Naftal Naftal-Pratica VI-Cinetica Quimica-Quimica Geral-2022

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Prática VI-Cinética Química Página 1 
Naftal Naftal-FCT-UZ-2022 
 
 UNIVERSIDADE ZAMBEZE 
FACULDADE DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA 
DEPARTAMENTO DE ENGENHARIA DE PROCESSOS INDUSTRIAIS 
 
PRÁTICA VI CINÉTICA QUÍMICA 1º ANO-1° S-2022 
QUÍMICA GERAL ENGENHARIA MECATRÓNICA/CIVIL 
 
1. Defina cinética química. Enuncie as leis de: 
a) Lei da Ação das Massas Guldberg e Waage 
b) Cato Maximilian Guldberg (1836-1902) 
c) Peter Waage (1833-1900) 
 
2. Quais são as condições para que uma reação química ocorra? 
a) Indique e explique os fatores que influenciam na velocidade de uma reação química 
3. Amostras de magnésio foram colocadas em soluções aquosas de ácido clorídrico de diversas concentrações e 
temperaturas, havendo total consumo do metal e desprendimento do hidrogênio gasoso. Observaram-se os 
seguintes resultados: 
 
Amostra Massa de Mg consumida em g Tempo de reacção (min) 
I 0,20 1 
II 2,00 5 
III 4,00 10 
IV 4,00 20 
 
Pela análise dos dados contidos na tabela acima, é correto afirmar que: 
a) a velocidade média da reação na amostra I é maior que na amostra II. 
b) a quantidade de hidrogênio desprendida na amostra II é maior do que na amostra IV. 
c) a velocidade média da reação na amostra III é igual à da amostra IV. 
d) a velocidade média de reação na amostra IV é a metade da velocidade média de reação na amostra II. 
e) a quantidade de hidrogênio desprendido na amostra III é menor do que na amostra IV. 
 
4. A reação entre os gases representados na equação a seguir tem grande importância na química ambiental. 
2CO(g) + O2(g) ↔2CO2(g) 
Essa reação apresenta uma lei de velocidade expressa por: v = K.[CO]2.[O2]. Se a concentração de CO(g) for 
duplicada e a concentração de oxigênio for reduzida à metade, mantendo- se constantes todos os outros fatores, 
a velocidade da reação 
a) duplica. 
b) triplica. 
c) quadruplica. 
d) reduz-se à metade. 
e) permanece constante. 
 
5. No gráfico, em relação à essa reação e às energias envolvidas, apresentadas acima, é INCORRETO afirmar que: 
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a) II representa a Energia de Ativação da reação. 
b) é uma reação endotérmica, sendo I a energia absorvida na reação. 
c) IV representa o calor liberado na reação. 
d) III representa a Energia de Ativação para a reação inversa. 
 
6. O gráfico apresenta as curvas energia x caminho de reação de uma reação na presença e ausência de um 
catalisador: 
 
As setas A, B e C indicam, respectivamente: 
a) energia do complexo ativado da reação sem catalisador, energia do complexo ativado da reação com 
catalisador e calor de reação. 
b) energia de ativação da reação sem catalisador, energia de ativação da reação com catalisador e calor de 
reação. 
c) energia de ativação da reação com catalisador, energia de ativação da reação sem catalisador e calor de 
reação. 
d) energia dos reagentes, energia máxima do complexo ativado e energia dos produtos. 
e) energia dos reagentes, energia de ativação da reação com catalisador e energia dos produtos. 
 
7. Considere as equações químicas: 
I. 2NO (g) + H2 (g) → N2O (g) + H2O (g) 
II. I2 (g) + H2 (g) → 2HI (g) 
Ao se dobrarem as concentrações dos reagentes, observa-se, para a reação I, que a velocidade da reação 
aumentou por um fator de 8, enquanto que, para reação II, a velocidade da reação aumentou por um fator de 
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4. O gás hidrogênio apresenta igual ordem da reação para as duas reações examinadas. Dentre as possíveis 
expressões de velocidades de reações para as equações I e II, tem-se, respectivamente: 
a) v = k [NO]2 [H2] e v = k [I2]2 [H2]. 
b) v = k [NO]2 [H2] e v = k [I2] [H2]. 
c) v = k [NO]4 [H2]2 e v = k [I2]2 [H2]2 
d) v = k [NO]2 e v = k [I2] 
e) v = k [H2]4 e v = k [H2]2 
 
8. Considere o gráfico a seguir, referente ao diagrama energético de uma reação química sem e com catalisador. A 
energia de ativação e o ∆H da reação catalisada são, respectivamente: 
 
a) 25 kJ e -15 kJ. 
b) 25 kJ e -10 kJ. 
c) 10 kJ e -15 kJ. 
d) 10 kJ e -25 kJ. 
 
9. Considere as afirmações sobre velocidade das reações químicas, apresentadas a seguir. 
I. O aumento da superfície de contato entre os reagentes aumenta a velocidade da reação. 
II. O aumento da concentração dos reagentes aumenta a velocidade da reação. 
III. O aumento da temperatura aumenta a velocidade da reação. 
A afirmação está CORRETA em: 
a) I apenas. 
b) I e II apenas. 
c) III apenas. 
d) I, II e III. 
 
10. O gráfico a seguir refere-se às curvas de distribuição de energia cinética entre um mesmo número de partículas, 
para quatro valores diferentes de temperatura T1, T2, T3 e T4, sendo T1 < T2 < T3 < T4. Note que as áreas sob 
cada uma das curvas são idênticas, uma vez que são proporcionais aos números de partículas. 
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As transformações químicas serão tanto mais rápidas quanto maior for o número de colisões possíveis. Mas isso 
depende não só do valor do número de colisões, mas também do valor mínimo da energia, chamado energia de 
limiar ou de ativação (por exemplo, a energia E indicada no gráfico). Assim, com relação ao gráfico apresentado, 
a transformação química torna-se mais rápida na seguinte temperatura: 
a) T1 
b) T2 
c) T3 
d) T4 
 
11. A cinética da reação: 2A + 2B → C 
Foi estudada sendo determinada a velocidade inicial da produção de C para misturas de várias composições, 
como está indicado na tabela abaixo, a 25°C. 
Experiência 
[ ] inicial (mol L-1) Velocidade inicial de formação 
de C (mol L-1 h-1) [A] [B] 
1 1 x10-3 1 x10-3 1 x10-3 
2 2 x10-3 1 x10-3 4 x10-3 
3 2 x10-3 2 x10-3 8 x10-3 
 
Se a lei de velocidade é dada por v = k [A]a [B]b, então, os valores dos coeficientes “a” e “b” são, 
respectivamente: 
a) 2 e 1. 
b) 1 e 1. 
c) 2 e 2. 
d) -1 e 1. 
e) -1 e 2. 
 
12. A figura ao lado representa o resultado de dois experimentos diferentes (I) e (II) realizados para uma mesma 
reação química genérica (reagentes → produtos). As áreas hachuradas sob as curvas representam o número de 
partículas reagentes com energia cinética igual ou maior que a energia de ativação da reação (Eat). Baseado nas 
informações apresentadas nesta figura, é CORRETO afirmar que (62) 
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a) a constante de equilíbrio da reação nas condições do experimento I é igual à da reação nas 
condições do experimento II. 
b) a velocidade medida para a reação nas condições do experimento I é maior que a medida nas 
condições do experimento II. 
c) a temperatura do experimento I é menor que a temperatura do experimento II. 
d) a constante de velocidade medida nas condições do experimento I é igual à medida nas condições 
do experimento II. 
e) a energia cinética média das partículas, medida nas condições do experimento I, é maior que a medida nas 
condições do experimento II. 
 
13. Assinale o fenômeno que apresenta velocidade média maior. 
 a) A transformação de rochas em solos. 
b) A corrosão de um automóvel. 
c) A combustão de um palito de fósforo 
d) O crescimento de um ser humano. 
e) A formação do petróleo a partir de seres vivos. 
 
14. A reação de decomposição da amônia gasosa foi realizada em um recipiente fechado: 
 2NH3 → N2 + 3 H2 
 
A tabela abaixo indica a variação na concentração de reagente em função do tempo. 
 [ ] de NH3 em mol L-1 0,8 0,6 0,4 0,1 
Tempo (h) 0 1,0 2,0 3,0 
 
Seja a reação: X → Y + Z. A variação na concentração de X em função do tempo é: 
a) 4,0 mol L-1h-1 
b) 2,0 mol L-1h-1 
c) 10 km h-1 
d) 1,0 mol L-1h-1 
e) 2,3 mol h-1 
 
15. Óxidos de nitrogênio, NOx, são substâncias de interesse ambiental, pois são responsáveis pela destruição de 
ozônio na atmosfera, e, portanto, suas reações são amplamente estudadas. Num dado experimento, em um 
recipiente fechado,a concentração de NO2 em função do tempo apresentou o seguinte comportamento: 
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O papel do NO2 neste sistema reacional é: 
a) reagente 
b) intermediário. 
c) produto. 
d) catalisador. 
e) inerte 
 
16. Considere os estudos cinéticos de uma reação química e julgue os itens abaixo. 
1) Toda reação é produzida por colisões, mas nem toda colisão gera uma reação. 
2) Uma colisão altamente energética pode produzir uma reação. 
3) Toda colisão com orientação adequada produz uma reação. 
4) A velocidade média de uma reação pode ser determinada pela expressão: 
 
 
Assinalando V para verdadeiro e F para falso e, lendo de cima para baixo, teremos: 
 
a) V, V, F, F. 
b) V, V, V, F. 
c) F, V, F, F. 
d) V, F, V, F. 
e) V, V, V, V 
 
17. As reações químicas, em geral, podem ser aceleradas. Um fator que acelera uma reação química é: 
a) o aumento da superfície de contato. 
b) a diminuição da superfície de contato. 
c) a diminuição da concentração dos reagentes. 
d) a ausência do contato entre os reagentes. 
e) a ausência de substâncias reagentes. 
 
18. Na reação de dissociação térmica do HI(g), a velocidade de reação é proporcional ao 
quadrado da concentração molar do HI. Se triplicarmos a concentração do HI, a velocidade da reação: 
a) aumentará 6 vezes. 
b) aumentará 9 vezes. 
c) diminuirá 6 vezes. 
d) diminuirá 9 vezes. 
e) diminuirá 3 vezes 
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19. Seja a reação: X → Y + Z. A variação na concentração de X em função do tempo é: 
X (mol/L) 1 0,7 0,4 0,3 
Tempo (s) 0 120 300 540 
 
A velocidade média da reação no intervalo de 2 a 5 minutos é: 
a) 0,3 mol/L.min. 
b) 0,1 mol/L.min. 
c) 0,5 mol/L.min. 
d) 1,0 mol/L.min. 
e) 1,5 mol/L.min. 
 
20. Considere a reação química de decomposição do gás pentóxido de dinitrogênio: 
2 N2O5(g) → 4 NO4(g) + O2(g) 
O gráfico ao lado foi construído com os dados obtidos em um experimento envolvendo essa transformação a 
55ºC e que estão descritos na tabela abaixo: 
 
 
Qual é a velocidade média aproximada de consumo de N2O4 e de formação do NO2 no intervalo de 200s a 300s? 
a) 0,3 mol/L.s e 0,6 mol/L.s 
b) 0,15 mol/L.s e 0,3 mol/L.s 
c) -0,2 mol/L.s e 0,4 mol/L.s 
d) -0,2 mol/L.s e 0,5 mol/L.s 
e) 0,2 mol/L.s e 0,4 mol/L.s 
 
21. Numa experiência, a reação de formação de amônia (NH3), a partir do N2 e do H2, está ocorrendo com um 
consumo de 12 mols de nitrogênio (N2) a cada 120 segundos. Nesse caso, a velocidade de consumo de 
hidrogênio (H2) é: 
a) 6 mols por minuto 
b) 12 mols por minuto. 
c) 18 mols por minuto. 
d) 24 mols por minuto. 
e) 36 mols por minuto. 
 
22. Amostras de magnésio foram colocadas em soluções aquosas de ácido clorídrico de diversas concentrações e 
temperaturas, havendo total consumo do metal e desprendimento do hidrogênio gasoso. Observaram-se os 
seguintes resultados: 
 
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Amostra Massa de mg 
consumida em g 
Tempo de reação 
Em minutos 
I 0,2 1 
II 2 5 
III 4 15 
IV 4 20 
Pela análise dos dados contidos na tabela acima, é correto afirmar que: 
a) a velocidade média da reação na amostra I é maior que na amostra II. 
b) a quantidade de hidrogênio desprendida na amostra II é maior do que na amostra IV. 
c) a velocidade média da reação na amostra III é igual à da amostra IV. 
d) a velocidade média de reação na amostra IV é a metade da velocidade média de reação na amostra II. 
e) a quantidade de hidrogênio desprendido na amostra III é menor do que na amostra IV. 
 
23. Seja a reação de decomposição: 2N2O5  4NO2 + O2 
 
Podemos afirmar que: 
a) a velocidade da reação pode ser calculada pela expressão V=k[N2O5]2 
b) a velocidade da reação pode ser calculada na forma: V=k[NO2]4. [O2]. [N2O5]2 
c) a ordem global da reação é 5. 
d) é uma reação endotérmica, por causa do O2. 
e) é uma reação exotérmica, por causa do NO2. 
 
24. A tabela a seguir mostra situações experimentais realizadas por um estudante sobre a reação: 
2Zn(s) + 2HC (aq)  2ZnC (aq) + 2H(g) 
 
Experiência Massa de Zn (s) Forma de Zn [ ] do Ácido em mol/L Temperatura (°C) 
I 1,0 Barra 0,2 20 
II 1,0 Pó 0,2 60 
III 3,0 Pó 0,2 20 
IV 3,0 Barra 0,5 60 
V 3,0 Pó 0,5 60 
 
Assinale a experiencia em que a reação entre o metal zinco e a solução de acido clorídrico se processou 
com maior rapidez: 
a) I 
b) II 
c) III 
d) IV 
e) V 
 
25. Foram realizados quatro experimentos. Cada um deles consistiu na adição de solução aquosa de ácido sulfúrico 
de concentração 1 mol/L a certa massa de ferro. A 25 °C e 1atm, mediram-se os volumes de hidrogênio 
desprendido em função do tempo. No final de cada experimento, sempre sobrou ferro que não reagiu. A tabela 
mostra o tipo de ferro usado em cada experimento, a temperatura e o volume da solução de ácido sulfúrico 
usado. O gráfico mostra os resultados. 
 
Experiência Material Temperatura (°C) Volume da Solução de H2SO4/mL 
A Pregos 60 50 
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B Limalha 60 50 
C Limalha 60 80 
D Limalha 40 80 
 
 
A curva 1 a 4, correspondem, respectivamente, as experiências: 
 
26. Em cada um dos recipientes A, B, C e D foi colocada a mesma massa, em gramas, de pérolas de zinco e o mesmo 
volume de ácido clorídrico de igual concentração, nas temperaturas indicadas na figura anterior. Após um tempo 
t, observou-se, em cada recipiente, desprendimento de gás e calor. 
 
 
Com base nos dados apresentados, a única opção que podemos considerar verdadeira é: 
a) não há aumento de energia cinética e, consequentemente, não haverá maior número de choques efetivos entre 
as moléculas reagentes. 
b) há liberação de cloro gasoso na reação, em virtude do aumento da temperatura. 
c) a intensidade da reação será a mesma nos recipientes A, B, C e D, pois o volume de ácido clorídrico é também 
o mesmo. 
d) a temperatura não interfere na velocidade da reação, sendo a taxa de desaparecimento do zinco proporcional 
ao volume do ácido. 
e) a taxa de desaparecimento do zinco nos recipientes será A < B < C < D. 
 
27. Num laboratório, foram efetuadas diversas experiências para a reação: 
2H2 (g) + 2NO (g)  N2 (g) + 2H2O (g) 
Com os resultados das velocidades iniciais obtidos, montou-se a seguinte tabela: 
Experiências [H2] [NO] V(mol.L-1.s-1) 
1 0,10 0,10 0,10 
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2 0,20 0,10 0,20 
3 0,10 0,20 0,40 
4 0,30 0,10 0,30 
5 0,10 0,30 0,90 
 
Baseando-se na tabela anterior, pode-se afirmar que a lei de velocidade para a reação é: 
a) V=k.[H2] 
b) V=k.[NO] 
c) V=k.[H2]2 [NO] 
d) V=k.[H2]2. [NO] 
e) V=k.[H2]. [NO]2 
 
28. Foi adicionado 0,50 g de magnésio metálico a uma solução diluída de ácido clorídrico. Após 10 s, restou 0,40 g 
de magnésio sem reagir. A interação ocorreu segundo a reação: 
29. Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq)+ H2(g) 
Qual é a velocidade média aproximada dessa reação no intervalo de tempo de 10 s, expressa em mol/s? 
Dado: Mg = 24 g/mol. 
a) 4,2 mol/s 
b) 0,01 mol/s 
c) 4,2. 10-4 mol/s 
d) 0,0042 mol/s 
e) -4,2.10-4 mol/s 
 
29. Sobre a energia de ativação interprete como suas próprias palavras os gráficos que se seguem mais abaixo. 
a) Qual dos gráficos indica uma reação exotérmica ou endotérmica? Justifique. 
 
 
30. Uma mistura gasosa ideal de propano e ar é queimada a pressão constante, gerando 720 litros de CO2 por hora, 
medidos a 20°C. Sabe-se que o propano e o ar encontram-se em proporção estequiométrica. Determine a 
velocidade média de reacção da mistura em relação ao ar, considerando a composição do ar 21 % de O2 e 79 % 
de N2, em volume. (Dados: Massas moleculares: O = 16; N = 14; C = 12). 
 
 
31. Mencione 5 características de uma reação elementar 
 
32. As curvas I e II representam caminhos possíveis para a reação de hidrogenação do propeno. 
 
a) INDIQUE a curva que corresponde ao caminhoda reação mais rápida. 
b) ESCREVA o fator responsável por essa diferença de velocidade. 
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c) COMPARE os complexos ativados formados nos dois caminhos da reação. 
d) A reação ocorre pelos dois caminhos no mesmo sistema? JUSTIFIQUE sua resposta. 
 
33. Escrever a lei da velocidade preenchendo o quadro que se segue abaixo para reações elementares gerais: 
Exemplos Molecularidade Lei de Velocidade 
A → Produtos Unimolecular 
2A→ Produtos Bimolecular 
A + B→ Produtos Bimolecular 
 
34. A cinética da reação 2HgCl2 + C2O42- → 2Cl- + 2CO2(g) + Hg2Cl2(s). Foi estudada em solução aquosa, seguindo o 
número de mols de Hg2Cl2 que precipita por litro de solução por minuto. Os dados obtidos estão na tabela. 
 
 [HgCl2] 
(mol.l-1) 
[C2O42-] 
(mol.l-1) 
Velocidade 
(mol.l-1.min-1) 
0,100 0,15 1,8x10-5 
0,100 0,30 7,2 x 10-5 
0,050 0,30 3,6 x 10-5 
 
Pede-se: 
a) Determinar a equação de velocidade da reação. 
b) Calcular o valor da constante de velocidade da reação. 
c) Qual será a velocidade da reação quando [HgCl2] = 0,010 M e [C2O42-] = 0,010 M? 
 
35. Soluções aquosas de água oxigenada, H2O2, decompõem-se dando água e gás oxigênio. A figura a seguir 
representa a decomposição de três soluções de água oxigenada em função do tempo, sendo que uma delas 
foi catalisada por óxido de ferro (III), Fe2O3. 
a) Qual das curvas representa a reação mais lenta? Justifique em função do gráfico. 
b) Qual das curvas representa a reação catalisada? Justifique em função do gráfico. 
 
36. Ordem de reação (ordem global) é a soma dos valores das potências a que as concentrações de reagentes se 
encontram elevadas na equação cinética da reação (lei de velocidade). Quando e que uma reação e 
considerada: 
a) Ordem zero em relação a um reagente? 
b) Primeira ordem em relação a um reagente? 
c) Ordem n em relação a um reagente? 
 
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37. Segundo a equação de Arrhenius a temperatura e a velocidade de reação estão diretamente ligadas. Escrever a 
Arrhenius que estabelece esta relação. 
 
38. Para a reacção: N2 + 3H2 → 2NH3 
A proporção que a reação caminha, os reagentes N2 e H2 são consumidos e o produto NH3 vai sendo 
produzido. Se a reação for completa e em quantidades estequiométricas: 
a) Qual é a sua representação gráfica? 
b) Escreva a equação da velocidade média 
c) Supondo que a reação 𝑁2 + 3𝐻2 → 2𝑁𝐻3 forneça os seguintes resultados experimentais. 
Utilizando os dados da tabela abaixo, determine as velocidades médias: 
 
Tempo de 
Reacção (min) 
Variação da Molaridade 
do NH3 (mol/L) 
0 0 
5 20.0 
10 32,5 
15 40,0 
20 43,0