O documento descreve os principais conceitos de cinética química, incluindo:
1) A lei de velocidade integrada para reações de ordem zero, primeira e segunda;
2) Como calcular o tempo de meia-vida para cada ordem de reação;
3) Fatores que influenciam a velocidade de reação como catalisadores, concentração de reagentes e temperatura.
2. Lei de Velocidade Integrada
◦ Mostra a variação das concentrações com o
tempo.
◦ Deduzida através da integração da lei de
velocidade.
◦ Lembrando que v = ∆ [ ]
∆t
Cinética Química
3. Lei de Velocidade Integrada
◦ Para reação de ordem zero: v = k.[A]0
◦ Portanto v = k (Velocidade independe da[ ])
◦ - ∆ [R] = k ... Convertendo infinitesimalmente
∆t
◦ -d [R] = k ou d [R]= -k. dt
dt
Cinética Química
4. Lei de Velocidade Integrada
◦ Integrando no intervalo entre 0 e t, teremos:
[A]t - [A]0 = -k.t
◦ Para compararmos à uma equação de reta,
rearranjamos os termos:
[A]t = [A]0 -k.t
y = a – b.x
Cinética Química
5. Reações de Ordem Zero
Com esta informação é possível expressar o
comportamento da velocidade graficamente e se
obter o valor de (k)
Coeficiente Angular será o valor de k.
6. Lei de Velocidade Integrada
◦ Para reação de primeira ordem: v = k.[A]1
◦ Portanto v = k[A]
- ∆ [R] = k.[A]
∆t
Convertendo infinitesimalmente
-d [R] = k [A] ou d [R]= -k. [A] dt
dt
Cinética Química
7. Lei de Velocidade Integrada
◦ Integrando no intervalo entre 0 e t, teremos:
ln[A]t = -k.t ou [A]t = [A]0.e-k.t
[A]0
◦ Comparando à uma equação de reta para
observar o comportamento da velocidade,
temos:
[A]t = [A]0.e-k.t
y = b.x
Cinética Química
8. Reações de Primeira Ordem
Representação Gráfica
◦ Comportamento exponencial - [A]t = [A]0.e-k.t
Não fornece o valor de k
9. Reações de Primeira Ordem
Representação Gráfica
◦ Para se obter o valor de k usa-se
Coeficiente Angular será o valor de k.
ln[A]t = -k.t
[A]0
ln[A]t
[A]0
10. Reações de Primeira Ordem
Exercício 04:
◦ A fotodissociação do O3 pela luz UV é uma
reação de primeira ordem com k = 1.10-5s-1.
Considere um experimento onde a [O3] =
5mol.L-1. Qual será a concentração de O3 após
1 dia? Dado: ou [A]t = [A]0.e-k.tln[A]t = -k.t
[A]0
11. Lei de Velocidade Integrada
◦ Para reação de segunda ordem: v = k.[A]2
◦ Portanto v = k[A]2
◦ - ∆ [R] = k.[A]2
∆t
Convertendo infinitesimalmente
◦ -d [R] = k [A]2 ou d [R]= -k. [A]2 dt
dt
Cinética Química
12. Lei de Velocidade Integrada
◦ Integrando no intervalo entre 0 e t, teremos:
1 - 1 = k.t ou 1 = 1 +k.t
[A]t [A]0 [A]t [A]0
◦ Comparando à uma equação de reta para
observar o comportamento da velocidade,
temos:
1 = 1 +k.t
[A]t [A]0
y = a+b.x
Cinética Química
13. Reações de Segunda Ordem
Representação Gráfica
◦ Coeficiente Angular será o valor de k.
1 = 1 + k.t
[A]t [A]0
14. Reações de Segunda Ordem
Exercício 05:
◦ Entre os possíveis destinos do NO2 na química
atmosférica, está a decomposição para formar NO e
O2. Essa reação foi estudada a 370ºC e os
resultados obtidos foram os seguintes:
Tempo
(s)
[NO2]
(mol.L-1)
0 0,300
5 0,0197
10 0,0100
15 0,007
20 0,0052
25 0,0041
30 0,0035
◦ Com base nesses
dados, determine a
constante de
velocidade (k)
16. Cinética Química
Lei de Velocidade e o Tempo de Meia Vida
◦ Tempo de meia vida (t½) tempo necessário para
que a concentração de um reagente alçance a
metade de sua concentração inicial.
17. Cinética Química
Lei de Velocidade e o Tempo de Meia Vida
◦ Para reações de ordem zero:
[A]t = [A]0 -k.t
Substituindo [A]t por ½[A]0
½[A]0 = [A]0 -k.t ½ ½[A]0 - [A]0 =-k.t½
-½[A]0 =-k.t½ ½[A]0 =k.t½
[A]0 = t½
2k
18. Lei de Velocidade e o Tempo de Meia Vida
◦ Para reações de 1ª ordem:
[A]t = [A]0 .e-k.t
Substituindo [A]t por ½[A]0
½[A]0 = e-k.t 1[A]0 = e-k.t
[A]0 2 [A]0
ln (1/2) = ln(e-k.t)
ln1-ln2 = -kt½
-ln2 = -kt½
t½ = ln2
k
Cinética Química
19. Lei de Velocidade e o Tempo de Meia Vida
◦ Para reações de 2ª ordem:
1 = 1 + k.t
[A]t [A]0
Substituindo [A]t por ½[A]0
1 = 1 + k.t½
½[A]0 [A]0
2 - 1 = k.t½
[A]0 [A]0
t½ = 1 .
k[A]0
Cinética Química
21. Classificação das Reações Químicas
Molecularidade
◦ Diz a ordem total da lei de velocidade para a etapa
elementar.
Molecularidade 1 - Unimolecular: Apenas uma
espécie reagente participa da reação;
Molecularidade 2- Bimolecular: Duas espécies
reagentes colidem entre si para que a reação
ocorra;
Molecularidade 3 - Termolecular: Rara pois depende
de ocorrência de colisão tripla dos reagentes.
22. Classificação das Reações Químicas
Mecanismos de Reação
◦ Conjunto de uma ou mais etapas moleculares que
explicam como os reagentes se tornam produtos.
Etapas Individuais do Mecanismo
◦ Reações Elementares: Ocorrem em apenas uma
etapa e sua equação representa perfeitamente o
mecanismo de ocorrência da reação.
◦ Ex:
A + B P onde =k.Ca.Cb
23. Classificação das Reações Químicas
Reações Elementares: 1 etapa
= k [A]x · [B]y
= velocidade da reação
k = constante de velocidade (em T
determinada)
[A] e [B] = concentração dos reagentes
x e y = ordem da reação são iguais aos
coeficientes estequiométricos
24. Classificação das Reações Químicas
Etapas Individuais do Mecanismo
◦ Reações Não Elementares: Ocorrem por meio de
várias etapas, cada uma com sua expressão de
velocidade própria.
◦ Ex: Br2 2 Br k1 Onde:
◦ Br + H2 HBr + H k2
◦ H+ Br2 HBr + Br k3
◦ H + HBr H2 + Br k4
◦ Br + Br Br2 k5
25. Classificação das Reações Químicas
Reações Não-Elementares: + de 1 etapa
Etapa Lenta – Determina a velocidade
Etapa Rápida
26. Classificação das Reações Químicas
Reações Não-Elementares: + de 1 etapa
2A+B A2B
◦ Mecanismo
Etapa Lenta: A+A A2
Etapa Rápida: A2+B A2B
= k [A].[A] ou = k [A]2
27. Classificação das Reações Químicas
Exercício 06:
◦ A decomposição do N2O5 é dada por:
2 N2O5 4 NO2 + O2
◦ O seguinte mecanismo é proposto para a reação:
N2O5 NO2 + NO3
NO2 + NO3 NO2 + NO + O2
NO3 + NO 2 NO2
◦ Verifique a estequiometria, identifique os intermediários
e identifique a molecularidade das etapas.
29. Fatores que Influenciam a Velocidade
de Reação
Catalisador
◦ Substância capaz de acelerar uma reação, sem
ser consumida. Criam um caminho alternativo
para a reação.
◦ Divididos em homogêneos e heterogêneos
Catálise
◦ Aumento de velocidade da reação, provocado
pelo catalisador
30. Fatores que Influenciam a Velocidade
de Reação
Mecanismo de Catálise
◦ Formação de Composto Intermediário
Ex: 2SO2 + O2 2SO3
31. Fatores que Influenciam a Velocidade
de Reação
Mecanismo de Catálise
◦ Adsorção dos reagentes
Decomposição do HI, utilizando Pt (pó) a 500oC
32. Fatores que Influenciam a Velocidade
de Reação
Mecanismo de Catálise
◦ Adsorção
A espécie reativa adsorve, ou se adere, na superfície
do catalisador;
As espécies migram na superfície até encontrarem-se;
A reação ocorre na superfície;
Os produtos desorbem da superfície do catalisador.
33. Fatores que Influenciam a Velocidade
de Reação
Atenção
- O catalisador não aumenta a quantidade de produto
da reação e não altera seu H.
- - Um catalisador acelera tanto a reação direta
quanto a inversa, pois diminui a Energia de ativação
de ambas.
34. Fatores que Influenciam a Velocidade
de Reação
Principais Catalisadores
◦ Metais: especialmente metais de transição, como Co,
Ni, Pd, Pt
◦ Óxidos metálicos: por exemplo, Al2O3, Fe2O3, Co2O3,
V2O5
◦ Ácidos: catalisam muitas reações da Química
Orgânica
◦ Bases: também atuam como catalisadores de muitas
reações
◦ Substâncias que se oxidam e se reduzem
facilmente: por exemplo NO
36. Fatores que Influenciam a
Velocidade de Reação
Concentração dos Reagentes
◦ A concentração é relacionada ao número de
choques entre as moléculas.
37. Regra de Van’t Hoff
O aumento de 10 ºC faz com que a
velocidade da reação dobre
Fatores que Influenciam a Velocidade
de Reação
Temperatura
◦ Quanto maior a temperatura, maior a energia
cinética entre as moléculas e portanto, maior o
número de colisões.
Arrhenius
38. Fatores que Influenciam a Velocidade
de Reação
Equação de Arrhenius
◦ Descreve a dependência de k com a temperatura
(T)
k = Ae-Ea/RT
Onde:
◦ k: constante cinética da reação
◦ A: constante de proporcionalidade ou fator pré-
exponencial de Arrhenius, depende da reação e tem as
mesmas unidades de k
◦ Ea: Energia de Ativação expressa em kJ/mol
◦ T: temperatura em Kelvin
◦ R: constante universal dos gases 8,314J/mol.K
39. Fatores que Influenciam a Velocidade
de Reação
Equação de Arrhenius
◦ Como utilizamos a temperatura no controle de
experimentos, é mais simples se a deixarmos
fora do expoente. Assim, aplicando-se ln em
ambos os lados da equação temos:
40. Fatores que Influenciam a Velocidade
de Reação
Equação de Arrhenius
◦ Separando os termos, teremos a relação linear
entre lnk e 1/T
41. Fatores que Influenciam a Velocidade
de Reação
Gráfico de lnk (x) e 1/T(y)
Coeficiente angular = tg ou y/x
43. Fatores que Influenciam a Velocidade
de Reação
Conhecida Ea pode-se prever o valor da
constante de velocidade k2, na temperatura T2,
partindo-se de k1 e T1.
44. Classificação das Reações Químicas
Exercício 07:
◦ O ozônio pode ser convertido em O2, através da reação
com radicais de óxido de hidrogênio:
HO. + O3 HO2
. + O2
◦ Os seguintes valores foram obtidos experimentalmente:
◦ Essa reação exibe comportamento de Arrhenius?
◦ Calcule a Energia de Ativação a partir destes dados.
k (L.mol-1.s-1) Temperatura (K)
1,0 . 107 220
5,1.107 340
1,1.108 450
45. Classificação das Reações Químicas
Exercício 07:
◦ Obter os dados para construção do gráfico
◦ Representar graficamente lnk (x) e 1/T (y)
k (L.mol-1.s-1) lnk Temperatura (K) 1/T (K-1)
1,0 . 107 16,1 220 4,5.10-3
5,1.107 17,7 340 2,9.10-3
1,1.108 18,5 450 2,2.10-3
46. Classificação das Reações Químicas
Exercício 07:
◦ Gráfico linear segue comportamento de Arrhenius
y = -1036x + 20,748
16
16,5
17
17,5
18
18,5
2,00E-03 2,50E-03 3,00E-03 3,50E-03 4,00E-03 4,50E-03 5,00E-03
lnK
1/T
47. Classificação das Reações Químicas
Exercício 07:
◦ Com a equação da reta podemos calcular a Ea
y = -1036x+20,748
lnk = lnA – Ea . 1 .
R T
-Ea = -1036K Ea = 1036K x 8,314 JK-1mol-1
R
Ea = 8613,3 Jmol-1
Ea = 8,6kJmol-1
![ Lei de Velocidade Integrada
◦ Mostra a variação das concentrações com o
tempo.
◦ Deduzida através da integração da lei de
velocidade.
◦ Lembrando que v = ∆ [ ]
∆t
Cinética Química](data:image/gif;base64,R0lGODlhAQABAIAAAAAAAP///yH5BAEAAAAALAAAAAABAAEAAAIBRAA7)