O documento discute os conceitos fundamentais da cinética química, incluindo: 1) A cinética química estuda a velocidade das reações químicas e os fatores que as influenciam, como a temperatura e a presença de catalisadores. 2) A teoria das colisões explica que as reações ocorrem quando as moléculas colidem com energia suficiente para romper ligações químicas e formar novos compostos. 3) Fatores como a concentração dos reagentes, área de contato

1. CINÉTICA
QUÍMICA
Prof Carlos Priante
AULA 10

2. É a parte da química que estuda a
maior ou menor rapidez com que
uma reação química ocorre e os
fatores que a influenciam.

3.  Reação de neutralização.(reação muito rápida).
H2SO4 + NaOH→ Na2SO4 + H2O
 Formação da H2O ( reação lenta)
H2 + ½ O2 → H2O
 Transformação de gases tóxicos em não-
tóxicos. (Condições ambiente lenta, mas em condições
adequada pode ser usada para diminuir a poluição emitida
pelos automóveis).
2 CO + 2 NO →2 CO2 + N2

4. FATORES QUE INFLUEM NA VELOCIDADE
DE UMA REAÇÃO
 TEORIA DAS COLISÕES.
 ESTADO PARTICULAR DOS REAGENTES
 TEMPERATURA
 ELETRICIDADE
 LUZ
 PRESSÃO
 CATALISADORES

5. TEORIA DAS COLISÕES

6. COLISÃO ENTRE AS MOLÉCULAS

7. COLISÃO EFETIVA

8. COLISÃO NÃO-EFETIVA

9.  COMPLEXO ATIVADO: é o estado
intermediário formado entre reagente e produtos,
em cujas estruturas existem ligações
enfraquecidas(reagentes) e formação de novas
ligações(produtos).
 De acordo com a teoria das colisões pode-se
afirmar que a velocidade de uma reação depende:
1. Da frequência das colisões.
2. Da energia das colisões.
3. Da orientação das moléculas nas colisões.

10. ENERGIA DE ATIVAÇÃO
 Para que as moléculas quebrem suas ligações
iniciais e formem novas substâncias é necessária
uma energia mínima denominada de ENERGIA
DE ATIVAÇÃO (Ea).
 Energia de ativação é a menor quantidade de
energia necessária que deve ser fornecida aos
reagentes para a formação do complexo ativado e,
em consequência, para a ocorrência da reação.

11.  E1= energia dos reagentes (r)
 E2= energia do complexo ativado (CA)
 E3= energia dos produtos (p)
 b=energia de ativação da reação direta
 c=variação de entalpia (D H= Hp – Hr)

12.  Quanto maior a Ea, mais lenta é
a reação.
C.A.= Complexo ativado.
Ea = Energia de ativação.
HR. = Entalpia dos
reagentes.
HP. = Entalpia dos
produtos.
∆H = Variação de
entalpia.

13. VELOCIDADE MÉDIA DE UMA REAÇÃO
 A velocidade de uma reação é a velocidade com que
um reagente está sendo consumido ou com que um
produto está sendo formado num intervalo de
tempo.
 Velocidade média =
tempo
quantidade
∆
∆

14.  A velocidade média de todas as substâncias que
fazem parte de uma reação nem sempre é a mesma,
num mesmo instante, estes valores estão
relacionados com os seus respectivos coeficientes
estequiométricos.
 Para a reação 2 A + B 3 C,
 se a velocidade de consumo de B for de 2 mol/L.min
– 1, as velocidades de A e C serão, respectivamente,
4 mol/L.min – 1 e 6 mol/L.min – 1.

16. EX. (Covest-2006) A reação de decomposição da amônia
gasosa foi realizada em um recipiente fechado:
2 NH3 → N2 + 3 H2
 A tabela abaixo indica a variação na concentração de
reagente em função do tempo.
 Qual é a velocidade média de consumo do reagente nas
duas primeiras horas de reação?
a) 4,0 mol L-1h-1 b) 2,0 mol L-1h-1
c) 10 km h-1 d) 1,0 mol L-1h-1
e) 2,3 mol h-1

17. ConcentraçãoConcentração
dede NHNH33
(mol.L(mol.L-1-1
))
8,08,0 4,04,0 2,02,0 1,01,0
Tempo (h)Tempo (h)
0000 1,01,0 2,02,0 3,03,0
2 NH3 → N2 + 3H2
Fenolftaleína
HCℓ

18.  A velocidade é proporcional a concentração dos
reagentes.
 Esse fator é expresso pela Lei da Ação dasLei da Ação das
massas ou Lei Cinética.massas ou Lei Cinética. (Gulberg e Waage)
“ A velocidade de uma reação é diretamente
proporcional ao produto das concentrações
molares dos reagentes, para cada temperatura,
elevada a expoentes experimentalmente
determinados.”

19. V = k [A]a
. [B]b
 V = velocidade da reação;
 [ ] =concentração da substância em mol / L;
 k = constante da velocidade específica para cada
temperatura.

20.  Em uma reação que ocorre em varias etapas
deve-se considerar para a velocidade instantânea
a etapa mais lenta:

21. Observe os dados:
- Entre os experimentos 1 e 2, a [CO] dobrou e a velocidade não foi modificada.

A velocidade da reação não depende da [CO].
•- Entre os experimentos 2 e 3, a [NO2] dobrou e a velocidade quadruplicou.
 Velocidade aumenta quatro vezes quando dobra a [NO2].

22. EX. óxido nítrico reage com hidrogênio, produzindo
nitrogênio e vapor de água de acordo com a reação:
2 NO (g) + 2 H2 (g) N2 (g) + 2 H2O (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, a expressão da
velocidade da reação é:
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 .

23.  A molecularidade representa o número mínimo
de moléculas ou íons reagentes necessários para
que ocorram colisões e a reação possa se
processar em uma única etapa (elementar).
 Os expoentes que estão na lei da velocidade
podem determinar a ordem da reação.
ORDEM DA REAÇÃO

24. V. Determinação da equação da velocidade

25.  A ordem da reação pode indicar o que acontece
com a velocidade da reação quando é alterada a
concentração dos reagentes.

26. ÁREA DE CONTATO ENTRE OS REAGENTES
 Esse fator tem sentido quando um dos
reagentes for sólido.( batata, estômago)
 Fe(prego) + H2SO4(aq) → FeSO4 (aq) + H2(g) V1
 Fe(limalha) + H2SO4(aq) → FeSO4 (aq) + H2(g) V2
 Na segunda reação a área de contato é maior.
 Portanto V2 › V1

27.  Quanto maior a concentração dos reagentes,
maior será a velocidades da reação.
 O carvão na churrasqueira quando abanado fica
incandescente porque estamos aumentando a [ ]
de gás oxigênio (O2 , que é reagente na
combustão), portanto aumenta a velocidade da
reação.
CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES

28. TEMPERATURA.
 ↑↑temperatura ↑↑ energia cinética ↑↑ colisão ↑↑ velocidade
 Regra de Van’t Hoff: um aumento em 10ºC provoca uma
duplicação na velocidade da reação.

29.  Os alimentos gelados estragam com menor
facilidade, pois a velocidade da reação diminui.
 Os incêndios se alastram rápido porque a energia
liberada pela combustão (exotérmica)ajuda as
moléculas que ainda não reagiram a vencer as
barreiras energéticas que separa reagentes e
produtos.

30. EX. (PUC-RS) responder à questão com base no
esquema a seguir, que representa situações em
comprimidos antiácidos efervescentes de mesma
constituição reagem em presença de água.
Pelo exame do esquema, pode-se afirmar que as
reações que ocorrem em menor tempo do que a do
frasco I, são as dos frascos:
a) II e III. b) II e IV. c) II e V. d) III e IV. e) III e V.

31. CATÁLISE (CATALISADOR)
 Entende-se por catálise toda e qualquer
reação que ocorre com a presença de um
catalisador.
 Catálise homogêneaCatálise homogênea: o catalisador e os
reagentes constituem uma única fase.
 Catálise heterogêneaCatálise heterogênea: o catalisador e
reagentes constituem mais de uma fase.

32.  O catalisador é uma substância que aumenta a
velocidade da reação, sem ser consumida durante
tal processo.
 Os catalisadores encontram caminhos
alternativos para a reação, envolvendo menor
energia (diminuem a Ea, tornando-a mais
rápida).

33.  SO2(g) + ½ O2(g) →SO3(g) Ea=+ 240 KJ.mol-1
sem catalisadorsem catalisador
 Utilizando o NO2(g) como catalisador a Ea se reduz para
110 KJ.mol-1,
tornado a reação mais rápida.
SO2 + NO2 →SO3 + NO E1 consumo do catalisador
NO+ ½ O2 → NO2 E2 regeneração do catalisador
SO2 + ½ O2 →SO3 Equação global Ea= +110 KJ.mol-1

34. EX. (UNEB-BA) A energia de ativação da reação
A + B → C + D, quando feita com catalisador vale
a) 10 kcal. b) 20 kcal. c) 30 kcal. d) 50 kcal. e) 90 kcal.

35. PRESSÃO
Pressão a proximidade número de velocidade
moléculas colisões da reação .

37. EX. (MACKENZIE-SP) É correta afirmar que as
velocidades das reações dos compostos gasosos nos
sistemas contido em I e II abaixo, sob a ação de
êmbolos, são, respectivamente:
a) A > A’ e B > C.
b) A > A’ e C > B.
c) A’ = A e C > B.
d) A’ > A e C > B.
e) A’ > A e B = C.