UERJ QUÍMICA 7

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Reação de combustão
Combustão é uma reação química exotérmica, ou seja, libera calor para o ambiente. Esse tipo de reação é muito comum, já que a maioria da energia que consumimos é derivada da queima de materiais: os combustíveis. Exemplo: gás de cozinha, gasolina, óleos e outros, todos eles obtidos a partir da destilação de petróleo, por isso recebem a classificação de hidrocarbonetos. Esses compostos são formados somente por carbono e hidrogênio, e para que uma combustão ocorra é necessário um comburente: o gás Oxigênio. 
Na reação de combustão dos hidrocarbonetos ocorre a formação de gás carbônico (CO2) e água, a energia é liberada sob a forma de calor. Veja a equação de combustão: 
H + O2 → CO2 + H2O 
A reação gerou apenas dióxido de carbono e água, quando elementos como carbono, nitrogênio, enxofre e ferro são queimados, dão origem a óxidos: a queima do Carbono irá gerar o dióxido de carbono, a combustão do nitrogênio dará origem ao dióxido de nitrogênio, a queima de enxofre irá gerar dióxido de enxofre e a do ferro irá gerar óxido de ferro III. 
Mas, infelizmente, os combustíveis que apresentam extrema importância em nossa vida também trazem tragédias quando terminam em incêndios, para que isso ocorra são necessários três fatores: 
1- Calor; 
2- Presença de um combustível; 
3- Presença de um comburente. 
Para se prevenir e extinguir um incêndio é preciso eliminar um dos três elementos citados, a eliminação pode ser por: 
Resfriamento: a água é usada para abaixar a temperatura; 
Abafamento: utiliza-se cobertores para impedir o contato do gás oxigênio do ar com o combustível; 
Retirada do combustível: existem vários tipos de extintores, e eles são usados conforme a origem do combustível: 
- Sólidos: carvão, madeira, pólvora; 
- Líquidos: gasolina, álcool, éter, óleo; 
- Gasosos: metano, etano, etileno. 
No cotidiano, as reações de combustão são muito importantes, pois é por meio delas que é possível produzir calor (isto é, a energia térmica, que é utilizada para várias finalidades).
Quanto aos hidrocarbonetos, compostos constituídos de carbono e hidrogênio, eles têm uma facilidade muito grande para serem queimados (consumidos) em reações desse tipo. Essa queima é muito importante para a sociedade. Por exemplo: os combustíveis como gasolina, etanol e óleo diesel sofrem uma combustão ou queima dentro dos motores, e a energia liberada nessa reação é que faz os automóveis se moverem.
Além disso, é por meio de reações de combustão que os derivados do petróleo são transformados em produtos como plásticos, tintas, corantes, explosivos, etc.
Podemos definir como reação de combustão toda reação que tem um combustível, isto é, um composto que é consumido e produz energia térmica; e um comburente, que na maioria das vezes é o oxigênio presente no ar.
No entanto, dependendo da quantidade de gás oxigênio disponível, a combustão pode ser completa ou incompleta. Vejamos o que diferencia as duas:
Combustão completa
A combustão completa ocorre quando existe oxigênio suficiente para consumir todo combustível. No caso de compostos feitos de carbono e hidrogênio (hidrocarbonetos); e de carbono, hidrogênio e oxigênio (como álcoois, cetonas, aldeídos, ácidos carboxílicos, etc.), os produtos são o dióxido de carbono (gás carbônico – CO2) e a água.  
Para citar um exemplo de hidrocarboneto, temos o metano (CH4), que é o principal constituinte do combustível biogás, e que também está presente no gás natural de petróleo. Observe como ocorre a sua combustão de modo completo:
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) + calor
Outro exemplo que temos é o do gás butano que entra em combustão, por exemplo, quando acendemos um isqueiro comum. A faísca provoca a reação do butano com o oxigênio do ar, resultando em sua chama característica:
2 C4H10(g) + 13 O2(g) → 8 CO2(g) + 10 H2O(g)  + calor
Outra forma de descobrir se a reação de combustão é completa é por meio do Nox (número de oxidação) do carbono, pois todas as reações de combustão são de oxirredução, sendo que o combustível sofre oxidação e o comburente sofre redução, conforme mostrado a seguir:
Observe que no CO2 formado, o carbono apresenta o seu Nox máximo (+4). Quando isso ocorre, quer dizer que todo combustível foi consumido e, portanto, é uma reação de combustão completa.
Combustão incompleta:
A combustão se dá de forma incompleta quando não houver oxigênio suficiente para consumir todo o combustível. No caso dos compostos orgânicos que estamos considerando, os produtos da combustão incompleta podem ser monóxido de carbono (CO) e água; ou carbono elementar (C) e água.
Por exemplo, nos automóveis, a combustão deve ser completa, pois se for incompleta gera o monóxido de carbono, que é extremamente tóxico. Em vários lugares, pessoas já morreram ao inalar esse gás em garagens mal ventiladas.
Veja um exemplo desse tipo de combustão incompleta:
Combustão incompleta do metano: CH4(g) + 3/2 O2(g) → CO(g) + 2 H2O(g)
Combustão incompleta do gás butano: C4H10(g) + 9 O2(g) → 8 CO(g) + 10 H2O(g)  
Se a quantidade de gás oxigênio for menor ainda, o produto será o carbono no lugar do monóxido de carbono. Exemplos:
Combustão incompleta do metano: CH4(g) + O2(g) → C(s) + 2 H2O(g)
Combustão incompleta do gás butano: C4H10(g) + 5 O2(g) → 8 C(g) + 10 H2O(g)  
Algumas vezes, essa combustão é tão incompleta que o carbono torna-se visível ao sair pelo escapamento dos carros, na forma de fuligem (uma fumaça escura, formada de minúsculas partículas sólidas de carvão).
É por isso que é importante manter o motor bem regulado, para que entre ar suficiente e a combustão seja completa.
Em algumas fábricas, como a de produção de carvão ou de negro-de-fumo, o objetivo é exatamente realizar uma reação de combustão incompleta.
Observando o Nox do carbono, vemos que ele não apresenta o seu Nox máximo, portanto, as combustões abaixo são incompletas:
Resumindo, temos:
Vimos que os derivados de petróleo apresentam várias utilizações. Mas aqueles que destacamos foram:
Gás natural (CH4 e C2H6)
GLP (C3H8 e C4H10 - (Gás liquefeito do petróleo)
Gasolina (C5 A C10)
Diesel (C15 e maiores)
Todos eles são usados como combustíveis (sofrem combustão) para obtenção de energia com a finalidade de aquecimento, funcionamento de motores, obtenção de energia elétrica etc.
Para a combustão (queima) acontecer, obrigatoriamente, temos que ter a presença de oxigênio (O2), o comburente.
Lembra-se da experiência da vela?
Ao cobrir a vela com o copo esta permanece acesa até acabar o oxigênio (O2) existente dentro dele, a partir deste instante a vela se apaga. Esta aí a confirmação: só há combustão na presença de oxigênio (comburente).
Portanto, para termos a combustão, precisamos do combustível e do comburente (O2).
A combustão pode ser completa (total) ou incompleta (parcial) dependendo da quantidade de oxigênio.
Combustão completa
A combustão completa de um combustível ocorre através da produção de gás carbônico e água.
	CxHy + O2
	
	CO2 + H2O
	        
	 
	 
	Combustível
derivado de
petróleo
	 
	 
Exemplos
	
	Lembre-se:
Toda equação química tem que estar devidamente balanceada. Na combustão comece o balanceamento do combustível, determine os coeficientes para o CO2 e H2O e por último faça o balanceamento do oxigênio.
	CH4
	+ 2O2
	
	1CO2 + 2H2O + calor
	Componente do
Gás Natural
	 
	 
	 
Combustão incompleta
A combustão incompleta ocorre através da produção de monóxido de carbono (CO) ou através de carvão (C-Fuligem) e H2O.
	Combustível + O2
	
	CO
	+ H2O
	
	Combustão
incompleta
(parcial)
	 
	ou
	 
	 
	
	
	Combustível + O2
	
	C
	+ H2O
	
	
	 
	 
	(fuligem)
	 
	 
	 
Exemplo
	CH4 +
	 3/2
	O2
	
	CO + 2H2O
	CH4 + O2 C + 2H2O
Na verdade quando queimamos um combustível que apresenta carbono, temos as três reações acontecendo simultaneamente.
Exemplo
Observe que para a combustão ser completa ou incompleta depende da quantidade de oxigênio.
Na combustãocompleta precisamos de mais oxigênio.
A combustão incompleta acontece com menos oxigênio.
Temos algumas provas que garantem a ocorrência das três reações. Vamos a elas:
Quando você acende um isqueiro por exemplo temos:
A chama apresenta três fases:
Azul- Onde ocorre a mistura combustível + comburente (é a parte fria da chama).
Amarela- Aí temos a combustão incompleta. A coloração amarela é o carvão (fuligem) em alta temperatura.
Incolor- Combustão completa, parte mais quente da chama.
A ocorrência da combustão incompleta é identificada na chama pela cor amarela. No fogão bem regulado não temos a chama amarela e, neste caso, temos só a combustão completa.
Na verdade um pouco de combustão incompleta sempre ocorre. Observe na chama do fogão que de tempos em tempos apresenta lampejos de coloração amarela - esta aí a combustão incompleta.
E ao terminar um cozimento qualquer é comum o aparecimento de pontos pretos no fundo exterior da panela; de novo a fuligem (*carvão) que em temperatura ambiente apresenta esta coloração.
Regular a combustão, ou a chama no caso do fogão, o carburador no caso dos carros, é para se obter a menor quantidade possível de combustão incompleta. Por mais regulado que esteja o motor de um carro, ao passar o dedo no interior do escapamento, ele fica preto, e temos novamente um exemplo de combustão incompleta.
Uma reação de combustão é caracterizada pelo consumo de um combustível, isto é, o material gasto para produzir energia, na presença de um comburente, que costuma ser o gás oxigênio.  
Por exemplo, para que um carro se movimente é necessário que ele tenha algum combustível, como, por exemplo, o etanol. Esse combustível é consumido em uma reação que pode ser representada da seguinte forma:
CH3CH2OH(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(g)+ energia térmica
combustível      comburente                produtos
Essa é uma reação de combustão, pois temos o combustível que foi consumido, que é o etanol. Note também que a reação só ocorre em presença de oxigênio (O2(g)) que está no ar atmosférico.
Outros exemplos de reações de combustão que podem ser mencionados são: a queima de um palito de fósforo, de uma vela, do gás de cozinha, da lenha de uma fogueira, da gasolina no carro, do gás metano, do gás natural veicular, do diesel, etc.
Observe que o combustível pode ser líquido, sólido ou gasoso, e que quase sempre o oxigênio é que é o comburente. “Quase sempre” porque podem ser utilizados outros comburentes, como o gás flúor ou o gás cloro.
As reações de combustão são um tipo de reação de oxirredução, pois o combustível sofre oxidação e o comburente sofre redução, para a formação dos produtos. Porém, normalmente, o que se deseja obter nessas reações não é o produto, mas sim o calor ou a energia térmica que se produz, como foi mostrado no caso acima, cuja energia é que fez o carro andar.
Essas reações também precisam de uma fonte de energia externa que as iniciem. Por exemplo, é necessária uma faísca elétrica para que ocorra a combustão do etanol e da gasolina nos carros; é preciso atritar o palito de fósforos para que ele passe a queimar; e é preciso uma chama para que a vela queime. No entanto, a energia liberada na combustão é suficiente para manter a reação, que continua até que um dos reagentes ou os dois acabem.
Em reação de combustão onde o combustível é constituído unicamente de carbono e hidrogênio; ou carbono, hidrogênio e oxigênio, se ela se der de forma completa, os produtos formados são dióxido de carbono (CO2(g)) e água (H2O(g)):
Combustão completa do metano: CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g)
Combustão completa do gás butano: C4H10(g) + 13 O2(g) → 8 CO2(g) + 10 H2O(g) 
Já se a reação for incompleta, produzem-se monóxido de carbono (CO) e água; ou carbono elementar (C) e água. Exemplos:
Combustão incompleta do metano: CH4(g) + 3/2 O2(g) → CO(g) + 2 H2O(g)
Combustão incompleta do metano: CH4(g) + O2(g) → C(s) + 2 H2O(g)
Combustão incompleta do gás butano: C4H10(g) + 9 O2(g) → 8 CO(g) + 10 H2O(g) 
Combustão incompleta do gás butano: C4H10(g) + 5 O2(g) → 8 C(g) + 10 H2O(g)
A combustão consiste na reação química entre dois ou mais reagentes (combustíveis e comburentes) com grande liberação de energia na forma de calor. Assim, todas as reações de combustão são extremamente exotérmicas (mesmo que necessitem de uma fonte de ignição para ocorrerem).
Praticamente todos os combustíveis utilizados são orgânicos (com cadeias carbônicas ligadas a átomos de hidrogênio ou oxigênio). Sendo alguns exemplos: a gasolina, o álcool etílico, o acetileno e o metano.
Da classe dos comburentes, o oxigênio é o mais presente (embora outras substâncias possam ser utilizadas, como o flúor) e a sua função é oxidar o combustível adicionado. Ou seja, a combustão é, na maioria das vezes, uma reação de oxirredução. Onde o oxigênio é o agente oxidante e reduz-se quase sempre ao Nox -2.
Combustão Parcial e Completa
Na indústria, as reações de combustão acontecem a todo o momento e possuem finalidades variadas: desde a geração de vapor para movimentar turbinas e equipamentos, até o fornecimento de energia para iniciar novas reações. E, como a oxidação completa dos combustíveis libera mais energia que a parcial, a mesma se faz mais desejável.
A diferença entre os produtos das duas oxidações (completa e parcial) está na presença do oxigênio nas moléculas: os produtos da combustão completa estão saturados com átomos de oxigênio, ao contrário dos produtos da combustão parcial que possuem a capacidade de absorver mais oxigênio se uma nova combustão lhes for promovida.
Exemplo: 20 mols de metano foram adicionados em um reator de combustão com quantidade suficiente de oxigênio. Em seguida, uma fonte de ignição iniciou a reação que possui 85% de eficiência na produção de dióxido de carbono. Pede-se para calcular a porcentagem molar dos gases de exaustão do reator.
Resolução:
Sejam as respectivas reações de oxidação completa e parcial do metano:
CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O (85%)
CH4 + 1,5O2 -> CO + 2H2O (15%)
Como a oxidação do metano ocorre com 85% de eficiência, 17 mol se oxidarão completamente e 3 mol se oxidarão parcialmente. Assim, de acordo com a estequiometria da reação, serão formados: 17 mol de CO2, 3mol de CO e 40 mol de H2O (proveniente das duas oxidações).
A soma final do número de mols dos gases é: 17+3+40 = 60 mol , de onde:
Poder Calorífico
O Poder Calorífico de combustíveis é definido como a quantidade de energia interna contida no combustível, sendo que quanto mais alto for o poder calorífico, maior será a energia contida. 
Um combustível é constituído, sobretudo de hidrogênio e carbono, tendo o hidrogênio o poder calorífico de 28700Kcal/kg enquanto que o carbono é de 8140Kcal/kg, por isso, quanto mais rico em hidrogênio for o combustível maior será o seu poder calorífico. 
Há dois tipos de poder calorífico: 
• poder calorífico superior 
• poder calorífico inferior 
Poder Calorífico Superior 
É a quantidade de calor produzida por 1 kg de combustível, quando este entra em combustão, em excesso de ar, e os gases da descarga são resfriados de modo que o vapor de água neles seja condensado. 
Poder Calorífico Inferior 
É a quantidade de calor que pode produzir 1kg de combustível, quando este entra em combustão com excesso de ar e gases de descarga são resfriados até o ponto de ebulição da água, evitando assim que a água contida na combustão seja condensada. 
Como a temperatura dos gases de combustão é muito elevada nos motores endotérmicos, a água contida neles se encontra sempre no estado de vapor, portanto, o que deve ser considerado é o poder calorífico inferior e não o superior. 
Fórmula para determinar o poder calorífico inferior. 
Para a gasolina: Para o benzol: 
PCI = PCS - 780 Kcal/Kg PCI = PCS - 415 
Para álcool etílico: Para o óleo diesel: 
PCI = PCS - 700 PCI =PCS - 730 
Para álcool metílico: 
PCI = PCS - 675 
PCI = PODER CALORIFICO INFERIOR 
PCS = PODER CALORIFICO SUPERIOR 
O poder calorífico,também designado por calor específico de combustão, consiste na relação entre a quantidade de calor ( Q ) libertada durante a combustão da massa ( m ) de uma substância e a referida massa: E = Q / m .
A partir de 1977 deixou de se exprimir em kcal (quilocaloria) e passou a exprimir-se em joule.
O índice calorífico superior (calor de combustão) é o maior valor teoricamente possível. Distingue-se do índice calorífico inferior (designado geralmente por H ), apenas pelo calor de evaporação.
O GLP trata-se de uma mistura gasosa principalmente entre os gases propano e butano, e pode ser obtido do gás natural, do subsolo, ou pelo processo de refino do petróleo diretamente em refinarias.
O GLP, gás de cozinha ou gás liquefeito de petróleo, ao contrário do que se pensa, não é corrosivo, poluente e tampouco tóxico. Entretanto, quando inalado em elevada quantidade, pode provocar efeito anestésico e também asfixia, pois este gás empurra mecanicamente o oxigênio respirável do ambiente em que se encontra. Dessa forma, ao GLP são adicionados substâncias como Mercaptano ou Tiol nas refinarias de petróleo, fonte principal do GLP, que possuem por finalidade possibilitar a detecção deste gás e assim evitar riscos à saúde.
No processo de envasamento, o GLP é adicionado dentro de cilindros de aço e submetido a elevadas pressões, as quais fazem com que seus gases constituintes estejam no estado líquido (liquefação). Ao ser exposto, esta pressão é reduzida, e a mistura gasosa retorna à fase de gás, que é então utilizada como combustível.
O GLP presta-se muito bem para a utilização sob a forma de combustível devido ao seu alto poder calorífico, ou seja, quantidade de calorias liberadas a partir da queima de determinado valor de massa.
Mas não é apenas seu alto poder calorífero que torna o GLP uma substância de alta aplicabilidade, pois sua qualidade de queima, fácil manuseio e baixo impacto ambiental são também propriedades a serem consideradas. “Uma característica do GLP – e dos gases combustíveis em geral – é a sua baixa emissão de poluentes. A queima do GLP gera gás carbônico sem resíduos, fundamental para a realização da fotossíntese, o que garante a produção de oxigênio para respirarmos” ¹.
Por exemplo, quando comparamos o GLP à queima do carvão em ralação à emissão de gás carbônico por parte de ambos, notamos que o GLP apresenta um nível muito menor. E, como o seu poder calorífero é maior, torna-se necessário uma menor quantidade de GLP em relação à de carvão para liberação da mesma quantidade de calorias. “O poder calorífico de um só botijão de 13Kg de GLP corresponde à queima de dez árvores. Isso significa que o consumo de GLP evita a queima de milhões de árvores no Brasil, já que são consumidos cerca de 340 milhões de botijões por ano”2. Dessa forma, pode-se dizer que o GLP é um combustível limpo, pois não é tóxico e também não contamina os lençóis freáticos e nem o solo.
Para realizar as tarefas do cotidiano e manter as funções vitais de seu corpo, você precisa ter energia. Essa energia é derivada e reposta através do consumo de alimentos. Ao serem queimados em nosso organismo, os alimentos liberam uma quantidade de energia que depende da composição de cada um.
Essa quantidade de energia fornecida é denominada “caloria”, cujo símbolo é o cal. Podemos definir de maneira mais exata o que representa a caloria em termos de energia, da seguinte forma:
Por exemplo, se 1,0 g de açúcar elevar a temperatura de 1000 g de água em 4°C, isso significa que 1 g de água absorve 4 cal de energia. Mas, visto que a massa considerada é de 1000 g, a energia total absorvida é de 4000 cal ou 4 kcal.
Visto que os valores de calorias dos alimentos costumam ser muito grandes, a unidade cal quase não é utilizada. Utiliza-se mais o kcal (1  kcal = 103 cal ou 1  kcal = 1000 cal).
Em muitas embalagens de alimentos aparece o símbolo Cal (note a letra maiúscula), para representar os valores energéticos dos alimentos em “calorias nutricionais”, que na realidade quer dizer kcal.
Essa unidade (Cal) é utilizada somente por algumas pessoas do campo da saúde, mas deve ser evitada, pois não faz parte do SI. Essa situação gera muita confusão não só na questão dos alimentos, mas também quando se indica a quantidade de energia que será queimada pelo organismo através dos exercícios físicos. Observe que na tabela abaixo, que indica o conteúdo calórico de alguns alimentos, usam-se (de modo não recomendado, conforme já explicado) os termos Caloria e quilocaloria (kcal), como sinônimos:
Apesar de essas unidades serem muito utilizadas, a unidade recomendada pelo SI (Sistema Internacional de Unidades) é o joule (1 cal = 4,18 J) ou o quilojoule (1 kcal = 4,18 kJ).
Na realidade, não são só os alimentos que liberam energia quando queimados. Um carvão, por exemplo, também libera energia quando queimado na forma de calor e luz. Outro exemplo é a queima da gasolina, em que 1 L libera 7 750 000 calorias. Assim, o termo “calorias” se aplica a qualquer fenômeno envolvendo trocas de calor.
CALORIMETRIA 
Calor
Quando colocamos dois corpos com temperaturas diferentes em contato, podemos observar que a temperatura do corpo "mais quente" diminui, e a do corpo "mais frio" aumenta, até o momento em que ambos os corpos apresentem temperatura igual. Esta reação é causada pela passagem de energia térmica do corpo "mais quente" para o corpo "mais frio", a transferência de energia é o que chamamos calor.
Calor é a transferência de energia térmica entre corpos com temperaturas diferentes.
A unidade mais utilizada para o calor é caloria (cal), embora sua unidade no SI seja o joule (J). Uma caloria equivale a quantidade de calor necessária para aumentar a temperatura de um grama de água pura, sob pressão normal, de 14,5 °C para 15,5 °C.
A relação entre a caloria e o joule é dada por:
1 cal = 4,186J
Partindo daí, podem-se fazer conversões entre as unidades usando regra de três simples.
Como 1 caloria é uma unidade pequena, utilizamos muito o seu múltiplo, a quilocaloria.
1 kcal = 10³cal
 
Calor sensível
É denominado calor sensível, a quantidade de calor que tem como efeito apenas a alteração da temperatura de um corpo.
Este fenômeno é regido pela lei física conhecida como Equação Fundamental da Calorimetria, que diz que a quantidade de calor sensível (Q) é igual ao produto de sua massa, da variação da temperatura e de uma constante de proporcionalidade dependente da natureza de cada corpo denominada calor específico.
Assim:
Onde:
Q = quantidade de calor sensível (cal ou J).
c = calor específico da substância que constitui o corpo (cal/g°C ou J/kg°C).
m = massa do corpo (g ou kg).
Δθ = variação de temperatura (°C).
 
É interessante conhecer alguns valores de calores específicos:
	Substância
	c (cal/g°C)
	Alumínio
	0,219
	Água
	1,000
	Álcool
	0,590
	Cobre
	0,093
	Chumbo
	0,031
	Estanho
	0,055
	Ferro
	0,119
	Gelo
	0,550
	Mercúrio
	0,033
	Ouro
	0,031
	Prata
	0,056
	Vapor d'água
	0,480
	Zinco
	0,093
Quando:
Q>0: o corpo ganha calor.
Q<0: o corpo perde calor.
 
Exemplo:
Qual a quantidade de calor sensível necessária para aquecer uma barra de ferro de 2kg de 20°C para 200 °C? Dado: calor específico do ferro = 0,119cal/g°C.
2 kg = 2000 g
Calor latente
Nem toda a troca de calor existente na natureza se detém a modificar a temperatura dos corpos. Em alguns casos há mudança de estado físico destes corpos. Neste caso, chamamos a quantidade de calor calculada de calor latente.
A quantidade de calor latente (Q) é igual ao produto da massa do corpo (m) e de uma constante de proporcionalidade (L).
Assim:
A constante de proporcionalidade é chamada calor latente de mudança de fase e se refere a quantidade de calor que 1 g da substância calculada necessita para mudar de uma fase para outra.
Além de depender da natureza da substância, este valor numérico depende de cada mudança de estado físico.
Por exemplo, para a água: 
	Calor latente de fusão
	
	80cal/g
	Calorlatente de vaporização
	
	540cal/g
	Calor latente de solidificação
	
	-80cal/g
	Calor latente de condensação
	
	-540cal/g
 
Quando:
Q>0: o corpo funde ou vaporiza.
Q<0: o corpo solidifica ou condensa.
 
Exemplo:
Qual a quantidade de calor necessária para que um litro de água vaporize? Dado: densidade da água=1g/cm³ e calor latente de vaporização da água = 540 cal/g.
Assim:
 
Curva de aquecimento
Ao estudarmos os valores de calor latente, observamos que estes não dependem da variação de temperatura. Assim podemos elaborar um gráfico de temperatura em função da quantidade de calor absorvida. Chamamos este gráfico de Curva de Aquecimento:
 
Trocas de calor
Para que o estudo de trocas de calor seja realizado com maior precisão, este é realizado dentro de um aparelho chamado calorímetro, que consiste em um recipiente fechado incapaz de trocar calor com o ambiente e com seu interior.
Dentro de um calorímetro, os corpos colocados trocam calor até atingir o equilíbrio térmico. Como os corpos não trocam calor com o calorímetro e nem com o meio em que se encontram, toda a energia térmica passa de um corpo ao outro.
Como, ao absorver calor Q>0 e ao transmitir calor Q<0, a soma de todas as energias térmicas é nula, ou seja:
ΣQ=0 
(lê-se que somatório de todas as quantidades de calor é igual a zero)
Sendo que as quantidades de calor podem ser tanto sensível como latente.
 
Exemplo:
Qual a temperatura de equilíbrio entre uma bloco de alumínio de 200g à 20°C mergulhado em um litro de água à 80°C? Dados calor específico: água=1cal/g°C e alumínio = 0,219cal/g°C.
Repare que, neste exemplo, consideramos a massa da água como 1000g, pois temos 1 litro de água.
 Capacidade térmica 
É a quantidade de calor que um corpo necessita receber ou ceder para que sua temperatura varie uma unidade. 
Então, pode-se expressar esta relação por:
Sua unidade usual é cal/°C.
 
A capacidade térmica de 1g de água é de 1cal/°C já que seu calor específico é 1cal/g.°C.
Transmissão de Calor
Em certas situações, mesmo não havendo o contato físico entre os corpos, é possível sentir que algo está mais quente. Como quando chega-se perto do fogo de uma lareira. Assim, concluímos que de alguma forma o calor emana desses corpos "mais quentes" podendo se propagar de diversas maneiras.
Como já vimos anteriormente, o fluxo de calor acontece no sentido da maior para a menor temperatura.
Este trânsito de energia térmica pode acontecer pelas seguintes maneiras:
condução;
convecção;
irradiação.
Fluxo de Calor
Para que um corpo seja aquecido, normalmente, usa-se uma fonte térmica de potência constante, ou seja, uma fonte capaz de fornecer uma quantidade de calor por unidade de tempo.
Definimos fluxo de calor (Φ) que a fonte fornece de maneira constante como o quociente entre a quantidade de calor (Q) e o intervalo de tempo de exposição (Δt):
Sendo a unidade adotada para fluxo de calor, no sistema internacional, o Watt (W), que corresponde a Joule por segundo, embora também sejam muito usada a unidade caloria/segundo (cal/s) e seus múltiplos: caloria/minuto (cal/min) e quilocaloria/segundo (kcal/s).
 
Exemplo:
Uma fonte de potência constante igual a 100W é utilizada para aumentar a temperatura 100g de mercúrio 30°C. Sendo o calor específico do mercúrio 0,033cal/g.°C e 1cal=4,186J, quanto tempo a fonte demora para realizar este aquecimento?
Aplicando a equação do fluxo de calor:
Condução Térmica
É a situação em que o calor se propaga através de um "condutor". Ou seja, apesar de não estar em contato direto com a fonte de calor um corpo pode ser modificar sua energia térmica se houver condução de calor por outro corpo, ou por outra parte do mesmo corpo.
Por exemplo, enquanto cozinha-se algo, se deixarmos uma colher encostada na panela, que está sobre o fogo, depois de um tempo ela esquentará também.
Este fenômeno acontece, pois, ao aquecermos a panela, suas moléculas começam a agitar-se mais, como a panela está em contato com a colher, as moléculas em agitação maior provocam uma agitação nas moléculas da colher, causando aumento de sua energia térmica, logo, o aquecimento dela.
Também é por este motivo que, apesar de apenas a parte inferior da panela estar diretamente em contato com o fogo, sua parte superior também esquenta.
 
Convecção Térmica
A convecção consiste no movimento dos fluidos, e é o princípio fundamental da compreensão do vento, por exemplo.
O ar que está nas planícies é aquecido pelo sol e pelo solo, assim ficando mais leve e subindo. Então as massas de ar que estão nas montanhas, e que está mais frio que o das planícies, toma o lugar vago pelo ar aquecido, e a massa aquecida se desloca até os lugares mais altos, onde resfriam. Estes movimentos causam, entre outros fenômenos naturais, o vento.
Formalmente, convecção é o fenômeno no qual o calor se propaga por meio do movimento de massas fluidas de densidades diferentes.
 
Irradiação Térmica
É a propagação de energia térmica que não necessita de um meio material para acontecer, pois o calor se propaga através de ondas eletromagnéticas.
Imagine um forno microondas. Este aparelho aquece os alimentos sem haver contato com eles, e ao contrário do forno à gás, não é necessário que ele aqueça o ar. Enquanto o alimento é aquecido há uma emissão de microondas que fazem sua energia térmica aumentar, aumentando a temperatura.
O corpo que emite a energia radiante é chamado emissor ou radiador e o corpo que recebe, o receptor.
Gases
Gases são fluidos no estado gasoso, a característica que o difere dos fluidos líquidos é que, quando colocado em um recipiente, este tem a capacidade de ocupa-lo totalmente. A maior parte dos elementos químicos não-metálicos conhecidos são encontrados no seu estado gasoso, em temperatura ambiente.
As moléculas do gás, ao se movimentarem, colidem com as outras moléculas e com as paredes do recipiente onde se encontram, exercendo uma pressão, chamada de pressão do gás.
Esta pressão tem relação com o volume do gás e à temperatura absoluta.
Ao ter a temperatura aumentada, as moléculas do gás aumentam sua agitação, provocando mais colisões.
Ao aumentar o volume do recipiente, as moléculas tem mais espaço para se deslocar, logo, as colisões diminuem, diminuindo a pressão.
Utilizando os princípios da mecânica Newtoniana é possível estabelecer a seguinte relação:
Onde:
p=pressão
m=massa do gás
v=velocidade média das moléculas
V=volume do gás.
 
Gás perfeito ou ideal
É considerado um gás perfeito quando são presentes as seguintes características:
o movimento das moléculas é regido pelos princípios da mecânica Newtoniana;
os choques entre as moléculas são perfeitamente elásticos, ou seja, a quantidade de movimento é conservada;
não há atração e nem repulsão entre as moléculas;
o volume de cada molécula é desprezível quando comparado com o volume total do gás.
 
Energia cinética de um gás
Devido às colisões entre si e com as paredes do recipiente, as moléculas mudam a sua velocidade e direção, ocasionando uma variação de energia cinética de cada uma delas. No entanto, a energia cinética média do gás permanece a mesma.
Novamente utilizando-se conceitos da mecânica Newtoniana estabelece-se:
Onde:
n=número molar do gás (nº de mols)
R=constante universal dos gases perfeitos (R=8,31J/mol.K)
T=temperatura absoluta (em Kelvin)
 
O número de mols do gás é calculado utilizando-se sua massa molar, encontrado em tabelas periódicas e através da constante de Avogadro.
Utilizando-se da relação que em 1mol de moléculas de uma substância há moléculas desta substância.
Transformação Isotérmica 
A palavra isotérmica se refere a mesma temperatura, logo uma transformação isotérmica de uma gás, ocorre quando a temperatura inicial é conservada.
A lei física que expressa essa relação é conhecida com Lei de Boyle e é matematicamente expressa por:
Onde:
p=pressão
V=volume
=constante que depende da massa, temperatura e natureza do gás.
Como estaconstante é a mesma para um mesmo gás, ao ser transformado, é válida a relação:
 
Exemplo:
Certo gás contido em um recipiente de 1m³ com êmbolo exerce uma pressão de 250Pa. Ao ser comprimido isotérmicamente a um volume de 0,6m³ qual será a pressão exercida pelo gás? 
Vamos supor que, viajando de automóvel, você observa uma placa que sinaliza “km 130” quando o relógio marca 10h e que às 12h você, na mesma estrada, passa pela placa que marca “km 290”. Você poderá saber a velocidade média do veículo realizando os seguintes cálculos:
O valor obtido da expressão anterior apenas nos dá a ideia da rapidez com que foi feito esse percurso. Em alguns pontos do trecho descrito acima, o veículo pode ter se deslocado com velocidade muito maior ou muito menor que 80 km/h. O veículo pode, até mesmo, ter realizado algumas paradas durante algum tempo.
A velocidade média de um móvel pode ser interpretada como o valor da velocidade constante que um segundo móvel deveria manter para fazer o mesmo percurso no mesmo tempo que o móvel em estudo.
Sabemos que o conceito de deslocamento é a medida da distância entre duas posições ocupadas pelo corpo em movimento, sobre uma trajetória. Essa medida costuma ser obtida entre duas referências como, por exemplo, entre marcos quilométricos de uma estrada.
Já o conceito de velocidade escalar nos dá a ideia numérica da rapidez com que o corpo se movimenta e em que orientação ele o faz. Essa velocidade pode estar relacionada a um intervalo de tempo, quando é denominada velocidade escalar média. A velocidade escalar instantânea representa a velocidade de um móvel num determinado instante de seu movimento.
A velocidade escalar média (vm) de um móvel é, por definição, a razão entre o deslocamento escalar (ΔS) e o intervalo de tempo (Δt) gasto para percorrê-lo. Assim, a expressão matemática da velocidade escalar média é:
Na equação acima temos:
Vm – velocidade escalar média.
ΔS – variação do espaço.
Δt – variação do tempo.
O intervalo de tempo (Δt) é a diferença entre o instante inicial to e o instante final t, correspondente ao início e ao fim do percurso, e é representado pela expressão:
∆t=t-t0
Vejamos que como (Δt) é uma grandeza positiva, vm terá sempre o mesmo sinal de (ΔS). No SI (Sistema Internacional de Unidades), a unidade de medida da velocidade média é m/s.
Para fazermos as conversões m/s para km/h e vice-versa, poderemos fazer uso do seguinte esquema:
CINEMÁTICA 
Velocidade
A velocidade de um corpo é dada pela relação entre o deslocamento de um corpo em determinado tempo. Pode ser considerada a grandeza que mede o quão rápido um corpo se desloca.
A análise da velocidade se divide em dois principais tópicos: Velocidade Média e Velocidade Instantânea. É considerada uma grandeza vetorial, ou seja, tem um módulo (valor numérico), uma direção (Ex.: vertical, horizontal,...) e um sentido (Ex.: para frente, para cima, ...). Porém, para problemas elementares, onde há deslocamento apenas em uma direção, o chamado movimento unidimensional, convém tratá-la como um grandeza escalar (com apenar valor numérico).
As unidades de velocidade comumente adotadas são:
  m/s (metro por segundo); 
  km/h (quilômetro por hora);
No Sistema Internacional (S.I.), a unidade padrão de velocidade é o m/s. Por isso, é importante saber efetuar a conversão entre o km/h e o m/s, que é dada pela seguinte relação:
A partir daí, é possível extrair o seguinte fator de conversão:
, ou de forma equivalente: 
Velocidade Média
Indica o quão rápido um objeto se desloca em um intervalo de tempo médio e é dada pela seguinte razão: 
Onde:
  = Velocidade Média
  = Intervalo do deslocamento [posição final – posição inicial ()]
  = Intervalo de tempo [tempo final – tempo inicial ()] 
Por exemplo:
Um carro se desloca de Florianópolis – SC a Curitiba – PR. Sabendo que a distância entre as duas cidades é de 300 km e que o percurso iniciou as 7 horas e terminou ao meio dia, calcule a velocidade média do carro durante a viagem:
  = (posição final) – (posição inicial)
  = (300 km) – (0 km)
  = 300 km
E que:
  = (tempo final) – (tempo inicial)
  = (12 h) – (7h)
  = 5 h
Então:
  
  
Mas, se você quiser saber qual a velocidade em m/s, basta dividir este resultado por 3,6 e terá:
  
Velocidade Instantânea
Sabendo o conceito de velocidade média, você pode se perguntar: “Mas o automóvel precisa andar todo o percurso a uma velocidade de 60km/h?” 
A resposta é não, pois a velocidade média calcula a média da velocidade durante o percurso (embora não seja uma média ponderada, como por exemplo, as médias de uma prova). 
Então, a velocidade que o velocímetro do carro mostra é a Velocidade Instantânea do carro, ou seja, a velocidade que o carro está no exato momento em que se olha para o velocímetro.
A velocidade instantânea de um móvel será encontrada quando se considerar um intervalo de tempo () infinitamente pequeno, ou seja, quando o intervalo de tempo tender a zero ().
	Saiba mais:
Para realizar o cálculo de velocidade instantânea, os seja, quando o intervalo de tempo for muito próximo a zero, usa-se um cálculo de derivada:
Derivando a equação do deslocamento em movimento uniformemente acelerado em função do tempo:
Movimento Uniforme 
Quando um móvel se desloca com uma velocidade constante, diz-se que este móvel está em um movimento uniforme (MU). Particularmente, no caso em que ele se desloca com uma velocidade constante em trajetória reta, tem-se um movimento retilíneo uniforme.
Uma observação importante é que, ao se deslocar com uma velocidade constante, a velocidade instantânea deste corpo será igual à velocidade média, pois não haverá variação na velocidade em nenhum momento do percurso.
A equação horária do espaço pode ser demonstrada a partir da fórmula de velocidade média.
Por exemplo:
Um tiro é disparado contra um alvo preso a uma grande parede capaz de refletir o som. O eco do disparo é ouvido 2,5 segundos depois do momento do golpe. Considerando a velocidade do som 340m/s, qual deve ser a distância entre o atirador e a parede?
  
Aplicando a equação horária do espaço, teremos:
, mas o eco só será ouvido quando o som "ir e voltar" da parede. Então .
É importante não confundir o s que simboliza o deslocamento do s que significa segundo. Este é uma unidade de tempo. Para que haja essa diferenciação, no problema foram usados: S (para deslocamento) e s (para segundo).
	Saiba mais...
Por convenção, definimos que, quando um corpo se desloca em um sentido que coincide com a orientação da trajetória, ou seja, para frente, então ele terá uma v>0 e um >0 e este movimento será chamado movimento progressivo. Analogamente, quando o sentido do movimento for contrário ao sentido de orientação da trajetória, ou seja, para trás, então ele terá uma v<0 e um <0, e ao movimento será dado o nome de movimento retrógrado.
A velocidade média de um móvel é dada pela divisão entre o espaço total percorrido (Δs) e o tempo gasto no percurso (Δt), de modo que:
vM = Δs
       Δt
A unidade de medida para velocidade média no Sistema Internacional de Unidades é o metro por segundo (m/s). Todavia, em nosso cotidiano, a unidade quilômetro por hora (km/h) é mais comum, sendo usada para a velocidade de carros e motos no trânsito, por exemplo. A imagem abaixo mostra como é feita a transformação entre as unidades de velocidade.
Exemplos:
72 km/h ÷ 3,6 = 20 m/s
40 m/s x 3,6 = 144 km/h
→ Por que 3,6?
O fator 3,6 vem do fato de que 1 km = 1000 m e 1 h = 3600s. Veja:
1 km = 1000 m
     h     3600s
1 km = 10 m
     h     36s
1 km = 1    m
     h    3,6  s
Repare que, para transformar 1 km/h para m/s, o fator 3,6 aparece dividindo a equação; se fosse o processo inverso, ele aparecia multiplicando.
→ Velocidade média não é a média das velocidades
A velocidade média de um corpo não é dada pela média aritmética das velocidades atingidas durante o percusso, mas ela significa o valor correspondente à velocidade constante necessária para percorrer todo o trajetoem determinado intervalo de tempo.
Exemplo:
Pense que você está viajando de carro e encontra-se a exatos 10 km (10.000 m) de seu destino final. Suponha que a primeira metade do percurso tenha sido feita com velocidade constante de 40 m/s e a segunda metade, com velocidade de 30 m/s. Sendo assim, qual é a velocidade média do veículo no qual você viaja?
Somos levados a pensar que a velocidade média, nesse caso, é a média aritmética entre as velocidades 30 m/s e 40 m/s. Se fosse assim, teríamos:
vM = 30 + 40
       2
vM = 70 
       2
vM = 35 m/s
Esse resultado está ERRADO porque a velocidade média não é a média das velocidades.
O modo CORRETO de resolução desse exercício é determinar o tempo gasto em cada metade do percurso e, posteriormente, definir a velocidade média. Veja:
Tempo gasto na primeira metade (Δt):
v 1M = Δs
          Δt
Δt = Δs
       v1M
Δt = 5 000 m
       40 m/s
Δt =125 s
Tempo gasto na segunda metade (Δt '):
v 2M = Δs
          Δt'
Δt' = Δs
       v 2M
Δt' = 5 000m
        30 m/s
Δt' ≈ 166,7 s
O tempo total pode ser determinado pela soma Δt + Δt':
ΔtTOTAL= 125 + 166,7
ΔtTOTAL = 291,7 s      
Sendo assim, a velocidade média é:
vM = Δs
       Δt
vM = 10.000 m
       291,7
vM ≈ 34,3 m/s
O valor correto corresponde a 34,3 m/s, e não a 35 m/s, como obtido pela média aritmética. Nesse exemplo, a diferença é pequena, mas existem casos em que ela é significativa.
A velocidade média de uma reação (Vm) pode ser medida por meio da variação da concentração dos reagentes ou da variação da concentração dos produtos em relação ao tempo transcorrido de reação, conforme a fórmula a seguir:
Visto que se considera a variação da concentração e do tempo, é necessário diminuir os valores finais pelos iniciais daquele intervalo da reação. Isso permite que esse cálculo da velocidade média seja feito em qualquer intervalo de tempo do processo:
Se for considerada a variação da concentração dos produtos, a fórmula será:
Já no caso da variação da concentração dos reagentes, teremos que adicionar um sinal negativo na fórmula, pois como os reagentes são consumidos durante o processo, a sua concentração final será menor que a inicial e o resultado daria negativo, assim, temos:
A unidade da velocidade média será dada de acordo com as unidades da concentração e do tempo. Por exemplo, se a concentração for dada em mol/L e o tempo em segundos, a unidade de Vm será mol. L-1. s-1. No entanto, as quantidades de reagentes e produtos também podem ser expressas em termos de massa, volume – principalmente no caso de gases –, número de mol, etc. Já o tempo também pode ser dado em minutos ou horas, dependendo da velocidade com a qual se processa a reação.
Até agora explicamos quais são as fórmulas para se calcular separadamente as velocidades médias de consumo do reagente e de formação do produto, porém, como conseguimos a velocidade média global da reação?
Basta dividir cada valor da velocidade pelo coeficiente da respectiva substância na equação química que representa a reação. De forma geral:
Para entender como se aplica esse conceito, vejamos o exemplo de uma reação que ocorre em um balão com 10 mol do gás ozônio (O3). Suas moléculas colidem umas com as outras, formando moléculas de oxigênio (O2), conforme a equação química a seguir:
2O3→ 3O2
Depois de 1 minuto restam apenas 4 mol de ozônio, o que significa claramente que 6 mol reagiram. Assim, a velocidade média de decomposição do O3 foi de 6 mol. L-1. min-1, como mostrado a seguir:
Vm = - ? [ reagentes] 
 ?t
Vm = - ? [ final - inicial] 
 ?t
Vm = - ? [ O3] 
 ?t
Vm = - [4-10 ] mol/L 
 1 min
Vm = 6 mol/L
 1 min
Vm de decomposição de O3= 6 mol. L-1. min-1
Isso significa que, durante 1 minuto, seis mol de O3 reagiram em cada litro do sistema.
Mas se fizéssemos esse cálculo em relação ao produto (O2), a velocidade média da reação de sua formação seria de 9 mol. L-1. min-1:
2O3→ 3O2
2 mol ------ 3 mol
6 mol ------   x
x = 9 mol de O2 formados
Vm = ? [ produto] 
 ?t
Vm = ? [ final - inicial] 
 ?t
Vm = ? [ O2] 
 ?t
Vm = [9 - 0 ] mol/L 
 1 min
Vm = 9 mol/L
 1 min
Vm de formação de O2 = 9 mol. L-1. min-1
Se quisermos descobrir também a velocidade global da reação, basta, conforme já dito, dividir cada velocidade pelo seu respectivo coeficiente. Veja como isso é feito abaixo:
2O3→ 3O2
Vm da reação= 6 mol. L-1. min-1 = 3 mol. L-1. min-1
 2
 Ou
Vm da reação= 9 mol. L-1. min-1 = 3 mol. L-1. min-1
 3
Para calcular a velocidade com que ocorrem as reações, é possível tomar como base os reagentes que estão sendo consumidos ou os produtos que estão sendo formados, pelo tempo de cada processo. A escolha do processo de cálculo depende da reação que se está estudando.
Por exemplo, considere a reação genérica abaixo, em que dois reagentes diferentes se transformam em dois produtos diferentes:
A + B → C + D
Nesse caso, seriam quatro as possibilidades para se determinar a velocidade dessa reação. Confira abaixo:
1. Em relação aos reagentes:
1.1. Em relação ao reagente A:
V = ___quantidade consumida de reagente A___
 Tempo gasto para o consumo desse reagente
1.2. Em relação ao reagente B:
V = ___quantidade consumida de reagente B__
 Tempo gasto para o consumo desse reagente
2. Em relação aos produtos:
2.1. Em relação ao produto C:
V = ___quantidade formada de produto C___
 Tempo gasto para a formação desse produto
2.2. Em relação ao produto D:
V = ___quantidade formada de produto D__
 Tempo gasto para a formação desse produto
Visto que a velocidade da reação pode variar em cada instante e de uma substância para outra, normalmente se trabalha com a velocidade média da reação, que é dada pela relação entre a variação da concentração pelo intervalo de tempo (∆t):
Conforme já foi dito, esse cálculo pode ser feito em relação aos reagentes ou aos produtos:
Observe que a fórmula da velocidade média em relação aos reagentes possui um sinal negativo. Isso ocorre porque, como os reagentes são consumidos, a sua variação daria negativa; assim, para acabar com esse problema, coloca-se o sinal negativo antes da fórmula ou considera-se o valor da sua variação em módulo: |  |.
As unidades utilizadas dependem de como as quantidades dos reagentes ou produtos e o tempo estão sendo expressos. Por exemplo, se a concentração dos reagentes for dada em mol/L, ou seja, em concentração molar, e se o tempo estiver sendo contado em minutos, a velocidade média será dada em mol. L-1. min-1 ou mol/ L.min.
A quantidade de cada reagente ou produto pode ser expressa em massa, quantidade de matéria (mol), em volume, pressão, ou em qualquer outra grandeza conveniente. Já o tempo depende da rapidez com que a reação ocorre; se for rápida, normalmente se utiliza segundos ou microssegundos, se for moderada, ela é marcada em minutos e horas, porém, se for lenta, pode ser expressa em anos, séculos ou até milênios.
Algumas dessas unidades podem ser visualizadas abaixo:
Outra maneira de encontrar a velocidade média de uma reação é por meio dos coeficientes da reação de cada substância participante. Considere, por exemplo, a reação genérica abaixo, em que as letras minúsculas representam os coeficientes da reação; e as letras maiúsculas os reagentes e produtos:
Essa definição foi convencionada pela União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC). Primeiro calcula-se a velocidade média de cada substância por meio das fórmulas anteriores mostradas e, posteriormente, divide-se o resultado pelo seu respectivo coeficiente estequiométrico.
A Cinética Química tem como principal objetivo o estudo da velocidade em que uma determinada reaçãoquímica processa-se. A partir desse estudo, temos condição de especificar se uma reação ocorreu de forma rápida ou lenta.
Ao falarmos de velocidade (v), devemos relembrar que a Física trabalha essa grandeza por meio da relação entre a variação do espaço (ΔS) e a variação do tempo (Δt):
v = ΔS
     Δt
Na Química, não avaliamos o espaço que uma reação percorre, já que ela não se desloca de um lugar para outro. Na verdade, damos ênfase na variação das quantidades de reagentes e produtos durante uma reação expressa em termos de molaridade (concentração em mol/L). A variação da concentração é dada pela simbologia Δ[ ].
Durante uma reação química, os reagentes são consumidos para que os produtos sejam formados. Por essa razão, podemos calcular a velocidade em que um reagente é consumido ou a velocidade em que um produto é formado, por exemplo. Em ambos os casos, sempre vamos realizar o cálculo a partir da relação entre a variação da concentração e a variação do tempo:
v = |Δ[ ]|
     Δt
Observação: O módulo |Δ[ ]| é necessário porque a velocidade não pode ser negativa. Além disso, existe a possibilidade de, ao calcular a variação da concentração (Δ[ ]), o resultado ser negativo (principalmente nos reagentes, pois a concentração final é menor que a inicial).
Para determinar a velocidade média em que uma reação (vr) é processada, devemos obrigatoriamente conhecer a velocidade (vx) de qualquer um dos participantes da reação e dividi-la pelo seu coeficiente estequiométrico da reação:
vr = vx
      n
Para exemplificar os cálculos da velocidade em uma reação química, vamos utilizar como base a equação que representa a reação de formação da amônia.
1 N2 + 3 H2 → 2 NH3
Nessa reação, o N2 e o H2 são reagentes, enquanto o NH3 é o produto. À medida que o tempo passa, a quantidade de reagentes diminui e a quantidade de produtos aumenta, de acordo com a tabela a seguir:
Utilizando os dados acima, é possível determinar a velocidade de cada um deles em qualquer intervalo de tempo. Para exemplificar, determinaremos a velocidade de cada um no intervalo de 0 a 2 minutos de reação:
Para o N2
→ A concentração varia de:
Δ[ ] = |0,1 – 0,2|
Δ[ ] = 0,1 mol/L
→ O tempo varia de:
Δt = 2 – 0
Δt = 2 min
→ A velocidade de consumo de N2 será, então:
v = |Δ[ ]|
 Δt
v = 0,1
 2
v = 0,05 mol.L-1.min-1
Para o H2
→ A concentração varia de:
Δ[ ] = |0,3 – 0,6|
Δ[ ] = 0,3 mol/L
→ O tempo varia de:
Δt = 2 – 0
Δt = 2 min
→ A velocidade de consumo de N2 será, então:
v = |Δ[ ]|
 Δt
v = 0,3
 2
v = 0,15 mol.L-1.min-1
Para o NH3
→ A concentração varia de:
Δ[ ] = |0,2 – 0|
Δ[ ] = 0,2 mol/L
→ O tempo varia de:
Δt = 2 – 0
Δt = 2 min
→ A velocidade de formação de NH3 será, então:
v = |Δ[ ]|
 Δt
v = 0,2
 2
v = 0,1 mol.L-1.min-1
A velocidade média da reação de formação do NH3 pode ser determinada por meio de qualquer uma das velocidades conhecidas de qualquer um dos participantes da reação. Nós dividiremos a velocidade deles pelo coeficiente da reação. A tabela a seguir traz o cálculo feito com as velocidades e os coeficientes dos três participantes:
Analisando a tabela, podemos concluir que o resultado do cálculo da velocidade média de uma reação será o mesmo independentemente do participante utilizado no cálculo.
A Cinética Química é um campo que estuda os fatores que influenciam a taxa de desenvolvimento das reações químicas, isto é, a velocidade com que se processam. Há cada vez mais pesquisas em torno desta área, visto que muitas vezes queremos acelerar algumas reações ou diminuir a rapidez de outras. Isso é especialmente importante para as indústrias e essas pesquisas têm importantes consequências tecnológicas.
Mas, visto que a velocidade de uma reação pode variar em cada intervalo de tempo e de uma substância para outra, costuma-se calcular a velocidade média das reações.
Considere a reação genérica a seguir, em que os coeficientes são as letras minúsculas e os reagentes e produtos estão representados pelas letras maiúsculas:
a A + b B → c C + d D
A velocidade média dessa reação será dada dividindo-se a velocidade média de reação de qualquer uma das substâncias reagentes ou a velocidade média de formação de qualquer um dos produtos pelo seu respectivo coeficiente na equação química. Isto é dado por:
Por exemplo, considere a reação de decomposição da água oxigenada:
2 H2O2(aq) → 2 H2O(l) + 1 O2 (g)
Digamos que em 1 minuto se formaram 0,3 mol/L de H2O e 0,15 mol/L de O2, enquanto se decompôs 0,3 mol/L de H2O2, ou seja, temos que as velocidades médias de decomposição e de formação dessas substâncias da reação são de:
VmH2O2 = 0,3 mol/L . min
VmH2O = 0,3 mol/L . min
VmO2 = 0,15 mol/L . min
A velocidade média da reação global será encontrada ao pegar um desses valores e dividi-lo pelo respectivo coeficiente na equação:
Vm = VmH2O2 = 0,3 mol/L . min = 0,15 mol/L . min
           2                2        
Vm = VmH2O = 0,3 mol/L . min = 0,15 mol/L . min
           2                2        
Vm = VmO2 = 0,15 mol/L . min = 0,15 mol/L . min
           1                1        
Note que os três valores são iguais, portanto, a velocidade da reação é a mesma em função de qualquer reagente ou produto, num mesmo intervalo de tempo.
Porém, como se encontrou os valores das velocidades médias de cada uma das substâncias envolvidas nessas reações?
Isso pode ser calculado dividindo-se a variação da concentração da substância (reagente ou produto) pelo intervalo de tempo. Se formos determinar a velocidade média de um dos reagentes da reação, teremos que colocar um sinal negativo antes, ou então considerar o valor da concentração em módulo ||, pois, visto que a concentração do reagente diminui com o passar do tempo, o valor da velocidade seria negativo, mas não existe velocidade negativa.
Por exemplo, considere a seguinte reação de decomposição do gás ozônio (O3(g)) em gás oxigênio (O2(g)):
2 O3(g) → 3 O2(g)
Digamos que num balão havia 10 mol de gás ozônio, mas após 1 minuto, restaram apenas 4 mol; isto significa que 6 mol de ozônio transformaram-se em gás oxigênio. Assim, temos:
 2 O3(g) → 3 O2(g)
t = 0 min 2 mol/L 0 mol/L
 gastos formados
 6 mol/L 9 mol/L
t = 1 min 4 mol/L 9 mol/L
Veja que como a proporção da reação é de 2:3, então, se foram gastos 6 mol de O3, foram formados 9 mol de O2. Assim, após 1 minuto, temos as seguintes velocidades médias:
Vm = - ∆ [O3]
 ∆t 
Vm = - ([O3final - O3inicial])
 tfinal - tinicial
Vm = - ([4 - 10])
 1– 0
Vm = 6 mol/L . min→ Durante 1 minuto, 6 mol de ozônio reagiram em cada litro do sistema.
Vm = ∆ [O2]
 ∆t 
Vm = ([O2final - O2inicial])
 tfinal - tinicial
Vm = ([9 - 0])
 1– 0
Vm = 9 mol/L . min→ Durante 1 minuto, 9 mol de oxigênio foram formados em cada litro do sistema.
Isso nos mostra que podemos calcular a velocidade média em função dos reagentes ou em função dos produtos.
Agora, se quisermos calcular a velocidade média dessa reação global, basta fazer como mostramos no início: dividir cada uma dessas velocidades pelos seus respectivos coeficientes na equação química:
Vm = VmO3 = 6 mol/L . min = 3 mol/L . min
 2 21 
Vm = VmO2 = 9 mol/L . min = 3 mol/L . min
 3 3 
Vm = VmO3 = VmO2 
 2 3
CINÉTICA QUÍMICA
Podemos observar que algumas reações químicas acontecem com mais rapidez e outras mais lentamente. Nem toda reação química acontece no mesmo tempo. Umas demoram horas, dias, anos. Outras levam uma fração de segundo para ocorrer. 
As reações químicas ocorrem em velocidades diferentes, como por exemplo o processo de digestão dos alimentos que leva algumas horas e uma explosão que é instantânea.
Veja algumas reações químicas:
- ácidoe uma base é uma reação instantânea;
- formação da ferrugem, que levam anos para se formar;
- dissolução de uma pastilha efervescente, que levam alguns segundos;
- decaimento radioativos, que levam muitas vezes bilhões de anos;
- queima de uma vela, que levam algumas horas;
- queima de um palito de fósforo, que levam alguns segundos;
- formação das rochas, que levam alguns milhões de anos.
        
As vezes é importante controlar estas reações, tornando-as mais rápidas ou mais lentas. 
A cinética química é uma área da Química que estuda a velocidade das reações químicas e os fatores que alteram esta velocidade.
VELOCIDADE MÉDIA
A velocidade média de uma reação química pode ser dada através da razão da variação de concentração pelo tempo de reação. 
Onde:
Vm = velocidade média (mol/L/s)
variação de concentração (mol/L)
variação de tempo (s, min)
módulo (resultado tem que ser positivo, a velocidade tem que ser positiva)
As unidades podem variar.
Exemplo:
Observe a transformação do acetileno em benzeno:
Pode-se calcular a velocidade média (até o processo final) ou parcial:
Dados:
	[C2H2] (mol)
	3,5
	2,7
	2,0
	1,5
	0,9
	t (min)
	0
	1
	2
	3
	4
cálculo da velocidade ao final de 4 minutos:
 
            
cálculo da velocidade entre 1 e 2 minutos:
 
              
A velocidade média de uma reação química pode também estar relacionada com a reação de desaparecimento e com a reação de aparecimento, desta forma:
As unidades podem ser: 
Conhecendo as informações sobre um dos participantes da reação, podemos calcular a velocidade dos outros participantes e até mesmo a velocidade média da reação. 
Veja o caso da síntese da amônia:
Dividindo-se a velocidade calculada para qualquer um dos participantes pelo seu próprio coeficiente estequiométrico, será encontrado um resultado igual ao mesmo cálculo feito aos demais participantes.
Onde:
Estes cálculos podem ser feitos também, através de regra de três.
Exemplos: 
De acordo com a reação da síntese da amônia, veja o problema seguinte:
O gás hidrogênio é consumido a uma taxa de 18mols a cada 4 minutos. Calcule:
a) a velocidade de consumo do N2
b) a taxa de formação do NH3
c) a massa consumida de H2 por minuto
d) a massa obtida de NH3 por minuto
Durante uma reação química, a concentração dos reagentes (B) vai diminuindo, enquanto a concentração dos produtos vai aumentando (A). 
 
Fonte: http://cesarmauriciosantos-fisqui.blogspot.com/2008_09_01_archive.html
 
A concentração dos reagentes pode ou não chegar a zero. Se a concentração dos reagentes for diminuindo, a velocidade da reação também vai diminuindo. Quando terminar a reação, a velocidade será zero.
FONTE: http://inorgan221.iq.unesp.br/quimgeral/respostas/graph.gif
Velocidade de Consumo e de Produção
A velocidade média de consumo é a medida de reagente que é consumida, “desaparece” na reação, por unidade de tempo.
A velocidade média de produção é a medida de produto formado durante a reação, por unidade de tempo.
Seja a reação genérica:
Neste caso, o reagente também pode ser chamado de reatante.
A equação química pode apresentar o coeficiente estequiométrico de cada reagente. Este coeficiente representa o número de mols da substância. Veja uma equação química genérica, onde a, b, c e d são coeficientes estequiométricos e A, B, C e D são as substâncias químicas. 
Velocidade de Consumo dos Reagentes: 
Exemplo: 
Velocidade de Formação dos Produtos: 
Condições para que ocorra uma reação química
Para que uma reação química ocorra é necessário que haja contato e afinidade química entre os reagentes. Uma das condições mais importantes para a ocorrência de uma reação química é a energia de ativação e as colisões entre as moléculas dos reagentes.
TEORIA DAS COLISÕES
Os átomos das moléculas dos reagentes estão sempre em movimento gerando muitas colisões (choques). Parte destas colisões aumentam a velocidade da reação química. 
Quanto mais choques com energia e geometria adequada houver, maior a velocidade da reação.  
Há dois tipos de colisões:
- horizontal – colisão mais lenta
- vertical – colisão mais rápida, colisão efetiva
Veja os dois modelos de colisões para a formação de duas moléculas de HCl:
Colisão Horizontal
 
Observe que após a primeira colisão há a formação de apenas uma molécula de HCl. A segunda molécula se formará na segunda colisão.
Colisão Vertical
Observe que molécula de H2 se aproxima da molécula de Cl2 com muita velocidade.  Em seguida, se chocam violentamente formando duas moléculas de HCl que se afastam logo. A primeira colisão forma o complexo ativado (duas molécuas de HCl). Esta colisão acontece com muita velocidade e portanto mais rápida, mais efetiva. Torna a reação química mais rápida.
O estado intermediário da reação, onde forma-se o complexo ativado é um estado de transição onde há um alto valor de energia envolvido. 
O complexo ativado é a espécie química com maior valor energético em toda a reação química que tem vida curtíssima. 
ENERGIA DE ATIVAÇÃO(Eat)
É a energia mínima que os reagentes precisam para que inicie a reação química. Esta energia mínima é necessária para a formação do complexo ativado. 
Quanto maior a energia de ativação mais lenta é a reação porque aumenta a dificuldade para que o processo ocorra.
Quanto menor a energia de ativação menor a “barreira” de energia, mais colisões efetivas e portanto uma reação mais rápida. 
 
Gráficos Endotérmicos e Exotérmicos para a Energia de Ativação
A energia de ativação varia de acordo com o tipo de reação química. Nas reações endotérmicas ela é maior do que nas exotérmica.
                 
Onde:
Endotérmico 
Fonte: http://luizclaudionovaes.sites.uol.com.br/enerat1.gif
Exotérmico
 
Fonte: http://luizclaudionovaes.sites.uol.com.br/enerat1.gif
 
FATORES QUE ALTERAM A VELOCIDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS
Alguns fatores podem aumentar ou diminur a velocidade de uma reação química. São eles:
- temperatura
- superfície de contato
- pressão
- concentração
- presença de luz
- catalisador
- inibidores
Temperatura
A temperatura está ligada à agitação das moléculas. Quanto mais calor, mais agitadas ficam as moléculas. Se aumenta a temperatura, aumenta a energia cinética das moléculas (movimento). Se as moléculas se movimentam mais, elas se chocam mais e com mais energia, diminuindo a energia de ativação e em consequência, aumenta o número de colisões efetivas e portanto a velocidade da reação também aumenta. 
Por este motivo, aumentamos a chama do fogão para cozinhar e utilizamos a geladeira para evitar a deterioração dos alimentos.
Superfície de Contato
A área de contato entre os reagentes também interfere na velocidade das reações químicas. Quanto maior a superfície de contato, maior o número de moléculas reagindo, maior o número de colisões eficazes e portanto, aumenta a velocidade da reação. 
Isto explica porque devemos tomar um comprimido de aspirina, por exemplo, inteiro do que em pó. O comprimido em pó reage mais rapidamente, causando lesões no nosso estômago. Se ele for ingerido inteiro, levará mais tempo para reagir, evitando lesões. 
    
Uma substância em pó reage mais rápido do que uma substância inteira porque possui maior superfície de contato.
Veja outros exemplos:
- a carne é digerida mais facilmente quando mastigada do que inteira;
- gravetos queimas mais rápido do que um pedaço de madeira de mesma massa;
- palha de aço queima mais rápido do que um pedaço de ferro de mesma massa.
Pressão
Pressão é a razão entre força e área, ou seja, fazer força sobre uma determinada área. Com o aumento da pressão em um recipiente, diminui o volume e desta forma aumenta a concentração dos reagentes. As moléculas se chocam mais, aumentando o número de colísões e portanto, aumenta a velocidade da reação.
Fonte: http://www.brasilescola.com/upload/e/pressao.jpg
Concentração
Concentração está relacionado à quantidade de soluto e de solvente de uma substância. Se aumentaa concentração de reagentes , aumenta o número de moléculas dos reagentes, aumentando o número de colísões e aumentando também a velocidade da reação. Está associada à Lei Cinética (Lei de Guldber-Waage).
Quando se aumenta a concentração de oxigênio numa queima, a combustão acontece mais rápido. 
Presença de Luz
Algumas reações químicas ocorrem com maior velocidade quando estão na presença de luz. A luz influencia na velocidade das reações porque é uma energia em forma de onda eletromagnética que ajuda a quebrar a barreira da energia de ativação. 
A água oxigenada, por exemplo, se decompõe mais facilmente quando está exposta à luz, por isso devemos deixá-la guardada em local escuro. A fotossíntese realizada pelas plantas é um tipo de reação que é influenciada pela presença da luz. Outra reação onde é muito utilizada a luz é a decomposição do AgBr que dá origem aos filmes fotográficos.
CATALISADOR
Catalisador é uma substância química que não participa da reação química. Diminui a energia de ativação e aumenta a velocidade da reação.
O catalisador acelera a reação mas não altera a composição química dos reagentes e produtos envolvidos. A quantidade de substância produzida na reação não se altera com o uso de catalisadores. 
Se a reação for reversível, a reação inversa também será acelerada, pois sua energia de ativação também terá um valor menor. 
O catalisador não altera a variação de entalpia. 
Gráficos com e sem catalisadores:
http://clientespeedy.klickeducacao.com.br/2006/arq_img_upload/paginas/558/cineticanew2.jpg
Catálise é o aumento de velocidade da reação, provocado pelo catalisador. 
A palavra catálise, do grego katálysis,  foi introduzida, em 1835, por Berzeliu.
No nosso organismo existem muitos catalisadores, que são chamados de enzimas. A saliva e o suco gástrico (que contém ácido clorídrico) são exemplos de enzimas que aumentam a velocidade da reação, no caso, a digestão. 
Nas indústrias químicas, principalmente a petroquímica, os catalisadores são muito utilizados para acelerar as reações, deixando o processo mais barato.  
Uma forma de ver a ação dos catalisadores é adicionando açúcar ao refrigerante. Os refrigerenates carbonatados contém dióxido de carbono (gás carbônico) e pode ser eliminado mais facilmente com adição de açúcar. A reação de eliminação do gás acontece com mais velocidade e percebe-se a formação de bolhas do gás deixando a solução. 
Na equação química, coloca-se o catalisador em cima da seta que representa a reação química.
Em função dos estados físicos dos reagentes e produtos, a catálise pode ser homogênea ou heterogênea.
- catálise homogênea: quando reagentes e catalisador estão no mesmo estado físico formando um sistema monofásico.
- catálise heterogênea: quando reagentes e catalisador não estão no mesmo estado físico formando um sistema heterogêneo.
Não existe um tipo ideal de catalisador. Para cada reação química existe um tipo diferente de catalisador. Os catalisadors mais comuns são: 
- metais - principalmente os de transição: Co, Ni, Pt, Pd
- ácidos - que catalisam muitas reações orgânicas: H2SO4
- óxidos metálicos – Al2O3, Fe2O3
- bases - NaOH
- enzimas – produzidas pelos organismos vivos: lipase, suco gástrico.
Inibidores
São substâncias, que ao contrário dos catalisadores, aumentam a energia de ativação e como consequência diminuem a velocidade da reação química. Pode ser chamado também de veneno de catalisador ou anticatalisador. Antigamente era chamado de catalisador negativo. 
Velocidade Instantânea
Nas reações químicas a velocidade a cada instante é diferente da velocidade média. As velocidades instantâneas nunca são as mesmas, possuindo valores diferentes durante a reação. Se os intervalos de tempo utilizados nas medidas da velocidade média forem ficando cada vez menores, a velocidade média tenderá a assumir valores cada vez mais próximos da velocidade em um certo instante. 
Velocidade Instantânea é o valor para o qual tende a velocidade média quando os intervalos de tempo vão se tornando cada vez menores. 
Pode ser calculada de acordo com a “Lei Cinética ou Equação de Velocidade”, proposta por Guldberg e Waage. 
 LEI DE GULDBERG E WAAGE
A Lei da Velocidade ou Lei de Guldberg-Waage foi proposta em 1867, pelos cientistas norugueses Cato Maximilian Guldberg (1836-1902) e Peter Waage (1833-1900). Foi enunciada da seguinte forma:
“ A velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes, para cada temperatura, elevada a expoentes experimentalmente determinados.”
Os expoentes que constam na lei irão determinar a ordem da reação. 
Para uma reação genérica, temos:
Onde:
V = velocidade da reação
K = constante de velocidade
[A] = concentração molar de A
[B] = concentração molar de B
X e Y = expoentes experimentalmente determinados
Em uma reação elementar, onde ocorre em uma única etapa, o expoente é o coeficiente dos reagentes.
Exemplo: 
 
Alguns processos químicos ocorrem em várias etapas. As reações globais são as que ocorrem em mais de uma etapa. A velocidade desta reação depende da velocidade das etapas participantes. Quando isto acontecer, determina-se a velocidade da reação através da etapa lenta. 
É fácil entender porque se utiliza a etapa lenta para determinar a velocidade da reação. Imagine por exemplo uma viagem de ônibus entre as cidades de São Paulo e Rio de Janeiro. Aparentemente, temos a impressão que a viajem vai acontecer em uma única etapa (sair de São Paulo e chagar ao Rio). Mas na prática, há três etapas. A primeira etapa é chegar até a rodoviária (10 minutos), a segunda pegar o ônibus, mais 5horas (300 minutos) e por último, já no Rio de Janeiro, pegar um ônibus até o seu destino (5 minutos). Como a segunda etapa gastou mais tempo, arredondamos a viagem para 5 horas. Com as reações químicas é mais ou menos assim que acontece. 
Exemplo:
_____________________________________
Velocidade da reação:    
Ordem da Reação e Molecularidade 
A ordem de uma reação química só pode ser determinada experimentalmente. 
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. 
Onde: 
Exemplo: 
Lei da velocidade:       
Molecularidade: 3 - trimolecular
A ordem da reação pode indicar o que acontece com a velocidade da reação quando é alterada a concentração dos reagentes.
	Ordem
	O que acontece com a concentração
	1ª
	Igual
	2ª
	Duplica (quadrado)
	3ª
	Ao cubo
Veja o exemplo:
Seja a equação química:
Responda:
a) equação da velocidade: 
b) ordem da reação: 2ª ordem
c) o que acontece com a velocidade quando a concentração de NO2 é dobrada? 2² = 4 (a velocidade aumenta 4 vezes).
d) o que acontece com a velocidade quando a concentração do CO é dobrada? Não acontece nada porque a concentração do CO não altera nada. A sua ordem é zero. 
 Velocidade instantânea em uma reação química
Conforme dito no texto “Cálculo da Velocidade Média de uma Reação” (), a velocidade média de uma reação química pode ser calculada pela variação da quantidade de reagentes ou pela variação da quantidade de produtos dividida pelo intervalo de tempo, conforme as fórmulas matemáticas:
Vm = - Δ [reagentes]     ou    Vm = Δ [produtos]
           Δt                                            Δt
No entanto, é possível também calcular a velocidade instantânea para uma reação. Essa velocidade ou rapidez instantânea é a rapidez da reação em determinado instante. Podemos, então, calcular a velocidade em um determinado momento da reação ou em uma determinada concentração dos reagentes ou dos produtos.
Para você entender a diferença entre a velocidade média e a velocidade instantânea, pense, por exemplo, em uma viagem de carro. No instante inicial da viagem, ou seja, no instante zero segundo, o carro está parado, portanto, suavelocidade instantânea é igual a zero. Digamos que o carro então comece a andar e depois de 15 minutos ele ultrapasse o km 30 da rodovia com uma velocidade igual a 120 km/h. Parando no pedágio, depois de 20 minutos de viagem, sua velocidade passa a 20 km/h e, por fim, depois de 75 minutos, ele chega à cidade de destino com uma velocidade de 100 km/h.
Se quiséssemos calcular a velocidade média dessa viagem, bastaria dividir a variação de espaço percorrido pela variação do tempo:
Vm =  Δs = 100 km  = 100 km = 80 km/h
          Δt      75 min     1,25 h
Veja que a velocidade média foi igual a 80 km/h, no entanto isso não significa que em todos os instantes da viagem a velocidade tenho sido essa. Como vimos, em cada instante da viagem havia uma velocidade instantânea específica.
O mesmo ocorre com as reações químicas: a rapidez da reação química muda no decorrer do processo; assim, a rapidez média é diferente da rapidez instantânea.
Além disso, se considerarmos intervalos de tempo muito pequenos, a rapidez média se torna cada vez mais próxima ao valor da rapidez instantânea.
Mas, então, como é feito o cálculo da velocidade instantânea?
Isso é realizado por meio do gráfico de variação de concentração pelo tempo. Primeiro calcula-se a velocidade média entre dois pontos que estejam próximos. Depois, deve-se construir um triângulo retângulo relacionando esses pontos. Desse modo, a tangente do ângulo (α) será aproximadamente o valor da velocidade instantânea nesse ponto, conforme a fórmula abaixo:
tg α = cateto oposto
           cateto adjacente
Ou seja, aplicando essa fórmula no gráfico, temos que o cateto oposto será dado pela variação da concentração e o cateto adjacente será o intervalo de tempo. Assim, temos:
Deve-se estar atento para o fato de que às vezes não se relaciona a concentração com o tempo, mas podem ser relacionados com o tempo: a massa, o número de mol, o volume, etc. Assim, o cateto oposto será a variação da grandeza física dada.
Veja um exemplo de como isso é realizado: considere a reação química de decomposição do pentóxido de dinitrogênio em óxido de nitrogênio e gás oxigênio mostrada abaixo:
2 N2O5(g) → 4 NO2(g) + 1 O2(g)
A seguir temos o gráfico da variação da concentração em mol/L do N2O5 e dos produtos NO2 e O2:
Como faríamos para calcular a velocidade instantânea para o N2O5 no instante t = 300 s?
Bem, primeiro calcula-se a rapidez média entre dois pontos próximos, por exemplo, entre 200 s e 400 s. Um fator importante é que quanto mais próximos forem os pontos, mais a velocidade instantânea se aproxima da média. Assim, temos:
Vm = Δ[ final – inicial ] = (149- 108) mol/ L =41 mol/L  = 0,205 mol/L . s
          Δ[ tfinal – tinicial ]         (400-200) s          200 s
tg α = Δ (N2O5)  = rapidez instantânea
          Δ (tempo)
Portanto, a rapidez instantânea será aproximadamente 0,205 mol/L . s no instante t = 300 s.
Dominar a Lei da Velocidade das reações químicas é simples e prático. Não há mistérios!! E se você pretende acertar qualquer questão de provas, vestibulares e ENEM, acompanhe este artigo até o final que você vai se surpreender. No fim do artigo há um vídeo de resolução de questão.
Primeiramente, saiba que da mesma forma que a velocidade de um automóvel mostra o quão rápido ele varia sua posição, a lei da velocidade mostra o quão rápido uma reação química acontece, seja pelo consumo de reagentes, seja pela formação de produtos.
Se os reagentes variam muito sua concentração molar (mol/L) em um curto tempo, dizemos que ele tem alta velocidade, ou seja, ele é consumido rapidamente. O interessante é que a velocidade da reação química não é constante, ela varia de acordo com a concentração. A lei da velocidade lhe fornece o valor instantâneo da velocidade a uma determinada concentração de reagentes.
Não imagina como?
Deixa eu te ensinar.
Imagine a seguinte reação química:
Essa reação mostra que os reagentes A e B serão consumidos, enquanto os produtos C e D serão produzidos.
Inicialmente, ou seja, antes de acontecer qualquer reação, eu tenho os valores máximos de concentração de reagentes, e não tenho nenhum produto produzido. Contudo, à medida que se inicia a reação química, meus reagentes vão sendo consumidos e produtos vão sendo produzidos. A partir daí a concentração molar dos reagentes tendem a diminuir e a velocidade da reação também tende a diminuir, já que depende do valor instantâneo da concentração.
A lei da velocidade da reação mostra o valor da velocidade instantânea da reação, que dependem da concentração dos reagentes. Visualize:
Onde:
v é o valor da velocidade;
k é a constante de velocidade;
[A] é a concentração do reagente A em mol/L;
[B] é a concentração do reagente B em mol/L ;
a e b são ordens da reação em relação aos regentes A e B respectivamente.
Esta é a fórmula da lei da velocidade. Ela mostra que a velocidade de uma reação química é proporcional às concentrações de seus reagentes, cuja constante de proporcionalidade coincide com a constante de velocidade. Essa constante de velocidade é bastante dependente da temperatura em que acontece a reação. Para cada temperatura há uma constante de velocidade específica.
Portanto:
A lei da velocidade define a velocidade instantânea da reação química, a depender da concentração dos reagentes.
ATENÇÃO: Todas as questões de prova vão considerar as concentrações iniciais do sistema e consequentemente as velocidades iniciais. Desta forma, não se preocupe em ter que calcular a concentração em um instante diferente do inicial. SEMPRE as concentrações iniciais serão informadas no enunciado.
A lei da velocidade é definida de forma experimental.
Isso significa que para definir sua lei da velocidade é preciso montar a reação química e monitorar a concentração dos reagentes a cada instante. A partir desse monitoramento é que se consegue definir o quanto um determinado reagente influencia a velocidade de uma determinada reação. Esse monitoramento é feito de forma experimental em laboratórios.
ATENÇÃO: As informações experimentais sempre serão informadas em formas de tabelas no enunciado da questão, como pode ser visto logo abaixo do artigo.
Chamo atenção para o trecho: “ definir o quanto um determinado reagente influencia a velocidade de uma determinada reação”, pois isso é definido pela ORDEM DA REAÇÃO. Quanto MAIOR A ORDEM DA REAÇÃO de um determinado reagente, mais ele influencia na velocidade da reação, o que significa que uma variação de concentração dos reagentes impacta mais a velocidade da reação.
Portanto:
Quanto maior a ordem da reação, maior influência na lei de velocidade.
Vamos aprender a calcular a ordem de reação mais à frente. Agora, vamos estudar a questão seguinte do vestibular da UNIRIO.
Na questão, hidrogênio gasoso reage com monóxido de nitrogênio, para formar nitrogênio gasoso e água. Isso quer dizer que o hidrogênio e o monóxido nitrogênio são os reagentes, enquanto o nitrogênio e a água são os produtos.
A questão mostra 5 experimentos (Coluna 1) em que foram colocadas concentrações de hidrogênio (Coluna 2) e monóxido de nitrogênio (Coluna 3) e avaliados a velocidade da reação (Coluna 4). Os dados mostrados na tabela serão primordiais para determinar a lei da velocidade da reação.
Perceba que para cada conjunto de concentrações de reagentes tem-se uma velocidade definida da reação.
É a partir desses dados que poderemos definir uma lei da velocidade que determinará como a velocidade da reação varia em função da concentração dos reagentes.
Como será feito isso?
Continue lendo este artigo que você vai aprender como determinar a lei da velocidade.
Lei da Velocidade – PASSO A PASSO para determinar a lei da velocidade a partir das tabelas de experimentos
PASSO 1- Lei da velocidade-  Selecione os pares de experimentos.
Primeiramente, saiba que você vai comparar sempre PARES DE EXPERIMENTOS. Isso mesmo!!! Sempre escolha dois dos experimentos para comparar.
Como selecionar os pares de experimentos??Escolha sempre aqueles em que um dos regentes permaneça com mesma concentração, enquanto o outro reagente muda a concentração.
Vamos tomar como exemplo a questão acima da UNIRIO.
Observe os pares de experimentos (1 e 2) e (1 e 3).
Perceba que os experimentos 1 e 2 (Coluna 1) mantiveram a concentração de monóxido de nitrogênio (Coluna 3), enquanto duplicou a concentração de hidrogênio (Coluna 2).
Por outro lado, perceba que os experimentos 1 e 3 ( Coluna 1), permaneceu constante a concentração de hidrogênio gasoso (Coluna 2), enquanto duplicou a concentração de monóxido de nitrogênio (Coluna 3).
Portanto, os pares de experimentos escolhidos serão (1 e 2) e (1 e 3).
PASSO 2- Lei da velocidade – Verifique quanto a variação da concentração de um reagente influencia a velocidade da reação.
Avalie um par de experimento de cada vez. Vamos ver o par 1 e 2.
Perceba que ao duplicar a concentração de hidrogênio e permanecer constante a de monóxido de nitrogênio a velocidade da reação do experimento 2 duplicou em relação à velocidade do experimento 1 ( Coluna 4).
Isso quer dizer que uma duplicação da concentração de hidrogênio fez duplicar a velocidade da reação, o que mostra, claramente que a velocidade depende da concentração de hidrogênio gasoso.
Veja o que acontece com o par de experimento 1 e 3.
Ao duplicar a concentração de monóxido de carbono e deixar a de hidrogênio constante a velocidade da reação foi quadruplicada ( aumentada 4x) ( Coluna 4).
Isso quer dizer que uma duplicação da concentração de monóxido de nitrogênio fez quadruplicar a velocidade da reação, o que mostra, claramente que a velocidade depende da concentração do monóxido de nitrogênio.
PASSO 3 – Lei da Velocidade - Analisando e concluindo a influência na velocidade da reação – Determinação da ordem da reação.
Após verificar o quanto a variação de concentração influencia a velocidade da reação é preciso interpretar as informações para obter conclusões sobre a ordem da reação para cada reagente, fundamental para determinar a lei da velocidade.
Observe a tabela abaixo:
Esta tabela ajuda a determinar a ordem de reação de um determinado reagente.
Na questão analisada temos que nos experimentos 1 e 2 houve uma duplicação da concentração (n=2), e um aumento da velocidade de 2 vezes.
Analisando a tabela acima, conclui-se que quando se duplica a concentração e a velocidade aumenta 2 vezes, temos uma reação de ORDEM 1 em relação àquele reagente que duplicou a concentração. Observe abaixo.
Desta forma a ordem da reação relativa ao H2 é 1, ou de primeira ordem.
Se analisarmos agora os experimentos 1 e 3, veremos que a duplicação da concentração de NO aumentou em 4 vezes a velocidade da reação. Veja abaixo:
Analisando a tabela abaixo, concluímos que a ordem da reação relativa ao NO é 2, reação de 2ª ordem. Visualize:
Desta forma a ordem da reação relativa ao NO é 1, ou reação de 2ª ordem relativa ao NO.
Após identificar a ordem de reação relativa a cada reagente, o próximo passo é determinar a lei da velocidade. Vamos aprender!!!
 
PASSO 4 – Determinando a Lei da Velocidade
Após conhecer a ordem de reação de cada reagente, fica fácil de definir a lei da velocidade. Ela SEMPRE seguirá o formato:
onde
v é o valor da velocidade;
k é a constante de velocidade;
[A] é a concentração do reagente A em mol/L;
[B] é a concentração do reagente B em mol/L;
a e b são ordens da reação em relação aos regentes A e B respectivamente.
Veja alguns exemplos de lei da velocidade abaixo:
Perceba que a aparência da lei da velocidade é sempre a mesma, onde dentro dos colchetes se coloca a fórmula molecular do reagente e no expoente se coloca a ordem da reação.
Para a questão em foco, concluímos que a reação é de 1ª ordem relativa ao H2 e de 2ª ordem relativa ao NO. Desta forma, a lei de velocidade passa a ser:
 
Lei da Velocidade – Resumo para sua determinação
Condições 
Para que ocorra a reação entre duas ou mais substâncias, são necessárias duas condições:
Contato entre os reagentes - É primordial que as moléculas dos reagentes sejam postas em contato do modo mais eficaz possível. Por exemplo, ácidos e bases reagem, pois eles possuem a afinidade química, mas se estiverem em frascos separados, não irão reagir. Sendo assim, é fundamental que as espécies reagentes sejam colocadas em contato para que as partículas que formam seus aglomerados possam colidir umas com as outras, rompendo as ligações que existem e formando novas ligações, o que originará novas substâncias. 
Afinidade química - É fundamental, também, que os reagentes tenham uma certa afinidade química, ou seja, uma tendência natural para reagir. No dia-a-dia, observa-se que algumas substâncias possuem diferentes afinidades químicas com as outras, ou seja, a natureza dos reagentes define se há a possibilidade de reagirem entre si. Por exemplo, o ferro se oxida (enferruja) lentamente quando exposto ao ar; em contrapartida, a oxidação do sódio no ar é muito rápida, devido à afinidade química entre o sódio e o oxigênio — tanto que o sódio é guardado imerso em querosene para não se oxidar. Afinidade química, enfim, é um fator que depende da própria natureza das substâncias envolvidas na reação.
Teoria das colisões 
A teoria das colisões ainda prevê que a velocidade da reação depende: 
a) da freqüência dos choques entre as moléculas — um maior número de choques por segundo implicará um maior número de moléculas reagindo e, portanto, maior velocidade da reação;
b) da energia (violência) desses choques — uma trombada violenta (chamada colisão eficaz ou efetiva) terá mais chance de provocar a reação entre as moléculas do que uma trombada fraca (chamada de colisão não-eficaz ou não-efetiva);
c) de uma orientação apropriada das moléculas no instante do choque — uma trombada de frente (colisão frontal) será mais eficaz que uma trombada de raspão (colisão não-frontal); esse fator depende também do tamanho e do formato das moléculas reagente
Representação gráfica de uma colisão efetiva (Foto: Colégio Qi)
Em um primeiro momento, as moléculas de H (hidrogênio) e de I (iodo) se aproximam rapidamente, em seguida, chocam-se e por fim, quando as moléculas de HI se formam, elas se afastam rapidamente.
Todos os fatores que aumentam a velocidade e o número de choques entre as moléculas facilitarão e, consequentemente, aumentarão a velocidade das reações químicas. Entre esses fatores, podemos destacar: o aumento de temperatura, a participação de outras formas de energia, como a luz e a eletricidade, o aumento de pressão nas reações entre gases, o aumento da concentração dos reagentes que estão em solução, etc.
Efeitos da temperatura 
A temperatura é um dos fatores que mais influem na velocidade de uma reação. De fato, um aumento de temperatura aumenta não só a frequência dos choques entre as moléculas reagentes, como também a energia com que as moléculas se chocam. Desse modo, como resultado da teoria das colisões , aumenta a probabilidade de as moléculas reagirem — ou seja, aumenta a velocidade da reação.
Muitos fatos que ocorrem em nosso dia a dia podem servir para demonstrar a relação entre a mudança na velocidade das reações e a mudança de temperatura. Por exemplo, quando aumentamos a chama do fogão para cozer os alimentos mais depressa ou quando usamos a panela de pressão para atingir temperaturas mais altas e acelerar o cozimento; ou, ao contrário, quando usamos a geladeira para diminuir a velocidade de deterioração dos alimentos.
Outro aspecto importante a ser analisado decorre da Termoquímica e diz respeito às variações de energia durante as reações químicas. Neste gráfico, a energia considerada é, em geral, a entalpia. Usualmente, quando há liberação de energia (ΔH < 0), a reação é espontânea. Essas variações podem ser observadas nos gráficos abaixo:
fatores velocidade das reações 2 (Foto: Colégio Qi)
Considerando a equação de queima do carvão, temos:
C(s) + O(g) → CO2(g)     ∆H = - 94,1 Kcal
Podemos notar que um pedaço de carvão não pega fogosozinho. Precisamos aquecê-lo um pouco, até que o mesmo atinja um estado incandescente, neste momento em diante, ele queimará sozinho. Esse “empurrão” inicial é necessário em muitas reações. Como por exemplo, o fato de usarmos um fósforo para acender o gás de um fogão, no motor do automóvel, a faísca da vela detona a gasolina, etc. 
O “empurrão” inicial é necessário para levar os reagentes a um estado ativado, em que se forma o complexo ativado. A teoria do complexo ativado, admite que, no instante do choque, ocorre um progressivo enfraquecimento das ligações entre as moléculas iniciais e um fortalecimento das ligações entre as moléculas finais.
Para que o sistema chegue ao complexo ativado, é necessária certa quantidade de energia. Se incluímos essa energia nos gráficos mencionados anteriormente, os mesmos serão representados da seguinte forma:
(Foto: Colégio Qi)
Para atingir a elevação correspondente ao estado ativado, as moléculas reagentes devem ter uma energia igual (ou maior) que uma energia mínima chamada energia de ativação (Eat- trata-se da energia mínima que as moléculas devem possuir para reagir ao se chocarem, isto é, para termos uma colisão efetiva).
Efeitos da eletricidade 
Do mesmo modo que o calor, a eletricidade também é uma forma de energia que influi na velocidade de muitas reações químicas. Um exemplo é o da faísca elétrica que provoca a explosão da gasolina nos cilindros dos motores dos automóveis. Outro exemplo é o da reação do hidrogênio com o oxigênio, também provocada por uma faísca elétrica, como descrito pela reação abaixo:
2 H2(g) + O2(g)→faísca elétrica→ 2 H2O(g)     ∆H = - 94,1 Kcal 
Nessa reação, a faísca elétrica fornece energia para que algumas moléculas de H2 e de O2 ultrapassem a elevação correspondente à energia de ativação. Como a própria reação libera muita energia, isso será suficiente para desencadear a reação na totalidade das moléculas de H2 e de O2 restantes.
(Foto: Colégio Qi)
Efeitos da luz 
Da mesma maneira que o calor e a eletricidade, a luz (bem como as demais radiações eletromagnéticas) também é uma forma de energia que influi em muitas reações químicas. Quando ficamos diretamente expostos ao sol do meio-dia, por exemplo, as queimaduras que sofremos na pele são o resultado da quebra das moléculas formadoras da própria pele. A água oxigenada se decompõe mais facilmente quando está exposta à luz, por isso devemos deixá-la guardada em local escuro. A fotossíntese realizada pelas plantas é um tipo de reação que é influenciada pela presença da luz. Outra reação em que é muito utilizada a luz é a decomposição do AgBr, que dá origem aos filmes fotográficos.
Sabermos os fatores que influenciam a velocidade das reações é algo muito importante, pois existem reações que queremos que ocorram mais rápido e também há reações que queremos que demorem mais tempo.
Por exemplo, nas indústrias, é imprescindível para o lucro econômico que determinadas reações usadas resultem no produto com o menor tempo possível, ainda mais se a reação produzir pouco. Por outro lado, a reação de decomposição de alimentos é uma que queremos que ocorra o mais lentamente possível.
Assim, para acelerar ou retardar as reações químicas, precisamos estudar os fatores que influenciam esses processos, sendo que os principais são quatro: superfície de contato, temperatura, concentração dos reagentes e uso de catalisadores. Vejamos cada caso:
1. Superfície de contato:
Superfície de contato e velocidade da reação
Por exemplo, considere que pegamos dois comprimidos efervescentes e os colocamos na água para reagir, com a distinção de que um está inteiro e o outro está triturado. Qual irá terminar de reagir primeiro? Isso mesmo, o que está totalmente triturado. Isso acontece porque a sua superfície de contato com a água é maior.
Um dos fatores para a ocorrência de uma reação é que as moléculas dos reagentes devem colidir de modo efetivo. Quanto maior a superfície de contato, maior o número de moléculas que irão colidir, aumentando também a probabilidade de ocorrerem choques efetivos e, por fim, o aumento da velocidade da reação.
Reação entre antiácido efervescente e água em duas situações diferentes: no primeiro copo, o antiácido está em pó; no segundo, está em comprimido
2. Temperatura:
Temperatura e velocidade da reação
Por exemplo, para desacelerar a reação de decomposição dos alimentos, costumamos colocá-los na geladeira, isto é, diminuímos a temperatura. Porém, se quisermos acelerar o cozimento de um alimento, colocamos em uma panela de pressão, que ocasiona temperaturas mais elevadas que o ponto de ebulição da água em condições normais.
Alimentos na geladeira e na panela de pressão
Isso acontece porque o aumento da temperatura eleva a energia cinética das moléculas, o que faz com que elas fiquem mais agitadas, movimentando-se mais rapidamente. Dessa forma, haverá um maior número de choques efetivos entre suas partículas e a velocidade da reação aumentará.
3. Concentração dos reagentes:
Concentração e velocidade da reação
Por exemplo, o ar é formado por aproximadamente 20% de gás oxigênio, assim, quando queimamos madeira para fazer uma fogueira, há também moléculas de outros gases colidindo e atrapalhando a velocidade da reação. Agora, se colocássemos essa madeira em brasas dentro de um frasco com gás oxigênio puro, a reação processar-se-ia muito mais rapidamente.
Essa reação de combustão da fogueira ocorreria mais rápido se fosse com oxigênio puro
Portanto, com o aumento da concentração de um dos reagentes (oxigênio), a reação ocorreu mais depressa, porque houve o aumento do número de partículas reagentes, aumentando também a quantidade de choques entre elas e a probabilidade de ocorrerem colisões eficazes que resultem na ocorrência da reação.
4. Catalisadores: 
Catalisadores e velocidade das reações
Os catalisadores são substâncias capazes de acelerar a velocidade das reações químicas sem serem consumidos, ou seja, são totalmente regenerados no final do processo.
Por exemplo, um pirulito deixado exposto no ar irá demorar muito tempo para reagir, mas quando colocado na boca, rapidamente ele é consumido. Isso acontece porque existem enzimas no nosso organismo que atuam como catalisadoras, agindo sobre o açúcar e criando estruturas que reagem mais facilmente com o oxigênio.
O açúcar do pirulito é consumido rapidamente graças às enzimas que agem como catalisadoras
Em indústrias, o uso de catalisadores é imprescindível para tornar economicamente viável reações que demoram muito ou que geram poucos produtos.
Os catalisadores conseguem acelerar a reação química porque eles diminuem a energia de ativação, isto é, a energia mínima necessária para que as moléculas colidam de modo eficaz, produzindo o complexo ativado e os produtos. Quanto maior a energia de ativação, mais dificil será para a reação ocorrer. O catalisador permite que a reação ocorra com uma menor energia de ativação, aumentando a sua velocidade.
Entre os principais fatores que alteram a velocidade das reações está a concentração dos reagentes. Geralmente, um aumento na concentração dos reagentes aumenta a rapidez de uma reação.
Por exemplo, na figura acima vemos que uma palha de aço queima de forma moderada quando está em contato com o ar. Isso ocorre porque é necessário gás oxigênio (O2) para que ela entre em combustão. No entanto, apenas 20% do ar é constituído de moléculas de oxigênio. Já na segunda imagem vemos que a palha de aço está queimando com uma velocidade muito maior, sendo que ela foi colocada em um frasco contendo gás oxigênio puro.
Portanto, aumentou-se a concentração do gás oxigênio de 20% para 100%, o que nos permite concluir que o aumento na concentração do reagente aumentou a velocidade da reação.
Outro exemplo, que pode ser visto na figura abaixo, é quando colocamos o zinco em uma solução diluída de ácido sulfúrico e em uma solução concentrada. Veja que o zinco que está na solução concentrada de ácido sulfúrico reage muito mais rapidamente:
Mas, por que aconcentração influencia dessa forma na velocidade das reações?
Bom, conforme visto no texto “Teoria das colisões”, para que uma reação se efetive é necessário que ocorram choques ou colisões eficazes entre os átomos dos reagentes. Assim, quando aumentamos a sua concentração haverá uma maior quantidade de moléculas presentes no sistema em um mesmo espaço, o que acarretará em aumento nas suas colisões em um mesmo intervalo de tempo e, consequentemente, uma maior probabilidade de ocorrerem choques efetivos ou eficazes.
Isso pode ser visualizado na figura abaixo, onde se comparando o primeiro sistema com o segundo é possível constatar que o aumento da concentração dos reagentes faz com que haja mais moléculas e mais colisões, aumentando a rapidez da reação.
Dessa forma, resumidamente, temos:
Embora essa seja uma constatação que se repete para a maioria dos casos, é necessário fazer os cálculos experimentais para determinar a influência da concentração específica em cada reação, pois, em alguns casos, se dobrarmos a concentração dos reagentes a rapidez da reação também dobra, já em outros casos quadriplica e, ainda em outras reações, a velocidade permanece constante.
Além disso, em sistemas gasosos, quando se aumenta a pressão é o mesmo que aumentar a concentração, pois haverá um menor espaço ou volume para as moléculas do que havia no sistema anterior ao aumento da pressão.
O deslocamento de um equilíbrio químico é a forma na qual um sistema reacional sai de uma situação de equilíbrio químico. Nesse deslocamento, a velocidade em que a reação direta (seta 1) ocorre é a mesma da reação inversa (seta 2).
Modelo de uma equação em equilíbrio químico
Assim, durante o deslocamento de um equilíbrio químico, a reação inversa prevalece sobre a direta e tende à formação dos reagentes A, B, C ou a reação direta prevalece sobre a reação inversa e tende à formação do produto D.
Essas ocorrências foram reportadas pelo químico francês Henri Louis Le Chatelier. Ele descobriu que, quando um sistema em equilíbrio é perturbado, tende a trabalhar contra a perturbação gerada e, para isso, busca atingir uma nova situação de equilíbrio. Essa tendência do sistema é denominada de princípio de Le Chatelier.
Segundo os estudos realizados por Le Chatelier, os únicos fatores capazes de promover o deslocamento de um equilíbrio químico são:
Concentração do participante;
Temperatura;
Pressão.
Influência da concentração no deslocamento do equilíbrio
A mudança na concentração de um participante da reação é um fator que pode promover o deslocamento de um equilíbrio químico. De uma forma geral, segundo o princípio de Le Chatelier, com relação à modificação na concentração de um dos participantes, o equilíbrio comporta-se da seguinte maneira:
Aumento da concentração: o equilíbrio desloca-se no sentido contrário ao do participante;
Diminuição da concentração: o equilíbrio desloca-se no mesmo sentido do participante.
Exemplo de relação de equilíbrio:
Modelo de uma equação em equilíbrio químico
Assim, se:
Aumentarmos a concentração dos reagentes A, B ou C: o equilíbrio será deslocado no sentido contrário a eles, ou seja, será deslocado para a direita (sentido da formação de D);
Aumentarmos a concentração do produto D: o equilíbrio será deslocado no sentido contrário ao dos reagentes, ou seja, será deslocado para a esquerda (sentido da formação dos reagentes A, B e C);
Diminuirmos a concentração dos reagentes A, B ou C: o equilíbrio será deslocado no mesmo sentido deles, ou seja, será deslocado para a esquerda (sentido da formação dos reagentes);
Diminuirmos a concentração do produto D: o equilíbrio será deslocado no mesmo sentido dele, ou seja, será deslocado para a direita (sentido da formação do produto).
Obs.: A mudança na concentração de participantes sólidos não provoca o deslocamento no equilíbrio.
Influência da temperatura no deslocamento do equilíbrio
A modificação da temperatura, durante uma reação química, é um fator que pode promover o deslocamento de um equilíbrio químico. Em relação a essa mudança de temperatura, de uma forma geral, segundo o princípio de Le Chatelier, o equilíbrio comporta-se da seguinte forma:
No aumento da temperatura: o equilíbrio desloca-se no sentido da reação endotérmica;
Na diminuição da temperatura: o equilíbrio desloca-se no sentido da reação exotérmica.
Para realizar a análise da influência da temperatura em um equilíbrio, é fundamental conhecer a natureza das reações direta e inversa que é determinada pela variação da entalpia da reação. Assim, se:
∆H positivo: reação direta endotérmica e reação inversa exotérmica;
∆H negativo: reação direta exotérmica e reação inversa endotérmica.
Por exemplo, com relação ao equilíbrio a seguir:
Modelo de uma equação em equilíbrio químico
Nesse caso, por ter ∆H negativo, a reação direta é exotérmica e a reação inversa é endotérmica. Assim, se:
Aumentarmos a temperatura do sistema, o equilíbrio será deslocado no sentido inverso (da reação endotérmica), ou seja, será deslocado para a esquerda (sentido da formação dos reagentes);
Diminuirmos a temperatura do sistema, o equilíbrio será deslocado no sentido direto (da reação exotérmica), ou seja, será deslocado para a direita (sentido da formação do produto D).
Influência da pressão no deslocamento do equilíbrio
Durante uma reação química, a mudança da pressão no ambiente é um fator que pode promover o deslocamento de um equilíbrio químico. De uma forma geral, segundo o princípio de Le Chatelier, o equilíbrio comporta-se da seguinte maneira com o(a):
Aumento da pressão: o equilíbrio desloca-se no sentido de menor volume;
Diminuição da pressão: o equilíbrio desloca-se no sentido de maior volume.
Para realizar a análise da influência da pressão em um equilíbrio, é fundamental conhecer o volume estabelecido nos reagentes e nos produtos, o qual pode ser determinado pelos coeficientes que tornam a equação balanceada, como no exemplo a seguir:
Modelo de uma equação em equilíbrio químico
Dessa forma, os reagentes apresentam um volume de 4L, que é obtido pela soma dos coeficientes 1, 2 e 2, e o produto, que é único, apresenta um volume de 3L (dado pelo coeficiente 3).
Assim, em relação ao equilíbrio acima, se:
Aumentarmos a pressão do sistema, o equilíbrio será deslocado no sentido direto (do menor volume, 3L), ou seja, será deslocado para a direita (sentido da formação do produto D).
Diminuirmos a pressão do sistema, o equilíbrio será deslocado no sentido inverso (do maior volume, 4 L), ou seja, será deslocado para a esquerda (sentido da formação dos reagentes).
Obs.: O aumento ou diminuição da pressão em um sistema em equilíbrio pode promover o deslocamento apenas em situações em que o volume dos reagentes é diferente do volume dos produtos.
Cinética Química
A cinética química estuda a velocidade das reações químicas e os fatores que alteram esta velocidade.
Reações químicas são o resultado de ações entre substâncias que geralmente formam outras substâncias.
Velocidade das Reações Químicas
O que determina a velocidade de uma reação química é o tempo em que os reagentes são consumidos para formar produtos. Assim, a velocidade de uma reação pode ser representada tanto pelo consumo de um reagente, quanto pela geração de um produto.
Antes de acontecer a reação química, temos quantidade máxima de reagentes e nenhum produto. Quando um dos reagentes é totalmente consumido, formam-se os produtos e a reação termina.
As reações químicas diferem na velocidade em que acontecem. Elas podem ser rápidas, moderadas ou lentas:
Reações rápidas ocorrem instantaneamente, com duração de microssegundos. Um exemplo é a queima do gás de cozinha.
Reações moderadas levam de minutos a horas para serem finalizadas. Um exemplo é a queima do papel.
Reações lentas podem durar séculos, porque os reagentes combinam-se lentamente. Um exemplo é a formação do petróleo.
A Velocidade Média de uma reação química é a variação na quantidade de um reagente ou produto em um determinado intervalode tempo.
Quando calculamos a velocidade média, queremos saber a velocidade em que um reagente foi consumido ou a velocidade em que um produto foi formado.
A equação da Velocidade Média é a seguinte:
As unidades de quantidade podem ser dadas em massa, mols, volume e concentração molar. O tempo pode ser dado em segundos ou minutos.
Teoria das Colisões
A teoria das colisões é aplicada para reações gasosas. Ela determina que para a reação química acontecer os reagentes devem estar em contato, através de colisões.
Entretanto, apenas isso não garante que a reação ocorra. Também é preciso que as colisões sejam efetivas (orientadas). Isso garantirá que as moléculas adquiram energia suficiente, a energia de ativação.
A energia de ativação é a energia mínima necessária para que a formação do complexo ativado e efetiva realização da reação.
O complexo ativado é um estado transitório da reação, entre os reagentes, enquanto os produtos finais ainda não foram formados.
Fatores que Influenciam na Velocidade das Reações
Os principais fatores que afetam a velocidade das reações são:
Concentração de Reagentes
Quando a concentração dos reagentes aumenta, a frequência de choques entre as moléculas também aumenta, acelerando a reação.
Quanto maior a concentração dos reagentes, maior a velocidade da reação.
Superfície de Contato
Essa condição afeta apenas reações entre sólidos. A superfície de contato é a área de um reagente que fica exposta aos demais reagentes. Como as reações precisam de contato entre os reagentes, concluímos que: Quanto maior a superfície de contato, maior a velocidade da reação.
Pressão
Essa condição afeta apenas reações com gases. Com o aumento da pressão, o espaço entre as móleculas diminui, fazendo com que tenham mais colisões, aumentando a velocidade da reação.
Quanto maior a pressão, maior a velocidade da reação.
Temperatura
Temperatura é uma medida de energia cinética, que corresponde ao grau de agitação das partículas. Quando a temperatura é alta, as moléculas estão mais agitadas, aumentando a velocidade da reação.
Quanto maior a temperatura, maior a velocidade da reação.
Catalisadores
O catalisador é uma substância capaz de acelerar uma reação química, sem ser consumido ao final da reação. As enzimas são catalisadores biológicos.
A presença de um catalisador aumenta a velocidade da reação.
Exercícios
1. (Cesgranrio) - Com relação a um fogão de cozinha, que utiliza mistura de hidrocarbonetos gasosos como combustível, é correto afirmar que:
a) a chama se mantém acesa, pois o valor da energia de ativação para ocorrência da combustão é maior que o valor relativo ao calor liberado.
b) a reação de combustão do gás é um processo endotérmico.
c) a entalpia dos produtos é maior que a entalpia dos reagentes na combustão dos gases.
d) a energia das ligações quebradas na combustão é maior que a energia das ligações formadas.
e) se utiliza um fósforo para acender o fogo, pois sua chama fornece energia de ativação para a ocorrência da combustão.
e) se utiliza um fósforo para acender o fogo, pois sua chama fornece energia de ativação para a ocorrência da combustão.
2. (Fuvest) - NaHSO4 + CH3COONa → CH3COOH + Na2SO4 
A reação representada pela equação acima é realizada segundo dois procedimentos:
I. Triturando reagentes sólidos.
II. Misturando soluções aquosas concentradas dos reagentes.
Utilizando mesma quantidade de NaHSO4 e mesma quantidade de CH3COONa nesses procedimentos, à mesma temperatura, a formação do ácido acético:
a) é mais rápida em II porque em solução a frequência de colisões entre os reagentes é maior.
b) é mais rápida em I porque no estado sólido a concentração dos reagentes é maior.
c) ocorre em I e II com igual velocidade porque os reagentes são os mesmos.
d) é mais rápida em I porque o ácido acético é liberado na forma de vapor.
e) é mais rápida em II porque o ácido acético se dissolve na água.
a) é mais rápida em II porque em solução a frequência de colisões entre os reagentes é maior.
3. (UFMG) - A elevação de temperatura aumenta a velocidade das reações químicas porque aumenta os fatores apresentados nas alternativas, EXCETO:
a) A energia cinética média das moléculas.
b) A energia de ativação.
c) A freqüência das colisões efetivas.
d) O número de colisões por segundo entre as moléculas.
e) A velocidade média das moléculas.
b) A energia de ativação.
4. (Unesp) - Sobre catalisadores, são feitas as quatro afirmações seguintes.
I - São substâncias que aumentam a velocidade de uma reação.
II - Reduzem a energia de ativação da reação.
III - As reações nas quais atuam não ocorreriam nas suas ausências.
IV - Enzimas são catalisadores biológicos.
Dentre estas afirmações, estão corretas, apenas:
a) I e II.
b) II e III.
c) I, II e III.
d) I, II e IV.
e) II, III e IV.
d) I, II e IV.
Velocidade das reações químicas
A velocidade das reações químicas é uma área estudada pela Cinética Química. Esse estudo é importante porque é possível encontrar meios de controlar o tempo de desenvolvimento das reações, tornando-as mais lentas ou mais rápidas, conforme a necessidade.
Alguns dos fatores que interferem na velocidade das reações são:
* Temperatura: um aumento na temperatura provoca um aumento na velocidade das reações químicas, sejam elas endotérmicas ou exotérmicas, pois isso faz com que se atinja mais rápido o complexo ativado;
* Concentração: um aumento na concentração dos reagentes acelera a reação, pois haverá um maior número de partículas dos reagentes por unidade de volume, aumentando a probabilidade de ocorrerem colisões efetivas entre elas;
* Pressão: Esse fator interfere unicamente em sistemas gasosos. O aumento da pressão aumenta também a rapidez da reação, pois deixa as partículas dos reagentes em maior contato;
* Superfície de contato: Quanto maior a superfície de contato, maior a velocidade com que a reação se processa, pois, conforme explicado nos dois últimos itens, a reação depende do contato entre as substâncias reagentes;
* Catalisador: O uso de catalisadores específicos para determinadas reações pode acelerá-las. Essas substâncias não participam da reação em si, pois são totalmente regeneradas ao final dela.
Além desses fatores principais, a natureza dos reagentes e fatores externos como luz e eletricidade pode influenciar a velocidade de certas reações químicas. A natureza do reagente interfere porque quanto maior for o número de ligações dos reagentes que precisam ser rompidas para que a reação ocorra e também quanto mais fortes elas forem, mais lenta será a reação.
Já a luz influencia em reações fotoquímicas, em que há algum reagente fotoquimicamente ativo. Um exemplo é a fotossíntese, que não ocorre sem as radiações luminosas captadas pela clorofila das plantas — o pigmento responsável pela cor verde.
Outro exemplo é a decomposição da água oxigenada, que ocorre com maior rapidez se houver luz. É por isso que os frascos que contêm esse produto são sempre escuros ou opacos, impedindo a entrada de luminosidade.
Frasco opaco de água oxigenada
A velocidade média de uma reação química é determinada em função dos reagentes ou em função dos produtos. Basta usar a seguinte fórmula:
Vm = variação da concentração do reagente ou do produto
 intervalo de tempo
Vm = ?[reagente ou produto]
 ?t
ou
Vm = [final - inicial]
 (tfinal - tinicial)
Se fizermos em relação a um reagente, teremos que acrescentar o sinal negativo na fórmula, pois, visto que os reagentes são consumidos durante o processo, a sua concentração final é menor que a inicial, por isso o resultado daria negativo.
A taxa de desenvolvimento ou velocidade das reações químicas depende de uma série de fatores, tais como a superfície de contato, o uso ou não de catalisadores, a concentração dos participantes da reação e a variação da temperatura. Para saber mais sobre esses fatores que influenciam na velocidade da reação, aumentando-a ou diminuindo-a.
No entanto, outro fator que interferena velocidade das reações e que nem sempre é mencionado é a variação da pressão exercida sobre o sistema.
Mantendo a temperatura do sistema constante, um aumento da pressão causa um aumento da velocidade das reações químicas e vice-versa.
Isso ocorre porque, conforme dito no texto Teoria das Colisões, uma das condições fundamentais para que uma reação ocorra é que as moléculas ou partículas dos reagentes que entraram em contato colidam de modo efetivo, com a orientação correta e com a energia mínima necessária (energia de ativação), resultando na quebra das ligações dos reagentes e formação de novas substâncias (produtos).
Assim, quando aumentamos a pressão sobre o sistema, o volume diminui e as moléculas ou partículas dos reagentes ficam mais próximas umas das outras, o que aumenta a probabilidade de ocorrência de colisões entre essas partículas e, consequentemente, a velocidade da reação aumenta.
O aumento da pressão sobre o sistema diminui o volume e acelera a reação
Essa influência da pressão na velocidade das reações ocorre em todos os casos, sejam sólidos, líquidos ou gasosos. Porém, no caso dos sólidos e líquidos, essa variação é desprezível e, portanto, o efeito da pressão só é considerável quando todos os participantes da reação encontram-se no estado gasoso. 
Inclusive, o estado físico também é outro fator que altera a taxa de desenvolvimento de uma reação. A rapidez da reação ocorre na seguinte ordem crescente:
sólido < líquido < gasoso
As substâncias no estado gasoso reagem com maior velocidade porque elas possuem maior energia, o que lhes confere maior liberdade de movimento e aumenta a probabilidade de ocorrerem colisões favoráveis.
Existe um ramo na ciência que estuda a velocidade das reações químicas e os fatores que a influenciam, é a chamada Cinética Química. Pode se definir reações químicas como sendo um conjunto de fenômenos nos quais duas ou mais substâncias reagem entre si, dando origem a diferentes compostos. Equação química é a representação gráfica de uma reação química, onde os reagentes aparecem no primeiro membro, e os produtos no segundo.
A + B           C + D
Reagentes              Produtos
O conhecimento e o estudo das reações, além de ser muito importante em termos industriais, também estão relacionados ao nosso dia a dia.
A velocidade de uma reação é a rapidez com que os reagentes são consumidos ou rapidez com que os produtos são formados. A combustão de uma vela e a formação de ferrugem são exemplos de reações lentas. Na dinamite, a decomposição da nitroglicerina é uma reação rápida.
As velocidades das reações químicas são determinadas através de leis empíricas, chamadas leis da velocidade, deduzidas a partir do efeito da concentração dos reagentes e produtos na velocidade da reação.
As reações químicas ocorrem com velocidades diferentes e estas podem ser alteradas, porque além da concentração de reagentes e produtos, as velocidades das reações dependem também de outros fatores como:
Concentração de reagentes: quanto maior a concentração dos reagentes maior será a velocidade da reação. Para que aconteça uma reação entre duas ou mais substâncias é necessário que as moléculas se choquem, de modo que haja quebra das ligações com consequente formação de outras novas. O número de colisões irá depender das concentrações de A e B. Veja a figura:
Moléculas se colidem com maior frequência se
aumentarmos o número de moléculas reagentes.
É fácil perceber que devido a uma maior concentração haverá aumento das colisões entre as moléculas.
Superfície de contato: um aumento da superfície de contato aumenta a velocidade da reação. Um exemplo é quando dissolvemos um comprimido de sonrisal triturado e ele se dissolve mais rapidamente do que se estivesse inteiro, isto acontece porque aumentamos a superfície de contato que reage com a água.
Pressão: quando se aumenta a pressão de um sistema gasoso, aumenta-se a velocidade da reação.
Um aumento na pressão de P1 para P 2 reduziu o volume de V1 para V1/2, acelerando a reação devido à aproximação das moléculas. 
A figura acima exemplifica, pois com a diminuição do volume no segundo recipiente, haverá um aumento da pressão intensificando as colisões das moléculas e em consequência ocorrerá um aumento na velocidade da reação.
Temperatura: quando se aumenta a temperatura de um sistema, ocorre também um aumento na velocidade da reação. Aumentar a temperatura significa aumentar a energia cinética das moléculas. No nosso dia a dia podemos observar esse fator quando estamos cozinhando e aumentamos a chama do fogão para que o alimento atinja o grau de cozimento mais rápido.
Catalisadores: os catalisadores são substâncias que aceleram o mecanismo sem sofrerem alteração permanente, isto é, durante a reação eles não são consumidos. Os catalisadores permitem que a reação tome um caminho alternativo, que exige menor energia de ativação, fazendo com que a reação se processe mais rapidamente. É importante lembrar que um catalisador acelera a reação, mas não aumenta o rendimento, ou seja, ele produz a mesma quantidade de produto, mas num período de menor tempo.
A velocidade das reações químicas é estudada pela Cinética Química. Esse estudo é importante porque precisamos conhecer os fatores que influenciam a taxa de desenvolvimento de uma reação para conseguir acelerar algumas reações químicas que são muito lentas ou retardar algumas que são muito rápidas ou indesejáveis.
Um dos principais fatores que influenciam a velocidade das reações é a concentração dos reagentes. Se colocarmos o zinco mergulhado em duas soluções de ácido sulfúrico, sendo uma mais diluída (com mais água) e outra mais concentrada, por exemplo, veremos que o recipiente que contém o zinco na solução mais concentrada de ácido sulfúrico formará uma efervescência bem nítida, conforme a imagem no início deste artigo mostra.
Por outro lado, não ocorre praticamente nenhuma alteração no recipiente que contém o zinco mergulhado em uma solução bem diluída de ácido sulfúrico.
Por que isso ocorre? Bem, a reação entre o zinco e o ácido sulfúrico pode ser vista a seguir:
Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2
Observe que há a formação do gás hidrogênio. As bolhas formadas são desse gás e indicam não só a ocorrência da reação, mas também que a reação se torna bem mais rápida quando se usa uma concentração maior de ácido sulfúrico.
Outro exemplo é quando temos uma reação de combustão ao ar livre e outra ocorrendo dentro de um recipiente fechado com gás oxigênio puro. A chama torna-se bem mais intensa quando a queima ocorre dentro do recipiente com oxigênio puro, ou seja, onde o combustível reage com 100% de moléculas de oxigênio. Já a combustão ao ar livre contém apenas 20% de moléculas do gás oxigênio, pois o ar é constituído de cerca de 79% de moléculas de gás nitrogênio e 1% de outros gases.
Esses dois exemplos mostram o efeito da concentração na velocidade das reações, que é o seguinte:
“Quanto maior a concentração dos reagentes, maior será a velocidade de uma reação.”
Isso é explicado quando analisamos a teoria das colisões, que diz que, para que a reação química ocorra, as partículas (moléculas, átomos, íons etc.) dos reagentes devem colidir entre si. Mas essa colisão deve ser efetiva, ou seja, deve ser feita em uma orientação adequada e com energia suficiente.
Assim, quando aumentamos a concentração de um ou mais reagentes, a quantidade de partículas deles aumenta no meio. Consequentemente, ocorrem mais colisões entre as partículas, e a probabilidade de ocorrerem colisões efetivas (que resultem na reação) torna-se maior, o que ocasiona um aumento da velocidade da reação.
De forma resumida, temos:
Relação entre concentração e velocidade das reações
A expressão da velocidade de uma reação química, também chamada de lei da ação das massas de Guldberg e Waage, é, simplesmente, uma fórmula criada por dois químicos noruegueses (Cato Maximilian Guldberg e Peter Wasge) para determinar a velocidade de uma reação química por meio das concentrações molares (molaridade)dos reagentes.
Na expressão da velocidade, além das concentrações dos reagentes elevadas aos seus respectivos expoentes (também denominados de ordens), temos a presença de uma constante K que depende da temperatura em que a reação química está sendo processada.
A expressão da velocidade é escrita, de forma geral, da seguinte forma:
v = K. [A]a.[B]b
v = velocidade da reação;
K = constante da reação química, que depende da temperatura;
[A] = concentração do reagente A em mol/L;
a = coeficiente ou ordem de a;
[B] = concentração do reagente A em mol/L;
b = coeficiente ou ordem de b.
A expressão da velocidade também depende do tipo de reação química:
a) Se a reação for elementar:
Reação elementar é aquela que ocorre em apenas uma única etapa. Nesse tipo de reação, os expoentes ou ordens de cada um dos reagentes que participam da expressão da velocidade são os próprios coeficientes estequiométricos presentes na equação que representa a reação.
Exemplo 1:
1 N2 + 3 H2 → 2 NH3
Na equação acima, os reagentes são apenas o N2 e o H2, que apresentam os coeficientes 1 e 3, respectivamente. Assim, a expressão da velocidade é:
v = K. [N2]1.[H2]3
Exemplo 2:
2 H2 + 1 O2 → 2 H2O
Na equação acima, os reagentes são apenas o H2 e o O2, que apresentam os coeficientes 2 e 1, respectivamente. Assim, a expressão da velocidade é:
v = K. [H2]2.[O2]1
b) Se a reação não for elementar:
Uma reação não elementar é aquela que se processa em mais de uma etapa. A etapa mais lenta é a que determina a velocidade da reação. Em questões quaisquer, para saber se uma reação não é elementar, basta visualizar a tabela com os valores de concentrações molares e velocidades referentes a uma reação qualquer, como a representada abaixo:
2A + 3B → 1D + 2C
Na tabela acima, há várias experiências, logo, trata-se de uma reação não elementar. Nesse caso, a ordem ou os coeficientes de cada reagente na expressão da velocidade não são os coeficientes da equação e devem ser encontrados.
Para encontrar os coeficientes de cada reagente, é necessário que, para cada um, encontremos duas experiências nas quais a concentração de uma varie e a da outra, não. Veja o exemplo:
- Para achar a ordem ou coeficiente do A
Serão escolhidas as experiências 1 e 2, presentes na tabela cima, porque nelas a concentração do A muda de 1,0 mol/L para 2,0 mol/L, e a concentração de B não sofre alteração. Em seguida, basta relacionar a concentração do reagente A com a velocidade dessas experiências.
A concentração de A dobra (passa de 1,0 para 2,0), e a velocidade também dobra (passa de 2,0 para 4,0). Como o aumento da concentração foi igual ao da velocidade, determina-se que a ordem do reagente A é igual a 1.
- Para achar a ordem ou coeficiente do B:
Serão escolhidas as experiências 1 e 4 porque nelas a concentração do B muda de 1,0 mol/L para 2,0 mol/L, e a concentração de A não sofre alteração. Em seguida, basta relacionar a concentração do reagente A com a velocidade dessas experiências.
A concentração de B dobra (passa de 1,0 para 2,0), e a velocidade quadruplica (aumenta quatro vezes, passando de 2,0 para 8,0). Como o aumento da velocidade é o dobro do aumento da concentração, determina-se que a ordem do reagente B é igual a 2.
Assim, podemos escrever a expressão da velocidade para essa reação:
v = K. [A]1.[B]2
Um dos fatores que interferem na velocidade, rapidez ou taxa de desenvolvimento de uma reação química é a concentração dos reagentes. Conforme dito no texto “Influência da Concentração na Velocidade das Reações”, geralmente, um aumento na concentração dos reagentes aumenta a rapidez de uma reação.
Isso pode ser visto na reação de decomposição da água oxigenada (solução aquosa de peróxido de hidrogênio):
H2O2(l) → H2O(l) + ½ O2(g)
A seguir temos uma tabela com dados obtidos experimentalmente e que relaciona a concentração do reagente, em temperatura constante (25ºC) com a velocidade da reação:
Observe que do experimento 1 para o 2 dobrou-se a concentração da água oxigenada e o resultado foi que a velocidade da reação de decomposição também dobrou. Já do experimento 1 para o 3, tanto a concentração do reagente como a velocidade da reação quadruplicaram.
Isso nos leva a concluir corretamente que a concentração em mol/L é diretamente proporcional à velocidade da reação. Essa relação entre a rapidez de uma reação e as concentrações dos reagentes é dada por uma expressão matemática que é denominada lei da velocidade da reação. Assim, para a reação descrita essa lei é representada da seguinte forma:
Nessa equação, k é uma constante característica de cada reação que varia exclusivamente com a temperatura. Veja também que a concentração do reagente é representada por colchetes [ ].
A lei da velocidade de uma reação também é denominada como Lei da Ação das Massas, Equação de Rapidez ou ainda Lei Cinética da Reação.  
Assim, para uma reação genérica balanceada, temos:
aA + bB → cC + dD
Os símbolos α e β são expoentes que são determinados experimentalmente. Na reação da água oxigenada mencionada acima o expoente foi igual a 1, que é o mesmo valor do coeficiente dessa substância na reação. Porém, isso não ocorre sempre. Somente em reações elementares, isto é, que se desenvolvem em uma única etapa, é que ocorrerá dos expoentes na expressão da lei da velocidade serem iguais aos respectivos coeficientes..
Entretanto, é importante lembrar que, na prática, isso nem sempre acontece. Quando a reação não é elementar, ocorrendo em mais de uma etapa, é necessário determinar experimentalmente os valores dos expoentes. Isso será determinado pela primeira etapa da reação, que é a fase lenta.
Energia de ativação
A cinética química estuda a velocidade que as reações ocorrem e os fatores que podem alterá-la. Um dos fatores envolvidos no processo reacional é a energia de ativação.
Primeiro devemos entender a teoria que rege o estudo da cinética. Em um sistema os reagentes tendem a colidir para formar produtos. No entanto esta colisão, ou choque, deve ser efetiva para que gere a energia necessária para iniciar a reação. A quantidade de energia necessária para que uma reação ocorra se chama energia de ativação e pode ser observada no gráfico abaixo:
Energia de ativação.
No gráfico percebemos que a energia de ativação é o caminho dos reagentes até o ponto mais energético (mais alto) do gráfico que é o complexo ativado, momento reacional onde reagentes e produtos coexistem. Após isso está representada a formação dos produtos. Devemos entender que quanto maior for o caminho dos reagentes até a formação do complexo ativado (a energia de ativação) mais tempo a reação leva para ocorrer.
Temos alguns fatores que podem influenciar a velocidade de uma reação conforme já citamos e são eles: a temperatura, a pressão, a concentração, a superfície de contato e por fim, o catalisador e o inibidor.
Os catalisadores são muito utilizados na indústria principalmente porque eles têm por função acelerar a reação sem alterar a formação, ou a quantidade formada de produtos. Quando se utiliza o catalisador a reação tem seu caminho reacional diminuído, ou seja, diminui a energia de ativação (linha vermelha no gráfico), fazendo com que a reação se torne mais rápida. Quando se utiliza o inibidor ocorre o contrário, o caminho reacional aumenta e a reação torna-se mais lenta.
Nas reações endotérmicas, que são aquelas que absorvem energia a energia de ativação é maior do que nas reações exotérmicas que são aquelas que liberam energia.
São vários os exemplos de reações químicas que envolvem o cotidiano do ser humano de uma forma geral, o que torna o estudo sobre elas fundamental. Um exemplo de uma reação muito importante pra nós é a combustão da gasolina em veículos automotores, que ocorre de forma a produzir energia suficiente para que o veículo tenha condição de locomover-se.
Uma reação química pode ser processada em velocidades variadas. Enquanto a reação de formação do diamante é extremamente lenta, por exemplo, a explosão de fogos de artifícios ocorre de formainstantânea.
A parte da Química que estuda a velocidade das reações químicas é a Cinética Química, que se volta de forma mais enfática aos mecanismos que determinam e influenciam a velocidade de uma reação química, como a energia de ativação. Todavia, não podemos falar de energia de ativação sem comentar sobre o contato entre os reagentes e as colisões favoráveis.
Contato entre os reagentes: Reagentes em contato entre si;
Colisões favoráveis: As moléculas dos reagentes devem colidir umas com as outras de forma que o maior número de átomos delas entre em contato.
Segundo a Termoquímica, durante a ocorrência de uma reação, cada reagente apresenta certa quantidade de energia e, além dessa, ele também deve entrar em contato com uma energia proveniente do meio externo.
A faísca é um exemplo de energia de ativação
De uma forma bem objetiva, podemos definir a energia de ativação (Eat) como a energia necessária para a ocorrência de uma reação. Por exemplo, para que a chama do fogão seja formada, é necessário fornecer uma faísca elétrica para permitir a ocorrência da reação entre o gás oxigênio e o gás de cozinha.
A colisão entre as partículas dos reagentes, com orientação favorável e uma energia de ativação suficiente, sempre resulta em um composto denominado complexo ativado. O complexo ativado não é o produto, mas sim um composto intermediário formado entre os reagentes e os produtos. Trata-se de um composto instável que, após ser originado, decompõe-se e forma os produtos. A seguir temos uma representação da formação do complexo ativado do HF a partir da reação entre H2 e F2:
Formação do complexo ativado a partir da reação entre H2 e F2
Observação: Quanto mais o complexo ativado demorar para ser originado, maior será a energia de ativação utilizada pelos reagentes e maior será a velocidade da reação.
É interessante que a energia de ativação não cessa até que o complexo ativado seja formado. Por isso, o complexo ativado é o resultado da energia de ativação máxima. Esse fato pode ser demonstrado por intermédio de um gráfico que relaciona a quantidade de energia e o caminho da reação. Veja um exemplo:
Gráfico que apresenta indicação da energia de ativação
Podemos observar no gráfico uma seta vermelha que parte dos reagentes e vai em direção ao ponto mais alto da curva (complexo ativado). Essa seta representa o complexo ativado. Em um gráfico com valores, podemos determinar o valor da energia de ativação, como no gráfico a seguir:
Gráfico que apresenta os valores da energia dos reagentes e o complexo ativado
No gráfico acima, podemos observar que a energia dos reagentes tem um valor de 50 KJ, enquanto a energia do complexo ativado é de 130 KJ. Assim, para determinar o valor da energia de ativação, basta subtrair a energia do complexo ativado pela energia dos reagentes (lembrando que a energia dos reagentes é a que está descrita no eixo y, independentemente do número de reagentes existentes na reação). Veja o exemplo:
Eat = 130 – 50
Eat = 80 KJ
Observação: as reações químicas mais rápidas são aquelas em que a energia de ativação utilizada pelos reagentes é menor, o que resulta em uma formação mais rápida do complexo ativado. Assim, é interessante sempre ter os gráficos das reações que esteja analisando para compará-las.
Comparando o gráfico abaixo com o anterior, podemos perceber que o apresentado logo a seguir indica uma reação química mais rápida que a do outro, pois sua energia de ativação é de 30 KJ.
Energia de ativação de uma reação genérica (Gráfico retirado de um exercício da UEL)
Para que uma reação ocorra, é necessário que os reagentes recebam certa quantidade de energia, que é denominada de energia de ativação. Assim, temos:
Por exemplo, na atmosfera existem os gases oxigênio (O2) e nitrogênio (N2). Há um grande número de choques entre suas moléculas, porém, a reação só ocorre quando recebe alguma forma de energia externa, que, no caso, costuma ser fornecida pelas descargas elétricas dos relâmpagos.
Assim, quanto maior a energia de ativação, mais difícil será para que a reação ocorra e, consequentemente, ela se dará de forma mais lenta. O contrário também é verdadeiro, reações com uma menor energia de ativação ocorrem com maior velocidade. Isso significa que a energia de ativação é na verdade uma barreira energética a ser ultrapassada para que ocorra a reação química.
Quando a energia de ativação é atingida, forma-se primeiro o complexo ativado, que é uma estrutura intermediária e instável entre os reagentes e os produtos.
Abaixo temos uma reação genérica que demonstra a formação do complexo ativado:
Portanto, a energia de ativação é a menor energia necessária que se deve fornecer aos reagentes para a formação do complexo ativado, resultando na ocorrência da reação.
Isso pode ser representado graficamente, conforme mostrado a seguir:
Observe abaixo como escrever os digramas tanto para reações endotérmicas como exotérmicas:
Um exemplo que pode ser citado é a reação que ocorre entre o monóxido de carbono (CO) e o dióxido de nitrogênio (NO2) para a formação do gás carbônico (dióxido de carbono - CO2) e o óxido de nitrogênio (NO):
CO(g)  + NO2(g)  → CO2(g)  + NO(g)
Com o estado intermediário (complexo ativado), temos:
CO+ NO2 → COONO → CO2 + NO  
A representação gráfica dessa reação, com o seu complexo ativado e sua energia de ativação, é descrita abaixo:
As reações só ocorrem quando os reagentes possuem energia de ativação (ou energia mínima necessária, que varia de reação para reação; tanto na quantidade como na forma) ou quando ela é fornecida a eles.
Por exemplo, quando o sódio metálico entra em contato com a água, ele reage violentamente. Isso significa que o conteúdo de energia desses reagentes já é suficiente para a reação ocorrer.
Já no caso de ligarmos um fogareiro, a reação de combustão só ocorrerá se colocarmos um palito de fósforo aceso ou alguma outra fonte de fogo perto do gás que está sendo liberado pelo fogareiro. Isso significa que, nesse caso, foi necessário fornecer energia ao sistema para que ele atingisse a energia de ativação e a reação ocorresse.
No caso do próprio fósforo utilizado, para que ele entre em combustão, a energia de ativação é fornecida pelo atrito. O mesmo ocorre com os isqueiros, que também precisam de uma faísca que dê a energia de ativação necessária para a combustão do gás contido em seu interior.
A energia de ativação pode também ser fornecida pela luz, como é o caso da decomposição da água oxigenada. É por isso que ela é guardada em frascos escuros ou opacos.
Dessa forma, podemos concluir que a energia de ativação (Eat) é a diferença entre a energia necessária para que a reação tenha início (E) e a energia própria contida nos reagentes (Epr):
A energia de ativação é um obstáculo para que a reação ocorra e ela é necessária para romper as ligações dos reagentes. Com isso, a reação ocorre e novas ligações são feitas para a formação dos produtos.
Quando a colisão entre as partículas dos reagentes com orientação favorável ocorre com energia igual ou superior à energia de ativação, antes da formação dos produtos, forma-se um estado intermediário e instável, denominado complexo ativado, em que as ligações dos reagentes estão enfraquecidas e as ligações dos produtos estão sendo formadas. Assim, a energia de ativação é a energia necessária para formar o complexo ativado.
Abaixo temos um gráfico que mostra a energia de ativação como uma barreira para a efetivação da reação:
Para que uma reação química ocorra, é necessário que as moléculas dos reagentes sejam postas em contato através de um choque. Esse choque precisa ser frequente, intenso e bem orientado, de modo a promover uma interação perfeita entre as moléculas. Mas, além dos choques, é preciso que seja fornecida uma quantidade mínima de energia, que seja capaz de iniciar a reação. Essa quantidade de energia recebe o nome de energia de ativação (Ea).
No instante que ocorre a colisão eficaz, é formada uma estrutura química chamada de complexoativado, que corresponde a um estágio intermediário, em que há o enfraquecimento das ligações químicas dos reagentes para que novos produtos sejam formados. Se a energia fornecida aos reagentes for menor que a energia de ativação, o complexo ativado não será formado, e, portanto, a reação química não acontecerá.
Para entender melhor a ideia de energia de ativação, podemos representá-la graficamente:
O gráfico mostra a energia dos reagentes e dos produtos em função do decurso da reação. Observe que, embora a energia dos reagentes seja maior do que a energia dos produtos (o que justifica a liberação de energia), é preciso haver o fornecimento de uma quantidade de energia para que os reagentes alcancem a energia de ativação e a reação possa, de fato, ocorrer.
Diferentes reações químicas têm diferentes energias de ativação, que podem ser fornecidas aos reagentes de diversas formas. Veja alguns exemplos:
Um palito de fósforo só entra em combustão quando o atritamos, assim, a energia de ativação é fornecida através do atrito.
A energia de ativação necessária para decompor a água oxigenada é fornecida pela luz.
Uma faísca elétrica fornece a energia de ativação necessária para a explosão da gasolina nos motores dos carros.
Os airbags, dispositivos de segurança de carros, são acionados a partir de uma reação química, cuja energia de ativação é fornecida através de uma faísca.
Na fotossíntese, a luz solar fornece a energia necessária para que a reação ocorra.
Numa reação química, podemos dizer que a energia de ativação funciona como uma espécie de barreira energética, que precisa ser transposta para que a reação aconteça efetivamente. Dessa forma, a energia de ativação determina a velocidade com a qual a reação se processa. Quanto menor for a energia de ativação, menor será a barreira a ser ultrapassada e mais rápida será a reação. Por outro lado, quando a energia de ativação é muito alta, maior é a barreira energética e mais lenta será a transformação química.
Existem substâncias que, quando aplicadas às reações químicas, são capazes de criar um caminho alternativo com uma barreira de energia de ativação menor e, como consequência, acelerar o desenvolvimento da reação. Essas substâncias são chamadas de catalisadores. Veja uma comparação no gráfico:
As enzimas são exemplos de catalisadores, elas agem nas reações metabólicas dos organismos vivos, encurtando a barreira da energia de ativação e fazendo com que transformações que demorariam um longo tempo para acontecer possam ocorrer em frações de segundos.
Para que as reações químicas ocorram, é necessário primeiro que os reagentes que possuem afinidade química entrem em contato entre si. No entanto, ainda assim, a reação pode não ocorrer. Por exemplo, o oxigênio do ar é o comburente da reação de combustão do gás que usamos para cozinhar alimentos (GLP – Gás Liquefeito de Petróleo, formado por uma mistura dos gases propano e butano). Mas somente abrir um fogareiro não faz com que a reação ocorra. O gás irá se misturar com os gases do ar e nada irá ocorrer.
É aí que entra a teoria das colisões, que nos explica como as reações ocorrem em nível microscópico. Essa teoria diz que para que a reação química ocorra, as partículas (moléculas, átomos, íons etc.) dos reagentes devem colidir entre si. Mas essa colisão deve ser efetiva, ou seja, deve ser feita em uma orientação adequada e com energia suficiente.
Na tabela abaixo, são mostrados três exemplos em que as partículas de determinados reagentes estão colidindo entre si. Porém, veja que somente no terceiro caso é que resulta em uma reação química:
Nessa tabela, mostrou-se somente a orientação favorável que as partículas devem ter. Mas, conforme dito, precisa também ter uma energia maior que a energia de ativação. A energia de ativação é a energia mínima necessária que deve ser fornecida aos reagentes para romper as suas ligações e se formarem novas, para a formação dos produtos.
É por isso que a reação de combustão entre o gás oxigênio e o gás de cozinha só ocorre depois que acendemos o fósforo. Quando fazemos isso, estamos fornecendo a energia necessária para as partículas que colidem favoravelmente reagirem. Então, a própria energia que é liberada nessa reação fornece as condições para que as outras moléculas continuem reagindo, até que pelo menos um dos reagentes acabe.
Desse modo, quando a colisão entre as partículas é feita em uma geometria favorável e com energia suficiente, forma-se primeiro uma substância intermediária entre os reagentes e os produtos chamada de complexo ativado. Você pode observar esse complexo ativado na reação efetiva da tabela mais acima, em que se pode ver que a sua estrutura é instável, pois as ligações que havia nos reagentes estão sendo rompidas, enquanto as ligações que existem nos produtos estão sendo formadas.
Assim, quanto maior for a energia necessária para formar o complexo ativado, mais lenta será a reação e mais dificil será para ela ocorrer.
Além disso, a velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao número de colisões favoráveis. Isso significa que qualquer fator que aumente o número de colisões favoráveis aumentará a rapidez com que a reação ocorre. Por exemplo, quando aumentamos a temperatura, as moléculas dos reagentes se movimetam com maior velocidade e colidem mais, aumentando a rapidez da reação.
A Teoria das Colisões diz que para que uma reação ocorra, a colisão entre as partículas das substâncias reagentes deve acontecer através de uma orientação adequada e com uma energia maior que a energia mínima necessária para a ocorrência da reação.
Essa energia mínima que deve ser fornecida aos reagentes é denominada Energia de Ativação (Ea). Sem atingi-la, a reação não ocorre.
Quando colocamos duas substâncias em contato, suas partículas começam a colidir umas com as outras. Nem todas as colisões são eficazes, isto é, nem todas dão origem a novos produtos. No entanto, as colisões que rompem as ligações formadas e formam novas ligações, são denominadas colisões eficazes ou efetivas.
Essas colisões ocorrem de forma adequada: seu choque é frontal geometricamente e bem orientado. Observe abaixo como isso ocorre:
No choque efetivo as moléculas absorvem a quantidade de energia mínima necessária (energia de ativação) para a formação do complexo ativado, ou seja, um estado intermediário (estado de transição) entre os reagentes e os produtos. Nessa estrutura, as ligações dos reagentes estão enfraquecidas e as dos produtos estão sendo formadas.
Observe uma reação genérica que mostra essa formação do complexo ativado abaixo:
AB + XY → AX + YB
Note que quando ocorre o choque efetivo, forma-se momentaneamente o complexo ativado, no qual as ligações entre os átomos AB e XY estão se rompendo e as ligações que unirão os átomos nas moléculas AX e YB estão se formando.
Observe no diagrama que se não for atingida a energia de ativação, não é possível formar o complexo ativado, pois ela serve como uma barreira energética a ser ultrapassada para que a reação química ocorra.
 
 
Para reações exotérmicas (reações que liberam energia - ?H < 0) e endotérmicas (reações que absorvem energia - ?H > 0), temos os diagramas:
Assim, a teoria das colisões explica satisfatoriamente a rapidez com que ocorrem as reações, pois:
Proposta pelos químicos Max Trautz e William Lewis no ínicio do século XX, a Teoria das Colisões defende que, para que ocorra uma reação química, as moléculas reagentes devem ser postas em contato por meio de uma colisão. Tal teoria se aplica a reações que ocorrem em fase gasosa.
A colisão das partículas, também chamado de choque efetivo, deve ser bem orientada, permitindo uma perfeita interação entre as mesmas. Mas, nem sempre, a colisão por si só é o bastante para desencadear a reação, é preciso, ainda, que as partículas postas em choque tenham uma quantidade mínima de energia para romper as ligações químicas já existentes e formar novas substâncias. Existem situações em que milhões de colisões acontecem, mas, como aquantidade de energia é insuficiente, não há uma reação química. Essa quantidade mínima de energia é denominada energia de ativação.
No dado instante em que ocorre o choque efetivo é formada uma estrutura chamada complexo ativado. Trata-se de uma fase de transição, em que, já existe uma interação entre os reagentes, porém, os produtos ainda não foram formados. A energia de ativação é necessária para originar o complexo ativado, logo, se não houver a formação dessa espécie química a reação também não ocorre.
De acordo com a teoria das colisões, quanto maior for a frequência de choques efetivos, maior é a velocidade da reação. Isso porque, um número maior de colisões aumenta a probabilidade de formação do complexo ativado, que, por sua vez, permite que ocorra a reação.
A velocidade da reação depende, também, da quantidade de energia de ativação. Quanto maior for a energia de ativação, mais lenta será a reação, pois, essa “barreira” muito grande de energia dificultará a formação do complexo ativado. Por outro, se a energia de ativação é baixa, maior será o número de choques efetivos e mais rápida será a reação química.
É comum haver alguma confusão entre a teoria das colisões e a teoria do complexo ativado. Essas teorias compartilham diversos conceitos, no entanto, a primeira se aplica a reações em estado gasoso, ao passo que a segunda é proposta para reações tanto em estado gasoso quanto em soluções. Ambas foram elaboradas a fim de facilitar a compreensão dos parâmetros de Arrehenius.
Um dos fatores que influenciam a velocidade com que uma reação química processa-se é o contato entre os seus reagentes. Se eles não entram em contato uns com os outros, a reação não acontece. Sendo assim, esse é um fator determinante para a ocorrência e a velocidade de uma reação.
O contato entre os reagentes favorece que as moléculas encontrem-se umas com as outras, havendo colisão entre si (choque entre moléculas), o que promove a formação do complexo ativado e, consequentemente, dos produtos da reação. Os choques entre as moléculas devem ocorrer com uma energia mínima para que o complexo ativado seja formado, a chamada energia de ativação. A teoria que explica esses choques entre as moléculas dos reagentes é a Teoria da Colisão.
De acordo com a Teoria da Colisão, quando uma molécula de um reagente choca-se com outra molécula, os átomos de ambas entram em contato entre si, formando uma estrutura molecular denominada de complexo ativado. Após a formação desse complexo, as ligações entre alguns de seus átomos são rompidas e os produtos são formados.
Esquema que representa a formação de um produto após a formação do complexo ativado
A teoria da colisão é proposta quando os reagentes estão no estado gasoso, já que, nesse estado físico, as moléculas apresentam um grau de mobilidade maior. Porém, essa teoria serve de referência para qualquer tipo de reação, estando os reagentes em qualquer estado físico. Ela baseia-se na proposta de ocorrência de dois tipos de colisão, a favorável e a não favorável.
Colisão favorável (choque eficaz):
Nesse tipo de colisão, considera-se que todos os átomos de uma molécula chocam-se com todos os átomos de outra molécula. Assim, a formação do complexo ativado e, consequentemente, do produto é mais rápida, ou seja, a colisão favorável favorece que a reação seja processada com uma maior velocidade.
O esquema a seguir representa uma colisão favorável. Podemos observar que cada átomo da molécula diatômica da esquerda encontra-se com cada átomo da molécula diatômica da direita. Assim, temos a formação mais rápida do produto.
Colisão favorável entre átomos de uma molécula diatômica
Colisão não favorável (choque não eficaz)
Nesse tipo de colisão, nem todos os átomo da molécula chocam-se com todos os átomo da outra molécula. Podemos afirmar que os átomos vão se encontrando de forma gradativa, o que torna a reação mais lenta.
O esquema a seguir representa uma colisão não favorável. Podemos observar que apenas um átomo da molécula da esquerda encontra-se com um átomo da molécula da direita. Os outros átomos só se encontram após o primeiro choque acontecer, o que faz com que a formação do produto ocorra mais lentamente.
Colisão não favorável entre átomos de uma molécula diatômica
No estudo dos fatores que interferem na velocidade das reações químicas, os químicos William Lewis e Marx Trautz propuseram a Teoria das colisões, que explica como ocorre o rompimento das moléculas dos reagentes e a formação das moléculas dos produtos de uma reação.
De acordo com a teoria das colisões, para que uma reação química aconteça, é necessário que as moléculas do reagente sejam expostas a uma violenta colisão, o que recebe o nome de choque efetivo ou colisão eficaz.  Quanto maior for o número de choques por segundo e maior a violência dos mesmos, maior será a probabilidade de ocorrer uma reação e maior também será a velocidade com que essa reação química ocorrerá.
Existem alguns fatores que aumentam a frequência e a violência dos choques entre as moléculas, aumentando, assim, a velocidade das reações. Entre esses fatores podemos citar o aumento da temperatura em que a reação é realizada; o estado físico dos reagentes no momento da colisão; o aumento da pressão; a presença de outras formas de energia, como a eletricidade e a luz (reações fotoquímicas); o aumento da concentração dos reagentes; e a participação de agentes catalisadores, que são substâncias químicas capazes de acelerar uma reação sem serem consumidas no processo.
No entanto, a frequência dos choques por si só, muitas vezes, não é suficiente para que a reação ocorra. É preciso, ainda, que as moléculas dos reagentes apresentem uma orientação adequada no instante da colisão. Um choque de frente, denominado colisão frontal, é mais eficaz do que um choque “de raspão”, chamado de colisão não frontal. Essa orientação do choque varia conforme o formato e o tamanho das moléculas de cada reagente.
Além da frequência dos choques, da violência com que eles ocorrem e da orientação das partículas no instante da colisão, é necessário, ainda, que as partículas apresentem uma quantidade suficiente de energia capaz de quebrar as ligações químicas dos reagentes, para produzir novas substâncias. Esse valor mínimo de energia necessário para que a reação química aconteça recebe o nome de energia de ativação.
Quando ocorre o choque efetivo entre as partículas, a energia de ativação é atingida e, com isso, forma-se uma estrutura chamada de complexo ativado. Essa estrutura é definida como uma fase intermediária, em que as moléculas dos reagentes já estão unidas, mas os produtos da reação ainda não se formaram. Caso a energia de ativação não seja alcançada, não haverá a formação do complexo ativado, e, consequentemente, não ocorrerá a reação química.
Segunda a teoria das colisões, a energia de ativação atua como uma espécie de barreira, que deve ser ultrapassada para que ocorra a reação. Isso determina a velocidade com a qual a reação química acontece: quanto maior for a energia de ativação, maior será a barreira a ser ultrapassada e, portanto, mais lenta será a reação química. Por outro lado, quando a energia de ativação é menor, a barreira energética também será menor, a chance de ocorrer choques efetivos será maior e a reação ocorrerá mais rapidamente.
Ordem de uma Reação
No texto “Lei da Velocidade para uma Reação” determinou-se que a lei da velocidade de uma reação é dada pela expressão matemática a seguir, que relaciona as concentrações dos reagentes com a velocidade da reação: v = k [A]α. [B]β
Os expoentes nessa equação nem sempre são iguais aos coeficientes da equação química balanceada. A única maneira de se determinar com certeza o expoente na equação da velocidade é fazendo vários experimentos.
É importante determinar os coeficientes corretamente, pois eles indicarão a ordem da reação, que é definida da seguinte maneira:
A ordem de uma reação também pode ser interpretada em relação a cada reagente:
Vejamos um exemplo:
2 NO(g)+ 1 Br2(g) → 2 NOBr(g)
A reação acima, entre o óxido nítrico e o bromo, ocorre à temperatura de 273ºC. Ao realizar uma série de experimentos, nos quais se alterou a concentração dos reagentes, obtiveram-se os seguintes dados da tabela abaixo:
Observe que do experimento 1 para o 2 dobrou-se a concentração do bromo, e o resultado foi que a velocidade da reação também dobrou. Assim, o expoente dessa substância será igual a 1.
Já no caso do óxido nítrico, do experimento 3 para o 4, sua concentração também foi dobrada, porém, a velocidade quadruplicou, pois foi de 36 mol. L-1. s-1 para 144 mol. L-1. s-1. Portanto, o seu expoente será 2. Desse modo, temos que a lei da velocidade para essa reação será dada pela seguinte equação:
v = k [NO]2. [Br2]1
Assim, essa reação é de:
2ª ordem em relação a NO;
1ª ordem em relação a Br2;
3ª ordem em relação à reação global (soma dos expoentes: 2+1 = 3).
Observe que os valores dos expoentes são iguais aos valores dos respectivos coeficientes dessas substâncias na equação química balanceada. Isso se dá porque essa reação é elementar, isto é, ocorre em uma única etapa. Por isso, temos que:
No caso de reações não elementares, a etapa lenta será a etapa determinante da ordem da reação. Um exemplo de reação não elementar, que se desenvolve em mais de uma etapa distinta, é a que ocorre entre o gás hidrogênio e o monóxido de nitrogênio para a formação do gás nitrogênio e da água.
Essa reação se processa segundo as seguintes etapas:
Etapa 1 (lenta): 1 H2(g) + 2 NO(g) → 1 N2Og) + 2 H2O(l)
Etapa 2 (rápida): 1 N2Og) + 2 H2O(l) → 1 N2(g) + 2 H2O(l)
Equação global: 2 H2(g) + 2 NO(g) → 1 N2(g) + 2 H2O(l)
A lei da velocidade e os expoentes dessa reação serão dados pelos coeficientes dos reagentes na etapa lenta. Portanto, temos:
v = k [H2]1 . [NO]2
Essa reação é de:
1ª ordem em relação a H2;
2ª ordem em relação a NO;
3ª ordem em relação à reação global (soma dos expoentes: 1+2 = 3).
Nesse caso, podemos ver que os coeficientes da equação global não são iguais aos expoentes na expressão da lei da velocidade.
Observação: Se acontecer de mudarmos a concentração de uma substância reagente e a velocidade da reação não se alterar, a ordem de reação dessa substância será igual a zero, pois ela não participa da equação da velocidade.
A ordem de uma reação química é a relação matemática que existe entre a taxa de desenvolvimento ou velocidade da reação e a concentração em quantidade de matéria dos reagentes.
Por exemplo, consideremos a reação não elementar abordada no texto Lei da velocidade para reações não elementares:
CO + NO2 → CO2 + NO
A lei da velocidade dessa reação é dada por:
v = k . [NO2]2
Temos que, nesse caso, a ordem global dessa reação será igual a 2, a ordem da reação em relação ao reagente NO2 também será igual a 2 e, em relação ao reagente CO, será igual a zero.
Chegamos a essa conclusão porque a ordem da reação global é a soma dos expoentes das concentrações dos reagentes na lei da velocidade e a ordem da reação em relação a um determinado reagente é o expoente de sua concentração na lei da velocidade.
Por exemplo, considere que temos a seguinte reação genérica:
aA + bB → cC + dD
Sendo que a lei da velocidade dessa reação é:
v = k . [A]α. [B]β
Dizemos que essa reação genérica é de:
Ordem α em relação a A;
Ordem β em relação a B;
α + β = ordem global da reação
Veja mais dois exemplos:
1)      Reação elementar: 2 CO(g) + O2(g)→ 2 CO2(g)
Como é uma reação elementar, o expoente na lei da velocidade é igual ao coeficiente do reagente: v = k . [CO]2. [O2]1
Assim, temos que essa reação é de ordem 2 em relação ao CO, de ordem 1 em relação ao O2 e sua ordem global é 3 (2 + 1 = 3).
2)      Reação não elementar: 2 H2(g) + 2 NO(g)→ 1 N2(g) + H2O(g)
As etapas dessa reação são dadas por:
Etapa 1 (lenta): 1 H2(g) + 2 NO(g) → 1 N2Og) + 2 H2O(l)
Etapa 2 (rápida): 1 N2Og) + 2 H2O(l) → 1 N2(g) + 2 H2O(l)
Equação global:2 H2(g) + 2 NO(g) → 1 N2(g) + 2 H2O(l)
Os expoentes na lei da velocidade são dados pelos coeficientes dos reagentes na etapa lenta: v = k [H2]1. [NO]2.
Essa reação é de 1ª ordem em relação ao H2, de 2ª ordem em relação ao NO e de 3ª ordem em relação à reação global (soma dos expoentes: 1+2 = 3).
Uma observação importante é que existem algumas reações que ocorrem na superfície de metais que são de ordem zero, porque a velocidade não depende da concentração dos reagentes.
A ordem de uma reação é uma relação matemática que serve para relacionar a velocidade da reação com a concentração em quantidade de matéria dos reagentes.
Essa ordem da reação pode ser dada em relação a apenas um dos reagentes ou pode ser uma ordem global da reação:
- Se for em relação a um determinado reagente, a ordem será igual ao expoente da sua concentração na expressão da lei da velocidade;
- Se for a ordem global da reação, ela será obtida por meio da soma dos expoentes na equação da lei da velocidade, também conhecida como lei de ação das massas ou lei de Guldberg-Waage.
O texto Lei da velocidade das reações mostrou que, considerando a seguinte reação genérica:
aA + bB → cC + dD
Se ela for elementar (ocorrer em uma única etapa), a sua equação da lei da velocidade será dada por:
v = k [A]a . [B]b
Observe que os expoentes serão os respectivos valores dos coeficientes na equação química balanceada. Por exemplo, considere a seguinte reação elementar:
1 C2H4(g) + 1 H2(g) → 1 C2H6(g)
A equação da lei da velocidade dessa reação será:
v = k [C2H4]1 . [H2]1 ou v = k [C2H4] . [H2]
Dizemos então que, em relação a C2H4, a reação é de primeira ordem. Isso quer dizer que, se dobrarmos o valor da concentração desse reagente, a velocidade da reação também dobrará. O mesmo se aplica em relação ao H2.
Já a ordem global dessa reação, conforme já dito, é dada pela soma dos expoentes na equação da lei da velocidade. Então, ela será igual a 2 (1 + 1), ou podemos dizer que a reação é de segunda ordem.
No entanto, se essa reação não for elementar, os coeficientes dessa equação serão determinados experimentalmente. Veja alguns exemplos:
Ordem de uma reação não elementar determinada experimentalmente
Nesses casos, varia-se a concentração de cada reagente separadamente e observa-se como a velocidade é alterada.
Vejamos agora um exemplo de questão envolvendo a ordem de uma reação:
Exemplo: (UEG GO/2007) Considere a fase gasosa da reação entre o óxido nítrico e a molécula de bromo a 273 ºC. A velocidade inicial de formação do NOBr foi determinada experimentalmente para várias concentrações iniciais de NO e Br2. Os resultados podem ser vistos na tabela a seguir:
2NO(g)+ Br2(g) → 2 NOBr(g)
Tabela com dados de experimento sobre ordem da reação
Determine a ordem de reação em relação ao NO e ao Br2.
Resolução:
Nesse caso, os valores das concentrações dos reagentes não duplicaram ou triplicaram exatamente. Então resolvemos da seguinte forma:
Considerando a lei da velocidade v = k . [NO]α . [Br2]β para os experimentos 1 e 2, e, em seguida, dividindo uma pela outra, temos:
24 = k . 0,1α . 0,2β Experimento 1
150= k . 0,25α . 0,2β Experimento 2
24/150 = (0,1/0,25)α
0,16 = (0,4)2 = (0,4)α → α = 2
Determinação da ordem de reação em relação ao Br2:
De forma análoga, considerando os experimentos 1 e 3, temos:
24 = k . 0,1α . 0,2β Experimento 1
60= k . 0,1α . 0,5β Experimento 3
24/60= (0,2/0,5)β
​0,4 = 0,4β → β = 1
Assim, a lei da velocidade dessa reação fica da seguinte forma: v = k . [NO]2 . [Br2]1.
Essa reação em relação a NO é de segunda ordem e em relação a Br2 é de primeira ordem.
princípio de Le Chatelier
O princípio de Le Chatelier foi proposto pela primeira vez em 1888 pelo físico e químico francês Henri Louis Le Chatelier, que nasceu em Paris a 8 de outubro de 1850 e faleceu em Isère, a 17 de setembro de 1936. 
O princípio de Le Chatelier é uma consequência da lei da conservação da energia e pode ser descrito da seguinte forma: quando um sistema em equilíbrio é sujeito a uma perturbação (alteração da temperatura, da concentração ou da pressão,entre outros), o equilíbrio desloca-se no sentido que contraria essa alteração, até se estabelecer um novo estado de equilíbrio. Com base neste princípio, é fácil prever qual o sentido em que se desloca qualquer equilíbrio, quando o sistema é sujeito a uma perturbação. 
São diversos os fatores que podem provocar perturbação no equilíbrio, com evolução num ou noutro sentido. Verifica-se que a temperatura só tem efeito na posição de equilíbrio das reações endotérmicas ou exotérmicas. A elevação da temperatura desfavorece as reações exotérmicas e favorece as endotérmicas. 
As alterações de pressão (ou volume) afetam a posição de equilíbrio dos sistemas gasosos, se a reação se der com variação de volume. Se se aumentar a pressão de um sistema em que existem componentes gasosos em equilíbrio, este desloca-se no sentido em que há formação de menor número de moles gasosas. Um aumento de pressão é equivalente a uma diminuição de volume. 
Se se aumentar a concentração de um reagente de um sistema em equilíbrio, este evolui no sentido em que contraria esse aumento, isto é, no sentido em que se consome esse reagente, ou seja, no sentido direto.
O químico francês Henry Louis Le Chatelier (1850-1936) era também engenheiro químico e metalúrgico, e divulgava a relação da química com a indústria. Em 1884, ele enunciou uma generalização (sobre o comportamento de sistemas em equilíbrio ao serem perturbados) que era simples, porém de grande alcance. Ela foi chamada de Princípio de Le Chatelier e pode ser descrita assim:
Esse princípio mostra que quando alteramos um sistema em equilíbrio, ele buscará adquirir um novo estado que anule essa perturbação. Dessa forma, há um deslocamento do equilíbrio, ou seja, uma busca por uma nova situação de equilíbrio, favorecendo um dos sentidos da reação. Se favorecer a reação direta, com formação de mais produto, dizemos que o equilíbrio se deslocou para a direita. Entretanto, é dito que se deslocou para a esquerda se foi favorecida a reação inversa, com formação de reagentes.
 
Existem três fatores que provocam essas alterações, eles são: concentração, pressão e temperatura. Examinemos resumidamente cada um deles:
1. Concentração:
Se, em uma reação em equilíbrio, com temperatura constante, aumentarmos a concentração de um, ou de todos os reagentes, a reação será deslocada no sentido direto, pois para entrar em um novo equilíbrio o sistema terá que gerar mais produtos. O contrário também ocorre: se aumentarmos a concentração dos produtos a reação se deslocará no sentido inverso, fornecendo mais reagentes.
 
2. Pressão:
Se aumentarmos a pressão de uma reação gasosa em equilíbrio, sem alterarmos a temperatura, ocorrerá uma contração do volume. Portanto, o equilíbrio se deslocará no sentido do menor volume, ou seja, que possui menos quantidade de matéria em mol. Já se diminuirmos a pressão, o volume dos gases se expandirá, deslocando o equilíbrio no sentido da reação com maior volume (maior número de mol).
 
3. Temperatura:
      Aumento da temperatura: o equilíbrio será deslocado no sentido da reação endotérmica (reação que absorve calor).
      Diminuição da temperatura: o equilíbrio será deslocado no sentido da reação exotérmica (reação que libera calor).
O princípio de Le Chatelier diz respeito à resposta de sistemas em equilíbrio quando sujeitos a uma perturbação. De forma simples o princípio diz que um sistema em equilíbrio quando perturbado tende a ajustar-se de modo a remover a perturbação e restabelecer o equilíbrio.
Existem diversos fatores que podem afetar o equilíbrio de substâncias em uma reação química, temperatura, concentração e pressão são alguns exemplos. Vamos examinar o efeito de cada uma dessas variáveis sob o ponto de vista do princípio de Le Chatelier.
Concentração
Suponha que a reação descrita abaixo esteja em equilíbrio:
A+B⇌C+D
Podemos adicionar ao sistema um dos reagente ou produtos, essa adição perturba o equilíbrio das substâncias e segundo o princípio de Le Chatelier o sistema se modificará para neutralizar essa perturbação.
Admita que adicionamos o reagente A ao sistema. Para que as substâncias voltem ao equilíbrio, A deve ser consumido, pois está em excesso, logo a reação será deslocada em direção aos produtos, ou seja mais C e D são formados e A e B são consumidos até que o equilíbrio seja atingido novamente. No entanto se de alguma forma A for removido do sistema a reação será deslocada em direção aos reagentes, pois o sistema tenta compensar a quantidade de A removida consumindo C e D para formar A e B.
De forma geral podemos dizer que para uma reação no equilíbrio a diminuição na concentração de um produto ou aumento na concentração de um reagente favorece a reação direta enquanto que o aumento na concentração de produtos ou diminuição na concentração de reagentes favorece a reação inversa.
Pressão
Quando numa reação química alguns dos reagentes ou produtos são gases a pressão parcial destes se comporta da mesma forma que a concentração descrita acima, ou seja um aumento na pressão parcial de reagentes favorece produtos e vice versa. No entanto quanto a pressão total é modificada por algum agente externo o sistema tende a neutralizar essa perturbação deslocando-se para a ajustar a pressão. Considere a seguinte reação:
A(g)+B(g)⇌C(g)
Onde reagentes e produtos são gases. Note que essa reação diminui a pressão do sistema, pois o número de mols de gases diminui. Logo um aumento de pressão faz com que a reação se desloque para a os produtos, pois nesse sentido a pressão do sistema cairá. Já uma diminuição de pressão favorece os reagentes, pois a formação destes aumenta a pressão.
Temperatura
A forma com que a temperatura afeta uma reação química depende da variação de entalpia desta. Considere uma reação exotérmica, podemos considerar a energia liberada como sendo um produto da reação. Escrevemos então:
Reagentes → Produtos + Energia
Para uma reação endotérmica, tratamos a energia consumida como um reagente:
Reagentes + Energia → Produtos
O princípio de Le Chatelier aplica-se da mesma forma que na mudança de concentração de reagentes. Um aumento de temperatura implica em mais energia disponível para reação, logo há um favorecimento de reações endotérmica. Por outro lado reações exotérmicas são favorecidas quando a temperatura do sistema é diminuída. Em uma situação de equilíbrio é necessário avaliar qual é lado exotérmico e qual lado endotérmico da reação, caso a formação de produtos seja exotérmica, por exemplo, temperaturas altas favorecem o lado dos reagentes.
No texto “Reações Reversíveis e Equilíbrio Químico”, quando uma reação reversível encontra-se em um sistema fechado, ela acaba por entrar em equilíbrio químico, ou seja, as taxas de desenvolvimento das reações direta e inversa ocorrem com a mesma velocidade. Se não houver nenhuma alteração no sistema, ele permanecerá indefinidamente assim.
O cientista francês Henry Louis Le Chatelier (1850-1936) percebeu isso e passou a estudar esse fenômeno. Ele dedicou-se ao estudo de possíveis maneiras de se conseguir deslocar o equilíbrio químico e descobriu aspectos importantes que são até hoje usados por indústrias, por exemplo, para aumentar a produção de determinados produtos com menor custo.
Uma das coisas que ele descobriu foi o que passou a ser chamado de Princípio de Le Chatelier, que pode ser enunciado da seguinte maneira:
“Quando se provoca uma perturbação em um sistema em equilíbrio, este se desloca no sentido que tende a anular essa perturbação, procurando se ajustar a um novo equilíbrio.”
Os principais fatores que causam esse deslocamento no equilíbrio químico são: concentração dos reagentes ou produtos participantes da reação, pressão e temperatura.
O uso de catalisadores apenas acelera a velocidade das reações, isto é, no caso de reações reversíveis, faz com que elas atinjam o equilíbrio mais rapidamente. Mas os catalisadores não interferem no deslocamento do equilíbrio, pois eles atuam igualmente tanto no sentido da reação direta quanto no sentidoda reação inversa.
Consideremos um exemplo em que haverá variação na concentração: temos o seguinte sistema aquoso em que os íons abaixo estão em equilíbrio químico:
2 CrO42-(aq) + 2 H+(aq) ↔ 2 Cr2O72-(aq) + 2 H2O(l)
Os íons CrO42- conferem a cor amarela ao sistema, enquanto os íons Cr2O72- conferem a cor alaranjada.
Assim, imagine que adicionemos algumas gotas de limão a esse sistema. Visto que o limão é ácido, estaríamos aumentando a concentração dos íons H+(aq). Seguindo o princípio de Le Chatelier, o sistema irá, então, deslocar-se no sentido de consumir os íons H+, ou seja, no sentido da reação direta (para a direita). Isso provocaria mais produção dos íons Cr2O72- e a solução passaria de amarela para o alaranjado.
Exemplo de deslocamento de equilíbrio segundo o Princípio de Le Chatelier
O contrário também é verdadeiro, se adicionarmos alguma solução básica ao meio, os íons OH- dessa solução irão reagir com os íons H+ e haveria o aumento da concentração da água (H2O(?)) no meio. Por isso, o equilíbrio se deslocaria no sentido de consumir a água, ou seja, para a esquerda, no sentido inverso, e o sistema líquido ficaria amarelo.
Por meio desse exemplo, podemos generalizar o seguinte:
Variação da concentração e deslocamento do equilíbrio
Quanto à variação da pressão e da temperatura, podemos dizer o seguinte:
Variação da pressão e da temperatura e deslocamento do equilíbrio químico
 
Princípio de Le Chatelier: quando se aplica uma força em um sistema em equilíbrio, ele tende a se reajustar no sentido de diminuir os efeitos dessa força.
Alterações da acidez e basicidade agem como forças externas em equilíbrios químicos. O sistema precisa então se deslocar para amenizar os efeitos dessa força. Vejamos um exemplo de fator que pode alterar o equilíbrio de um sistema, a concentração.
2 CrO2-4 (aq) + 2 H+ (aq) ↔ CrO2-7 (aq) + H2O (l)
Se adicionarmos algumas gotas de limão (solução ácida) neste equilíbrio, ele irá se deslocar para a direita ou para a esquerda e favorecer a formação de um dos produtos.
Isso porque através desta ação aumentamos a quantidade de íons H+ em um dos membros da equação. Se isso ocorre nos reagentes à esquerda, o equilíbrio se desloca para a direita, para se equilibrar.
A reação pode ser revertida se adicionarmos uma solução básica de NaOH ao sistema.
 A presença de íons OH- consome os íons H+ e o equilíbrio se desloca para a esquerda.
Conclusão: Quando a concentração de íons (CrO2-7) prevalece, o equilíbrio se desloca para esquerda. Se a concentração de íons (CrO 2-4) prevalecer, o equilíbrio se desloca para a direita.
Equilíbrios químicos homogêneos e heterogêneos 
Quando as reações reversíveis atingem um ponto em que a velocidade com que os produtos se formam (reação direta) e a velocidade com que os produtos são consumidos (reação inversa) tornam-se constantes e iguais, dizemos que foi atingido o Equilíbrio químico. Cada reação em equilíbrio possui uma constante de equilíbrio (Kc) característica, que se modifica apenas com a variação da temperatura. Se houver pelo menos um gás participando da reação, ela terá também uma constante em termos de pressão, simbolizada por Kp.
No texto Constante de equilíbrio Kc e Kp é mostrado que para escrever as expressões dessas constantes, temos que verificar os estados físicos delas. Assim, surgem dois tipos de equilíbrios químicos, que são:
1. Equilíbrio homogêneo: São aqueles em que todos os participantes da reação, quer sejam reagentes, quer sejam produtos, estão em um mesmo estado de agregação, e o resultado é um aspecto homogêneo em todo o sistema. Geralmente os equilíbrios homogêneos são formados apenas por gases. Veja alguns exemplos abaixo e observe que somente o último equilíbrio trata-se de um equilíbrio homogêneo líquido, pois todas as espécies químicas são soluções aquosas. Veja também que, nesses casos, todos as substâncias aparecerão nas expressões de Kc e Kp:
N2(g) + 3 H2(g) ↔ 2 NH3(g) Kc = __[NH3]2__ Kp = __(pNH3)2__
                                                  [N2] . [H2]3         (pN2). (pH2)3
2 O3(g) ↔ 3 O2(g) Kc = [O2]3 Kp = (pO2)3 
                                    [O3]2         (pO3)2
H2(g) + I2(g) ↔ 2 HI(g) Kc = __[HI]2__ Kp = __(pHI)2__
                                          [H2] . [I2]         (pH2) . (pI2)
CO(g) + NO2(g) ↔ CO2(g)+ NO(g) Kc = [CO2 ]. [NO] Kp = (pCO2 ). (pNO)
                                                           [NO2] . [CO]        (pNO2) . (pCO)
2 SO3(g) ↔ 2 SO2(g) + O2(g) Kc = [SO2]2. [O2] Kp= (pSO2)2. (pO2)
                                                          [SO3]2                (pSO3)2
Fe2+(aq) + Cu2+(aq) ↔ Fe3+(aq) + Cu+(aq) KC = [ Fe3+]. [Cu+] Kp = não é definido.
                                                                      [Fe2+]. [Cu2+]
Visto que não possui nenhum gás, para esse último equilíbrio químico não existe a expressão de Kp.
Na figura no início do texto foi apresentada, do lado direito, uma garrafa contendo dois gases em equilíbrio, que são o dióxido de nitrogênio (NO2) e o tetróxido de dinitrogênio (N2O4):
2 NO2(g) ↔ N2O4(g) Kc = [ N2O4] Kp = (pN2O4)
                                         [NO2]2            (pNO2)2
O NO2 é um gás de cor castanho-avermelhada, enquanto o N2O4 é incolor, sendo que, no equilíbrio, eles misturam-se, formando uma espécie de “nuvem gasosa” de cor castanho-clara em toda a sua extensão.
2. Equilíbrio heterogêneo: São aqueles em que pelo menos umas das substâncias participantes da reação está em um estado físico diferente das demais, geralmente no estado sólido. Com isso, o aspecto do sistema não fica uniforme, mas é possível visualizar diferentes fases.
Nesses casos, quando as expressões da constante de equilíbrio são escritas, não se deve escrever as substâncias sólidas, pois suas concentrações são constantes.
Exemplos:
HCl(aq) + AgNO3(aq) ↔ AgCl(s) + HNO3(aq) KC = [HNO3]____ Kp = não é definido.
                                                                        [HCl]. [AgNO3]
C(s) + O2(g) ↔ CO2(g) KC = [CO] Kp = (pCO)
                                           [O2]          (pO2)
Zn(s) + Cu2+(aq) ↔ Cu(s) + Zn2+(aq) KC = [ Cu2+] Kp = não é definido.
                                                               [Zn2+]
CaO(s) + CO2(g) ↔ CaCO3(s) KC = __1__ Kp = __1__
                                                      [CO2]        (pCO2)
Na ilustração apresentada no início deste texto foi mostrado um tubo de ensaio do lado esquerdo que continha um sistema em equilíbrio heterogêneo. Trata-se da reação entre as soluções de sulfato de cobre (II) e hidróxido de sódio. Veja a seguir:
CuSO4(aq) + 2 NaOH(aq) ↔ Na2SO4(aq) + Cu(OH)2(s) KC = [Na2SO4]____ Kp = não é definido.
​                                                                                       [CuSO]. [NaOH]
Veja que, entre os produtos, forma-se o precipitado hidróxido de cobre (II), que é sólido e fica bem visível em meio à solução aquosa. A cor azul deve-se aos íons de cobre que estão presentes no sistema.
Os equilíbrios químicos são atingidos, no caso de reações reversíveis, quando a taxa de desenvolvimento da reação direta é igual à taxa de desenvolvimento da reação inversa, em temperatura constante.
Mas existem equilíbrios químicos homogêneos e equilíbrios químicos heterogêneos. Veja o que os diferencia:
Equilíbrios químicos homogêneos: São aqueles em que todos os participantes da reação (reagentes e produtos) encontram-se em um mesmo estado físico e, dessa forma, o sistema fica com uma única fase.
Nesses casos, as concentrações de todas as substâncias estão envolvidas no valor da constante de equilíbrio (KC).
Exemplos:
Equilíbrios homogêneos em que todos os participantes estão no estado gasoso:
N2(g) + 3 H2(g) ↔ 2 NH3(g)       KC = __[NH3]2__
                                                        [N2] . [H2]3           
H2(g) + I2(g) ↔ 2 HI(g)                   KC = __[HI]2__
                                                        [H2] . [I2]           
2 SO3(g) ↔ 2 SO2(g)+ O2(g)       KC = [SO2]2. [O2]
                                                                [SO3]2           
2 NO2(g) ↔ N2O4(g)                      KC = [ N2O4]
                                                         [NO2]2           
O sistema aquoso abaixo também é considerado homogêneo, pois toda a sua extensão é líquida:
Fe2+(aq) + Cu2+(aq) ↔ Fe3+(aq) + Cu+(aq)          KC = [ Fe3+]. [Cu+]
                                                                          [Fe2+]. [Cu2+]
Equilíbrios químicos heterogêneos: São aqueles em que os reagentes e os produtos estão em fases diferentes.
Exemplos:
A reação entre o ácido clorídrico e o nitrato de prata forma o precipitado branco mostrado abaixo, que é o cloreto de prata. Enquanto o cloreto de prata está no estado sólido, os demais participantes da reação estão em solução aquosa:
HCl(aq) + AgNO3(aq) ↔ AgCl(s) + HNO3(aq)
Equilíbrio heterogêneo com precipitado branco de cloreto de prata[1]
Quando as solução aquosas de sulfato de cobre (II) e de hidróxido de sódio reagem, origina-se um precipitado azul, que é o hidróxido de cobre (II) no estado sólido:
CuSO4(aq) + 2 NaOH(aq) ↔ Na2SO4(aq) + Cu(OH)2(s)
Equilíbrio heterogêneo com precipitado azul de hidróxido de cobre (II)[2]
No caso dos equilíbrios heterogêneos que possuem produtos no estado sólido ou no estado líquido, as concentrações deles permanecem constantes, não interferindo na situação de equilíbrio e, consequentemente, não interferindo também em Kc. Assim, esses participantes sólidos ou líquidos não devem aparecer na expressão da constante de equilíbrio. Para os exemplos dados, temos:
HCl(aq) + AgNO3(aq) ↔ AgCl(s) + HNO3(aq)                     KC =      [HNO3]____
                                                                                     [HCl]. [AgNO3]
CuSO4(aq) + 2 NaOH(aq) ↔ Na2SO4(aq) + Cu(OH)2(s) KC =      [Na2SO4]____
                                                                                     [CuSO]. [NaOH]
Veja outros exemplos:
C(s) + O2(g) ↔ CO2(g)                   KC = [CO]
                                                     [O2]
Zn(s) + Cu2+(aq) ↔ Cu(s) + Zn2+(aq)         KC = [ Cu2+]
                                                                 [Zn2+]
CaO(s) + CO2(g) ↔ CaCO3(s)                  KC = __1__
                                                                   [CO2]
Equilíbrio químico 
O equilíbrio químico é atingido quando, na mistura reacional, as velocidades das reações direta (reagentes formando produtos) e inversa (produtos formando regenerando os reagentes) ficam iguais.
Mas, em primeiro lugar, é importante entender que reação química é um processo onde reagentes se combinam e formam novas substâncias com propriedades diferentes. Algumas reações se processam totalmente, enquanto outras parecem parar antes de estarem completas. Isso tem a ver com a reversibilidade da reação. Em uma reação reversível os reagentes formam os produtos, mas os produtos reagem entre si e regeneram os reagentes. 
Por exemplo, a produção da amônia ocorrendo em recipiente fechado, sob pressão e temperatura constantes:
N2(g) + 3H2(g) ⟺ 2NH3(g) 
O processo é dinâmico, ou seja, a reação ocorre nos dois sentidos. Consideremos a reação hipotética entre a mols de A e b mols de B, formando c mols de C e d mols de D:
aA + bB ⟺ cC + dD
Inicialmente, observando uma determinada quantidade de A e B e concentrações de C e D nulas. No decorrer da reação, as concentrações de A e B diminuem e de C e D aumentam.  A velocidade da reação inversa, que é nula a princípio, cresce continuamente com o tempo. A velocidade da reação direta diminui e da inversa aumenta, até que atinjam a igualdade. Nesse momento as substâncias A e B se formam na mesma velocidade em que são consumidas. As concentrações de reagentes e produtos não mais se alteram. Este é o instante no qual a mistura reacional atingiu o equilíbrio.
Variação entre velocidade e tempo. No equilíbrio, velocidades se igualam. (Foto: Wikicommons)
No estado de equilíbrio, mesmo com o sistema aparentando estar parado, as reações diretas e inversas continuam a ocorrer, com velocidades iguais. Por isso as concentrações das substâncias permanecem constantes. Por exemplo, na reação de produção de amônia:
No equilíbrio, as concentrações de produtos e reagentes são constantes (Foto: Wikicommons)
Constantes de equilíbrio 
Constante de equilíbrio em termos de concentração (Kc)
A constante Kc é denominada constante de equilíbrio em termos de concentração, e é uma grandeza com valor específico para uma dada reação e temperatura, independente das concentrações iniciais, volume do recipiente ou pressão.
A expressão da constante de equilíbrio obtém-se pela multiplicação das concentrações dos produtos, estando elevadas a potências iguais aos respectivos coeficientes da equação balanceada, dividindo-se esse produto pelo produto das concentrações dos reagentes, cada qual também elevada à potência igual ao respectivo coeficiente estequiométrico.
Para o equilíbrio hipotético:
aA + bB ⟺ cC + dD 
Onde A, B, C e D representam reagentes e produtos e a, b, c e d os respectivos coeficientes estequiométricos. A expressão da constante de equilíbrio é:
Kc = [C]c⋅[D]d[A]a⋅[B]b
A concentração molar está simbolizada pela fórmula da substância entre colchetes. Exemplo: 
Para a reação de formação da amônia temos:
N2(g) + 3 H2(g) ⟺ 2 NH3(g)
Kc = [NH3]2[N2]⋅[H2]3 
  
O fato de os produtos estarem no numerador e os reagentes no denominador, significa que quanto maior o valor do numerador, maior o valor do Kc e maior tendência de formação dos produtos. Logo, quanto maior for o valor da constante Kc , maior será o rendimento da reação, ou seja, haverá o favorecimento na formação de produtos e a concentração destes presentes no sistema será maior que a concentração dos reagentes. E quanto menor o valor do Kc, menor o rendimento da reação, isto é, maior a concentração de reagentes em relação aos produtos.
O equilíbrio químico pode ser homogêneo ou heterogêneo.
Equilíbrio homogêneo → reagentes e produtos constituem uma única fase.
Exemplo:
H2(g) + Cl2(g) ⟺ 2 HCl(g)
Equilíbrio heterogêneo → reagentes e produtos constituem mais de uma fase.
Exemplo:
Na2CO3(s) ⟺ Na2O(s) + CO2(g)
Na expressão de constante de equilíbrio não devem ser incluídas substâncias nos estados sólidos ou líquidos, pois suas concentrações molares são constantes. 
NH3(aq) + H2O(l) ⟺ NH+4(aq) + OH−(aq) 
Constante de equilíbrio em termos de pressão parcial (Kp)
O Kp é aplicável a equilíbrios homogêneos gasosos, ou equilíbrios heterogêneos, cuja constante de equilíbrio é função apenas do componente gasoso. Para o equilíbrio hipotético abaixo, sob V, P e T constantes, temos:
aA + bB ⟺ cC + dD
Kp = (PC)c⋅(PD)d(PA)a⋅(PB)b  
Onde:
Kp = constante de equilíbrio em função das pressões parciais.
PA= pressão parcial do reagente A em equilíbrio
PB = pressão parcial do reagente B no equilíbrio
PC= pressão parcial do reagente C no equilíbrio
PD = pressão parcial do reagente D no equilíbrio
O Kp tem valor constante para uma dada temperatura, independente das pressões parciais iniciais, volume do recipiente ou pressão. Na2CO3(s) ⟺ Na2O(s) + CO2(g)
Kp = (PCO2)
Relação entre Kp e Kc 
Kp=Kc(RT)Δn 
Onde:
R é a constante universal dos gases (se P é em atm e V em L, R = 0,082 atm.L.mol−1 .K−1);
T é a temperatura absoluta (kelvin); 
Δn é a diferença entre a soma dos coeficientes estequiométricos dos produtos e a soma dos coeficientes estequiométricos dos reagentes.
Exemplo:
2 H2(g) + O2(g) ⟺ 2 H2O(g)
Se o Kc = 3,3 . 1081 e T = 25°C, o Kp valerá:
Kp = 3,3 . 1081 . (0,082 . 298)−1
Kp = (3,3⋅1081)0,082⋅298 / ( 0,082 .298)
Kp = 1,4 . 1080 
Exercício 
(PUC-RJ 2008) Reações químicas dependem de energia e colisões eficazes que ocorrem entre as moléculas dos reagentes. Em sistema fechado, é de se esperar que o mesmo ocorra entre as moléculas dos produtos em menor ou maior grau até que se atinja o chamado “equilíbrioquímico”.
O valor da constante de equilíbrio em função das concentrações das espécies no equilíbrio, em quantidade de matéria, é um dado importante para se avaliar a extensão (rendimento) da reação quando as concentrações não se alteram mais.
Considere a tabela com as quantidades de reagentes e produtos no início e no equilíbrio, na temperatura de 100°C, para a seguinte reação:
Tabela com quantidade de reagentes e produto (Foto: Reprodução)
A constante de equilíbrio tem o seguinte valor:
a) 0,13
b) 0,27
c) 0,50
d) 1,8
e) 3,0
Gabarito
Letra B. A constante de equilíbrio em função das concentrações (Kc) não depende das concentrações iniciais, logo:
Kc = (0,09)20,03 
Kc = 0,27
A rigor, todas as reações químicas são reversíveis, isto é, ocorrem simultaneamente no sentido reagentes → produtos e no sentido produtos → reagentes. Em muitos casos, porém, a reação no sentido produtos → reagentes ocorre em proporção tão pequena que, do ponto de vista prático, essa reação é considerada irreversível.
Consideremos uma reação representada pela equação geral:
Sejam V1 e V2 as velocidades das reações direta e inversa, respectivamente. Supondo que essas reações sejam elementares, temos:
V1 = K1 [A] [B]     e      V2 = K2 [C] [D]
No início da reação, isto é, no instante em que misturamos a mols de A com b mols de B, V1 assume o seu valor máximo, porque [A] e [B] têm seus valores máximos. Com o decorrer do tempo, [A] e [B] vão diminuindo, pois A e B vão sendo consumidos na reação direta e, conseqüentemente, V1 vai diminuindo.
À medida que C e D vão-se formando na reação, suas concentrações vão aumentando e, consequentemente, V2 aumenta com o decorrer do tempo.
Como V1 diminui e V2 aumenta, depois de algum tempo teremos V1 = V2. A partir desse instante, [A], [B], [C] e [D] permanecem constantes, porque, num mesmo intervalo de tempo, o número de mols de cada substância consumidos numa reação é igual ao número de mols formados na reação de sentido oposto.
No instante em que V1 = V2, dizemos que o sistema atingiu o equilíbrio. A partir desse instante, o sistema constitui um equilíbrio químico.
Equilíbrio químico é uma reação reversível, na qual a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa. Consequentemente, as concentrações de todas as substâncias participantes permanecem constantes.
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM SISTEMAS HOMOGÊNEOS
Consideremos o equilíbrio representado pela equação geral:
Supondo que as reações nos dois sentidos sejam elementares, temos:
v1 = k1 [A]a [B]b v2 = k2 [C]c [D]d
Equilíbrio → v1 = v2 → k1 [A]a [B]b = k2 [C]c [D]d
Kc = constante de equilíbrio
A expressão da constante de equilíbrio (Kc) é a lei da ação das massas, ou lei de Guldberg e Waage do equilíbrio. Foi estabelecida em 1864 por esses cientistas noruegueses.
Na dedução da expressão do Kc que acabamos de fazer, admitimos que as reações nos dois sentidos fossem elementares. Na maioria dos casos, porém, essas reações ocorrem em várias etapas. Esse fato pode afetar a interpretação cinética da dedução da expressão do Kc, mas não afeta a expressão final do Kc, deduzido pela termodinâmica, através da energia livre da reação.
Por convenção, as concentrações dos produtos figuram no numerador da expressão da constante de equilíbrio, e as concentrações dos reagentes figuram no denominador.
A constante de equilíbrio recebe nomes particulares, de acordo com o nome da reação envolvida. Por exemplo, numa reação de decomposição ou dissociação, Kc é chamado de constante de dissociação.
Existem equilíbrios nos quais a reação no sentido direto ocorre em grande extensão. Consequentemente, no sentido inverso, ocorre em pequena extensão. Nesses equilíbrios, as concentrações dos produtos são grandes, se comparadas às dos reagentes, e o valor do Kc é elevado.
Existem equilíbrios em que acontece o oposto, isto é, a reação no sentido direto ocorre em pequena extensão, enquanto a reação no sentido inverso ocorre em grande extensão. Nesses equilíbrios, as concentrações dos produtos são pequenas, se comparadas às dos reagentes, e, conseqüentemente, o valor do Kc é pequeno.
Conclusão:
Quanto maior o valor da constante de equilíbrio (Kc), mais completa é a reação no sentido direto, e vice-versa.
O valor do Kc varia muito de um equilíbrio para outro. Para um mesmo equilíbrio, o valor de Kc varia com a temperatura, mas não varia com a concentração das substâncias participantes, nem com a pressão.
Vejamos a expressão da lei da ação das massas, de Guldberg e Waage, aplicada aos equilíbrios seguintes, ou seja, a expressão das respectivas constantes de equilíbrio (Kc).
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM SISTEMAS HETEROGÊNEOS
Equilíbrios heterogêneos são aqueles nos quais os reagentes e os produtos formam um sistema heterogêneo. Veja os quatro exemplos seguintes:
Como as concentrações dos sólidos são constantes, elas não aparecem na expressão da constante de equilíbrio. As expressões do K e do K (se houver) dos equilíbrios dados serão: