Cinética química

Cinética química é a parte da físico-química que estuda a velocidade das reações químicas, bem como os fatores que a influenciam. Além disso, investiga os mecanismos das reações, ou seja, o caminho que as partículas percorrem durante o processo, o que permite prever e controlar reações em diferentes contextos, como na indústria e no cotidiano.

Por exemplo, os alimentos guardados em geladeira, isto é, em baixa temperatura, têm o processo de oxidação enzimática retardado, já que a diminuição da temperatura reduz a velocidade das reações químicas e enzimáticas, permitindo que durem mais tempo. Por outro lado, quando mantidos fora da refrigeração, em temperatura ambiente, o processo de putrefação, causado pela ação de microrganismos, é acelerado, fazendo com que o alimento estrague mais rapidamente. Esse é apenas um dentre inúmeros exemplos que ilustram como a cinética das reações químicas influencia processos do cotidiano.

Leia também: Quais são as reações químicas orgânicas?

Resumo sobre cinética química

• Cinética química é o estudo da velocidade das reações e dos fatores que a influenciam.
• A velocidade de uma reação pode ser calculada pela velocidade média e pela lei da velocidade.
• A lei de velocidade de uma reação genérica é representada como: v = k[A]^m [B]ⁿ.
• A lei de velocidade de uma reação química pode apresentar uma reação de ordem zero, de primeira ordem, de segunda ordem e de terceira ordem.
• Os fatores que influenciam a velocidade das reações são: a concentração dos reagentes, a temperatura, a presença de catalisadores, e a superfície de contato.
• No dia a dia, a cinética química está presente na(o): fermentação, cozimento, refrigeração, decomposição do peróxido de hidrogênio, combustão, efervescência e escurecimento de frutas.
• É importante para aplicações na indústria, no cotidiano e em avanços tecnológicos e ambientais.

Videoaula sobre cinética química

O que é cinética química?

A cinética química é a área da Química que estuda a velocidade das reações químicas e os fatores que influenciam essa velocidade, ou seja, ela busca compreender como as partículas reagentes interagem, como ocorre a transformação em produtos e em que condições isso acontece de forma mais rápida ou mais lenta.

Como calcular a cinética química?

O cálculo na cinética química ou, em outras palavras, a determinação da velocidade de reação ou da velocidade média de uma reação expressa a variação da concentração dos reagentes ou produtos em função do tempo, e sua fórmula básica é:

Em que:

• V é a velocidade média da reação.
• Δ [M] é a variação da concentração, em mol/L.
• Δt é o intervalo de tempo, em segundos ou minutos.

Por exemplo:

2 H₂​O₂​ (aq) → 2 H₂​O (l) + O₂​ (g)

Nesse caso a decomposição do peróxido de hidrogênio (H₂O₂) é acompanhada ao longo do tempo, e a sua concentração inicial é de 1,50 mol/L. Após 10 segundos, a concentração é reduzida para 1,20 mol/L. Sendo assim, para calcular a velocidade média dessa reação no intervalo de tempo fornecido, utilizamos a fórmula:

Observação: Repare que aqui utilizamos o sinal negativo (–) na expressão por se tratar de um reagente cuja concentração diminui ao longo do tempo, ou seja, determinamos a velocidade média de desaparecimento do reagente. Sendo assim, temos:

Δ [H_2​O₂​] = 1,20 – 1,50 = - 0,30 mol/L

Δt = 10 s

\(v = -\frac{-0,30}{10} \quad \rightarrow \quad v = 0,03 \, \text{mol/L.s} \)

A velocidade final é positiva devido à conversão de sinal negativo da expressão de desaparecimento do reagente. Caso fosse calculada a velocidade de aparecimento do produto, o sinal certamente seria positivo. Por convenção, a velocidade de uma reação química sempre será positiva.

De modo geral, tanto para reações elementares, isto é, aquelas que ocorrem em uma única etapa, quanto para as mais complexas, que envolvem mais de uma etapa, aplicamos a expressão conhecida como lei de velocidade. Trata-se de uma expressão matemática que explica como a velocidade de uma reação depende das concentrações iniciais dos reagentes. Ela é escrita da seguinte forma:

v = k[A]^m [B]ⁿ

Em que:

• k é a constante de velocidade (depende da temperatura).
• [A] e [B] são as concentrações dos reagentes.
• m e n são os expoentes que representam a ordem da reação para cada reagente (ordens parciais), determinados experimentalmente.
• A soma das ordens parciais (m + n) é chamada de ordem global da reação. É calculada em reações com mais de um reagente.

Observe que aqui surgiu conceitos importantes, como o de ordem parcial e o de ordem global. Por isso, antes de partirmos para exemplos práticos, primeiro exploraremos melhor essa ideia.

→ Ordem parcial e ordem global de uma reação química

A ordem global de uma reação se refere à soma dos expoentes das concentrações dos reagentes (ordens parciais) na equação da velocidade de uma reação química. Esses expoentes são determinados experimentalmente e indicam como a velocidade da reação depende da concentração de cada reagente.

v = k[A]^m [B]ⁿ

Nesse caso, a soma das ordens parciais (m + n) representa o efeito combinado de todos os reagentes (ordem global). Por exemplo, na equação v = k[A]¹[B]², a ordem em relação a A é 1; a B, é 2; e a ordem global é 3 (1 + 2). Nesse sentido, a ordem de reação, para cada reagente (parcial ou global), pode ser inteira, fracionária ou mesmo zero, dependendo do mecanismo da reação. Sendo assim, temos algumas classificações:

• Reação de ordem zero: é aquela em que a velocidade é independente da concentração dos reagentes, isto é, a velocidade permanece constante durante o processo. A equação da velocidade para uma reação de ordem zero é:

v = k

Nesse caso, k é a constante de velocidade, e não há dependência das concentrações dos reagentes, ou seja, a velocidade só é afetada por fatores como temperatura ou presença de catalisadores. Um exemplo típico é a decomposição do amoníaco (NH₃​) sobre uma superfície catalítica de platina:

2 NH₃(g) → N₂(g) + 3H₂(g)

• Reação de primeira ordem: ocorre quando a velocidade depende linearmente da concentração de um reagente, ou seja, m = 1. Nesse caso, a equação da velocidade é:

v = k[A]

Exemplo: a decomposição do peróxido de hidrogênio catalisada por iodeto:

2 H₂O₂ → 2 H₂O + O₂

Se a concentração de [H₂O₂] é reduzida pela metade, a velocidade da reação também é reduzida pela metade.

• Reação de segunda ordem: ocorre quando a soma das ordens dos reagentes resulta em 2, podendo ser:

1. Dois reagentes de primeira ordem: v = k[A][B]; ou
2. Um reagente com ordem 2: v = k[A]².

Exemplo: Reação de decomposição do dióxido de nitrogênio (NO₂):

2 NO₂ → 2 NO + O₂

A velocidade experimental dessa reação é dada por v = k[NO₂]². Isso significa que é uma reação de segunda ordem em relação ao NO₂, e a ordem global é 2.

Exemplo 2: Reação entre o iodeto de hidrogênio e o bromo:

H₂ + I₂ → 2HI

Aqui, a velocidade pode ser descrita como v = k[H₂][I₂], em que a soma das ordens é 2, caracterizando uma reação de segunda ordem.

• Reação de terceira ordem: ocorre quando a soma das ordens dos reagentes resulta em 3, podendo ser:

1. Um reagente com ordem 3: v = k[A]³; ou
2. Uma combinação como v = k[A]²[B].

Vale ressaltar que essas reações são menos comuns devido à menor probabilidade de três partículas colidirem simultaneamente com energia suficiente e orientação correta.

Exemplo: Formação de trióxido de enxofre (SO₃) na presença de catalisador.

2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃

A velocidade dessa reação pode ser expressa experimentalmente como v = k[SO₂]²[O₂]. Perceba que aqui a reação é de segunda ordem em relação ao SO₂ e de primeira ordem em relação ao O₂​. Apresentando, portanto, uma ordem global de 3, caracterizando uma reação de terceira ordem.

Bem, agora que vimos que cada reação tem a sua lei de velocidade de acordo com a ordem parcial dos reagentes, vamos calcular a velocidade para esta reação genérica:

A + B → C

cuja lei da velocidade é v = k[A]¹[B]², e hipoteticamente temos os seguintes valores:

k = 0,02 L²/mol².s

[A] = 0,1 mol/L

[B] = 0,2 mol/L

Substituímos os valores:

v = 0,02 . (0,1)¹. (0,2)²

v = 0,02 . 0,1 . 0,04

v = 0,00008 mol/L.s

Isso significa que a velocidade da reação, nesse caso, é de 8,0x10^-5 mol/L.s. Além disso, esse cálculo pode ser ajustado conforme os dados experimentais ou as condições fornecidas para a reação.

Veja também: Equilíbrio químico — fenômeno que ocorre em reações reversíveis

Fatores que alteram a velocidade das reações

Entre os fatores que alteram a velocidade das reações, estão a concentração dos reagentes, a temperatura, a presença de catalisadores e a superfície de contato. Todos eles influenciam diretamente na frequência e eficácia das interações moleculares. Vejamos, a seguir, um pouco sobre cada um deles.

• Concentração: a concentração está diretamente relacionada à frequência das colisões entre as partículas, isto é, quanto maior a quantidade de partículas em um dado volume, maior será a probabilidade de elas colidirem de forma eficaz, aumentando a velocidade da reação.

• Temperatura: o aumento da temperatura fornece mais energia às partículas, tornando-as mais rápidas, ou seja, aumenta a frequência e a intensidade das colisões, além de permitir que mais partículas atinjam a energia mínima necessária (energia de ativação) para que a reação ocorra.

• Presença de catalisadores: os catalisadores são substâncias que aumentam a velocidade da reação sem serem consumidas no processo. Eles agem reduzindo a energia de ativação, o que facilita a formação do complexo ativado, permitindo que a reação ocorra mais rapidamente mesmo em condições menos energéticas.

• Superfície de contato: a superfície de contato é relevante em reações heterogêneas, nas quais os reagentes estão em diferentes estados físicos. Aumentar a área de contato (por exemplo, pulverizando um sólido) expõe mais partículas à interação, promovendo colisões mais frequentes e eficazes.

→ Videoaula sobre fatores que alteram a velocidade das reações

Teoria das colisões

A teoria das colisões explica como e por que as reações químicas ocorrem em nível molecular. Segundo essa teoria, para que os reagentes se transformem em produtos, as partículas (átomos, íons ou moléculas) precisam colidir entre si. No entanto, nem toda colisão resulta em uma reação química. Para que isso aconteça, dois critérios devem ser atendidos:

• Energia de ativação: é a energia mínima necessária para que a reação aconteça, logo, durante a colisão, as partículas devem ter uma energia  igual ou superior à energia de ativação — a barreira energética necessária para quebrar as ligações existentes e formar novas ligações. Se a energia for insuficiente, as partículas apenas ricocheteiam, sem reagir.

• Orientação favorável: além da energia, as partículas precisam estar alinhadas de forma específica no momento da colisão. A orientação correta permite que as partes reativas das moléculas interajam adequadamente, promovendo a formação dos produtos, ou seja, uma colisão eficaz.

Diante disso, pode-se afirmar que teoria das colisões não apenas explica como as reações químicas ocorrem, como também permite prever e controlar a velocidade das reações em diferentes situações.

Cinética química no dia a dia

A cinética química está presente em diversos processos do dia a dia, influenciando reações naturais e artificiais. Aqui estão alguns exemplos práticos:

• Fermentação do pão e produção de bebidas alcoólicas: a levedura (fermento biológico) realiza a fermentação do açúcar, produzindo gás carbônico e etanol. A velocidade dessa reação depende da temperatura e da quantidade de açúcar disponível.

• Cozimento de alimentos: o calor aumenta a velocidade das reações químicas nos alimentos, como a quebra de proteínas e amidos, tornando-os mais macios e saborosos. Por isso, alimentos cozinham mais rápido em panela de pressão, na qual a temperatura é maior devido à alta pressão.

• Conservação de alimentos: a refrigeração reduz a cinética das reações químicas e microbiológicas, retardando o crescimento de microrganismos e a deterioração dos alimentos.

• Decomposição do peróxido de hidrogênio: o uso de catalisadores, como iodeto de potássio ou enzimas como catalase, acelera a decomposição do H₂O em água e oxigênio. Essa reação é utilizada em produtos de limpeza e kits de primeiros socorros.

• Queima de combustíveis: nos motores de veículos, a queima da gasolina ou do diesel é uma reação química controlada. O uso de catalisadores no sistema de escape acelera reações que transformam gases tóxicos em compostos menos nocivos.

• Efervescência de comprimidos: quando um comprimido efervescente é dissolvido em água, a reação entre bicarbonato de sódio e ácido cítrico forma gás carbônico, evidenciando como a dissolução e a temperatura influenciam a velocidade da reação.

• Escurecimento de frutas: o corte de frutas como maçã ou banana expõe as enzimas à oxigenação, resultando no escurecimento. O armazenamento em baixas temperaturas ou o uso de suco de limão (rico em ácido) reduzem a velocidade dessa reação.

Importância da cinética química

A cinética química é fundamental porque permite compreender e controlar a velocidade das reações químicas, o que tem aplicações práticas em diversas áreas. Na indústria, por exemplo, ela é essencial para otimizar processos de produção de medicamentos, combustíveis e alimentos, garantindo maior eficiência e redução de custos.

No cotidiano, ajuda a explicar fenômenos como a conservação de alimentos e o funcionamento de motores, além de ser crucial para o desenvolvimento de tecnologias sustentáveis, como catalisadores que reduzem emissões poluentes. Além disso, ela auxilia na compreensão de reações naturais, como a fotossíntese e a digestão, contribuindo para avanços em saúde, meio ambiente e energia.

Saiba mais: Oxirredução — tipo de reação química muito comum no nosso dia a dia

Exercícios resolvidos sobre cinética química

1) (FASEH) Quando se estuda a velocidade de uma reação, é interessante verificar a rapidez que um reagente é consumido ou que um produto é formado, ou seja, as variações das quantidades de reagentes ou dos produtos em determinado intervalo de tempo. Sobre o estudo da velocidade das reações, analise as afirmativas a seguir.

I. Um catalisador aumenta o rendimento de uma reação.

II. No momento em que ocorre o choque entre as partículas em uma posição favorável, forma-se uma estrutura intermediária entre os reagentes e os produtos denominada complexo ativado.

III. O valor da energia de ativação é independente da presença de catalisador.

Está(ão) correta(s) a(s) afirmativa(s)

a) I, II e III.

b) II, apenas.

c) I e II, apenas.

d) II e III, apenas.

Gabarito: b)

Vamos analisar cada alternativa separadamente:

I. Falsa - Um catalisador não altera o rendimento da reação, ou seja, não afeta a quantidade final de produtos formados. Ele apenas acelera a reação ao reduzir a energia de ativação.

II. Verdadeira - O complexo ativado é uma estrutura intermediária e transitória formada no pico de energia durante uma reação química. Ele ocorre quando os reagentes têm energia suficiente e estão na orientação correta para formar produtos.

III. Falsa - O catalisador reduz a energia de ativação da reação, tornando mais fácil atingir o complexo ativado e, consequentemente, aumentando a velocidade da reação.

2) (uniREDENTOR) As reações químicas precisam de um certo tempo para se completarem, algumas são mais rápidas do que outras. Nesse sentido, a cinética química é direcionada à compreensão dos fatores que influenciam a velocidade das reações químicas. Sobre este tema, um estudante fez as seguintes afirmações em uma prova de química:

I. A velocidade de uma reação é uma grandeza que indica como as quantidades de reagentes e produtos dessa reação variam em uma escala temporal.

II. A velocidade das reações química depende da concentração dos reagentes.

III. Quanto maior for a concentração de reagentes, menor será a velocidade das reações químicas.

IV. Em uma reação química, a energia de ativação corresponde ao valor mínimo de energia que as moléculas de reagentes devem possuir para que seja eficaz uma colisão entre elas.

V. O valor específico da energia de ativação em uma reação química é uma constante comum a todos os tipos de reações que podem ocorrer.

VI. O aumento da temperatura, em uma reação química, contribui para o aumento da velocidade desta reação.

VII. Uma substância caracterizada como catalisadora, aumenta a velocidade de uma reação química e, portanto, será, sem exceções, consumida durante a reação.

VIII. Um catalisador aumenta a velocidade de uma reação química, pois promove aumento da energia de ativação da mesma.

IX. Em uma reação química, a alteração na velocidade devido à ação de um catalisador é denominado catálise.

Na correção dessas afirmações feitas pelo aluno na prova, o professor descontou 2 pontos por cada afirmação incorreta. Sendo assim, pode-se considerar que foi descontado na prova do referido aluno:

a) 4 pontos.

b) 6 pontos.

c) 8 pontos.

d) 10 pontos.

e) 12 pontos.

Gabarito: c)

I. Correta - Essa é a definição de velocidade de reação.

II. Correta - A concentração dos reagentes é um dos fatores que influenciam a velocidade de uma reação.

III. Incorreta - A velocidade aumenta com a concentração dos reagentes, pois mais partículas estarão disponíveis para colidir.

IV. Correta - Essa é a definição de energia de ativação.

V. Incorreta - A energia de ativação é específica para cada reação química e não é uma constante universal.

VI. Correta - O aumento da temperatura eleva a energia cinética das partículas, aumentando a frequência e eficácia das colisões.

VII. Incorreta - Catalisadores não são consumidos durante a reação. Eles participam do processo, mas permanecem intactos ao final.

VIII. Incorreta - Pelo contrário, catalisadores reduzem a energia de ativação, facilitando a reação.

IX. Correta - Essa é a definição de catálise.

Havia 4 incorretas (4 x 2 = 8), portanto, foram descontados 8 pontos do aluno.

Fontes

ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. A cinética. In: Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018. p. 588–639.

L. BROWN, T. et al. Cinética química. In: Química: a ciência central. 13. ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil., 2016. p. 604–639.

NETZ, P. A.; ORTEGA, G. G. Cinética química. In: Fundamentos de físico-química: uma abordagem conceitual para as ciências farmacêuticas. Porto Alegre: Artmed, 2008. v. 1, p. 203–223.