Segundo a teoria da colisão, para que uma reação aconteça, as moléculas, íons ou átomos do(s) reagente(s) devem colidir de forma efetiva, ou seja, com orientação adequada e energia suficiente para vencer a barreira energética (energia de ativação). Baseando-se nesta teoria, responda:
Cite os fatores que afetam a velocidade de uma reação química.
Cite os fatores que afetam a velocidade de uma reação química.
Passo 1
O enunciado pede: “Cite os fatores que afetam a velocidade de uma reação química”, partindo da teoria das colisões (colisões efetivas = orientação adequada + energia suficiente para vencer a energia de ativação). Informações relevantes que temos do enunciado:
- Para que haja reação é preciso que ocorra colisão entre reagentes.
- Colisões efetivas exigem dois requisitos: energia mínima (energia de ativação) e orientação favorável.
- O objetivo é listar e explicar os fatores que influenciam a frequência e/ou a eficácia dessas colisões, portanto que alteram a velocidade da reação.
Passo 2
Concentração (ou pressão, no caso de gases)
- Por que importa: quanto maior a concentração de reagentes, mais moléculas existem por volume e, portanto, maior a frequência de colisões entre elas.
- Como aparece em equações: muitas reações obedecem a uma lei de velocidade do tipo
, onde: -
é a velocidade da reação (por exemplo, variação de concentração por tempo), -
é a constante de velocidade, -
e são concentrações molares dos reagentes, -
e são ordens parciais da reação (dependem do mecanismo).
-
- Exemplo prático: se a reação é de primeira ordem em
( ), dobrar dobra . Para uma etapa bimolecular simples entre e a frequência de colisões é aproximadamente proporcional a . - Dica de prova: quando perguntarem “o que acontece se dobrarmos a concentração?”, verifique a ordem da reação — se não for dada, diga que, em geral, aumentar concentração aumenta a velocidade por aumentar colisões.
Passo 3
Temperatura
- Por que importa: a temperatura afeta a energia cinética das moléculas; com maior
, uma maior fração de moléculas tem energia igual ou superior à energia de ativação . - Fórmula chave (Arrhenius):
, onde: -
é a constante de velocidade, -
é o fator pré-exponencial (frequência de colisões e orientação), -
é a energia de ativação (J·mol^{-1}), -
é a constante dos gases ideais ( ), -
é a temperatura absoluta (K).
-
- Consequência: um pequeno aumento de
costuma aumentar muito (e, portanto, a velocidade). Regra prática comum: aumentar em cerca de costuma duplicar (ou aumenta por fator aproximado entre 2 e 3) a velocidade — isso depende de . - Dica de prova: se pedirem efeito qualitativo da temperatura, diga que aumentar
aumenta a fração de colisões com energia suficiente e, via Arrhenius, aumenta .
Passo 4
Energia de ativação e fator estérico (orientação)
- Energia de ativação (
): quanto maior , menos moléculas terão energia suficiente para reagir; logo, para mesma , reações com alto são mais lentas. - Orientação (fator estérico): nem toda colisão entre duas moléculas leva a reação mesmo que a energia seja suficiente — é preciso que elas se encontrem com a orientação correta (por exemplo, para formar um vínculo ou para ataque nucleofílico). O fator estérico aparece no
da equação de Arrhenius e reduz a probabilidade de colisão efetiva. - Exemplo: reações SN2 exigem “backside attack”; grupos volumosos impedem essa orientação e diminuem a velocidade.
Passo 5
Natureza dos reagentes (tipo de ligação, complexidade molecular)
- Por que importa: reagentes iônicos em solução aquosa frequentemente reagem rapidamente porque não precisam quebrar ligações covalentes; já reagentes covalentes podem precisar de energia para romper ligações, aumentando
. - Moléculas grandes ou com muitos átomos podem ter muitos modos de energia e maiores barreiras de reorganização, tornando certas reações mais lentas.
- Dica prática: quando o enunciado compara dois reagentes, investigar se um tem ligação facilmente quebrável ou se está estabilizado por ressonância, orto-para efeito, etc.
Passo 6
Catálise (catalisadores e inibidores)
- Catalisadores: substâncias que aumentam a velocidade sem serem consumidas, fornecendo uma via alternativa com menor
. Isso aumenta (pela Arrhenius) e, portanto, a velocidade. - Enzimas: catalisadores biológicos muito eficientes e específicos — atuam orientando reagentes corretamente e estabilizando o estado de transição.
- Inibidores retardam a reação (diminuem a velocidade), por exemplo ligando-se ao catalisador ou removendo reagente ativo.
- Dica de prova: ao ver a palavra “catalisador”, escreva que ele diminui
e aumenta , sem alterar o equilíbrio químico (apenas a velocidade de atingir o equilíbrio).
Passo 7
Estado físico, área de contato e mistura
- Reações heterogêneas (sólido + líquido ou gás + sólido): a velocidade depende da área superficial do sólido. Pó (maior área) reage mais rápido que um bloco maciço.
- Agitação/mistura: melhora transporte/difusão entre fases e aumenta frequência de colisões efetivas em meios heterogêneos ou quando a difusão é limitante.
- Viscosidade do meio: meios muito viscosos reduzem a mobilidade molecular e diminuem a frequência de colisões efetivas, reduzindo a velocidade.
Passo 8
Pressão (para reações gasosas)
- Aumentar a pressão de um gás reduz o volume e aumenta a concentração (número de moléculas por unidade de volume), aumentando a frequência de colisões e a velocidade.
- Nota: este efeito é essencialmente o mesmo mecanismo que “aumentar concentração”, mas em provas costuma aparecer como item específico para gases.
Passo 9
Solvente e força iônica (meio reacional)
- Polaridade do solvente: pode estabilizar ou desestabilizar reagentes, estados de transição ou íons, alterando
e, portanto, a velocidade. Por exemplo, reações que formam cargas podem ser aceleradas em solventes polares. - Força iônica: em reações entre íons, a velocidade pode depender da força iônica da solução (efeitos de blindagem influenciam interações entre íons).
- Efeito de solubilidade: se reagentes não forem miscíveis, a reação pode ser muito lenta a menos que haja emulsificação ou catalisador de fase.
Passo 10
Radiação / luz e estado excitado
- Algumas reações são fotoquímicas: a absorção de fótons excita moléculas a estados de maior energia, permitindo superar a barreira de ativação; a presença de luz (com energia adequada) aumenta a taxa.
- Em provas, se houver menção de luz/UV, considere fotoativação.
Passo 11
Resumo operacional e dicas de prova
- Retenha mentalmente estes fatores principais: concentração/pressão, temperatura, área de contato/estado físico, natureza dos reagentes, catalisadores, orientação/estérico, solvente/viscosidade/força iônica, e luz (quando aplicável).
- Ao responder uma questão qualitativa: explique o efeito físico (por ex., "aumentar T → mais moléculas com
→ mais colisões efetivas → maior via "). - Ao fazer cálculos, use a Arrhenius para relacionar
e e a lei de velocidade para ver efeito de concentrações.
Resposta
Concentração (ou pressão, para gases)
Temperatura
Energia de ativação e fator estérico (orientação)
Natureza dos reagentes (tipo de ligação, complexidade)
Presença de catalisador (ou inibidor)
Estado físico e área de contato (e agitação)
Solvente, viscosidade e força iônica (meio reacional)
Radiação/luz (fotoativação)
Temperatura
Energia de ativação e fator estérico (orientação)
Natureza dos reagentes (tipo de ligação, complexidade)
Presença de catalisador (ou inibidor)
Estado físico e área de contato (e agitação)
Solvente, viscosidade e força iônica (meio reacional)
Radiação/luz (fotoativação)