1) A cinética estuda as velocidades das reações químicas e os fatores que afetam essas velocidades, como a concentração dos reagentes, temperatura, superfície de contato e presença de catalisadores. 2) O equilíbrio químico ocorre quando as velocidades das reações direta e inversa são iguais, mantendo constante a proporção entre reagentes e produtos. 3) A constante de equilíbrio K representa a proporção entre os produtos elevados aos seus coeficient

1. Cinética e equilíbrio químico
Marilena Meira

2. Cinética
• Cinética é a parte da química que estuda as
velocidades das reações, isto é a rapidez com
que os reagentes são consumidos ou a rapidez
com que os produtos são formados.

3. Reações diferentes ocorrem com
diferentes velocidades
• Algumas são instantâneas ou
seja, a formação dos produtos
ocorre assim que os reagentes
são colocados em contato.
• Outras processam tão devagar
que pode demorar meses ou até
anos para se completarem.

4. Estudo da velocidade de uma reação
• O exemplo mais simples de uma
reação é quando um único
reagente se transforma em um
único produto:
A B
• No instante inicial, a
concentração ou a quantidade de
A é máxima e vai diminuindo com
o decorrer do tempo.
• A concentração é representada
pela fórmula da substância
dentro de um colchete.

5. Estudo da velocidade de uma reação
• Enquanto que no
instante inicial a
concentração ou a
quantidade do produto
B é zero e vai
aumentando com o
decorrer do tempo.
• A B

6. Velocidade média de uma reação
• A velocidade média de uma reação química pode
ser expressa pela razão entre a variação da
concentração de um dos reagentes ou de um dos
produtos e o intervalo de tempo no qual ocorreu
esta variação.
• Assim a expressão da velocidade pode ser
expressão para um reagente ou para um produto
desta formas:

7. Condições para ocorrência de uma
reação
• Existem vários fatores responsáveis pela
ocorrência de uma reação.
• A natureza dos reagentes ou afinidade
química.
• Contato.
• Choques eficazes.
• Energia de ativação.

8. Natureza dos reagentes ou afinidade
química
• Substâncias diferentes podem ou não reagir.
• Quando reagem é porque existe afinidade
química entre elas.
• Por exemplo, HCl tem afinidade química por
AgNO3. No entanto, não reage com
K2SO4, então pode-se dizer que o HCl não tem
afinidade pelo K2SO4

9. Contato entre os reagentes
• Mesmo que duas substâncias tenham
afinidade química eles só irão reagir
logicamente se houver contato entre eles.
• Assim HCl e NaOH possuem afinidade química
no entanto eles não reagirão se estiverem em
frascos separados.

10. Choques eficazes
• Todas as reações químicas resultam de choques
entre as moléculas reagentes.
• No entanto, nem todos os choques entre as
moléculas reagentes resultam na formação dos
produtos.
• Apenas os choques eficazes isto é que ocorrem
em uma posição geométrica privilegiada
favorável à quebra das ligações nos reagentes e
formação das novas ligações nos produtos.

11. Fator de orientação
Para que uma reação aconteça, é necessário que as moléculas dos
reagentes colidam com a orientação correcta.
Colisão Eficaz
Colisão eficaz
Colisão Ineficaz

12. Complexo ativado
• No momento em que ocorre o choque eficaz
forma-se uma estrutura intermediária entre
reagentes e produtos denominada complexo
ativado.
• No complexo ativado existem ligações
enfraquecidas presentes nos reagentes e
formação de novas ligações presentes nos
produtos.

13. Energia de ativação
• Para que ocorra a formação do complexo
ativado as moléculas dos reagentes devem
apresentar além da colisão em posição
favorável, energia suficiente denominada
energia de ativação.

14. Energia de ativação
Tal como uma bola não consegue alcançar o topo de uma colina se
não rolar com energia suficiente até à colina, uma reação não ocorre se
as moléculas não possuírem energia suficiente para ultrapassar a
barreira de energia de ativação.

15. Energia de ativação
• É a menor quantidade de energia que deve ser
fornecida aos reagentes para a formação do
complexo ativado e conseqüentemente para
ocorrência da reação.

16. Energia de ativação
• Então para que ocorra a formação do
complexo ativado, os reagentes devem
absorver uma quantidade de energia no
mínimo igual à energia de ativação.
• Este fato ocorre tanto para as reações
endotérmicas quanto para as exotérmicas

17. Energia de ativação

18. Fatores que afetam a velocidade das
reações químicas
• Os principais fatores que alteram a velocidade
de uma reação são:
• Concentração dos reagentes
• Temperatura
• Superfície de contato
• Presença de catalisadores

19. Superfície de contato

20. Superfície de contato
• Quanto maior a superfície de contato maior a
velocidade da reação.
• Isto ocorre porque quanto maior a superfície
exposta maior o número de choques e
conseqüentemente maior a velocidade da
reação.

21. Temperatura
• O primeiro cientista a relacionar a variação da
temperatura com a velocidade das reações foi
Van’t Hoff que verificou que um aumento de
10 ºC faz com que a velocidade de uma reação
dobre.

22. Temperatura
• Como exemplo deste
efeito, é o cozimento
dos alimentos na panela
de pressão que cozinha
mais rápido, pois na
panela de pressão a
água ferve a uma
temperatura superior a
100ºC.

23. Temperatura
• Outro exemplo da
influência da temperatura
na velocidade de uma
reação é a conservação
dos alimentos por mais
tempo em
geladeira, pois, a
velocidade de
decomposição dos
alimentos diminui em
uma menor temperatura.

24. Catalisador
• Um catalisador é uma substância que
aumenta a velocidade de uma reação sem ser
consumido na reação, pela sua capacidade de
diminuir a energia de ativação.

25. Catalisador
• O primeiro cientista a explicar a ação do catalisador foi
Arrhenius em 1889.
• Segundo Arrhenius o catalisador se combina com o
reagente formando um composto intermediário que
por sua vez se transforma no produto regenerando o
catalisador.
• 2.O catalisador não altera o H da reação.
• 3.Um catalisador acelera tanto a reação direta quanto a
inversa, pois diminui a energia de ativação de ambas.

26. Catalisador
• Para uma reação com dois reagentes tem-se:
A + B  AB
A + C  AC (C = catalisador)
AC + B  AB + C

27. Catalisador
• Um catalisador acelera
a reação, mas não
aumenta o seu
rendimento, isto é, ele
produz a mesma
quantidade de
produto, mas num
período de tempo
menor.

28. Concentração dos reagentes
• Quanto maior a concentração
dos reagentes maior o número
de choques entre as moléculas e
maior a velocidade da reação.
• Um pedaço de carvão em brasa
queima lentamente no ar e
rapidamente em oxigênio puro.
• Este fato pode ser explicado em
razão da concentração de
oxigênio no ar atmosférico ser
de 20%. Aumentando a
concentração para 100% a
velocidade de combustão do
carvão torna-se bem mais
rápida.

29. Concentração dos reagentes
• A influência da concentração dos reagentes sobre
a velocidade pode ser explicada
matematicamente pela lei da velocidade da
reação.
V = k.[H2O2]
Esta equação é a lei da velocidade desta reação, onde k é a constante de
proporcionalidade. A [H2O2] está elevada ao expoente 1. Diz-se que a
reação é de primeira ordem.

30. Lei da velocidade
• Seja, por exemplo, a reação:
V = k.[NO]2.[Br2] Os coeficientes da equação balanceada dos
reagentes (2 e 1) são iguais aos expoentes na
lei da velocidade (2 e 1).

31. Lei da velocidade para uma reação
elementar
V = k.[NO]2.[Br2]
• Os coeficientes da equação balanceada dos reagentes
(2 e 1) são iguais aos expoentes na lei da velocidade (2
e 1).
• Pode-se concluir que esta reação é elementar, ou
seja, que ocorre em apenas 1 etapa.
• Esta reação é de segunda ordem em relação ao NO e
de primeira ordem em relação ao Br2. A ordem global
da reação é 2+1=3.

32. Reação elementar
• Para uma reação elementar, ou seja, que
ocorre em apenas uma etapa os expoentes
são numericamente iguais aos menores
coeficientes inteiros da equação balanceada.

33. Ordem de reação em relação a
determinado reagente
• Uma reação é de primeira ordem em relação a um reagente
quando a velocidade da reação é proporcional à concentração
deste reagente elevado a primeira potencia.
• Uma reação é de segunda ordem em relação a um reagente
quando a velocidade da reação é proporcional à concentração
deste reagente elevado a segunda potencia.
V = k.[NO]2.[Br2]
• E assim por diante.

34. Ordem de reação
• É a soma dos expoentes dos termos de
concentração que aparecem na Lei de
Velocidade.
• É determinada experimentalmente.
• Não pode ser obtida a partir da
estequiometria da reação.

35. Ordem de reação
• No caso das reações que ocorrem em
etapas, é a mais lenta delas que determinará
a velocidade da reação.

36. Lei da velocidade
• Para uma reação genérica tem-se:
aA + bB  cC
v = k.[A]m.[B]n
• Onde m e n são expoentes apropriados a qual
se deve elevar respectivamente a
concentração de A e de B e determinados
experimentalmente.

37. Reações reversíveis e irreversíveis
• Teoricamente, toda reação química ocorre nos dois
sentidos: de reagentes se transformando em produtos e de
produtos se transformando de volta em reagentes.
• Contudo, em certas reações, como a de
combustão, virtualmente 100% dos reagentes são
convertidos em produtos, e não se observa o contrário
ocorrer (ou pelo menos não em escala mensurável); tais
reações são chamadas de irreversíveis.
• Há também uma série de reações nas quais logo que certa
quantidade de produto(s) é formada, este(s) torna(m) a dar
origem ao(s) reagente(s); essas reações possuem o nome
de reversíveis.

38. Equilíbrio químico
• Um equilíbrio químico é a situação em que a
proporção entre as quantidades de reagentes
e produtos em uma reação química se
mantém constante ao longo do tempo.
• A velocidade da reação direta torna-se igual à
velocidade da reação inversa.
• Para que se estabeleça o equilíbrio químico o
sistema deve estar fechado e a temperatura e
pressão devem se manter constantes.

39. O equilíbrio é dinâmico
• Quando uma reação atinge o equilíbrio ela
não para.
• Ela continua se processando, porém tanto a
reação direta como a inversa ocorrem à
mesma velocidade, e desse jeito a proporção
entre os reagentes e os produtos não varia.
• Por outras palavras, estamos na presença de
um equilíbrio dinâmico (e não de um
equilíbrio estático).

40. Equilíbrio químico
• No equilíbrio as macroscópicas permanecem
constantes, ou seja, extermamente são se
percebe nenhuma alteração no
sistema, apesar do seu caráter dinâmico.
Cor, estado físico, volume, densidade não se
modificam com o passar do tempo.

41. Exemplo
• O conceito de equilíbrio químico praticamente
restringe-se às reações reversíveis.
• Um exemplo de reação reversível é a da
produção da amônia:
• N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

42. Constante de equilíbrio

43. Constantes Kc e Kp

44. Interpretação da constante de
equilíbrio
A B
KEq = [ B ]
[A]
KEq > 1 = [ B ] > [ A ]
KEq < 1 = [ A ] > [ B ]

45. Equilíbrio homogêneo e heterogêneo
• Equilíbrio químico no qual todas as substâncias que
fazem parte são de mesma fase ou estado físico é
chamado de equilíbrio homogêneo.
• O equilíbrio heterogêneo é aquele no qual uma
substância, no mínimo, está em uma fase diferente das
outras.
• Em reações heterogênas a expressão da constante de
equilíbrio não inclui as concentrações dos sólidos.
• Do mesmo modo, em reações nas quais um reagente ou
produto ocorre como uma fase líquida pura, a
concentração daquela substância como líquido puro é
também constante.
• Se desejarmos trabalhar com Kp em vez de Kc, uma vez
mais necessitamos levar em conta apenas as substâncias
presentes em fase gasosa.

46. 1.888

48. Consideremos o efeito da variação de concentração na mistura
em equilíbrio cloro e água. A equação de equilíbrio é:
Cl2 + 2 H2O HOCl + H3O+ + Cl-
Esquerda
Direita
Esquerda
Direita
Esquerda

49. Exemplo:
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
1mol 3 mols 2 mols
O lado esquerdo da reação representa 4 mols de gás combinando-se
para dar 2 mols no lado direito.
Um aumento na pressão total do sistema desloca o equilíbrio para a
direita.

50. Exemplo:
N2(g) + O2(g) 2 NO(g)
1mol 1 mol 2 mols

52. Exemplos
Exemplo1:
C(s) + CO2(g) + calor 2 CO(g)
A reação é endotérmica e, como pode ser visto, o equilíbrio desloca-se para a
direita em temperaturas mais elevadas.
Exemplo2:
PCl3(l) + Cl2(g) PCl5(s) + 88 kJ
Neste caso a reação é exotérmica. O calor fará com que o produto PCl5, se
decomponha, regenerando o PCl3 e o Cl2. Portanto, o calor desloca o equilíbrio
para a esquerda.

53. Keq varia com a temperatura
Exemplos:
N2 + 3H2 2NH3
tC Keq
200 0,4
300 4.10-3
400 2.10-4