

29. Cinética Química
Teoria da ColisãoTeoria da Colisão
Colisão
Desfavorável
Colisão
Desfavorável

30. Cinética Química
Teoria da ColisãoTeoria da Colisão
O2 N2
O-------N
O N
2 NO
Reagentes
Complexo
Ativado
Produtos

31. Cinética Química
Complexo Ativado: estado intermediário formado
entre reagentes e produtos, em cuja estrutura existem
ligações enfraquecidas e formação de novas ligações
O2 N2
O-------N
O N
2 NO
Reagentes
Complexo
Ativado
Produtos

32. Cinética Química
Teoria da ColisãoTeoria da Colisão
 Para que a colisão seja efetiva é necessário ainda
que os reagentes adquiram uma energia mínima
denominada energia de ativação.
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.

33. eficaz
Não eficaz
I2 + H2
HI + HI
I2 H2
TEORIA DAS COLISÕES:

34. Cinética Química
Quanto menor for a
energia de ativação
exigida, maior a velocidade
da reação.

35. Cinética Química
Fatores que Influenciam a Velocidade de uma
Reação
 Superfície de Contato

36. Cinética Química
Fatores que Influenciam a Velocidade de uma
Reação
 Superfície de Contato

37. Cinética Química
Fatores que Influenciam a Velocidade de uma
Reação
 Temperatura
Um aumento de temperatura aumenta a
velocidade das reações químicas, pois há um
incremento na energia cinética das moléculas

38. Cinética Química
Fatores que Influenciam a Velocidade de uma
Reação
 Presença de Catalisador
É uma substância que aumenta a velocidade da
reação, diminuindo a energia de ativação para os
reagentes atingirem o complexo ativado. No entanto
eles não participam da formação do produto, sendo
completamente regenerados no final

39. Cinética Química
Fatores que Influenciam a Velocidade de uma
Reação
 Presença de Catalisador
Sem catalisador
Com catalisador

40. Cinética Química
Fatores que Influenciam a Velocidade de uma
Reação
 Concentração dos Reagentes
Quanto maior a concentração de partículas dos
reagentes, maior será o número de colisões efetivas
e consequentemente maior a velocidade da reação.