Cinética Química

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Cinética Química

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

Velocidade Média da Reação (fórmula geral)

Vm = variação da quantidade / variação do tempo. Pode ser expressa em mol/L.s, g/s ou L/s.

Velocidade Média em Relação aos Coeficientes

Para aA + bB -> cC: Vm = -(1/a)(delta[A]/delta t) = (1/c)(delta[C]/delta t).

Teoria das Colisões

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

Colisão Efetiva (ou Eficaz)

Colisão entre reagentes que possui orientação favorável e energia igual ou superior à energia de ativação, gerando reação.

Energia de Ativação (Ea)

Energia mínima necessária que os reagentes precisam adquirir para iniciar uma reação química.

Complexo Ativado

Estado intermediário instável e de máxima energia potencial formado durante uma colisão eficaz.

Entalpia da Reação (Delta H)

Diferença entre a entalpia dos produtos e a dos reagentes: Delta H = H(produtos) - H(reagentes).

Reação Exotérmica no Gráfico Cinético

Apresenta produtos com nível de entalpia inferior ao dos reagentes (Delta H negativo).

Reação Endotérmica no Gráfico Cinético

Apresenta produtos com nível de entalpia superior ao dos reagentes (Delta H positivo).

Influência da Concentração na Velocidade

O aumento da concentração de reagentes eleva o número de colisões por unidade de tempo, aumentando a velocidade.

Influência da Pressão na Velocidade

O aumento de pressão em sistemas gasosos reduz o volume, aumentando a concentração e a frequência de colisões.

Influência da Temperatura na Velocidade

Elevar a temperatura aumenta a energia cinética média das partículas e a fração de moléculas com energia maior que a Ea.

Influência da Superfície de Contato

Maior área de contato entre fases sólidas aumenta o número de colisões por segundo e acelera a reação.

Catalisador

Substância que acelera a reação fornecendo um caminho alternativo com menor energia de ativação, sem ser consumida.

Inibidor (Veneno de Reação)

Substância que diminui a velocidade da reação ou impede a ação de um catalisador.

Catálise Homogênea

Processo catalítico em que reagentes e catalisador formam uma única fase (mesmo estado físico).

Catálise Heterogênea

Processo catalítico em que o catalisador e os reagentes estão em fases distintas, ocorrendo na superfície do catalisador.

Autocatálise

Fenômeno no qual um dos próprios produtos formados atua como catalisador da reação.

Lei da Velocidade (Lei de Guldberg-Waage)

Equação que expressa a velocidade instantânea: v = k * [A]^m * [B]^n.

Constante de Velocidade (k)

Constante de proporcionalidade da lei da velocidade; depende da reação, do catalisador e da temperatura.

Ordem de Reação

Soma dos expoentes das concentrações na equação da lei da velocidade: Ordem Global = m + n.

Ordem Parcial de Reação

Expoente ao qual a concentração de um determinado reagente está elevada na lei de velocidade.

Reação Elementar

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

Reação Não Elementar (Complexa)

Reação que ocorre em duas ou mais etapas elementares sucessivas conhecidas como mecanismo de reação.

Etapa Lenta do Mecanismo

Etapa de maior energia de ativação e menor velocidade em um mecanismo; ela determina a lei da velocidade da reação global.

Intermediário de Reação

Espécie química produzida em uma etapa elementar e consumida em uma etapa subsequente, não aparecendo na equação global.

Molecularidade de uma Reação

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

Reação de Ordem Zero

Reação cuja velocidade independe da concentração do reagente: v = k. O gráfico de [A] versus tempo é uma reta decrescente.

Reação de Primeira Ordem

Reação cuja velocidade é linearmente proporcional à concentração: v = k * [A]. Gráfico de ln[A] versus tempo é linear.

Reação de Segunda Ordem

Reação cuja velocidade é proporcional ao quadrado da concentração ou produto de duas: v = k * [A]^2. 1/[A] versus tempo é linear.

Unidade de k para Ordem Zero

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

Unidade de k para Primeira Ordem

s^(-1) (inverso da unidade de tempo).

Unidade de k para Segunda Ordem

L * mol^(-1) * s^(-1) (inverso do produto concentração por tempo).

Equação de Arrhenius (forma exponencial)

k = A * e^(-Ea / (R * T)), onde A é o fator pré-exponencial, Ea a energia de ativação, R a constante dos gases e T a temperatura absoluta.

Equação de Arrhenius (forma linearizada)

ln(k) = ln(A) - (Ea / R) * (1 / T). Gráfico de ln(k) versus 1/T possui inclinação igual a -Ea/R.

Fator Pré-Exponencial (A)

Termo da equação de Arrhenius relacionado à frequência de colisões e à probabilidade de orientação molecular favorável.

Tempo de Meia-Vida (t 1/2)

Intervalo de tempo necessário para que a concentração de um reagente caia à metade do seu valor inicial.

Meia-Vida em Reação de Ordem Zero

t 1/2 = [A]0 / (2 * k). Depende diretamente da concentração inicial do reagente.

Meia-Vida em Reação de Primeira Ordem

t 1/2 = ln(2) / k = 0,693 / k. É constante e independente da concentração inicial.

Meia-Vida em Reação de Segunda Ordem

t 1/2 = 1 / (k * [A]0). É inversamente proporcional à concentração inicial do reagente.

Fator de Frequência ou Estericidade

Fator que reflete a fração de colisões moleculares que possuem a orientação geométrica correta para reagir.

Efeito do Catalisador no Equilíbrio Químico

Não altera o estado de equilíbrio nem a constante Kc; apenas reduz o tempo necessário para alcançar o equilíbrio.

Efeito do Catalisador no Delta H

O catalisador não altera a variação de entalpia (Delta H) da reação, pois não modifica os estados inicial e final.

Estado de Transição

Configuração atômica transitória de maior energia potencial ao longo da coordenada da reação; coincide com o complexo ativado.

Coordenada de Reação

Eixo horizontal de um diagrama energético que representa o progresso contínuo de reagentes a produtos.

Velocidade Instantânea

Velocidade da reação em um momento específico, dada pela derivada da concentração em relação ao tempo: d[A]/dt.

Método das Velocidades Iniciais

Técnica experimental para determinar a lei de velocidade comparando velocidades iniciais com diferentes concentrações dos reagentes.

Regra Empírica de Van 't Hoff

Para muitas reações próximas à temperatura ambiente, um aumento de 10 °C duplica ou triplica a velocidade da reação.

Aproximação do Estado Quase-Estacionário

Princípio que assume que a concentração dos intermediários altamente reativos permanece constante durante grande parte da reação.

Cinética Enzimática de Michaelis-Menten

Modelo que descreve a velocidade de reações enzimáticas: v = (Vmax * [S]) / (Km + [S]).

Constante de Michaelis (Km)

Concentração de substrato na qual a velocidade da reação enzimática atinge metade de sua velocidade máxima (Vmax/2).