Química cinética

2.  É o estudo da
velocidade (taxa) das
reações e dos fatores
que as influenciam.
 Gráfico: velocidade da
reação
Reagentes
Gastos
Produtos
Formados
aA + bB cC + dD
são são
número de moléculas
tempo (s)
reagente
produto

3.  Velocidade média em
função das substâncias
o Velocidade de formação
vm =
∆𝒒𝒖𝒂𝒏𝒕𝒊𝒅𝒂𝒅𝒆
∆𝒕𝒆𝒎𝒑𝒐
o Velocidade de consumo
vm=
𝒒𝒖𝒂𝒏𝒕𝒊𝒅𝒂𝒅𝒆 𝒅𝒆 𝒓𝒆𝒂𝒈𝒆𝒏𝒕𝒆 𝒄𝒐𝒏𝒔𝒖𝒎𝒊𝒅𝒐
𝒊𝒏𝒕𝒆𝒓𝒗𝒂𝒍𝒐 𝒅𝒆 𝒕𝒆𝒎𝒑𝒐
vm =
∆𝒏 𝒅𝒐 𝒓𝒆𝒂𝒈𝒆𝒏𝒕𝒆
∆𝒕
ou
aA + bB cC + dD
vm =
∆[𝒓𝒆𝒂𝒈𝒆𝒏𝒕𝒆]
∆𝒕
vm =
𝒒𝒖𝒂𝒏𝒕𝒊𝒅𝒂𝒅𝒆 𝒅𝒆 𝒑𝒓𝒐𝒅𝒖𝒕𝒐 𝒇𝒐𝒓𝒎𝒂𝒅𝒐
𝒊𝒏𝒕𝒆𝒓𝒗𝒂𝒍𝒐 𝒅𝒆 𝒕𝒆𝒎𝒑𝒐
Vm =
∆𝒏 𝒅𝒐 𝒑𝒓𝒐𝒅𝒖𝒕𝒐
∆𝒕
ou
Vm =
∆ 𝒑𝒓𝒐𝒅𝒖𝒕𝒐
∆𝒕
O símbolo [ ] é usado em
físico-química para
representar a concentração
em quantidade de matéria.
É bom saber!

4. [NH3] 8,0 4,0 2,0 1,0
Tempo (h) 0 1,0 2,0 3,0
2 NH3(g) N2(g) + 3 H2(g)
2 NH3(g) N2(g) + 3 H2(g)
De 0h a 1h 4mol/L 2mol/L 6mol/L
Exemplo:
De 1h a 2h 2mol/L 1mol/L 3mol/L
Proporção 2 : 1 : 3
estequiométrica
De 2h a 3h 1mol/L 0,5mol/L 1,5mol/L
A velocidade dos participantes de uma reação é
proporcional aos seus respectivos coeficientes na
equação química balanceada.

5.  Velocidade média da reação
É o módulo da velocidade de consumo de um dos
reagentes, ou da velocidade de formação de um dos
produtos dividido pelo respectivo coeficiente da
substância na equação da reação corretamente
balanceada.
aA + bB cC + dD
vm reação = |
∆ 𝑨
𝒂 . ∆𝒕
| = |
∆[𝑩]
𝒃 . ∆𝒕
| = |
∆[𝑪]
𝒄 . ∆𝒕
| = |
∆[𝑫]
𝒅 . ∆𝒕
|
Essa definição foi convencionada pela IUPAC e permite
calcular a velocidade média de uma reação sem especificar
a substância participante.
É bom saber!

6.  Condições para a
ocorrência de reações
 Teoria das colisões
Para duas ou mais
substâncias reagirem
quimicamente, há duas
condições que são
fundamentais (embora não
sejam suficientes):
 Contato entre os reagentes.
 Afinidade química entre os
reagentes.
 Tipos de colisões:
A velocidade de uma reação é
proporcional ao mínimo de
colisões efetivas por segundo
dentre as moléculas reagentes.
Colisões efetivas ou eficazes:
choques que resultam em quebra
e formação de novas ligações.
Colisões não efetivas ou não
eficazes: são aquelas que não
dão origem a produtos.
Atenção!
Nem todas as colisões entre
reagentes são efetivas.

7.  A teoria das colisões
prevê que a velocidade
da reação depende:
O3(g) + NO(g) O2(g) + NO2(g)
 Da frequência dos choques
entre as moléculas
reagentes.
 Da energia desses
choques.
 De uma orientação
apropriada das moléculas.
colisão
efetiva
colisões não efetivas
Exemplo: uma das reações às
quais se atribui a destruição
da camada de ozônio

8.  Teoria do complexo ativado(aprimoramento da
teoria das colisões)
Explica o que ocorre quando as moléculas reagentes
reúnem-se numa colisão.
No estado
inicial,
temos as
moléculas
dos
reagentes.
No estado
intermediário, temos
o complexo ativado.
Estrutura instável e
de vida curta.
Temos as
moléculas
dos
produtos.
ligação se
formando
ligação se
rompendo

9. Exemplo: O3(g) + NO(g) O2(g) + NO2(g)

10.  Energia de ativação (Ea) :a menor quantidade de
energia necessária que deve ser fornecida aos
reagentes para a formação do complexo ativado e,
consequentemente, para a ocorrência da reação.

11. Exemplo: O3(g) + NO(g) O2(g) + NO2(g)
O3 NO
Complexo
ativado
∆H = −200 kJ/mol
Ea = 9,6 kJ/mol
 Quanto maior for a energia de ativação, mais lenta será a reação.
 Cada reação possui um valor característico de Ea. Esse valor não
depende da temperatura nem da concentração dos reagentes.

12.  Temperatura
 Fatores que influenciam a velocidade de uma reação
O aumento da temperatura
aumenta a frequência de
colisões entre as moléculas
e aumenta igualmente o
número de moléculas com
Ec ≥ Eat.
Aumenta a velocidade da
reação
T1
T2
Moléculas
com Ec ≥ Eat
energia
Fração
de
moléculas
com
uma
dada
E
c
Um aumento de temperatura aumenta
a velocidade de reações exotérmicas e
endotérmicas, embora favoreça mais
as endotérmicas.
Energia de ativação

13.  Superfície de contato  Fase de agregação
Quanto mais fragmentado
está o sólido, maior a
quantidade de reagentes
em contato, maior
número de colisões, maior
a velocidade da reação
prego palha de aço
Considerando os mesmos
reagentes, as reações que
ocorrem no estado gasoso
são mais rápidas do que as
que ocorrem no estado
líquido e estas, mais
rápidas que as que ocorrem
no estado sólido. A razão é
que a energia das
moléculas e a mobilidade
para eventuais choques
cresce no sentido
sólido< líquido<gasoso.

14.  Catalisadores
Substância que aumenta a
velocidade de uma reação
química sem ser
efetivamente consumida no
processo.
Os catalisadores criam um
caminho alternativo, que
exige menor energia de
ativação, fazendo com que a
reação se processe de
maneira mais rápida.
Atenção!
Fração
de
moléculas
com
uma
dada
E
c
Quando o
catalisador está
presente, a Ea é
menor e a
velocidade é maior.
Ea para
reação
catalisada
Ea para reação
não-catalisada
energia cinética

15. N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
As reações que ocorrem na
presença de catalisadores
são denominadas catálises,
que podem ser de dois tipos:
homogênea e heterogênea.
 Catálise homogênea
2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)
NO2(g)
 Catálise heterogênea
Fe(s)
Ea é menor para a reação
catalisada do que para a
reação não catalisada
Trajetória
catalisada
Trajetória
não
catalisada

16. Na catálise heterogênea, o composto sólido atua
adsorvendo as moléculas dos reagentes em sua superfície.

17. Todo catalisador possui
em comum as seguintes
características:
 Só atua na reação, após
seu início.
 Pode reagir
parcialmente; entretanto
é regenerado ao final da
reação.
 Não atua sobre o ∆H da
reação.
 Não altera o rendimento
da reação.
 Não altera o equilíbrio
químico.
Ea da reação não
catalisada
Ea da reação
catalisada
∆Hreação
Progresso da reação
Energia potencial
reação sem catalisador
reação com catalisador

18. Exercício de sala
Uma reação genérica A + B C + D, em determinadas
condições de pressão, temperatura e concentração, ocorre com
velocidade de 4 mol/L.s. Nas mesmas condições, mas na
presença das substâncias X, Y, Z e W, as velocidades das reações
são:
A + B C + D v1 = 9 mol/L . s
X
catalisador
A + B C + D v2 = 2 mol/L . s
Y
inibidor
A + B C + D v3 = 14 mol/L . s
X + Z
promotor ou ativador
A + B C + D v4 = 7 mol/L . s
X + W
veneno

19.  Autocatálise  Enzimas
Nome dado ao processo que
ocorre quando a reação forma
o próprio catalisador.
3Cu(s) + 8HNO3(aq)
Cu(NO3)2(aq) + 2NO(g) + 4H2O(ℓ)
catalisador
massa
de
Cu
tempo
São substâncias complexas de
natureza proteica e coloidal que
agem de maneira muito
seletiva.
complexo
ativado
substrato
enzima-substrato
enzima
produtos da
reação
O substrato deve encaixar-se numa
região da enzima denominada sítio
ativo.

20.  Como as enzimas são
proteínas, elas podem ser
desnaturadas com o
aquecimento, o que faz com
que as enzimas percam sua
atividade catalítica.
 Gráfico da atividade de
uma enzima do organismo
humano em função da
temperatura
Atenção!
Atividade
enzimática temperatura
37
 Uma outra característica das
enzimas é a sensibilidade a
venenos. Muitas substâncias
tóxicas atuam junto às
enzimas, inativando-as e
impedindo a ocorrência de
reações bioquímicas
importantes.

21. carcaça
metálica
Catalisador cerâmico impregnado
com metais preciosos
Um veículo que usa gasolina
sem chumbo é equipado
com um conversor catalítico
projetado para baixar as
concentrações da exaustão
dos gases poluentes, como o
monóxido de carbono,
hidrocarbonetos não
queimados e os óxidos de
nitrogênio.
Atenção!
saída de gases
inofensivos: H2O,CO2, N2
Manta expansiva
funções: vedação, isolamento térmico
fixação e proteção mecânica
metais
preciosos: Pd,
Rh e Mo
Suporte cerâmico
revestido com
óxido de alumínio,
contém metais
ativos
Emissões tóxicas
provenientes do motor:
CO, NOx e HC

22.  Pressão
Maior pressão menor
volume aumenta a
concentração dos reagentes
maior número de
colisões entre as partículas
maior a velocidade de
reação.
No caso de reações com
pelo menos um reagente
gasoso, um aumento de
pressão acarreta um
aumento na rapidez.

23.  Concentração dos
reagentes
 Lei da ação das massas
(Guldberg – Waage)
Aumento da concentração
dos reagentes maior
número de moléculas por
unidade de volume
maior probabilidade de
colisões efetivas maior
velocidade da reação.
É a quantidade de partícula
de reagente existente por
unidade de volume.
a X + b Y produtos
v ∝ [X]m
. [Y]n
v = k . [X]m
. [Y]n
Onde:
v = velocidade da reação
k = constante de velocidade ou
constante cinética
(característica da reação e da
temperatura)
m e n = expoentes determinados
experimentalmente

24.  A velocidade é
diretamente proporcional
à uma constante (k) que
depende da temperatura
e da energia de ativação
da reação.
a X + b Y produtos
 Quando uma reação se
desenvolve em uma
única etapa, dizemos que
a reação é elementar.
 Os expoentes na lei da
velocidade, para um
processo elementar, são
iguais aos coeficientes
dos reagentes na equação
química balanceada.
v = k . [X]a
. [Y]b
 Quando uma reação se
desenvolve em duas ou
mais etapas distintas, a
velocidade da reação
depende apenas da etapa
mais lenta.
A etapa lenta é a etapa
determinante da velocidade da
reação.
Consideremos uma reação
genérica que ocorra em uma
etapa (reação elementar)

25. NO2(g) + CO(g) NO(g) + CO2(g)
Cada etapa de uma reação
que se processa em mais de
uma etapa é considerada
elementar.
Exemplo:
1ª etapa (lenta):
2 NO2(g) NO3(g) + NO(g)
2ª etapa (rápida):
NO3(g) + CO(g) NO2(g) + CO2(g)
NO2(g) + CO(g) NO(g) + CO2(g)
Reação global
v = k . [NO2]2
Equação da velocidade
energia
caminho da reação
2NO2
NO3 + NO + CO
NO + CO2
Eat (1ª etapa)
Eat (2ª etapa)
Concentração de intermediário
não figura na lei cinética.

26.  Ordem de uma reação,
no total, é a soma das
ordens com relação a
cada um dos reagentes
na lei da velocidade.
Atenção!
2H2(g) + 2NO(g) N2(g) + 2H2O(g)
v = k [H2] [NO]2
Ordem da reação: 1 + 2 = 3
(3ª ordem)
Ordem da reação em relação
ao H2(g) = 1ª ordem
Ordem da reação em relação
ao NO(g) = 2ª ordem
Os expoentes numa lei da
velocidade são normalmente
todos números inteiros e
pequenos, porém expoentes
fracionários e negativos são
encontrados ocasionalmente.
Há ainda reações de ordem
zero. Essas reações têm
velocidade que são
independentes da
concentração de qualquer
reagente.

27.  Molecularidade é o
número de moléculas que
se chocam em cada
reação elementar.
Você sabia!
Numa reação não elementar,
não se define
molecularidade para reação
global, mas sim, para cada
uma de suas etapas.
NO2(g) + NO2(g) NO3(g) + NO(g)
bimolecular
Atenção!
No mecanismo de uma
reação evita-se sempre que
possível, processos
elementares que envolvam
mais do que dois corpos ou
colisões bimoleculares.
 Meia–vida das reações
(t1/2)
Quantidade de tempo
requerida para a metade do
reagente desaparecer.

28. Reações rápidas são
caracterizadas por
valores elevados de k e
baixos valores de t1/2.
Atenção!
As equações para a meia-
vida dependem da ordem da
reação
 Reações de ordem zero
t1/2 =
𝑹 𝒐
𝟐𝒌
 Reações de 1ª ordem
t1/2 =
ℓ𝒏𝟐
𝒌
A meia –vida de uma reação
de 1ª ordem não é afetada
pela concentração inicial do
reagente.
 Reações de 2ª ordem
t1/2 =
𝟏
𝒌 𝑹 𝟎

29.  Reação de ordem zero
v = k . [R]0
[R]
tempo
A concentração do
reagente de uma reação
de ordem zero cai com
velocidade constante até
que ele se acabe
A velocidade da reação é
independente da
concentração do reagente
e permanece constante
até que todo o reagente
tenha sido consumido.
Velocidade da reação
tempo
t1/2 =
𝑹 𝒐
𝟐𝒌

30.  Reação de 1ª ordem
v = k . [R]1
[reagente]
tempo
Concentração
molar
do
reagente tempo
k1
k2
kpequeno
kgrande
(mais rápida)
t1/2 =
ℓ𝒏𝟐
𝒌