O documento aborda a cinética química, explicando seus conceitos fundamentais, como a velocidade de reações, leis de velocidade e a teoria do complexo ativado. Exemplos ilustram a aplicação das leis de velocidade integrada de primeira e segunda ordem, além do papel dos catalisadores em reações químicas. A revisão inclui a definição de cinética química e as características das reações e catalisadores.

1. Conceitos de
Cinética Química
Hugo Félix

2. Explicar
o que é cinética
química, apresentando seus
principais
conceitos
e
exemplificando
algumas
reações químicas.

3. Conteúdos
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O que é cinética química?;
Velocidade de uma reação química e unidade;
Velocidade de uma reação química e a concentração;
Velocidade instantânea de uma reação;
Lei de velocidade;
Lei de velocidade e ordem de uma reação;
Revisão;
Lei de velocidade integrada de primeira ordem;
Aplicação da lei de velocidade integrada de primeira ordem;
Lei de velocidade integrada de segunda ordem;
Modelo de reações: a teoria do complexo ativado;
Teoria do complexo ativado: características;
Teoria do complexo ativado: exemplos;
Catalisadores;
Catalisadores químicos e biológicos;
Revisão.

4. O que é cinética química?
Uma área da química envolvida
estudo das reações químicas.
no

5. Velocidade de uma reação
química e unidade
 Na física:
Vm=∆S/∆t .: ∆S= variação da posição e
∆t= variação do tempo.
 Na química:
Vm=-∆[x]/∆t .: x massa do composto
molaridade do composto e ∆t= variação do
tempo.

6. Velocidade de uma reação química e
Velocidade de uma reação
a concentração
química e a concentração
• Vm=-∆[x]/∆T
Vm=-∆[x]/∆t
aA + bB  cC + dD
Reação química genérica
aA + bB  cC + dD
Reação química genérica
• Como expressar a velocidade de uma reação
 Como independentemente de
química expressar a velocidade dos uma reação
coeficientes
química independentemente dos coeficientes
estequimiométrico?
estequimiométrico?
vm = 𝑉𝑚
1∆[𝐴]
=𝑎∆𝑇
1∆[𝐵]
𝑏∆𝑇
=
1∆[𝐶] 1∆[𝐷]
𝑐∆𝑇
=
𝑑∆𝑇

7. A velocidade instantânea
velocidade instantânea da reação
de uma reação
Vm = Vm
1d[A]
a∆T
=-
1d[B]
b∆T
=
1d[C]
c∆T
=
1d[D]
d∆T
Velocidade de uma reação química em
termos da derivada*.
* Derivada: Operação matemática relacionando
duas variáveis.

8. Lei de velocidade
V=
a
k[X]
.: V=V(X)
 V velocidade da reação; k Constante de
velocidade e X Concentração da espécie.
 Expresse a velocidade de isomerização do isocianeto de
hidrogênio para cianeto de hidrogênio?
1) Reação química:
HNC(g)  HCN(g)
2) Lei de velocidade*:
V=k[HNC]a
*Uma lei de velocidade é determinada experimentalmente.

9. Lei de velocidade e ordem
de uma reação
 Ordem da reação*: valor do expoente da
concentração
 Exemplo: H2 + Br2  2HBr .: V= k[H2][Br2]1/2
 Ordem de reação para [H2] = 1
 Ordem de reação para [Br2] = ½
Qual a ordem de reação global para a
reação acima? 1+1/2 = 3/2.
*A ordem da reação assuem valores inteiros ou semi-inteiros.

10. Revisão
 O que é cinética química?;
 Velocidade de uma reação e unidade;
 Velocidade de uma reação e
concentração;
 Velocidade instantânea;
 Lei de velocidade;
 Ordem de uma reação;

11. Lei de velocidade integrada de
primeira ordem
V=k[A]  V = - d[A]/dt = k[A] 
d[A]/[A]=-kdt
[A]f=[A]oe-kt

12. Aplicação da Lei de velocidade
integrada de primeira ordem
 Calcule a concentração de N2O5 remanescente 600s
(10min) após o início de sua decomposição a 65ºC,
quando sua concentração inicial era 0,040 Mol/L. A
constante k vale 5,2x10-3 s-1.
 1) reação química: 2N2O5(g)  4NO2(g) + O2(g)
 2) velocidade: V=k[N2O5]
 3) [A]f=[A]oe-Kt: [N2O5]f= [N2O5]ie-kt
 4) [N2O5]f= (0,040 Mol/L).e-(5,2x10-3s-1)x(600s)
 5) [N2O5]f= 0,0018Mol/L
 Análise da reação:
Após 600s, a concentração de N2O5 cai de 0,040 Mol/L
para 0,0018 Mol/L.

13. Lei de velocidade integrada de
segunda ordem
• V=k[A] 2  V =-d[A]/dt = k[A]2 
d[A]/[A]2=-kdt
[A]f=
[A]o
1 + [A]okt

14. Modelo de Reações: A teoria do
complexo ativado
Usada para explicar como acontece
uma reação química.
Aplica-se a gases e soluções;
Mais geral que a teoria das colisões,
a qual foi elaborada para descrever
gases.

15. A teoria do complexo ativado:
características
1) Choques entre moléculas  reação
química;
2) Energia mínima (Ea)  Energia de
ativação;
3) Formação de estado de transição*;
4) Maior
temperatura

Mais
moléculas com energia de ativação.
*Estado intermediário de alta energia entre reagentes e produtos.

16. A teoria do complexo ativado:
exemplos
Choques entre moléculas
↑ Temperatura
↑Energia
Energia de ativação (Ea)

17. Catalisadores
 Qual a utilidade dos catalisadores? Baixar a energia de ativação.
Um catalisador fornece um novo
caminho de reação com
energia de ativação mais baixa.
Portanto, permitindo que mais
moléculas reagentes cruzem
a barreira e formem produtos.

18. Catalisadores químicos e
biológicos
Catálise química
Catálise biológica
Proteínas com funções
catalisadoras.
Catalisadores metálicos no
escapamento de um automóvel.

19. Revisão
 Lei de velocidade integrada de primeira ordem;
 Lei de velocidade integrada de segunda ordem;
 Modelos de reações;
 Teoria do complexo ativado:características e
exemplos;
 Catalisadores químicos e biológicos.

20. Obrigado.