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Imagine agora o caso A " 2 B $ produtos. Devem colidir três molé-
culas, uma de A e duas de B, ou seja, A " B " B $ produtos. Assim:
A " B " B $ produtos v & k # [A] # [B] # [B] & k # [A] # [B]2
Para uma reação elementar a A " b B $ produtos, a lei cinética é
v & k # [A]a # [B]b, em que a e b são os números de moléculas de A e B
que sofrem a colisão que resulta em reação.
Assim, por exemplo, se recebermos a informação de que as seguintes
reações são elementares, poderemos escrever as respectivas leis de ve-
locidade:
O3 " NO $ O2 " NO2 v & k # [O3] # [NO]
2 NO " H2 $ N2O " H2O v & k # [NO]2 # [H2]
2.9. Lei cinética para reações não-elementares
Podemos comparar uma reação não-elementar a um restaurante do
tipo “bandejão”. A velocidade da reação pode ser medida em mols por
minuto e a do bandejão em pessoas por minuto. Suponha que cada um
dos colocadores de alimento tenha habilidade para servir vinte pessoas
por minuto. É óbvio que a fila do bandejão caminhará com velocidade
vinte pessoas por minuto, uma vez que cada pessoa precisa passar por
todos os colocadores até poder iniciar sua refeição.
Imagine, agora, que um dos colocadores seja mais lento que os de-
mais e consiga servir apenas cinco pessoas por minuto. A fila, nesse caso,
andará com velocidade cinco pessoas por minuto, pois não adianta os
outros colocadores serem potencialmente rápidos se um deles “segura”
toda a fila. O bandejão caminha com velocidade igual à do colocador
mais lento.
Da mesma forma, numa reação composta de várias etapas (isto é, não-
elementar), a etapa mais lenta controla a velocidade do processo todo,
não adiantando que as demais etapas sejam potencialmente rápidas.
Portanto:
Numa reação não-elementar a velocidade da reação global é igual à
velocidade da etapa mais lenta do mecanismo.
Para exemplificar, considere o seguinte processo:
HBr " NO2 $ HBrO " NO Etapa lenta
HBr " HBrO $ H2O " Br2 Etapa rápida
2 HBr " NO2 $ H2O " NO " Br2 Reação global
vreação global & vetapa lenta & k # [HBr] # [NO2]
Note que, para escrever a lei de velocidade global, consultamos a eta-
pa determinante da velocidade (a etapa lenta), e não a equação global.
Se assim o fizéssemos, por descuido, concluiríamos erroneamente que
v & k # [HBr]2 # [NO2].
A Cinética é um dos ramos da Química
em que há grande atividade de pesquisa-
dores. Nos últimos anos, a investigação do
mecanismo de reações tem ajudado a
compreender, por exemplo, como surgem
os belos e complicados padrões das pin-
tas das onças (e também de outros ani-
mais). O assunto, contudo, ainda não está
totalmente esclarecido pelos cientistas.
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13. Os incêndios nas matas se
propagam com maior rapi-
dez quando está ventando.
Proponha uma explicação
para isso, utilizando seus
conhecimentos sobre efeito
da concentração sobre a
velocidade de uma reação
química.
14. Quando se abana carvão em brasa, que está na churrasquei-
ra, ele se torna mais incandescente. Por quê?
15. Experimentalmente foi determinado que, para a reação en-
tre os gases hidrogênio e monóxido de nitrogênio, a lei de
velocidade é v & k # [H2] # [NO]2
a) Qual a ordem da reação, com relação ao H2?
b) Qual a ordem da reação, com relação ao NO?
c) Qual a ordem global da reação?
d) O que vem a ser k na expressão matemática acima?
16. O que acontece com a velocidade da reação mencionada na
questão anterior quando duplicamos:
a) a concentração, em mol/L, de hidrogênio?
b) a concentração, em mol/L, de NO?
c) ambas as concentrações, em mol/L?
Resolução
A expressão v & k # [H2] # [NO]2 mostra que a velocidade
da reação é proporcional a [H2] e proporcional ao quadra-
do de [NO]. Assim, podemos afirmar que:
• multiplicando-se [H2] por um número, a velocidade fica-
rá multiplicada pelo mesmo número.
• multiplicando-se [NO] por um número, a velocidade fica-
rá multiplicada por esse número elevado ao quadrado.
Portanto:
a) Ao multiplicarmos [H2] por 2, a velocidade ficará multi-
plicada por 2, ou seja, a velocidade duplica.
b) Ao multiplicarmos [NO] por 2, a velocidade ficará mul-
tiplicada por (2)2, ou seja, a velocidade quadruplica.
c) Ao multiplicarmos [H2] e [NO] por 2, a velocidade fica-
rá multiplicada por 2 e por (2)2, ou seja, por 8.
17. Para a reação de decomposição do N2O5, verificou-se que
v & k # [N2O5]. O que acontece com a velocidade quando:
a) duplicamos a concentração, em mol/L, de N2O5?
b) triplicamos a concentração, em mol/L, de N2O5?
18. Estudos revelaram que a decomposição do C2H4O é uma rea-
ção para a qual v & k # [C2H4O]2. O que acontece com sua
velocidade se a concentração do C2H4O, em mol/L, for:
a) duplicada? b) triplicada?
19. Considere o seguinte esquema (em nível microscópico) re-
ferente a uma reação elementar. A cor vermelha representa
o elemento oxigênio e a azul, o elemento nitrogênio:
a) O que é uma reação elementar?
b) O esquema representa uma colisão eficaz ou não-eficaz?
c) Formule a equação química que representa a reação.
d) Qual o nome da situação que aparece no desenho $?
e) Represente a lei cinética dessa reação.
# $ %
a) Qual é a equação da reação química envolvida?
b) Quantas e quais são as moléculas que colidem nessa rea-
ção elementar?
c) Como se chama a situação representada por “N2O3Cl”?
d) A que corresponde o trecho marcado com a letra x?
e) A que corresponde o trecho marcado com a letra y?
f) A reação em questão é endotérmica ou exotérmica?
22. Considere a reação elementar: Br2 " 2 NO $ 2 NOBr.
a) Qual é a equação de velocidade (lei cinética) para ela?
b) O que acontecerá com a velocidade da reação se dupli-
carmos a concentração, em mol/L, de Br2?
c) O que acontecerá com a velocidade da reação se dupli-
carmos a concentração, em mol/L, de NO?
d) O que acontecerá com a velocidade da reação se dupli-
carmos as concentrações, em mol/L, de Br2 e NO?
23. Dado o mecanismo:
1a etapa: O3 " NO2 $ O2 " NO3 (lenta)
2a etapa: NO3 " NO2 $ N2O5 (rápida)
a) Some as etapas e obtenha a equação global.
b) Qual das duas etapas é a “etapa determinante da veloci-
dade” do processo global?
c) Quantas e quais são as moléculas que colidem na “etapa
determinante da velocidade”?
d) Represente a equação de velocidade (lei cinética) da rea-
ção global.
24. Investigações experimentais mostraram que, para a rea-
ção em fase gasosa NO2 " CO $ CO2 " NO a lei cinética é
v & k # [NO2]
2. Qual dos mecanismos a seguir pode ser o ver-
dadeiro mecanismo dessa reação? Justifique.
Mecanismo I: NO2 " CO $ CO2 " NO (única)
Mecanismo II: 2 NO2 $ NO3 " NO (lenta)
NO3 " CO $ NO2 " CO2 (rápida)
Mecanismo III: NO2 $ NO " O (lenta)
CO " O $ CO2 (rápida)
20. Analise o seguinte diagrama e responda às perguntas:
Coordenada de reação
y
En
er
gi
a
x
N2O + NO
“N3O2”
N2 + NO2
a) Qual é a equação da reação química envolvida?
b) Quantas e quais são as moléculas que colidem nessa rea-
ção elementar?
c) Como se chama a situação representada por “N3O2”?
d) A que corresponde o trecho marcado com a letra x?
e) A que corresponde o trecho marcado com a letra y?
f) A reação em questão é endotérmica ou exotérmica?
21. Analise o seguinte diagrama e responda às perguntas:
Coordenada de reação
y
En
er
gi
a
x
NOCl + NO2
“N2O3Cl”
NO + NO2Cl
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ID
Questõespara fixação Resolva em seu caderno
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3. EFEITO DA TEMPERATURA SOBRE A VELOCIDADE
Alimentos estragam cerca de quatro vezes mais rápido à temperatura
ambiente (25°C) do que quando guardados na geladeira (5°C). A tempe-
raturas mais baixas, podem ser conservados ainda por mais tempo. O
cozimento dos alimentos em panela de pressão (110°C) é mais rápido do
que em panela aberta (100°C).Vinhos azedam mais rapidamente se guar-
dados em locais aquecidos.
Esses fatos revelam que há uma relação entre a temperatura e a velo-
cidade de uma reação química (nos casos mencionados, são as reações
envolvidas na decomposição, no cozimento e na oxidação).
Quando elevamos a temperatura, provocamos um aumento da ener-
gia cinética das moléculas, fazendo com que haja maior quantidade de
moléculas com energia suficiente para reagir, isto é, com energia supe-
rior à de ativação.
Quanto maior a temperatura, maior será a velocidade de uma reação.
O efeito da temperatura se faz sentir sobre a constante de velocida-
de da reação (k). Para a reação genérica A " B $ produtos, em que a
lei cinética é v & k # [A]m # [B]n, verifica-se que, quanto maior for a tem-
peratura, maior será o valor da constante de velocidade (k) para essa
reação química.
Algumas reações podem ter sua velocidade violentamente aumenta-
da pela ação de uma faísca elétrica ou pela presença de uma chama. Um
exemplo é a combustão dos vapores de gasolina, que podem estar mistu-
rados com o O2 do ar sem que nada aconteça. Contudo, uma chama ou
faísca é o bastante para causar uma explosão.
A explicação baseia-se no fato de a reação entre a gasolina e o O2 ser
muito exotérmica. A faísca fornece energia para que algumas moléculas
vençam a barreira de ativação, formando produtos e liberando muita
energia. Essa energia é utilizada por outras moléculas para também ven-
cer a barreira de ativação, transformando-se em produtos e liberando
ainda mais energia.
O leite gelado estraga muito mais devagar
que o leite à temperatura ambiente. Esse é
um exemplo clássico do fato de as rea-
ções químicas apresentarem maior velo-
cidade com o aumento de temperatura.
Incêndios se alastram com relativa facili-
dade porque a energia liberada na reação
de combustão (que é exotérmica) ajuda as
moléculas que ainda não reagiram a ven-
cer a barreira energética que separa rea-
gentes de produtos.
Coordenada de reação
Exotérmica
En
er
gi
a
CO2
+
H2O
Gasolina
+
O2
A
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