Cinética Química

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Cinética Química

Ramo da química que estuda a velocidade das reações químicas e os fatores que a influenciam.

Velocidade Média de Reação

Razão entre a variação da concentração de um reagente ou produto e o intervalo de tempo decorrido.

Fórmula da Velocidade Média

Vm = |Δconcentração| / Δtempo, expressa geralmente em mol/(L·s) ou mol/(L·min).

Teoria das Colisões

Afirma que para reagir, as partículas devem colidir com orientação espacial adequada e energia suficiente.

Colisão Efetiva (ou Eficaz)

Colisão que resulta em quebra de ligações antigas e formação de novas, gerando produtos.

Energia de Ativação (Ea)

Energia mínima necessária que os reagentes devem possuir para formar o complexo ativado e iniciar a reação.

Complexo Ativado

Estado intermediário e instável, de mais alta energia potencial, formado durante uma colisão eficaz.

Fator: Superfície de Contato

Quanto maior a divisão do sólido, maior a área exposta, aumentando o número de colisões e a velocidade.

Fator: Concentração dos Reagentes

O aumento da concentração eleva o número de partículas por volume, multiplicando os choques efetivos.

Fator: Temperatura

Eleva a energia cinética média das partículas, aumentando a frequência e a eficácia das colisões.

Fator: Pressão em Gases

Aumentar a pressão reduz o volume gasoso, aproximando as moléculas e elevando o número de colisões.

Catalisador

Substância que aumenta a velocidade da reação por criar um caminho alternativo com menor energia de ativação.

Ação do Catalisador no ΔH

Não altera a entalpia da reação (ΔH) nem o rendimento final dos produtos, apenas a velocidade.

Inibidor (ou Veneno de Reação)

Substância que diminui a velocidade da reação química ou a interrompe temporariamente.

Lei da Velocidade (Lei de Guldberg-Waage)

Equação que relaciona a velocidade da reação com as concentrações dos reagentes: v = k · [A]^a · [B]^b.

Constante de Velocidade (k)

Constante proporcional específica para cada reação, que varia exclusivamente com a temperatura.

Ordem de Reação

Soma dos expoentes das concentrações dos reagentes presentes na equação da lei de velocidade.

Ordem Parcial

O expoente individual ao qual a concentração de um reagente específico está elevada na lei de velocidade.

Reação Elementar

Reação que ocorre em uma única etapa, onde os expoentes da lei de velocidade coincidem com os coeficientes.

Reação Não Elementar

Reação que ocorre em duas ou mais etapas consecutivas; sua velocidade depende da etapa lenta.

Etapa Determinante da Velocidade

A etapa mais lenta em um mecanismo de reação, que define a lei de velocidade global.

Molecularidade

Número de espécies reagentes que colidem simultaneamente em uma etapa elementar (unimolecular, bimolecular).

Reação Unimolecular

Etapa elementar envolvendo a transformação de uma única molécula, como em decaimentos ou isomerizações.

Reação Bimolecular

Etapa elementar que requer a colisão simultânea de duas partículas reagentes.

Reação Termolecular

Etapa elementar que exige a colisão de três partículas ao mesmo tempo, evento bastante raro na natureza.

Reação de Ordem Zero

A velocidade é constante e independente da concentração do reagente: v = k.

Reação de Primeira Ordem

A velocidade é proporcional à concentração de um único reagente elevada à primeira potência: v = k · [A].

Reação de Segunda Ordem

A velocidade depende da concentração ao quadrado ou do produto de duas concentrações: v = k · [A]^2 ou k · [A][B].

Unidade de k para Ordem Zero

mol · L^-1 · s^-1 (concentração dividida pelo tempo).

Unidade de k para 1ª Ordem

s^-1 ou tempo^-1 (independe de unidades de concentração).

Unidade de k para 2ª Ordem

L · mol^-1 · s^-1.

Equação Integrada de Ordem Zero

[A]t = [A]0 - k · t, gerando uma reta linear decrescente ao plotar [A] versus tempo.

Equação Integrada de 1ª Ordem

ln[A]t = ln[A]0 - k · t, gerando uma reta ao plotar ln[A] versus tempo.

Equação Integrada de 2ª Ordem

1/[A]t = 1/[A]0 + k · t, gerando uma reta linear crescente ao plotar 1/[A] versus tempo.

Tempo de Meia-Vida (t1/2)

Tempo necessário para que a concentração de um reagente caia para metade do seu valor inicial.

Meia-Vida para 1ª Ordem

t1/2 = ln(2) / k ≈ 0,693 / k; é constante e não depende da concentração inicial.

Meia-Vida para Ordem Zero

t1/2 = [A]0 / (2k); diminui linearmente conforme a concentração inicial reduz.

Meia-Vida para 2ª Ordem

t1/2 = 1 / (k · [A]0); aumenta conforme a concentração do reagente diminui.

Equação de Arrhenius

k = A · e^(-Ea / RT), relaciona a constante de velocidade com a temperatura absoluta e a energia de ativação.

Fator Pré-Exponencial (A)

Termo da equação de Arrhenius relacionado à frequência e orientação geométrica das colisões moleculares.

Forma Logarítmica de Arrhenius

ln(k) = ln(A) - (Ea / R) · (1/T), cujo gráfico de ln(k) vs 1/T fornece uma reta com inclinação -Ea/R.

Catálise Homogênea

Ocorre quando o catalisador e os reagentes formam uma única fase (mesmo estado físico).

Catálise Heterogênea

Ocorre quando o catalisador e os reagentes estão em fases distintas, ocorrendo geralmente por adsorção na superfície sólida.

Catálise Enzimática

Processo biológico de aceleração mediado por enzimas com alta especificidade e sítio ativo.

Adsorção

Fixação de moléculas gasosas ou líquidas sobre a superfície de um catalisador sólido heterogêneo.

Intermediário de Reação

Espécie produzida em uma etapa elementar e consumida em etapa subsequente, ausente na equação global.

Gráfico Exotérmico de Cinética

O patamar dos reagentes é mais alto que o dos produtos; a energia do complexo ativado é o topo da barreira.

Gráfico Endotérmico de Cinética

O patamar dos reagentes é mais baixo que o dos produtos; a energia de ativação parte dos reagentes até o ápice.

Regra Empírica de Van 't Hoff

Um aumento de 10 °C na temperatura da reação geralmente duplica ou triplica a sua velocidade.

Método das Velocidades Iniciais

Método experimental para determinar ordens parciais comparando taxas iniciais ao variar concentrações isoladas.