Cinetica Química

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QUÍMICA
Cinética
Livro Eletrônico
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Cinética
QuímiCa
Marina Baccarin
 
Sumário
apresentação .....................................................................................................................................................................3
Cinética ..................................................................................................................................................................................4
1. Cinética Química ...........................................................................................................................................................4
2. Velocidade das Reações ..........................................................................................................................................4
3. Leis de Velocidade e Ordem de Reação ....................................................................................................... 10
4. Concentração e Tempo ...........................................................................................................................................17
4.1. Concentração ...........................................................................................................................................................17
4.2. Tempo de meia-vida.............................................................................................................................................21
5. mecanismo de Reação ........................................................................................................................................... 24
6. Lei de Velocidade das Reações Complementares .................................................................................25
7. Teoria das Colisões .................................................................................................................................................27
8. Fatores que afetam a Velocidade das Reações ......................................................................................30
8.1. Temperatura..............................................................................................................................................................31
8.2. Estado Físico dos Reagentes ........................................................................................................................32
8.3. Concentração dos Reagentes .......................................................................................................................33
8.4. Pressão dos Reagentes Gasosos ...............................................................................................................33
8.5. Superfície de Contato ........................................................................................................................................34
8.6. Catalisador ..............................................................................................................................................................34
Resumo ...............................................................................................................................................................................37
mapa mental ....................................................................................................................................................................42
Questões Comentadas em aula ............................................................................................................................43
Questões de Concurso ...............................................................................................................................................49
Gabarito ...............................................................................................................................................................................61
Gabarito Comentado ...................................................................................................................................................62
Referências ....................................................................................................................................................................... 89
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QuímiCa
Marina Baccarin
ApresentAção
Fala, aluno(a)!! Tudo bem com você?? Espero que sim!!! Meu nome é Marina Baccarin, sou 
bacharel em Química pela UFSCar e com mestrado (na mesma instituição) e doutorado em 
Química Analítica pela USP com sanduíche na Manchester Metropolitan University. Trabalho 
com o ensino de Química desde a época de minha graduação e espero que eu possa ajudá-los 
nessa longa jornada que é a preparação para concursos.
Nesta aula iremos iniciar nossos estudos a respeito da cinética química, a qual estuda 
a velocidade das reações químicas. Neste tópico iremos estudar a rapidez com que as rea-
ções químicas ocorrem, bem como quais fatores podem interferir ou não na velocidade das 
reações. Aluno(a), essa é uma parte da Química em que além da teoria, fazemos também um 
pouco de cálculo. Porém, eles são simples e faremos muitas questões para treinar. Beleza?! 
Vamos começar?!
Os tópicos abordados serão:
• Cinética química;
• Velocidade das reações;
• Leis de velocidade e ordem de reação;
• Concentração e tempo;
• Mecanismo de reação;
• Lei de velocidade das reações complementares;
• Teoria das colisões; e
• Fatores que afetam a velocidade das reações.
Ademais, estou à disposição para tirar dúvidas nos fóruns da plataforma do curso e desejo 
a todos bons estudos!!
 
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CiNÉTiCa
1. CinétiCA QuímiCA
A cinética química nos oferece ferramentas para estudar as velocidades das reações. Isso 
acontece tanto a nível atômico – compreensão da natureza e dos mecanismos das reações 
químicas – quanto a nível macroscópico – informações que nos permitem modelar sistemas 
mais complexos, como o corpo humano, por exemplo. Uma aplicabilidade desses estudos no 
nosso dia a dia é evidenciada na indústria química com a utilização de catalisadores, subs-
tâncias que aumentam a velocidade das reações químicas, e que são aplicados nas mais 
diversas produções: de alimentos, combustíveis, ácidos, entre outros.
2. VeloCidAde dAs reAções
A velocidade de uma reação química pode ser expressa pela variação de alguma grande-
za relacionada com a quantidade de reagente ou produto (exemplos: concentração, massa, 
pressão, volume, quantidade de matéria) dividido pelo tempo que ela demora para ocorrer. 
Assim, temos a seguinte expressão:
Na qual V é a velocidade, R é reagente, P é produto, Δ é variação e t é tempo. Uma vez que 
calculamos a variação da quantidade de uma substância (R ou P) temos que as unidades de 
V podem ser: mol/L.min, mol/s, g/min, L/min e seus derivados. Ainda, podemos encontrar os 
termos taxa ou rapidez como sinônimo de velocidade.
Obs.: � Na parte teórica, para efeito de simplificação, nas equações, expressarei a quantidade 
dos reagentes e produtos na forma de concentração. Mas lembre-se de que essas 
quantidades das substâncias participantes da reação também podem ser expressas 
na forma de massa, pressão, volume e quantidade de matéria.
Em uma reação químicaqueremos saber qual a rapidez com que os reagentes (R) são 
consumidos e os produtos (P) são formados. Dessa forma, para a reação genérica a seguir 
teremos as duas formas de calcular a velocidade:
R → P
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Na qual Δ[R] e Δ[P] são a variação da concentração molar de um reagente e de um produto, 
respectivamente, durante o Δt (intervalo de tempo). Vale ressaltar que como os reagentes são 
consumidos em uma reação, a concentração molar de R decresce com o passar do tempo e, 
por isso, tem-se o sinal negativo na frente de Δ[R]. Por isso, o mais indicado é calcularmos 
esse a variação da quantidade do reagente em módulo, para evitarmos valores negativos no 
resultado. Já os produtos, como são formados com o passar do tempo, tem-se o sinal posi-
tivo na frente de Δ[R].
Obs.: � Velocidade média vs. velocidade instantânea
 � Toda vez que falarmos no cálculo da velocidade de uma reação, estamos nos refe-
rindo a velocidade média. Beleza?!
 � Fazendo uma comparação, para entendermos a diferença entre os dois tipos de velo-
cidade, imagine um automóvel que percorre a distância de 100 km em 1 hora.
 � A velocidade média deste automóvel é expressa pela distância que ele percorreu divi-
dida pelo tempo que ele levou para percorrer. Logo, são 100 km/h.
 � Entretanto, não necessariamente ao longo de todo o percurso, o motorista manteve 
sempre essa velocidade. Pode ser que em um determinado instante o motorista cons-
tatou, ao olhar o velocímetro, que estava a 85 km/h. Essa, então, é chamada veloci-
dade instantânea, pois é a velocidade naquele instante.
 � Calculamos a velocidade instantânea apena quando o exercício pedir a velocidade 
da reação em um determinado momento.
A seguir, vamos ver um exemplo do cálculo da velocidade média para a decomposição do 
peróxido de dinitrogênio (N2O5) a 55 °C, cuja reação é apresentada abaixo:
2N2O5(g) → 4NO2(g) + O2(g)
Na Tabela 1 são reportados dados experimentais em relação as concentrações dos rea-
gentes e produtos conforme o tempo vai passando e a reação vai ocorrendo.
Tabela 1: dados experimentais obtidos da decomposição do peróxido de dinitrogênio a 55 °C
Concentração da substância (x 10-4 mol/L)
Tempo (s) N2O5 NO2 O2
0 200 0 0
100 168 64 16
200 142 116 29
300 120 160 40
400 101 198 49
500 86 228 57
Fonte: McMurry, J. E.; Fay, R. C.; McCarty, L. Chemistry. 4. Ed. New Jersey: Person Education, 2004.
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Aluno(a), observe que com o passar do tempo, a concentração do reagente (N2O5) vai 
diminuindo e a concentração dos produtos (NO2 e O2) vai aumentando.
Assim, vamos calcular a velocidade da reação nos primeiros 100 s. Para isso, temos duas 
formas: utilizando o consumo do reagente ou a formação de um dos produtos, conforme 
mencionado anteriormente.
• Velocidade de desaparecimento de N2O5
• Velocidade de formação de NO2
Agora, vamos calcular para o intervalo de 100 a 200 s:
• Velocidade de desaparecimento de N2O5
• Velocidade de formação de NO2
Perceba que nos dois intervalos de tempo que calculamos, a velocidade de formação do 
NO2 é sempre o dobro da velocidade do consumo de N2O5. Essa proporção está de acordo 
com a estequiometria da reação, 2 N2O5: 4 NO2.
Do mesmo modo, seguindo essa ideia, temos que para esses mesmos intervalos de 100 
s, a velocidade de formação do O2 vai ser metade da velocidade de consumo do N2O5, pois a 
estequiometria da reação é 2 N2O5: 1 O2.
Portanto, podemos calcular a velocidade da reação igualando as velocidades de consumo 
dos reagentes com a velocidade de formação dos produtos. Para isso, devemos considerar 
a estequiometria da reação na hora de registrar a velocidade. Assim, temos:
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Escrevemos a velocidade de consumo ou de formação de uma das substâncias partici-
pantes da reação dividido pelo coeficiente estequiométrico (destacado em vermelho). Assim, 
sabendo a concentração de um dos participantes da reação e a estequiometria da reação é 
possível calcular a concentração dos demais participantes, no intervalo desejado.
De forma genérica:
aA + bB → cC + dD
Sendo, a, b, c e d os coeficientes estequiométricos, A e B os reagentes e C e D os produtos, 
temos a seguinte expressão para o cálculo da velocidade de reação:
Resumindo:
Ao final, fazendo o cálculo para vários intervalos de 100 s, podemos ter os seguintes 
resultados:
Intervalo
(em s)
V – de consumo 
do N2O5
(mol L-1 s-1)
V – de formação 
do NO2
(mol L-1 s-1)
V – de 
consumo do O2
(mol L-1 s-1)
0 - 100 3,2 × 10-5 6,4 × 10-5 1,6 × 10-5
100 – 200 2,6 × 10-5 5,2 × 10-5 1,3 × 10-5
200 – 300 2,2 × 10-5 4,4 × 10-5 1,1 × 10-5
400 - 500 1,5 × 10-5 3,0 × 10-5 0,75 × 10-5
Resumindo:
• A velocidade da reação tende a diminuir conforme os reagentes vão sendo consumidos 
e os produtos vão sendo formados durante a reação.
• Devemos considerar a estequiometria da reação para expressar a velocidade de reação.
001. (CETREDE/PREFEITURA MUNICIPAL DE JUAZEIRO DO NORTE/CE/2019/ADAPTADA) 
O gás hidrogênio, na reação abaixo, é consumido a uma taxa de 18 mols a cada 4 minutos. 
Qual a velocidade de consumo do N2?
3H2 + N2 → 2NH3
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a) 2,5 mol/min.
b) 2 mol/min.
c) 1,2 mol/min.
d) 1,5 mol/min.
e) 2,2 mol/min.
Vamos utilizar a expressão da velocidade relacionando o consumo de H2 com o consumo de N2:
Letra d.
002. (UECE/2015) Manchete do jornal o Estado de S. Paulo em 23/4/2014, “Gás metano 
produzido por vacas é usado do para abastecer veículos”. Cientistas argentinos desenvolve-
ram tecnologia para aproveitar o gás metano gerado pelos bovinos, que tem efeito estufa na 
atmosfera do planeta.
Pesquisando o gás metano, um grupo de estudantes da Uece realizou, em laboratório, uma 
combustão e coletou os dados da tabela abaixo:
Tempo (min) [CH4] (mol/L) [CO2] (mol/L)
0 0,050 0
10 0,030 0,020
20 0,020 ?
Com os dados da tabela, a velocidade média da reação entre 0 e 20 minutos foi determinada 
com o valor:
a) 1,2 x 10-3 mol L-1 min-1
b) 0,8 x 10-3 mol L-1 min-1
c) 1,3 x 10-3 mol L-1 min-1
d) 1,5 x 10-3 mol L-1 min-1
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Vamos calcular a velocidade de desaparecimentodo CH4:
Letra d.
003. (FEI-SP/2016) A combustão do butano corresponde a equação:
C4H10 + 13/2 O2 → 4 CO2 + 5 H2O + energia
Se a velocidade da reação for 0,05 mol de butano/minuto, qual a quantidade de matéria de CO2 
produzida em 1 hora?
a) 20 mol
b) 12 mol
c) 6 mol
d) 3 mol
e) 0,2 mol
Utilizando regra de três simples calculamos a quantidade de butano consumido em 60 min (1 h):
0,05 mol ---- 1 min
X ---- 60 min
X = 3 mol
Logo, a velocidade de consumo é 3 mol/h.
Agora, utilizamos a expressão da velocidade relacionando o consumo de metano com a forma-
ção de CO2. Lembre-se de colocar os coeficientes estequiométricos na equação.
Letra b.
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3. leis de VeloCidAde e ordem de reAção
Em muitos experimentos, observou-se que as características da velocidade de reação po-
dem ser identificadas pela velocidade inicial da reação. A grande vantagem é que no início da 
reação só temos que avaliar a concentração dos reagentes, uma vez que os produtos ainda 
não foram formados. Dessa forma, podemos escrever uma equação, na qual relacionamos a 
velocidade da reação dependendo apenas da(s) quantidade(s) do(s) reagente(s). Esta equação 
é chamada de lei de velocidade.
Para uma reação genérica:
R → P
Temos a lei de velocidade:
Em que:
• V – é a velocidade inicial da reação, a qual também podemos chamar de velocidade 
instantânea – pois trata-se da velocidade no tempo 0;
• K é chamada de constante de velocidade da reação;
• [R] é a concentração do reagente;
• a é chamado de ordem de reação em relação a R.
Cada reação tem sua lei de velocidade e a constante de velocidade é característica. Ainda, 
algumas informações a respeito da constante de velocidade da reação (k):
• é obtida experimentalmente;
• depende apenas da temperatura;
• não depende da concentração dos reagentes.
Obs.: � A lei de velocidade de uma reação é empírica, ou seja, é determinada experimental-
mente e, no geral, não pode ser escrita a partir da estequiometria da reação.
Professora, e o que seria essa ordem de reação?
Uma reação que tem a = 1 apresenta a velocidade diretamente proporcional à concentração 
do reagente e, por isso, dizemos que é uma reação de primeira ordem. Isso significa que, por 
exemplo, se duplicarmos a concentração inicial de R, a velocidade também irá duplicar. Observe:
Multiplicamos a concentração por 2:
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Agora, uma reação que tem a = 2, dizemos que é de segunda ordem, uma vez que ao du-
plicarmos a concentração do reagente a velocidade multiplica-se por um fator de 4. Observe:
Multiplico a concentração por 2:
Obtemos:
Ainda, uma reação, pode ser de ordem zero (a = 0). Neste caso, a velocidade não depende 
da concentração do reagente:
Então:
Resumindo:
Muitas reações têm leis de velocidade que dependem das concentrações de mais de um 
reagente. De maneira geral, podemos escrever, para a reação genérica:
aA + bB → cC + dD
A seguinte lei de velocidade:
Em que, m e n são os valores da ordem de reação para cada reagente e a soma deles é 
a ordem total da reação. Dessa forma, a velocidade da reação é afetada pela concentração 
de cada reagente. No caso da reação acima a ordem total de reação será m + n. Além disso, 
m e n podem ter valores inteiros, nulo e, até mesmo, ser um número fracionário. Novamente, 
vale ressaltar, que não necessariamente eles terão relação com a estequiometria da reação 
(m e n não precisam ser iguais a a e b, respectivamente, da reação acima).
Vamos ver um exercício resolvido para ver como este assunto de ordem de reação pode 
ser cobrado nas provas.
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004. (UFSC/UFSC/QUÍMICO/2022) Um estudo cinético da reação 2A + 2B → produtos foi 
conduzido, produzindo os resultados mostrados na tabela abaixo.
Exp. [A] / mol L-1 [B] / mol L-1 V0 / mol L-1 s-1
1 0,50 0,50 18
2 0,25 1,00 72
3 0,50 1,50 162
4 1,00 0,50 18
Considerando tais resultados, assinale a alternativa que contém a lei de velocidade correta 
para a reação.
a) V = k[A][B]
b) V = k[A]2[B]
c) V = k[A]2[B]2
d) V = k[A]2
e) V = k[B]2
Primeiro compare dois experimentos de cada vez e de preferência aqueles em que a concentração 
de um dos reagentes se mantém constante. Por exemplo, vamos comparar os experimentos 1 e 4:
A concentração do reagente B se mantém 0,50 mol/L e a concentração de A do experimento 1 
para o 4, dobra. Porém, observe que a velocidade permanece a mesma (18 mol/L.s). Portanto, 
para o reagente A, a ordem de reação é zero, uma vez que a alteração da concentração deste 
reagente não interfere na velocidade da reação.
Agora, vamos comparar os experimentos 1 e 3:
A concentração do reagente A se mantém 0,50 mol/L e a concentração de B do experimento 1 
para o 3, triplica. Como consequência, a velocidade multiplica por 9 vezes. Logo, para o reagente 
b, a ordem de reação é dois.
Concluísse que a V é expressa por: V = k[B]2.
DICA
Aluno(a), essa seria a forma mais rápida de resolver este tipo 
de questão. Entretanto, caso prefira você pode realizar contas 
para chegar nesta resposta. A ideia é que você monte as leis 
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de velocidades a partir dos dados experimentais informados e, 
na sequência, divida uma lei de velocidade de um experimento 
pela outra. Dessa forma, você vai eliminando variáveis.
O importante é saber resolver este tipo de questão, pois ele é 
bem recorrente nos concursos em geral.
Vamos ver como seria outro método para resolver esse tipo de questão:
Temos a seguinte fórmula genérica para calcular a velocidade desta reação:
Para cada experimento, substituímos os valores de concentração dos reagentes e o valor de V. 
Com isso podemos montar um sistema linear para encontrar os valores de m e n.
Experimento 1:
18 = k 0,5m 0,5n
Experimento 3:
162 = k 0,5m 1,50n
Experimento 4:
18 = k 1m 0,5n 
Vamos dividir a lei de velocidade do experimento 1 pela lei de velocidade do experimento 4:
Podemos fazer do mesmo modo para achar o valor de n. Vamos dividir a lei de velocidade do 
experimento 1 pela lei de velocidade do experimento 3:
Com os valores de m e n, temos que a lei de velocidade é:
Letra e
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Marina Baccarin005. (FADESP/INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIAS E TECNOLOGIA DO 
PARÁ/2018) A velocidade é constante e não depende da concentração dos reagentes. Não 
existe uma relação direta entre os coeficientes e a ordem da reação. Essas são característi-
cas cinéticas de reação de
a) ordem zero.
b) primeira ordem.
c) segunda ordem.
d) terceira ordem
e) ordem fracionada.
Como vimos, se a velocidade da reação não depende da concentração dos reagentes, temos 
uma reação de ordem zero. Por exemplo, para a reação genérica:
R → P
Então:
V = k
Letra a.
006. (CESGRANRIO/PETROBRAS/QUÍMICO DE PETRÓLEO JÚNIOR/2018) A equação 
química abaixo é da reação, que ocorre no estado gasoso, entre dois reagentes (R1 e R2) 
formando um produto único P.
R1(g) + R2(g) → P(g)
De um conjunto de experimentos foram coletados dados que foram organizados na seguinte Tabela:
Considerando os resultados dos experimentos, a expressão da velocidade (v) dessa reação é
a) v = k [R1]
2
b) v = k [R1]
c) v = k [R1] [R2]
d) v = k [R1]
2 [R2]
e) v = k [R2]
Temos a seguinte fórmula genérica para calcular a velocidade desta reação:
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Para cada experimento, substituímos os valores de concentração dos reagentes e o valor de V. 
Com isso podemos montar um sistema linear para encontrar os valores de m e n.
Experimento 1:
1 x 10–3 = k 0,1m 0,2n
Experimento 2:
4 x 10–3 = k 0,2m 0,2n 
Experimento 3:
1 x 10–3 = k 0,1m 0,4n 
Vamos dividir a lei de velocidade do experimento 1 pela lei de velocidade do experimento 2:
Do mesmo modo, podemos fazer para achar o valor de n. Vamos dividir a lei de velocidade do 
experimento 1 pela lei de velocidade do experimento 3:
Logo, a velocidade da reação só depende da concentração do reagente R1, sendo de segunda ordem.
Letra a.
DICA
Na hora da prova, para eliminar alternativas, perceba que não 
precisava calcular o valor de n. Olhando na tabela ao comparar 
o experimento 1 e 3, temos que a concentração de R1 é mantida 
e a concentração de R2 dobra. É possível observar que mesmo 
dobrando a concentração do R2, a velocidade não se altera, o 
que indica que a velocidade de reação não depende da concen-
tração deste. Beleza?!
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Cinética
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007. (IBFC/PREFEITURA MUNICIPAL DE CRUZEIRO DO SUL/AC/2019) Analise o estudo da 
cinética da reação A + B → C mostrado na tabela abaixo.
Assinale a alternativa que apresenta correta e respectivamente a lei de velocidade e o valor 
numérico da constante de velocidade.
a) v = k[A]2[B]3 e k = 7,2 x 10-3
b) v = k[A]2[B] e k = 8,0 x 10-3
c) v = k[A][B]2 e k = 8,0 x 10-3
d) v = k[A]3[B]2 e k = 7,2 x 10-3
Temos a seguinte fórmula genérica para calcular a velocidade desta reação:
Para cada experimento, substituímos os valores de concentração dos reagentes e o valor de V. 
Com isso podemos montar um sistema linear para encontrar os valores de m e n.
Experimento 1:
1,8 x 10–5 = k 0,1m 0,15n
Experimento 2:
7,2 x 10–5 = k 0,1m 0,3n
Experimento 3:
3,6 x 10–5 = k 0,05m 0,3n
Aluno(a), vamos dividir a lei de velocidade do experimento 1 pela lei de velocidade do experimento 2:
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Do mesmo modo, podemos fazer para achar o valor de m. Vamos dividir a lei de velocidade do 
experimento 2 pela lei de velocidade do experimento 3:
Com os valores de m e n, temos que a lei de velocidade é:
Para achar o valor de k, podemos substituir em uma das leis de velocidades, os valores das 
variáveis que conhecemos. Por exemplo, experimento 1:
Letra c.
4. ConCentrAção e tempo
4.1. ConCentrAção
Aluno(a), muitas vezes, em uma reação, queremos saber como a concentração de um 
reagente ou produto varia com o tempo. Dessa forma, com uma lei de velocidade integrada, 
é possível obter a concentração de reagentes ou produtos em qualquer instante após o início 
da reação. Vamos ver as leis de velocidade integrada para as ordens de reações mais comuns:
• Ordem zero
Como a velocidade é constante (V = k), a diferença entre as concentrações de um reagente 
(concentração em instante que queremos saber menos a concentração inicial) é proporcional 
ao tempo da reação. Assim, considerando um reagente genérico A, temos:
Em que [A]0 é a concentração inicial e [A]t é a concentração no instante que estamos 
analisando.
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Observe que temos uma equação de primeiro grau:
Dessa forma, podemos construir um gráfico de [A]t vs. t, na qual:
− [A]t é o eixo y
− t é o eixo x
− a constante de velocidade (k) é o coeficiente angular
− [A]0 é o coeficiente linear.
Obs.: � Quanto maior o valor de k, maior é inclinação da reta e, consequentemente, maior a 
velocidade de reação (V = k).
• Primeira Ordem
Agora, para determinarmos a concentração de um reagente A em uma reação de primeira 
ordem em qualquer instante após o início da reação, temos para a reação:
A → P
A seguinte lei de velocidade:
Utilizando técnicas de derivada e integral podemos encontrar a variação de [A] em função 
do tempo. Fazendo os cálculos, concluímos que:
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Nesse contexto, o gráfico de um reagente de primeira ordem tem decaimento exponen-
cial. Quanto maior for a constante de velocidade (k), mais rápido é o decaimento a partir da 
mesma concentração inicial. Além disso, podemos construir um gráfico de ln[A]t vs. t, no qual 
obtemos uma reta com coeficiente angular igual a k e coeficiente linear ln[A]0.
Obs.: � Quanto maior o valor de k, maior é inclinação da reta e, consequentemente, maior a 
velocidade de reação.
• Segunda Ordem
Por fim, para determinarmos a concentração de um reagente A em uma reação de segunda 
ordem em qualquer instante após o início da reação, temos para a reação:
A → P
A seguinte lei de velocidade:
Utilizando técnicas de derivada e integral podemos encontrar a variação de [A] em função 
do tempo. Fazendo os cálculos, concluímos que:
Nesse contexto, podemos construir um gráfico de 1/[A]t vs. t, no qual obtemos uma reta 
com coeficiente angular igual a k e coeficiente linear 1/[A]0.
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Resumindo:
008. (CESPE/PERITO CRIMINAL/QUÍMICA/POLÍCIA CIENTÍFICA/PE/2016) Ainda em relação 
à reação elementar 2A(g) → produto, assinale a opção cujo gráfico representa o comporta-
mento da concentração da espécie reagente A em função do tempo.
a) 
b) 
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c) 
d) 
e) 
Como vimos em aula, a equação para uma reação de segunda ordem é:
Logo, podemos construir um gráfico de 1/[A]t vs. t.
Letra e.
4.2. tempo de meiA-VidA
Podemos calcular para as reações de primeira e segunda ordem o tempo de meia-vida 
(t1/2) de uma substância.
Tempo de meia-vida (t1/2) de uma substância é o tempo necessário para que a sua 
concentração caia a metade do seu valor inicial.
• Para a reação de primeira ordem:
Então:
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Aplicamos ln em ambos os lados da reação e temos:
Logo:
• Para a reação de segunda ordem:
Então:
Logo:
009. (FGV/SEE-PE/PROFESSOR DE QUÍMICA/2016) A cinética da reação de brometo de 
benzila com benzilamina foi estudada por Ravi e colaboradores. Os autores verificaram que a 
reação é de primeira ordem com respeito a cada reagente. A reação é esquematizada a seguir:
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Em um experimento conduzido a 298 K, com excesso de benzilamina, o perfil de decaimento 
do brometo de benzila foi registrado, sendo apresentado na figura a seguir.
Nessas condições, o tempo (em minutos) em que a concentração de brometo de benzila terá 
sido reduzida à 1/8 da concentração inicial é de
a) 5 minutos.
b) 25 minutos.
c) 50 minutos.
d) 75 minutos.
e) 100 minutos.
Vamos calcular o tempo de meia-vida, sabendo que a concentração inicial é 10 mol/L. Olhan-
do no gráfico, temo que a metade da concentração inicial (5 mol/L) é atingida após 25 min de 
reação, logo o t1/2 é igual a 25 min.
Sendo 5 mol/L igual a ½ da concentração inicial, temos que 2,5 mol/L (divide por 2 novamente 
a concentração) corresponde a ¼ da concentração inicial e 1,25 mol/L corresponde a 1/8 da 
concentração inicial. Para chegar a 1,25 mol/L passou-se 75 min.
Letra d.
010. (AOCP/INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO CIÊNCIA E TECNOLOGIA DA BAHIA/2016) 
A meia-vida t1/2 de uma substância é o tempo necessário para que sua concentração diminua 
pela metade do valor inicial. Considerando as reações de primeira ordem, assinale a alterna-
tiva correta.
a) O aumento da concentração de determinado reagente faz com que o tempo de meia-vi-
da aumente.
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b) A meia-vida de uma reação de primeira ordem é diretamente proporcional à constante de 
velocidade
c) Considerando que A é o reagente para uma dada reação de primeira ordem, em qualquer es-
tágio da reação, a concentração que permanecerá após n meias-vidas corresponde a (1/2)n[A].
d) A meia-vida de uma reação de primeira ordem depende da concentração inicial do reagente.
e) A meia-vida de uma reação de primeira ordem independe da constante de velocidade.
Vamos analisar cada item:
a) Errada. Na reação de primeira ordem o cálculo do tempo de meia-vida não depende da con-
centração do reagente.
b) Errada. É inversamente proporcional.
c) Certa. Toda vez que passa t1/2 a concentração do reagente cai pela metade.
d) Errada. Não depende da concentração do reagente.
e) Errada. Depende apenas da constante de velocidade.
Letra c.
5. meCAnismo de reAção
Todas as reações, com exceção das mais simples, são resultados de várias etapas, cha-
madas de reações elementares. Dessa forma, cada reação elementar descreve um evento 
distinto, com frequência, resultante da colisão de partículas. Para compreender como uma 
reação se desenvolve, podemos propor um mecanismo de reação – uma sequência de rea-
ções elementares que descrevem as modificações que acreditamos ocorrer à medida que os 
reagentes são convertidos em produtos.
Nesse contexto, podemos propor vários mecanismos para determinada reação, porém 
é através de experimentos e de cálculos de velocidade que será possível determinar qual o 
mecanismo mais adequado.
As reações elementares são representadas por equações químicas, sem os símbolos 
de estado físico de cada participante da reação e sem os coeficientes estequiométricos. A 
ideia é que elas representem como moléculas (ou átomos ou íons) estão envolvidos durante 
a reação. Veja o exemplo da reação proposta para a decomposição do ozônio:
O3 → O2 + O
Assim, em uma reação elementar, o número de moléculas (ou átomos ou íons) de reagen-
tes envolvidos na reação é chamado de molecularidade. Com isso, podemos ter uma reação:
• Unimolecular: apenas um reagente envolvido. É o caso da decomposição do ozônio.
• Bimolecular: dois reagentes envolvidos.
• Trimolecular: três reagentes envolvidos. Muito improvável de acontecer, pois é necessário 
a colisão simultânea de três reagentes.
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Resumindo:
6. lei de VeloCidAde dAs reAções ComplementAres
Como mencionado anteriormente, precisamos verificar se o mecanismo proposto está 
de acordo com a lei de velocidade obtida experimentalmente. Vale ressaltar, que mais de um 
mecanismo pode levar à mesma lei de velocidade. Portanto, as informações cinéticas apenas 
apoiam o mecanismo proposto, mas nunca afirmam com certeza que este é o correto.
Nesse contexto, a primeira tarefa na elaboração de uma lei de velocidade total de me-
canismo é escrever as leis de velocidade das reações elementares propostas. Em seguida, 
combinamos elas em uma lei de velocidade total. Para compreendermos melhor, vamos ver 
um exemplo:
Temos a seguinte reação:
2 NO(g) + Br2(g) → 2 NOBr(g)
Cuja lei experimental obtida foi:
O mecanismo proposto para esta reação foi baseado em duas etapas:
NO + Br2 NOBr2 (etapa 1: rápida)
NOBr2 + NO → 2 NOBr (etapa 2: lenta)
Observe que ao somarmos as duas reações, podemos cortar o NOBr2, por aparecer tanto 
nos reagentes como nos produtos e, como resultado, voltamos a reação original.
Nesse caso, chamamos o NOBr2 de um intermediárioda reação, uma vez que ele foi for-
mado durante a reação, mas não aparece na reação final. Além disso, dizemos que a etapa 
lenta da reação é a etapa que determina a velocidade da reação.
Pois bem! Agora, vamos verificar se a lei de velocidade proposta pelo mecanismo é a 
mesma que a lei de velocidade obtida experimentalmente.
Temos que a velocidade da etapa 2, pode ser escrita como:
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E a velocidade da etapa 1, pode ser escrita como sendo:
V = k1 [NO][Br2](sentido na formação dos produtos)
V = k–1 [NOBr2] (sentido na formação dos reagentes)
Como na etapa 1, a reação está em equilíbrio, podemos igualar as velocidades:
k–1 [NOBr2] = k1 [NO][Br2] 
Logo:
Substituindo a [NOBr2] na velocidade da etapa 2, temos:
Podemos transformar todas as constantes, em uma única (K) e temos a seguinte expressão:
V = K [NO]2[Br2] 
Que é igual a lei de velocidade experimental. Portanto, o mecanismo proposto pode ser 
usado para explicar esta reação.
Para as reações que ocorrem em mais de uma etapa, chamamos estas de reações não 
elementares.
011. (CEV UECE/SECRETARIA DE ESTADO DE EDUCAÇÃO DO CEARÁ/2018) O monóxido de 
nitrogênio, quando liberados pelos automóveis na baixa atmosfera, rapidamente se transforma 
em dióxido de nitrogênio, que em seguida, irá colaborar na formação do ozônio troposférico, 
um poluente. Um estudo dessa reação no laboratório revelou que, para que ela se tornasse 
quatro vezes mais rápida, poderia ser feita a seguinte alteração: manter fixa a concentração 
de O2 e duplicar a de NO.
Considerando o enunciado acima, atente para as seguintes afirmações:
I – A lei da velocidade dessa reação pode ser dada por: v = k[NO]²[O2].
II – Essa deve ser uma reação elementar, ou seja, realizada em apenas uma etapa.
Sobre essas afirmações, é correto diz que
a) I e falsa e II é verdadeira.
b) ambas são falsas.
c) I é verdadeira e II é falsa.
d) ambas são verdadeiras.
I – Verdadeira. Uma vez que a velocidade quadruplica quando se dobra a concentração de NO, 
temos que a ordem de reação de reagente é de segunda ordem. Já a ordem de reação do O2 
é de primeira ordem, uma vez que a velocidade permanece constante com a concentração 
constante do O2.
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II – Falsa. Pela descrição da reação, esta acontece em mais de uma etapa, o que caracteriza 
uma reação não elementar.
Letra c.
7. teoriA dAs Colisões
Aluno(a), uma vez que não é possível visualizar átomos e suas formas de interação, os 
pesquisadores desenvolveram teorias para explicar como as reações químicas se desenvol-
vem. Segundo a teoria das colisões, as reações químicas dependem de algumas condições 
para ocorrerem.
• Condição I: devem ocorrer colisões entre moléculas ou átomos dos reagentes;
• Condição II: para que as colisões resultem em uma reação química, elas devem ser efetivas;
• Condição III: a reação só irá ocorrer se duas moléculas ou átomos que colidirem tiverem 
energia igual ou maior que a energia mínima de reação.
Dessa forma, para que uma reação ocorra é imprescindível que os três requisitos sejam 
atendidos. Se um não for cumprido, a reação não ocorrerá. Ainda, vale ressaltar que as mo-
léculas não estão paradas, elas possuem uma quantidade de energia, a qual as possibilita 
se movimentarem.
Vamos ver um exemplo para ajudar no entendimento da teoria. Consideremos a reação entre 
o gás hidrogênio (H2) e o gás cloro (Cl2) para a formação do gás cloreto de hidrogênio (HCl). Os 
átomos de hidrogênio são representados por bolas cinzas e os átomos de cloro por bolas verdes.
Reação Química:
H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g)
Representação dos átomos:
Considerando a condição I, podemos observar que a reação acima somente ocorre se as 
moléculas dos reagentes se colidirem.
Agora, analisando a condição II, temos que as moléculas precisam ter uma certa orienta-
ção espacial para que a colisão seja efetiva. Observem na figura abaixo que as orientações 
A e B são eficazes, mas a orientação C não é efetiva.
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Quando os átomos se chocam, forma-se uma espécie intermediária (H2Cl2). Essa espécie 
química é instável, então rapidamente ela vai ser convertida no produto final da reação (2 
moléculas de HCl).
Essa estrutura intermediária é chamada de estado de transição da reação ou comple-
xo ativado.
Complexo ativado (estado de transição): estrutura intermediária entre os reagentes e 
produtos de uma reação. Neste estado de transição algumas ligações dos reagentes 
estão sendo quebradas enquanto novas ligações dos produtos estão sendo formadas.
E para que a terceira condição seja atendida, é necessário que além da orientação 
adequada, a colisão seja forte o suficiente para que ocorra a interação entre os átomos. A 
energia necessária para que a colisão entre as moléculas seja efetiva é chamada energia 
de ativação (Ea). Trata-se de uma barreira energética que precisa ser vencida para que a 
reação ocorra.
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Observe os gráficos a seguir, de entalpia vs. caminho da reação, na qual é indicado a 
energia de ativação necessária para que uma reação endotérmica (gráfico I) ou exotérmica 
(gráfico II) ocorra:
Fonte: SANTOS, W.L.P; MOL, G.S. Química Cidadã. vol. 2, 3 ed. São Paulo: Editora AJS, 2016.
Observe, que nos dois tipos de reação, a energia de ativação é o ponto mais alto a ser 
vencido. Trata-se do topo do morro. Quanto maior a energia de ativação, menor será a velo-
cidade da reação, devido a dificuldade de se atingir o topo do morro. Além disso, a energia 
de ativação é a energia necessária para formar o complexo ativado, a estrutura intermediária 
entre reagentes e produtos.
Resumindo:
Energia de ativação: energia necessária para que as colisões entre as moléculas sejam 
efetivas. Em outras palavras, a energia necessária para formar o complexo ativado da reação.
A colisão entre as moléculas dos reagentes tem de ocorrer com energia igual ou maior 
que Ea da reação.
Obs.: � Aluno(a), observe que na reação endotérmica o patamar dos reagentes está abaixo 
do patamar dos produtos. Então, quando calculamos a variação de entalpia (ΔH) da 
reação, este tem que ser maior que zero (ΔH = Hprodutos – Hreagentes).
 � Do mesmo que, para a reação exotérmica, o patamar dos reagentes está acima do 
patamar dos produtos. Então, quando calculamos ΔH da reação este tem que ser 
menor que zero.
 � Para a reação endotérmica:
 � Ea – ΔH é a Ea da reação inversa (Produtos → Reagentes)
 � Para a reação exotérmica:
 � Ea + ΔH é a Ea da reação inversa (Produtos→ Reagentes)
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012. (COTEC/PREFEITURA MUNICIPAL DE LASSANCE/MG/2015) O curso de uma reação 
química e a energia envolvida se encontram representados a seguir:
A energia de ativação está CORRETAMENTE representada por
a) III.
b) II.
c) IV.
d) V.
e) I.
Vamos analisar o que cada número representa no gráfico:
I – Reagentes.
II – Complexo ativado.
III – Energia de ativação.
IV – Variação de entalpia entre os produtos e reagentes.
V – Produtos.
Letra a.
8. FAtores Que AFetAm A VeloCidAde dAs reAções
Os químicos podem controlar as reações, de tal forma que podem aumentar ou diminuir 
sua rapidez. Para isso, existem alguns fatores que podem ser alterados durante a reação, 
tais como:
• temperatura;
• estado físico dos reagentes;
• concentração dos reagentes;
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• pressão dos reagentes gasosos;
• superfície de contato;
• presença de catalisador.
A seguir vamos ver cada um deles.
8.1. temperAturA
O aumento da temperatura aumenta a velocidade de uma reação, pois tem-se um aumento 
da energia cinética das moléculas. Com as moléculas mais agitadas, maior é o número de 
colisões entre as moléculas com energia igual ou menor à energia de ativação, o que favorece 
o aumento da velocidade de reação.
É por isso que guardamos os alimentos na geladeira. Pois com o abaixamento da temperatura, 
temos uma diminuição da velocidade das reações responsáveis pela decomposição dos alimentos.
Do mesmo modo, baseado na mesma ideia, é que utilizamos a panela de pressão para 
cozinhar os alimentos. Com esta é possível atingir maiores temperaturas do que uma panela 
comum e, como consequência, o cozimento mais rápido dos alimentos.
Então:
Ainda, no final do século XIX, Arrhenius propõe que o gráfico de ln(k) vs. 1/T (inverso da 
temperatura absoluta) é uma linha reta. Assim, tem-se:
ln k = coeficiente linear + coeficiente angular × 1/T
A partir de dados experimentais, foi possível propor a equação de Arrhenius:
Na qual:
• A é chamado fator pré-exponencial (relacionado a frequência com que as colisões entre 
as moléculas ocorrem).
• Ea é a energia de ativação (é a energia cinética mínima necessária para que as moléculas 
possam reagir).
• R é a constante universal dos gases.
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A e Ea são conhecidas como parâmetros de Arrhenius da reação. Eles são determinados 
experimentalmente e são específicos de cada reação.
8.2. estAdo FísiCo dos reAgentes
Os estados físicos dos reagentes podem alterar a velocidade de uma reação. Quanto 
mais fácil for para as moléculas (átomos ou íons) se chocarem, mais rápido será a reação. 
Assim, se ambos os reagentes estão em uma mesma fase (meio homogêneo), maior será a 
velocidade de reação. Por exemplo, reagentes dissolvidos em meio aquoso. Entretanto, se os 
reagentes estiverem em fases diferentes (meio heterogêneo), menor a velocidade de reação 
pois menor é a frequência de colisões entre eles. Por exemplo, um reagente dissolvido em 
meio aquoso e outro no estado sólido. Então:
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8.3. ConCentrAção dos reAgentes
A concentração dos reagentes pode interferir na velocidade da reação, uma vez que está 
relacionado com a quantidade de choques entre as moléculas. Imaginem os reagentes A e 
B. Quando temos 1 molécula de cada um é possível uma colisão entre eles. Agora, e se tivés-
semos duas moléculas de cada um, poderíamos ter até 4 colisões (A1 e B1, A1 e B2, A2 e B1 e 
A2 e B2). Então:
8.4. pressão dos reAgentes gAsosos
Em reações envolvendo reagentes gasosos, temos que quanto maior a pressão de um 
gás, maior será a quantidade de colisões efetivas entre as moléculas no recipiente que eles 
ocupam. Isso porque, quando aumentamos a pressão, diminuímos o volume e, consequente-
mente, aumentamos a concentração dos reagentes naquele espaço. Então:
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8.5. superFíCie de ContAto
Quando um regente se encontra no estado sólido, a reação deste com outro reagente 
ocorre em sua superfície. Dessa forma, quanto mais pulverizado (fragmentado) estiver este 
reagente, mais “superfície” sua estará disponível para reagir com o outro reagente. Maior 
superfície de contato implica em aumento de colisões entre as moléculas e, portanto, em 
aumento da velocidade da reação.
EXEMPLO
Um exemplo do nosso cotidiano é adicionar um comprimido efervescente na água. Quando 
trituramos este comprimido e adicionamos o seu pó na água temos que este se dissolve muito 
mais rapidamente do que se tivéssemos adicionado o comprimido inteiro. Então:
8.6. CAtAlisAdor
São substâncias que aumentam a velocidade da reação, uma vez que fornecem um cami-
nho alternativo para que a reação ocorra, sendo a Ea menor do que a Ea do caminho original. 
Vale destacar, que o catalisador não é consumido durante a reação.
Fonte: LISBOA, J. C. F. Ser Protagonista Química. vol. 3, 3 ed. São Paulo: Editora SM, 2016.
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Perceba na figura acima, que a diferença entre a entalpia dos produtos (Hp) e a entalpia dos 
reagentes (Hr) continua sendo a mesma na reação catalisada e não catalisada. O catalisador 
apenas diminui a Ea da reação.
Como exemplo desses catalisadores temos as enzimas que atuam no nosso metabolis-
mo. Trata-se de proteínas que tem especificidade por determinado substrato, cuja função é 
aumentar a velocidade da reação da qual esse substrato faz parte.
Os catalisadores podem ser:
• Homogêneos: estão na mesma fase que os reagentes, formando um sistema monofásico 
(uma única fase).
• Heterogêneos: estão em fases diferentes dos reagentes, formando um sistema polifásico 
(mais de uma fase).
013. (UTFPR/UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ/2018) Os antiácidos 
efervescentes contêm em sua formulação o ácido cítrico (H3C6H5O7)e o bicarbonato de só-
dio (NaHCO3), os quais, à medida que o comprimido se dissolve em água, reagem entre si, 
segundo a equação:
A liberação de gás carbônico explica a efervescência observada quando se dissolve um destes 
antiácidos. Com base nessas informações, é correto afirmar que:
a) a efervescência será mais intensa, se houver pedras de gelo na água.
b) um comprimido triturado de antiácido se dissolverá mais lentamente do que um comprimi-
do inteiro.
c) a efervescência será menos intensa, se a água estiver quente.
d) a temperatura tem papel essencial na velocidade de dissolução do comprimido.
e) os componentes do antiácido no estado sólido reagem mais rapidamente do que em solu-
ção aquosa.
Vamos analisar cada alternativa:
a) Errada. A efervescência será mais intensa se houver um aumento de temperatura.
b) Errada. Se dissolverá mais rapidamente, pois há um aumento da superfície de contato.
c) Errada. A efervescência será mais intensa com o aumento da temperatura.
d) Certa. O aumento de temperatura aumenta a velocidade da reação.
e) Errada. Os componentes do antiácido no estado líquido reagem mais rapidamente do que 
no estado sólido.
Letra d.
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014. (CESPE/POLÍCIA FEDERAL/2021) Uma das técnicas mais utilizadas para a coleta de 
impressões digitais faz uso de pós. A interação dos pós com os componentes da impressão 
digital se dá, normalmente, por interação de Van der Waals. É comum utilizar óxido de ferro 
na formulação (III) – Fe2O3– desses pós. A revelação da impressão feita com Fe2O3 pode ser 
destruída pela presença de ácido, por causa da seguinte reação.
Fe2O3(s) + xH
+
(aq) ⇋ yFe³+(aq) + zH2O(l)
Com base nessas informações, julgue o seguinte item.
Na reação do Fe2O3 apresentada, o ácido é o catalisador.
O ácido não é o catalisador uma vez que ele foi consumido na reação para formar a água nos 
produtos. Um catalisador apenas participa da reação, sem ser consumido.
Errado.
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RESumO
Caro(a) aluno(a), chegamos ao fim de nossa aula. Mas antes que possamos nos despedir, 
vamos revisar os principais conceitos estudados com um breve resumo.
a) Velocidade das reações
A velocidade (V) de uma reação química pode ser expressa pela variação de alguma 
grandeza relacionada com a quantidade de reagente (R) ou produto (P) dividido pelo tempo 
(t) que ela demora para ocorrer. Assim, temos a seguinte expressão:
Esta grandeza de quantidade pode ser: concentração, massa, pressão, volume, quantidade 
de matéria.
Em uma reação química queremos saber qual a rapidez com que os reagentes (R) são 
consumidos e os produtos (P) são formados. Dessa forma, para a reação genérica a seguir 
teremos as duas formas de calcular a velocidade:
R → P
Podemos calcular a velocidade da reação igualando as velocidades de consumo dos 
reagentes com a velocidade de formação dos produtos. Para isso, devemos considerar a 
estequiometria da reação na hora de registrar a velocidade.
De forma genérica:
aA + bB → cC + dD
Sendo, a, b, c e d os coeficientes estequiométricos, A e B os reagentes e C e D os produtos, 
temos a seguinte expressão para o cálculo da velocidade de reação:
b) Leis de velocidade e ordem de reação
Podemos escrever uma equação, na qual relacionamos a velocidade da reação dependendo 
apenas da(s) quantidade(s) do(s) reagente(s). Esta equação é chamada de lei de velocidade, 
a qual é determinada experimentalmente. Assim, para uma reação genérica:
R → P
Temos a lei de velocidade:
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Em que:
• V – é a velocidade inicial da reação, a qual também podemos chamar de velocidade 
instantânea – pois trata-se da velocidade no tempo 0;
• K é chamada de constante de velocidade da reação;
• [R] é a concentração do reagente;
• a é chamado de ordem de reação em relação a R.
Cada reação tem sua lei de velocidade e a constante de velocidade é característica. Ainda, 
algumas informações a respeito da constante de velocidade da reação (k):
• é obtida experimentalmente;
• depende apenas da temperatura;
• não depende da concentração dos reagentes.
Muitas reações têm leis de velocidade que dependem das concentrações de mais de um 
reagente. De maneira geral, podemos escrever, para a reação genérica:
aA + bB → cC + dD
A seguinte lei de velocidade:
Em que, m e n são os valores da ordem de reação para cada reagente e a soma deles é a 
ordem total da reação. Dessa forma, a velocidade da reação é afetada pela concentração de 
cada reagente. No caso da reação acima a ordem total de reação será m + n. Além disso, m 
e n podem ter valores inteiros, nulo e, até mesmo, ser um número fracionário.
c) Concentração e Tempo
Aluno(a), muitas vezes, em uma reação, queremos saber como a concentração de um 
reagente ou produto varia com o tempo. Dessa forma, com uma lei de velocidade integrada, 
é possível obter a concentração de reagentes ou produtos em qualquer instante após o início 
da reação. Assim, as leis de velocidade integrada para as ordens de reação mais comuns são:
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d) Tempo de meia-vida
Tempo de meia-vida (t1/2) de uma substância é o tempo necessário para que a sua con-
centração cair a metade do seu valor inicial.
• Para a reação de primeira ordem:
• Para a reação de segunda ordem:
e) Mecanismo de Reação
• Reações elementares: reações que ocorrem em uma única etapa.
• Mecanismo de reação – sequência de reações elementares que descrevem as modifica-
ções que acreditamos ocorrer à medida que os reagentes são convertidos em produtos. 
Trata-se de um modelo proposto.
• Molecularidade: número de moléculas (ou átomos ou íons) de reagentes envolvidos na 
reação. Pode ser de três tipos:
− Unimolecular: apenas um reagente envolvido.
− Bimolecular: dois reagentes envolvidos.
− Trimolecular: três reagentes envolvidos.
f) Lei de Velocidade das Reações Complementares
Intermediário da reação: composto que foi formado durante a reação, mas que não apa-
rece na reação final.
Etapa lenta de uma reação: etapa que determina a velocidade da reação.
g) Teoria das Colisões
Uma vez que não é possível visualizar átomos e suas formas de interação, os pesquisadores 
desenvolveram teorias para explicar como as reações químicas se desenvolvem. Segundo a 
teoria das colisões, as reações químicas dependem de algumas condições para ocorrerem.
• Condição I: devem ocorrer colisões entre moléculas ou átomos dos reagentes;
• Condição II: para que as colisões resultem em uma reação química, elas devem ser efetivas;
• Condição III: a reaçãosó irá ocorrer se duas moléculas ou átomos que colidirem tiverem 
energia igual ou maior que a energia mínima de reação (energia de ativação).
Energia de ativação: energia necessária para que as colisões entre as moléculas sejam 
efetivas. Em outras palavras, a energia necessária para formar o complexo ativado da rea-
ção. Quanto maior a energia de ativação, menor será a velocidade da reação, ou seja, mais 
demorada para ocorrer.
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Complexo ativado (estado de transição): estrutura intermediária entre os reagentes e 
produtos de uma reação. Neste estado de transição algumas ligações dos reagentes estão 
sendo quebradas enquanto novas ligações dos produtos estão sendo formadas.
h) Fatores que Afetam a Velocidade das Reações
Os pesquisadores podem controlar as reações, de tal forma que podem aumentar ou 
diminuir sua rapidez. Para isso, existem alguns fatores que podem ser alterados durante a 
reação, tais como:
• Temperatura
O aumento de temperatura, aumenta o grau de agitação das moléculas, o que aumenta 
o número de colisões com energia maior ou igual a energia de ativação. Logo, maior a velo-
cidade da reação.
Equação de Arrhenius:
Na qual:
• A é chamado fator pré-exponencial (relacionado a frequência com que as colisões entre 
as moléculas ocorrem).
• Ea é a energia de ativação (é a energia cinética mínima necessária para que as moléculas 
possam reagir).
• R é a constante universal dos gases.
A e Ea são conhecidas como parâmetros de Arrhenius da reação. Eles são determinados 
experimentalmente e são específicos de cada reação.
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• Estado físico dos reagentes
Quanto mais fácil for para as partículas se chocarem, mais rápido será a reação. Assim, se 
ambos os reagentes estão em uma mesma fase (meio homogêneo), maior será a velocidade 
de reação. Por exemplo, reagentes dissolvidos em meio aquoso. Entretanto, se os reagentes 
estiverem em fases diferentes (meio heterogêneo), menor a velocidade de reação pois menor 
é a frequência de colisões entre eles. Por exemplo, um reagente dissolvido em meio aquoso 
e outro no estado sólido.
• Concentração dos reagentes
Com o aumento da concentração dos reagentes, maior é o número de colisões entre as 
moléculas. Logo, maior a velocidade da reação.
• Pressão dos reagentes gasosos
Com o aumento da pressão parcial dos reagentes gasosos, maior é o número de colisões 
entre as moléculas. Logo, maior a velocidade da reação.
• Superfície de contato
Com o aumento da superfície de contato, maior é o número de colisões entre as moléculas. 
Logo, maior a velocidade da reação.
• Presença de catalisador
Catalisadores: substâncias que aumentam a velocidade da reação, uma vez que fornecem 
um caminho alternativo para que a reação ocorra, sendo a Ea menor do que a Ea do caminho 
original. Vale destacar, que ele não é consumido durante a reação.
Os catalisadores podem ser:
• Homogêneos: estão na mesma fase que os reagentes, formando um sistema monofásico 
(uma única fase).
• Heterogêneos: estão em fases diferentes dos reagentes, formando um sistema polifásico 
(mais de uma fase).
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maPa mENTaL
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QuESTÕES COmENTaDaS Em auLa
001. (CETREDE/PREFEITURA MUNICIPAL DE JUAZEIRO DO NORTE/CE/2019/ADAPTADA) 
O gás hidrogênio, na reação abaixo, é consumido a uma taxa de 18 mols a cada 4 minutos. 
Qual a velocidade de consumo do N2?
3H2 + N2 → 2NH3
a) 2,5 mol/min.
b) 2 mol/min.
c) 1,2 mol/min.
d) 1,5 mol/min.
e) 2,2 mol/min.
002. (UECE/2015) Manchete do jornal o Estado de S. Paulo em 23/4/2014, “Gás metano 
produzido por vacas é usado do para abastecer veículos”. Cientistas argentinos desenvolve-
ram tecnologia para aproveitar o gás metano gerado pelos bovinos, que tem efeito estufa na 
atmosfera do planeta.
Pesquisando o gás metano, um grupo de estudantes da Uece realizou, em laboratório, uma 
combustão e coletou os dados da tabela abaixo:
Tempo (min) [CH4] (mol/L) [CO2] (mol/L)
0 0,050 0
10 0,030 0,020
20 0,020 ?
Com os dados da tabela, a velocidade média da reação entre 0 e 20 minutos foi determinada 
com o valor:
a) 1,2 x 10-3 mol L-1 min-1
b) 0,8 x 10-3 mol L-1 min-1
c) 1,3 x 10-3 mol L-1 min-1
d) 1,5 x 10-3 mol L-1 min-1
003. (FEI-SP/2016) A combustão do butano corresponde a equação:
C4H10 + 13/2 O2 → 4 CO2 + 5 H2O + energia
Se a velocidade da reação for 0,05 mol de butano/minuto, qual a quantidade de matéria de CO2 
produzida em 1 hora?
a) 20 mol
b) 12 mol
c) 6 mol
d) 3 mol
e) 0,2 mol
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004. (UFSC/UFSC/QUÍMICO/2022) Um estudo cinético da reação 2A + 2B → produtos foi 
conduzido, produzindo os resultados mostrados na tabela abaixo.
Exp. [A] / mol L-1 [B] / mol L-1 V0 / mol L-1 s-1
1 0,50 0,50 18
2 0,25 1,00 72
3 0,50 1,50 162
4 1,00 0,50 18
Considerando tais resultados, assinale a alternativa que contém a lei de velocidade correta 
para a reação.
a) V = k[A][B]
b) V = k[A]2[B]
c) V = k[A]2[B]2
d) V = k[A]2
e) V = k[B]2
005. (FADESP/INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIAS E TECNOLOGIA DO PARÁ/2018) 
A velocidade é constante e não depende da concentração dos reagentes. Não existe uma relação 
direta entre os coeficientes e a ordem da reação. Essas são características cinéticas de reação de
a) ordem zero.
b) primeira ordem.
c) segunda ordem.
d) terceira ordem
e) ordem fracionada.
006. (CESGRANRIO/PETROBRAS/QUÍMICO DE PETRÓLEO JÚNIOR/2018) A equação 
química abaixo é da reação, que ocorre no estado gasoso, entre dois reagentes (R1 e R2) 
formando um produto único P.
R1(g) + R2(g) → P(g)
De um conjunto de experimentos foram coletados dados que foram organizados na seguinte Tabela:
Considerando os resultados dos experimentos, a expressão da velocidade (v) dessa reação é
a) v = k [R1]
2
b) v = k [R1]
c) v = k [R1] [R2]
d) v = k [R1]
2 [R2]
e) v = k [R2]
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007. (IBFC/PREFEITURA MUNICIPAL DE CRUZEIRO DO SUL/AC/2019) Analise o estudo da 
cinética da reação A + B → C mostrado na tabela abaixo.
Assinale a alternativa que apresenta correta e respectivamente a lei de velocidade e o valor 
numérico da constante de velocidade.
a) v = k[A]2[B]3 e k = 7,2 x 10-3
b) v = k[A]2[B] e k = 8,0 x 10-3
c) v = k[A][B]2 e k = 8,0 x 10-3
d) v = k[A]3[B]2 e k = 7,2 x 10-3
008. (CESPE/PERITO CRIMINAL/QUÍMICA/POLÍCIA CIENTÍFICA/PE/2016) Ainda em relação 
à reação elementar 2A(g) → produto, assinale a opção cujo gráfico representa o comporta-
mento da concentração da espécie reagente A em função do tempo.
a) 
b) 
c) 
d) 
e) 
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009. (FGV/SEE-PE/PROFESSOR DE QUÍMICA/2016) A cinética da reação de brometo de 
benzila com benzilamina foi estudada por Ravi e colaboradores. Os autores verificaram que a 
reação é de primeira ordem com respeito a cada reagente. A reação é esquematizada a seguir:
Em um experimento conduzido a 298 K, com excesso de benzilamina, o perfil de decaimento 
do brometo de benzila foi registrado, sendo apresentado na figura a seguir.
Nessas condições, o tempo (em minutos) em que a concentração de brometo de benzila terá 
sido reduzida à 1/8 da concentração inicial é de
a) 5 minutos.
b) 25 minutos.
c) 50 minutos.
d) 75 minutos.
e) 100 minutos.
010. (AOCP/INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO CIÊNCIA E TECNOLOGIA DA BAHIA/2016) 
A meia-vida t1/2 de uma substância é o tempo necessário para que sua concentração diminua pela 
metade do valor inicial. Considerando as reações de primeira ordem, assinale a alternativa correta.
a) O aumento da concentração de determinado reagente faz com que o tempo de meia-vi-
da aumente.
b) A meia-vida de uma reação de primeira ordem é diretamente proporcional à constante de 
velocidade
c) Considerando que A é o reagente para uma dada reação de primeira ordem, em qualquer es-
tágio da reação, a concentração que permanecerá após n meias-vidas corresponde a (1/2)n[A].
d) A meia-vida de uma reação de primeira ordem depende da concentração inicial do reagente.
e) A meia-vida de uma reação de primeira ordem independe da constante de velocidade.
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011. (CEV UECE/SECRETARIA DE ESTADO DE EDUCAÇÃO DO CEARÁ/2018) O monóxido de 
nitrogênio, quando liberados pelos automóveis na baixa atmosfera, rapidamente se transforma 
em dióxido de nitrogênio, que em seguida, irá colaborar na formação do ozônio troposférico, 
um poluente. Um estudo dessa reação no laboratório revelou que, para que ela se tornasse 
quatro vezes mais rápida, poderia ser feita a seguinte alteração: manter fixa a concentração 
de O2 e duplicar a de NO.
Considerando o enunciado acima, atente para as seguintes afirmações:
I – A lei da velocidade dessa reação pode ser dada por: v = k[NO]²[O2].
II – Essa deve ser uma reação elementar, ou seja, realizada em apenas uma etapa.
Sobre essas afirmações, é correto diz que
a) I e falsa e II é verdadeira.
b) ambas são falsas.
c) I é verdadeira e II é falsa.
d) ambas são verdadeiras.
012. (COTEC/PREFEITURA MUNICIPAL DE LASSANCE/MG/2015) O curso de uma reação 
química e a energia envolvida se encontram representados a seguir:
A energia de ativação está CORRETAMENTE representada por
a) III.
b) II.
c) IV.
d) V.
e) I.
013. (UTFPR/UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ/2018) Os antiácidos 
efervescentes contêm em sua formulação o ácido cítrico (H3C6H5O7) e o bicarbonato de só-
dio (NaHCO3), os quais, à medida que o comprimido se dissolve em água, reagem entre si, 
segundo a equação:
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A liberação de gás carbônico explica a efervescência observada quando se dissolve um destes 
antiácidos. Com base nessas informações, é correto afirmar que:
a) a efervescência será mais intensa, se houver pedras de gelo na água.
b) um comprimido triturado de antiácido se dissolverá mais lentamente do que um comprimi-
do inteiro.
c) a efervescência será menos intensa, se a água estiver quente.
d) a temperatura tem papel essencial na velocidade de dissolução do comprimido.
e) os componentes do antiácido no estado sólido reagem mais rapidamente do que em solu-
ção aquosa.
014. (CESPE/POLÍCIA FEDERAL/2021) Uma das técnicas mais utilizadas para a coleta de 
impressões digitais faz uso de pós. A interação dos pós com os componentes da impressão 
digital se dá, normalmente, por interação de Van der Waals. É comum utilizar óxido de ferro 
na formulação (III) – Fe2O3– desses pós. A revelação da impressão feita com Fe2O3 pode ser 
destruída pela presença de ácido, por causa da seguinte reação.
Fe2O3(s) + xH
+
(aq) ⇋ yFe³+(aq) + zH2O(l)
Com base nessas informações, julgue o seguinte item.
Na reação do Fe2O3 apresentada, o ácido é o catalisador.
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QuESTÕES DE CONCuRSO
(QUADRIX/SEDF/PROFESSOR DE EDUCAÇÃO BÁSICA/ÁREA QUÍMICA/2022) Com relação 
ao histórico e à construção da tabela periódica, à cinética e ao equilíbrio químico, julgue os 
itens a seguir.
015. As velocidades de reação independem do mecanismo da reação, pois independem do 
número de espécies colidindo. A expressão da constante de equilíbrio depende apenas da 
estequiometria, que descreve a relação entre as concentrações de reagentes e produtos 
quando o sistema atinge o estado de equilíbrio químico.
016. A velocidade de uma reação química é proporcional às concentrações molares dos 
reagentes, sendo afetada por fatores como temperatura e presença de catalisadores. Para 
que uma reação ocorra, são necessárias colisões eficazes, ou seja, colisões com orientação 
correta e energia suficiente.
017. (SELECON/AMAZUL/ENGENHEIRO QUÍMICO/2022) A reação de decomposição do 
N2O5 é representada pela seguinte equação química:
2 N2O5 (g) → 4 NO2 (g) + O2 (g)
Essa reação apresenta cinética de primeira ordem e constante de velocidade de 6,9 x 10-3 s-1. 
Nessa reação, o intervalo de tempo, em segundos, para que a concentração de N2O5 se reduza 
à metade corresponde a:
Dado: ln(2) = 0,69
a) 10-4
b) 10-2
c) 102
d) 104
018. (IESES/PREFEITURA DE GASPAR/ANALISTA AMBIENTAL/ÁREA: ENGENHARIA QUÍ-
MICA/2022) Analise a tabela abaixo:
Reação [A]mol.L-1
[B]
mol.L-1
Velocidade
mol. L-1.h-1
1 1.10-3 1.10-3 1.10-3
2 2.10-3 1.10-3 4.10-3
3 2.10-3 2.10-3 8.10-3
Pode-se dizer que a lei da velocidade é descrita como
a) v = k.[A]2 + [B]
b) v = k.[A] + [B]2
c) v = k.[A] + [B]2
d) v = k.[A]2.[B]
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019. (CEPS UFPA/UFPA/QUÍMICO/2022) A constante de velocidade para a reação de de-
composição A → B é k = 0,5 h–1, sendo a concentração inicial do reagente [A]0 = 1,0 mol L–1. 
Portanto, nessas condições, o grau de conversão do reagente A, expresso em porcentagem, 
decorridos 60 min de reação, considerando-se que a reação seja de primeira ordem, será de
Dado: Adote: e–0,5 = 0,61
[A] = [A]0.e
-k.t
a) 61.
b) 50.
c) 39.
d) 25.
e) 17.
020. (INSTITUTO CONSULPLAN/SEED PR/PROFESSOR DE QUÍMICA/2022) Considere a 
reação A(aq) + B(aq) → C(aq) e os dados empíricos das velocidades iniciais medidas para 
várias concentrações iniciais diferentes dos reagentes.
Número do
experimento [A] mol.L
-1 [B] mol.L-1 Velocidade mol.L-1.s-1
1 0,10 0,10 0,4
2 0,10 0,20 0,4
3 0,20 0,10 1,6
A velocidade da reação (em mol. L-1.s-1) quando [A] = 0,30 mol. L-1 e [B] for 0,10 mol. L-1 será de:
a) 0,4
b) 1,2
c) 2,4
d) 3,6
021. (INSTITUTO CONSULPLAN/SEED PR/PROFESSOR DE QUÍMICA/2022) Considere a 
reação hipotética 3A + 2B → C + D, a qual ocorre segundo as etapas reacionais a seguir:
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A lei de velocidade para a reação global será:
a) Bimolecular; expressa por V = k3[A][F].
b) Termolecular; descrita como V = k[A]3[B]2.
c) Unimolecular; determinada por V = k3[G].
d) Bimolecular; determinada por V = k4[C][D].
022. (CESPE/FUB/QUÍMICO/2022) Julgue os itens a seguir, referentes à cinética química, 
às leis de velocidade e à equação de Arrhenius.
O modelo de Arrhenius considera que a energia de ativação, a temperatura e a constante uni-
versal dos gases perfeitos são os únicos parâmetros que influenciam a constante cinética de 
uma reação.
023. (IFPA/IFPA/PROFESSOR DO ENSINO BÁSICO, TÉCNICO E TECNOLÓGICO/ÁREA: 
QUÍMICA/2022) Para a reação:
NO (g) + 1/2 O2 (g) → NO2 (g)
foram realizadas 3 séries de experimentos com o objetivo de determinar a velocidade inicial de 
reação. Os resultados são apresentados na tabela abaixo:
Experimento [NO]mol.L-1
[O2]
mol.L-1
Velocidade Inicial
(mol.L-1s-1)
Const. Velocid.
(k)
1 5,1 x 10-4 0,35 x 10-4 3,4 x 10-8 ?
2 5,1 x 10-4 0,7 x 10-4 6,8 x 10-8 ?
3 1,02 x 10-3 0,35 x 10-4 6,8 x 10-8 ?
A lei de velocidade da reação e a constante de velocidade serão?
a) Velocidade = k[NO]. [O2]; k= 1,9 L. mol–1.s–1
b) Velocidade = k[NO]. [O2]1/2 ; k= 1,13×10–8 L. mol–1.s–1
c) Velocidade = k[NO]2. [O2]1/2, k = 0,022×10–5 L. mol–1.s–1
d) Velocidade = k[NO]2. [O+]2, k= 7,6 L3 . mol–3.s–3
e) Velocidade = k[NO]1/2. [O2], k= 1,25×10
–2 L. mol–1.s–1
024. (UFV/UFV/TÉCNICO DE LABORATÓRIO/ÁREA: QUÍMICA/2022) O processo de decom-
posição da água oxigenada pode ser acelerado pela exposição do produto à luz, ao calor, ou 
pela mistura de íons iodeto, que funciona como catalisador. Os íons iodeto reagem com a 
água oxigenada, de acordo com as etapas (I) e (II) a seguir:
(I) H2O2 (aq) + I- (aq) → H2O (aq) + IO- (aq)
(II) H2O2 (aq) + IO- (aq) → H2O(aq) + O2(g) + I- (aq)
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Considerando as informações apresentadas e sabendo que a reação (I) é a etapa lenta desse 
processo, pode-se concluir que a lei de velocidade relativa ao mecanismo descrito anteriormente 
será regida por:
a) v = k. [H2O2]. [I
-]
b) v = k. [H2O]. [OI
-]
c) v = k. [H2O2]. [OI
-]
d) v = k. [H2O]. [O2]. [I
-]
025. (CESPE/FUB/QUÍMICO/2022) Julgue os itens a seguir, referentes à cinética química, 
às leis de velocidade e à equação de Arrhenius.
Define-se energia de ativação como a barreira energética que tem de ser suplantada pelos rea-
gentes para iniciar-se uma reação, a qual será mais rápida quanto maior for a energia de ativação.
026. (CESPE/PC PB/PERITO OFICIAL QUÍMICO LEGAL/ÁREA: QUÍMICA/2022) A cinética de 
decomposição do brometo de nitrosila em óxido nítrico e bromo, conforme equação química 
mostrada a seguir, pode ser expressa pela lei de velocidade d[NOBr]/dt = −k . [NOBr]2 , em que 
[NOBr] representa a concentração de brometo de nitrosila em mol/L; t, o tempo de reação em 
segundos; e k, a constante cinética do processo.
2 NOBr (g) → 2 NO (g) + Br2 (g)
Sob condições experimentais, em que a constante cinética da reação em apreço vale 2 L. mol−1. 
s−1, assinale a opção que corresponde ao tempo de meia vida do processo quando se parte de uma 
concentração de 0,1 mol/L de brometo de nitrosila.
a) 5 s
b) 2,5 × 10−2 s
c) 5 × 10−2 s
d) 2 × 10−1 s
e) 1 s
027. (IFPA/IFPA/PROFESSOR DO ENSINO BÁSICO, TÉCNICO E TECNOLÓGICO/ÁREA: QUÍ-
MICA/2022) A administração de um fármaco por injeção intravenosa rápida coloca o fármaco 
no sangue onde sua concentração começa a cair imediatamente, sendo assim, não passa pelo 
processo de absorção. Quando se trata de um comprimido, ele passa pela fase farmacociné-
tica, que envolve absorção, distribuição, metabolismo e excreção. Para o desenvolvimento 
de um fármaco, é necessário observar seu tempo de meia vida e sua taxa de eliminação no 
corpo, que deve ser suficiente para o fármaco ser efetivo e garantir que ele não se acumule 
no organismo. A farmacocinética da aspirina tem sido estudada e os resultados indicam que, 
após sua administração oral ela é rápida e completamente absorvida pelo trato gastrintestinal, 
seguindo uma cinética de primeira ordem, e sua constante de velocidade à temperatura do 
corpo é de 4,33 x 10-2 min-1. Visando a obtenção de um efeito anti-inflamatório, analgésico e 
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baixar a temperatura corporal de um paciente, foi administrada uma dose de 0,045 mg.mL-1 
de aspirina. Com base nas informações do texto, analise as alternativas abaixo e marque a 
correta com relação às características farmacocinéticas da aspirina:
Dados: k =t1/2 0,693 ; ln 0,045 = - 3,10; ln 0,3 = -1,20
a) O tempo de meia vida da aspirina será de 16h.
b) O tempo de meia vida da aspira depende da concentração inicial administrada.
c) Se a cinética fosse de 2ª ordem o tempo de meia vida da reação seria independente da con-
centração inicial da aspirina administrada no paciente
d) O tempo necessário para que tenha sido metabolizado 70% da aspirina é de aproximada-
mente 28 min.
e) Após n meias vidas a concentração de aspirina será [aspirina]0/2n-1
028. (INSTITUTO CONSULPLAN/SEED PR/PROFESSOR DE QUÍMICA/2021) Considere que 
o estudo cinético da reação entre X(g) e Y(g) foi realizado em um sistema fechado, manten-
do-se constante os valores de volume e temperatura. Os resultados obtidos no experimento 
estão representados na tabela a seguir:
[X] (mol L–1) [Y] (mol L–1) Velocidade (mol L–1 h–1)
1 x 10–3 1 x 10–3 5 x 10–5
1 x 10–3 2 x 10–3 10 x 10–5
2 x 10–3 2 x 10–340 x 10–5
A partir dos resultados obtidos, assinale, a seguir, a Lei da Velocidade (v) para a reação X(g) + 
Y(g) → XY(g).
a) v = k [X]2
b) v = k [X] [Y]
c) v = k [Y] [Y]2
d) v = k [X]2 [Y]
029. (INSTITUTO CONSULPLAN/SEED PR/PROFESSOR DE QUÍMICA/2021) A equação 
química a seguir representa uma reação elementar:
A(g) + B(g) → AB(g)
Considere que ela ocorre em um sistema fechado sob temperatura controlada. Assim, é INCOR-
RETO afirmar que:
a) Aumentando-se o volume do sistema, a velocidade aumentará.
b) A variação da temperatura do sistema afeta a velocidade da reação.
c) A expressão da lei de velocidade para essa reação é: v = k. [A]. [B].
d) Dobrando-se a concentração de A e diminuindo pela metade a concentração de B, a veloci-
dade da reação não irá se alterar.
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030. (CESPE/POLÍCIA FEDERAL/2021) Uma das técnicas mais utilizadas para a coleta de 
impressões digitais faz uso de pós. A interação dos pós com os componentes da impressão 
digital se dá, normalmente, por interação de Van der Waals. É comum utilizar óxido de ferro 
na formulação (III) – Fe2O3– desses pós. A revelação da impressão feita com Fe2O3 pode ser 
destruída pela presença de ácido, por causa da seguinte reação.
Fe2O3(s) + xH
+
(aq) ⇋ yFe³+(aq) + zH2O(l)
Com base nessas informações, julgue o seguinte item.
Na reação do Fe2O3 apresentada, o ácido é o catalisador.
031. (CESPE/SEED-PR/PROFESSOR DE QUÍMICA/2021) O gás NO reage com o gás O3 con-
forme a seguinte equação.
NO(g) + O3(g) ⇌ NO2(g) + O2(g)
Estudos mostraram que, quando esses dois gases são colocados em um mesmo recipiente a 
25 °C e 1 atm, cada molécula colide, em média, cerca de um bilhão de vezes por segundo com 
outras moléculas. Se todas essas colisões resultassem em formação de produto, a reação 
aconteceria em uma fração de segundo. Porém, não é isso que se observa empiricamente, 
sendo a reação muitíssimo mais lenta.
Nesse caso, para que a reação aconteça, a simples colisão entre as moléculas não é suficiente; 
é necessário, também, que
a) um catalisador seja adicionado ao meio reacional.
b) a colisão seja elástica e a massa de cada produto seja igual à massa de cada um dos reagentes.
c) as moléculas colidam com energia potencial superior à energia de ativação.
d) as moléculas colidam entre si com geometria favorável à formação do complexo ativado e 
com energia cinética suficiente.
e) a energia de ativação da reação seja diminuída.
032. (CESPE/SEED-PR/PROFESSOR DE QUÍMICA/2021) Alguns povos indígenas da Ama-
zônia utilizam a casca da quina (Coutarea hexandra) para extrair quinina, uma substância que 
eles utilizam para tratar febre. Atualmente, a quinina é utilizada no tratamento da malária e de 
arritmias cardíacas, além de ser o flavorizante da água tônica. Os estudos sobre a cinética de 
degradação da quinina por ácido estabeleceram que a lei de velocidade dessa reação é dada 
por v = k [quinina][ácido]2 , em que v é a velocidade da reação e k é a constante de velocidade. 
Nesses estudos, quando 1,0 × 10-4 mol/L de quinina foram misturados com 5,0 × 10-3 mol/L 
de ácido, a velocidade da reação medida foi de 2,4 × 10-3 mol·L-1·s-1.
Com base nessas informações, é correto afirmar que, se as concentrações iniciais de quinina 
e de ácido forem, respectivamente, de 0,250 mol/L e 0,160 mol/L, então a velocidade inicial da 
reação será igual a
a) 6,14 × 103 mol.L−1.s−1.
b) 192 mol.L−1.s−1.
c) 30,72 mol.L−1.s−1.
d) 3,84 × 104 mol.L−1.s−1.
e) 9,60 × 105 mol.L−1.s−1.
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033. (CESPE/SEED-PR/PROFESSOR DE QUÍMICA/2021) As substâncias A, B e C reagem 
entre si, produzindo as substâncias D e E. A velocidade inicial dessa reação foi medida para 
várias concentrações iniciais de A, B e C, à temperatura constante, e os resultados obtidos 
são os mostrados na seguinte tabela.
Com relação à situação hipotética precedente, assumindo-se v como a velocidade da reação e k 
como a constante de velocidade, é correto afirmar que a lei de velocidade dessa reação é dada por
a) v = k[A][B][C].
b) v = k[A][B]²[C].
c) v = k[A][B][C]².
d) v = k[A]²[B][C]².
e) v = k[A]²[B][C].
(CESPE/SEDUC-AL/PROFESSOR DE QUÍMICA/2021) O policloreto de vinila (PVC) é um polímero 
com ampla gama de aplicações, desde a construção civil até a medicina. O monômero do PVC 
é o cloreto de vinila (cloroeteno) — C2H3Cl. A cloração direta do eteno seguida da pirólise é um 
dos principais mecanismos para a obtenção do monômero, de acordo com as seguintes etapas.
Com relação à cinética de obtenção do cloreto de vinila descrita no texto, julgue os itens seguintes.
034. A temperatura alta na reação I aumenta o número de choques entre as moléculas dos rea-
gentes, fato que, por si só, já garante a ocorrência dessa reação, segundo a teoria das colisões.
035. As molecularidades das reações I e II são iguais.
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036. A energia do complexo ativado da reação II é maior que a energia do reagente.
037. A temperatura é o catalisador da reação II.
038. No mecanismo apresentado, o composto DCE é um intermediário.
039. A velocidade v da reação I é corretamente expressa pela seguinte equação, em que [E] 
representa a concentração de eteno e t, a variável tempo.
040. (FGV/PREFEITURA DE PAULÍNIA/PROFESSOR/ÁREA: QUÍMICA/2021) Os parâmetros 
cinéticos de uma reação química são de fundamental importância para a previsão da velocidade 
com que as transformações ocorrem. Sob condições específicas de temperatura e pressão, 
foram obtidos os dados apresentados na tabela a seguir para a seguinte transformação:
2ICℓ(g) + H2(g) → I2(g) + HCℓ(g)
Concentração inicial (mol.L-1)
Experimento [ICℓ]0 [H2]0 Velocidade inicial (mol.L-1.s-1)
1 1,5 1,5 3,7 x 10-7
2 3,0 1,5 7,4 x 10-7
3 3,0 4,5 2,2 x 10-6
Sob as mesmas condições reacionais, é possível prever que quando as concentrações iniciais 
de ICℓ e H2 forem, respectivamente, 5,0 e 1,2 mol.L-1, a velocidade inicial da reação, em mol.L-
-1.s-1, será igual a
a) 1,6 x 10-7
b) 3,0 x 10-6
c) 5,4 x 10-6
d) 9,6 x 10-7
e) 6,5 x 10-6
041. (ESPCEX/CADETE DO EXÉRCITO/2021) Considere a equação da reação hipotética:
X + Y + Z → W + T + Q
São conhecidos os seguintes resultados do estudo cinético desta reação, obtidos nas mesmas 
condições experimentais:
Experimento [X] inicial [Y] inicial [Z] inicial Velocidade (mol L-1 S-1)
1 0,01 0,01 0,01 1,2 x 10-2
2 0,02 0,01 0,01 2,4 x 10-2
3 0,02 0,03 0,01 7,2 x 10-2
4 0,01 0,01 0,02 4,8 x 10-2
Considere [ ] = concentração mol L-1.
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A partir das observações experimentais, conclui-se que a equação da velocidade para a reação é
a) v = k [X] [Y] [Z]
b) v = k [X] [Y] [Z]6
c) v = k [X] [Y] [Z]2
d) v = k [X] [Y]3 [Z]2
e) v = k [X]2 [Y]6 [Z]6
042. (SELECON/IFRJ/QUÍMICO/2022) Para a reação x + Y → z,foram realizados três expe-
rimentos conforme a tabela abaixo:
Experimento [X] mol/L [Y] mol/L Velocidade de reação mol/(L.min)
I 0,2 0,3 4,0x10-2
II 0,4 0,6 16,0x10-2
III 0,2 0,6 8,0x10-2
Em relação à reação acima, pode-se afirmar que a velocidade de formação de Z quando as 
concentrações de X e Y forem ambas 0,4 M é:
a) 0,050 mol/(L.min)
b) 0,105 mol/(L.min)
c) 0,150 mol/(L.min)
d) 0,200 mol/(L.min)
043. (IBFC/PREFEITURA MUNICIPAL DE CRUZEIRO DO SUL/AC/2019) As velocidades rela-
tivas de reação das espécies envolvidas em uma reação química podem ser obtidas através 
dos seus coeficientes estequiométricos. Sendo assim, considere a reação abaixo.
2NO + 02 ↔ 2NO2
Se o NO2 está sendo formado em uma velocidade igual a 4 mol/m³.s, assinale a alternativa que 
corretamente apresenta os valores das velocidades de desaparecimento dos reagentes NO e 
O2, respectivamente.
a) 4 mol/m³.s e 2 mol/m³.s
b) -4 mol/m³.s e -2 mol/m³.s
c) 2 mol/m³.s e 4 mol/m³.s
d) -2 mol/m³.s e -4 mol/m³.s
044. (INSTITUTO AOCP/UNIVERSIDADE ESTADUAL DE FEIRA DE SANTANA/BA/2018) 
Sobre os fatores que alteram a velocidade de uma reação, assinale a alternativa correta.
a) Quanto maior a concentração dos reagentes, menor a velocidade da reação.
b) Inibidores facilitam a formação do complexo ativado.
c) Um aumento de temperatura causa uma diminuição da energia de ativação.
d) Um catalisador causa um aumento na energia de ativação.
e) Quanto menor a superfície de contato, maior a velocidade da reação.
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045. (UFJF/TÉCNICO DE LABORATÓRIO/QUÍMICA/2017) Um automóvel movido a gasolina 
pode apresentar a seguinte reação de combustão não balanceada:
C8H18(l) + O2(g) → CO2(g) + H2O(v)
Considere que após uma hora e meia de reação foram produzidos 72 mols de CO2. Dessa forma, 
a velocidade de reação, expressa em número de mols de gasolina consumida por minuto, é de:
a) 6,0
b) 9,0
c) 0,050
d) 0,80
e) 0,10
046. (IDECAN/INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO CIÊNCIA E TECNOLOGIA DA PARAÍ-
BA/2019) O conhecimento da velocidade das reações químicas é de extrema importância para 
a produção industrial de uma série de produtos. Sobre o item, assinale a alternativa correta.
a) A velocidade de uma reação química geralmente cresce com o aumento da temperatura.
b) A velocidade de uma reação química sempre independe da concentração dos reagentes.
c) A velocidade de uma reação química independe da orientação apropriada das moléculas na 
hora do choque.
d) No caso dos sólidos, quanto menor a superfície de contato, maior será a velocidade da rea-
ção química.
e) Os catalisadores homogêneos geralmente são sólidos em contato com reagentes gasosos 
ou líquidos.
047. (NC UFPR/UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARANÁ/2018) Muitos dos estudos sobre as 
reações químicas dizem respeito à rapidez com que elas ocorrem. As velocidades de reação 
variam desde aquelas que ocorrem em frações de segundos até aquelas que levam milhões 
de anos para acontecer. Com base nisso, considere os dados de cinética química para a 
reação abaixo:
A partir dessas informações, considere as seguintes afirmativas:
1. A reação é de primeira ordem em relação ao reagente A, e também de primeira ordem em 
relação ao reagente B.
2. A lei de velocidade da reação, baseada na estequiometria da reação, é velocidade = k [A][B]3, 
e a ordem global da reação é 4.
3. A lei de velocidade da reação, baseada nos dados experimentais, é velocidade = k [A][B], e a 
ordem global da reação é 2.
4. O valor de k para o experimento 2 é 36,79 L mol-1 s-1.
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Assinale a alternativa correta.
a) Somente a afirmativa 2 é verdadeira.
b) Somente as afirmativas 1 e 4 são verdadeiras.
c) Somente as afirmativas 2 e 3 são verdadeiras.
d) Somente as afirmativas 1, 3 e 4 são verdadeiras.
e) As afirmativas 1, 2, 3 e 4 são verdadeiras.
048. (IFMT/INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DE MATO 
GROSSO/2018) A respeito da cinética envolvendo reações químicas assinale a alternativa 
INCORRETA:
a) Um catalisador acelera uma reação química ao fornecer um mecanismo de reação diferente, 
com diminuição da energia de ativação.
b) Considerando que a reação H2(g) + I2(g) → 2 Hl(g) ocorre em apenas uma etapa, pode-se afirmar 
que a lei da velocidade que define essa reação é: V = K. [H2(g)]. [l2(g)] / [Hl(g)]².
c) A energia de ativação, Eₐ, é a energia cinética mínima necessária para que uma colisão 
leve à reação.
d) Temperatura, pressão e concentração dos reagentes são fatores que podem afetar a veloci-
dade de uma reação.
e) A velocidade média de uma reação é definida como a variação da concentração molar de um 
reagente durante um intervalo de tempo.
049. (NUCEPE/POLÍCIA CIVIL DO ESTADO DO PIAUÍ/2018) A concentração inicial do prin-
cípio ativo de um fármaco é 4,0.10-3 g/mL. Após 10,0 meses estocado, esta concentração foi 
reduzida para 2,0.10-3 g/mL, em virtude da decomposição do composto ativo. Considerando 
que o fármaco se torna ineficaz, quando 20% do princípio ativo são decompostos e que isto 
ocorre por um mecanismo de primeira ordem, assinale a alternativa que apresenta o período 
de tempo a partir do qual o fármaco torna-se ineficaz.
a) 6,3 meses.
b) 5,4 meses.
c) 2,5 meses.
d) 3,2 meses.
e) 2,0 meses.
(CESPE/SEDUC AL/PROFESSOR DE QUÍMICA/2018) Os alquenos são matéria-prima de grande 
importância na indústria porque podem ser facilmente transformados em uma vasta gama de 
compostos químicos. Exemplos típicos são as reações de hidratação e de polimerização cata-
lisadas por ácido. Com relação às reações de alquenos, julgue os itens subsequentes.
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050. Se a reação de desidratação de um alqueno ocorre de acordo com uma cinética de 
pseudoprimeira ordem, então o gráfico da concentração do alqueno em função do tempo terá 
aspecto conforme indicado no gráfico a seguir.
051. O efeito da adição do catalisador ácido é o de reduzir a energia de ativação da reação e, 
com isso, aumentar a fração de colisões efetivas.
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GaBaRiTO
1. d
2. d
3. b
4. e
5. a
6. a
7. c
8. e
9. d
10. c
11. c
12. a
13. d
14. E
15. E
16. E
17. c
18. d
19. c
20. d
21. a
22. E
23. a
24. a
25. E
26. a
27. d
28. d
29. a
30.E
31. d
32. a
33. e
34. E
35. E
36. C
37. E
38. C
39. E
40. d
41. c
42. b
43. a
44. c
45. e
46. a
47. d
48. b
49. d
50. E
51. C
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GaBaRiTO COmENTaDO
(QUADRIX/SEDF/PROFESSOR DE EDUCAÇÃO BÁSICA/ÁREA QUÍMICA/2022) Com relação 
ao histórico e à construção da tabela periódica, à cinética e ao equilíbrio químico, julgue os 
itens a seguir.
015. As velocidades de reação independem do mecanismo da reação, pois independem do 
número de espécies colidindo. A expressão da constante de equilíbrio depende apenas da 
estequiometria, que descreve a relação entre as concentrações de reagentes e produtos 
quando o sistema atinge o estado de equilíbrio químico.
Errado, segundo a teoria das colisões dependem sim do número de espécies colidindo.
Segundo a teoria das colisões, as reações químicas dependem de algumas condições para 
ocorrerem.
Condição I: devem ocorrer colisões entre moléculas ou átomos dos reagentes;
Condição II: para que as colisões resultem em uma reação química, elas devem ser efetivas;
Condição III: a reação só irá ocorrer se duas moléculas ou átomos que colidirem tiverem energia 
igual ou maior que a energia mínima de reação (energia de ativação).
Energia de ativação: energia necessária para que as colisões entre as moléculas sejam efetivas. 
Em outras palavras, a energia necessária para formar o complexo ativado da reação. Quanto 
maior a energia de ativação, menor será a velocidade da reação.
Errado.
016. A velocidade de uma reação química é proporcional às concentrações molares dos 
reagentes, sendo afetada por fatores como temperatura e presença de catalisadores. Para 
que uma reação ocorra, são necessárias colisões eficazes, ou seja, colisões com orientação 
correta e energia suficiente.
Certa, segundo a teoria das colisões, as reações químicas dependem de algumas condições 
para ocorrerem.
Condição I: devem ocorrer colisões entre moléculas ou átomos dos reagentes;
Condição II: para que as colisões resultem em uma reação química, elas devem ser efetivas;
Condição III: a reação só irá ocorrer se duas moléculas ou átomos que colidirem tiverem energia 
igual ou maior que a energia mínima de reação (energia de ativação).
Além disso, são fatores que podem alterar a velocidade de uma reação: temperatura, estado 
físico dos reagentes, concentração dos reagentes, pressão dos reagentes gasosos, superfície 
de contato e presença de catalisador.
Errado.
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017. (SELECON/AMAZUL/ENGENHEIRO QUÍMICO/2022) A reação de decomposição do 
N2O5 é representada pela seguinte equação química:
2 N2O5 (g) → 4 NO2 (g) + O2 (g)
Essa reação apresenta cinética de primeira ordem e constante de velocidade de 6,9 x 10-3 s-1. 
Nessa reação, o intervalo de tempo, em segundos, para que a concentração de N2O5 se reduza 
à metade corresponde a:
Dado: ln(2) = 0,69
a) 10-4
b) 10-2
c) 102
d) 104
Lembre-se de que o tempo de meia-vida (t1/2) de uma substância é o tempo necessário para 
que a sua concentração cair a metade do seu valor inicial.
Assim, vamos utilizar a fórmula do tempo de meia-vida para uma reação de primeira ordem:
Letra c.
018. (IESES/PREFEITURA DE GASPAR/ANALISTA AMBIENTAL/ÁREA: ENGENHARIA QUÍ-
MICA/2022) Analise a tabela abaixo:
Reação [A]mol.L-1
[B]
mol.L-1
Velocidade
mol. L-1.h-1
1 1.10-3 1.10-3 1.10-3
2 2.10-3 1.10-3 4.10-3
3 2.10-3 2.10-3 8.10-3
Pode-se dizer que a lei da velocidade é descrita como
a) v = k.[A]2 + [B]
b) v = k.[A] + [B]2
c) v = k.[A] + [B]2
d) v = k.[A]2.[B]
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Para esta questão não é necessário fazer cálculos, uma vez que para expressar a lei de veloci-
dade multiplica-se a concentração dos reagentes e, jamais, soma-se elas.
Mas só para entender a ordem de reação dos reagentes, vamos analisar. Compararemos os 
experimentos 1 e 2:
A concentração do reagente B se mantém 0,001 mol/L e a concentração de A do experimento 1 
para o 2, dobra. Como consequência, observe que a velocidade multiplica por 4. Portanto, para 
o reagente A, a ordem de reação é dois.
Agora, vamos comparar os experimentos 2 e 3:
A concentração do reagente A se mantém 0,002 mol/L e a concentração de B do experimento 
2 para o 3, duplica. Como consequência, a velocidade também duplica. Logo, para o reagente 
b, a ordem de reação é um.
Concluísse que a V é expressa por: V = k[A]2[B].
Letra d.
019. (CEPS UFPA/UFPA/QUÍMICO/2022) A constante de velocidade para a reação de de-
composição A → B é k = 0,5 h–1, sendo a concentração inicial do reagente [A]0 = 1,0 mol L–1. 
Portanto, nessas condições, o grau de conversão do reagente A, expresso em porcentagem, 
decorridos 60 min de reação, considerando-se que a reação seja de primeira ordem, será de
Dado: Adote: e–0,5 = 0,61
[A] = [A]0.e
-k.t
a) 61.
b) 50.
c) 39.
d) 25.
e) 17.
Vamos substituir os dados fornecidos na equação proposta. Lembrando que 60 min tem que 
ser convertido em hora, para estar na mesma unidade que o k:
[A] = [A]0.e
-k.t
[A] = 1.e-0,5.1
[A] = 0,61
Então, após 1h, a concentração final do reagente A é 61 %, portanto, tem-se que 39 % dele foi 
convertido no produto.
Letra c.
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020. (INSTITUTO CONSULPLAN/SEED PR/PROFESSOR DE QUÍMICA/2022) Considere a 
reação A(aq) + B(aq) → C(aq) e os dados empíricos das velocidades iniciais medidas para 
várias concentrações iniciais diferentes dos reagentes.
Número do
experimento [A] mol.L
-1 [B] mol.L-1 Velocidade mol.L-1.s-1
1 0,10 0,10 0,4
2 0,10 0,20 0,4
3 0,20 0,10 1,6
A velocidade da reação (em mol. L-1.s-1) quando [A] = 0,30 mol. L-1 e [B] for 0,10 mol. L-1 será de:
a) 0,4
b) 1,2
c) 2,4
d) 3,6
Temos a seguinte fórmula genérica para calcular a velocidade desta reação:
Para cada experimento, substituímos os valores de concentração dos reagentes e o valor de V. 
Com isso podemos montar um sistema linear para encontrar os valores de m e n.
Experimento 1:
0,4 = k 0,1m0,1n
Experimento 2:
0,4 = k 0,1m0,2n 
Experimento 3:
1,6 = k 0,2m0,1n
Vamos dividir a lei de velocidade do experimento 1 pela lei de velocidade do experimento 2:
Do mesmo modo, faremos para achar o valor de m. Vamos dividir a lei de velocidade do expe-
rimento 1 pela lei de velocidade do experimento 3:
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Logo, a velocidade da reação é dada por:
V = k[A]2
Para achar o valor de k, vamos utilizar as informações do experimento 1:
0,4 = k . 0,12
k = 40
Agora, vamos calcular a velocidade quando [A] = 0,30 mol. L-1 e [B] for 0,10 mol. L-1:
V = 40 . 0,32
V = 3,6
Letra d.
021. (INSTITUTO CONSULPLAN/SEED PR/PROFESSOR DE QUÍMICA/2022) Considere a 
reação hipotética 3A + 2B → C + D, a qual ocorre segundo as etapas reacionais a seguir:
A lei de velocidade para a reação global será:
a) Bimolecular; expressa por V = k3[A][F].
b) Termolecular; descrita como V = k[A]3[B]2.
c) Unimolecular; determinada por V = k3[G].
d) Bimolecular; determinada por V = k4[C][D].
Para expressar a lei de velocidade consideramos a concentração apenas dos reagentes. Assim, 
podemos desconsiderar as letras c e d. Além disso, quando uma reação ocorre em várias etapas 
sua velocidade é determinada pela etapa lenta. Portanto, alternativa a.
Letra a.
022. (CESPE/FUB/QUÍMICO/2022) Julgue os itens a seguir, referentes à cinética química, 
às leis de velocidade e à equação de Arrhenius.
O modelo de Arrhenius considera que a energia de ativação, a temperatura e a constante uni-
versal dos gases perfeitos são os únicos parâmetros que influenciam a constante cinética de 
uma reação.
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A Equação de Arrhenius é expressa por:
Na qual:
A é chamado fator pré-exponencial (relacionado a frequência com que as colisões entre as 
moléculas ocorrem).
Ea é a energia de ativação (é a energia cinética mínima necessária para que as moléculas pos-
sam reagir).
R é a constante universal dos gases.
A e Ea são conhecidas como parâmetros de Arrhenius da reação. Eles são determinados expe-
rimentalmente e são específicos de cada reação.
Logo, no modelo de Arrhenius também se considera a frequência de colisões.
Errado.
023. (IFPA/IFPA/PROFESSOR DO ENSINO BÁSICO, TÉCNICO E TECNOLÓGICO/ÁREA: 
QUÍMICA/2022) Para a reação:
NO (g) + 1/2 O2 (g) → NO2 (g)
foram realizadas 3 séries de experimentos com o objetivo de determinar a velocidade inicial de 
reação. Os resultados são apresentados na tabela abaixo:
Experimento [NO]mol.L-1
[O2]
mol.L-1
Velocidade Inicial
(mol.L-1s-1)
Const. Velocid.
(k)
1 5,1 x 10-4 0,35 x 10-4 3,4 x 10-8 ?
2 5,1 x 10-4 0,7 x 10-4 6,8 x 10-8 ?
3 1,02 x 10-3 0,35 x 10-4 6,8 x 10-8 ?
A lei de velocidade da reação e a constante de velocidade serão?
a) Velocidade = k[NO]. [O2]; k= 1,9 L. mol–1.s–1
b) Velocidade = k[NO]. [O2]1/2 ; k= 1,13×10–8 L. mol–1.s–1
c) Velocidade = k[NO]2. [O2]1/2, k = 0,022×10–5 L. mol–1.s–1
d) Velocidade = k[NO]2. [O+]2, k= 7,6 L3 . mol–3.s–3
e) Velocidade = k[NO]1/2. [O2], k= 1,25×10
–2 L. mol–1.s–1
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Primeiro compare dois experimentos de cada vez e de preferência aqueles em que a concentração 
de um dos reagentes se mantém constante. Por exemplo, vamos comparar os experimentos 1 e 2:
A concentração do reagente NO a se mantém constante e a concentração de O2 do experimento 
1 para o 2, dobra. Como consequência, observe que a velocidade dobra. Portanto, para o rea-
gente O2, a ordem de reação é um.
Agora, vamos comparar os experimentos 1 e 3:
A concentração do reagente O2 se mantém constante e a concentração de NO do experimento 1 
para o 3, dobra. Como consequência, observe que a velocidade dobra. Portanto, para o reagente 
NO, a ordem de reação é um.
Logo, a velocidade da reação é expressa por:
Velocidade = k[NO]. [O2]
E, para achar o valor de k, substituímos os dados de um dos experimentos na equação acima. 
Vamos utilizar o experimento 1:
3,4 x 10-8 = k. 5,1 x 10-4. 0,35 x 10-4
k = 3,4/ 1,785
k = 1,9 L. mol–1.s–1
Letra a.
024. (UFV/UFV/TÉCNICO DE LABORATÓRIO/ÁREA: QUÍMICA/2022) O processo de decom-
posição da água oxigenada pode ser acelerado pela exposição do produto à luz, ao calor, ou 
pela mistura de íons iodeto, que funciona como catalisador. Os íons iodeto reagem com a 
água oxigenada, de acordo com as etapas (I) e (II) a seguir:
(I) H2O2 (aq) + I- (aq) → H2O (aq) + IO- (aq)
(II) H2O2 (aq) + IO- (aq) → H2O(aq) + O2(g) + I- (aq)
Considerando as informações apresentadas e sabendo que a reação (I) é a etapa lenta desse 
processo, pode-se concluir que a lei de velocidade relativa ao mecanismo descrito anteriormente 
será regida por:
a) v = k. [H2O2]. [I
-]
b) v = k. [H2O]. [OI
-]
c) v = k. [H2O2]. [OI
-]
d) v = k. [H2O]. [O2]. [I
-]
Para expressar a lei de velocidade consideramos a concentração apenas dos reagentes. Assim, 
podemos desconsiderar as letras b e c. Além disso, quando uma reação ocorre em várias etapas 
sua velocidade é determinada pela etapa lenta. Portanto, alternativa a.
A letra d, misturou as espécies de ambas as reações
Letra a.
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025. (CESPE/FUB/QUÍMICO/2022) Julgue os itens a seguir, referentes à cinética química, 
às leis de velocidade e à equação de Arrhenius.
Define-se energia de ativação como a barreira energética que tem de ser suplantada pelos rea-
gentes para iniciar-se uma reação, a qual será mais rápida quanto maior for a energia de ativação.
Errada, a reação será mais rápida quanto menor for a energia de ativação. Ou seja, quanto menor 
for a barreira que os reagentes têm que superar, mais rápida a reação.
Errado.
026. (CESPE/PC PB/PERITO OFICIAL QUÍMICO LEGAL/ÁREA: QUÍMICA/2022) A cinética de 
decomposição do brometo de nitrosila em óxido nítrico e bromo, conforme equação química 
mostrada a seguir, pode ser expressa pela lei de velocidade d[NOBr]/dt = −k . [NOBr]2 , em que 
[NOBr] representa a concentração de brometo de nitrosila em mol/L; t, o tempo de reação em 
segundos; e k, a constante cinética do processo.
2 NOBr (g) → 2 NO (g) + Br2 (g)
Sob condições experimentais, em que a constante cinética da reação em apreço vale 2 L. mol−1. 
s−1, assinale a opção que corresponde ao tempo de meia vida do processo quando se parte de 
uma concentração de 0,1 mol/L de brometo de nitrosila.
a) 5 s
b) 2,5 × 10−2 s
c) 5 × 10−2 s
d) 2 × 10−1 s
e) 1 s
Temos que para uma reação de segunda ordem, o tempo de meia vida é expresso por:
Substituindo os valores, tem-se:
Letra a.
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027. (IFPA/IFPA/PROFESSOR DO ENSINO BÁSICO, TÉCNICO E TECNOLÓGICO/ÁREA: QUÍ-
MICA/2022) A administração de um fármaco por injeção intravenosa rápida coloca o fármaco 
no sangue onde sua concentração começa a cair imediatamente, sendo assim, não passa pelo 
processo de absorção. Quando se trata de um comprimido, ele passa pela fasefarmacociné-
tica, que envolve absorção, distribuição, metabolismo e excreção. Para o desenvolvimento 
de um fármaco, é necessário observar seu tempo de meia vida e sua taxa de eliminação no 
corpo, que deve ser suficiente para o fármaco ser efetivo e garantir que ele não se acumule 
no organismo. A farmacocinética da aspirina tem sido estudada e os resultados indicam que, 
após sua administração oral ela é rápida e completamente absorvida pelo trato gastrintestinal, 
seguindo uma cinética de primeira ordem, e sua constante de velocidade à temperatura do 
corpo é de 4,33 x 10-2 min-1. Visando a obtenção de um efeito anti-inflamatório, analgésico e 
baixar a temperatura corporal de um paciente, foi administrada uma dose de 0,045 mg.mL-1 
de aspirina. Com base nas informações do texto, analise as alternativas abaixo e marque a 
correta com relação às características farmacocinéticas da aspirina:
Dados: k =t1/2 0,693 ; ln 0,045 = - 3,10; ln 0,3 = -1,20
a) O tempo de meia vida da aspirina será de 16h.
b) O tempo de meia vida da aspira depende da concentração inicial administrada.
c) Se a cinética fosse de 2ª ordem o tempo de meia vida da reação seria independente da con-
centração inicial da aspirina administrada no paciente
d) O tempo necessário para que tenha sido metabolizado 70% da aspirina é de aproximada-
mente 28 min.
e) Após n meias vidas a concentração de aspirina será [aspirina]0/2n-1
a) Errada. São 16 minutos. Temos que a equação do tempo de meia para uma reação de primeira 
ordem é expressa por:
Substituindo os valores temos:
b) Errada. Não depende da concentração inicial, pois a expressão é:
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c) Errada. depende sim da concentração inicial, pois a expressão é:
d) Certa. A cada 16 min, a quantidade da aspirina reduz pela metade. Assim, partindo de 100%, 
após 32 min tem-se 25% da aspirina. Portanto, para que se tem metabolizado 70% tem que ser 
um valor próximo de 32 min.
e) Errada. A concentração seria [aspirina]0/2
n.
Letra d.
028. (INSTITUTO CONSULPLAN/SEED PR/PROFESSOR DE QUÍMICA/2021) Considere que 
o estudo cinético da reação entre X(g) e Y(g) foi realizado em um sistema fechado, manten-
do-se constante os valores de volume e temperatura. Os resultados obtidos no experimento 
estão representados na tabela a seguir:
[X] (mol L–1) [Y] (mol L–1) Velocidade (mol L–1 h–1)
1 x 10–3 1 x 10–3 5 x 10–5
1 x 10–3 2 x 10–3 10 x 10–5
2 x 10–3 2 x 10–3 40 x 10–5
A partir dos resultados obtidos, assinale, a seguir, a Lei da Velocidade (v) para a reação X(g) + 
Y(g) → XY(g).
a) v = k [X]2
b) v = k [X] [Y]
c) v = k [Y] [Y]2
d) v = k [X]2 [Y]
Temos a seguinte fórmula genérica para calcular a velocidade desta reação:
Para cada experimento, substituímos os valores de concentração dos reagentes e o valor de V. 
Com isso podemos montar um sistema linear para encontrar os valores de m e n.
Experimento 1:
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Experimento 2:
Experimento 3:
Aluno(a), vamos dividir a lei de velocidade do experimento 1 pela lei de velocidade do experimento 2:
Do mesmo modo, podemos fazer para achar o valor de m. Vamos dividir a lei de velocidade do 
experimento 2 pela lei de velocidade do experimento 3:
Sabendo os valores de m e n, temos que a lei de velocidade é:
Letra d.
029. (INSTITUTO CONSULPLAN/SEED PR/PROFESSOR DE QUÍMICA/2021) A equação 
química a seguir representa uma reação elementar:
A(g) + B(g) → AB(g)
Considere que ela ocorre em um sistema fechado sob temperatura controlada. Assim, é INCOR-
RETO afirmar que:
a) Aumentando-se o volume do sistema, a velocidade aumentará.
b) A variação da temperatura do sistema afeta a velocidade da reação.
c) A expressão da lei de velocidade para essa reação é: v = k. [A]. [B].
d) Dobrando-se a concentração de A e diminuindo pela metade a concentração de B, a veloci-
dade da reação não irá se alterar.
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Vamos analisar cada item:
a) Errada. A alteração do volume não interfere na velocidade da reação.
b) Certa. As moléculas ficam mais agitadas e tem maior frequência de colisões entre elas.
c) Certa. Para expressar a lei de velocidade consideramos a concentração apenas dos reagen-
tes. Além disso, em uma equação elementar, os expoentes das concentrações dos reagentes 
são os seus coeficientes estequiométricos.
d) Certa. Como ambas tem o expoente da concentração igual a 1, tem-se:
V = k.2[A].0,5[B]
V = k.[A].[B]
Letra a.
030. (CESPE/POLÍCIA FEDERAL/2021) Uma das técnicas mais utilizadas para a coleta de 
impressões digitais faz uso de pós. A interação dos pós com os componentes da impressão 
digital se dá, normalmente, por interação de Van der Waals. É comum utilizar óxido de ferro 
na formulação (III) – Fe2O3– desses pós. A revelação da impressão feita com Fe2O3 pode ser 
destruída pela presença de ácido, por causa da seguinte reação.
Fe2O3(s) + xH
+
(aq) ⇋ yFe³+(aq) + zH2O(l)
Com base nessas informações, julgue o seguinte item.
Na reação do Fe2O3 apresentada, o ácido é o catalisador.
O ácido não é o catalisador uma vez que ele foi consumido na reação para formar a água nos 
produtos. Um catalisador apenas participa da reação, sem ser consumido.
Errado.
031. (CESPE/SEED-PR/PROFESSOR DE QUÍMICA/2021) O gás NO reage com o gás O3 con-
forme a seguinte equação.
NO(g) + O3(g) ⇌ NO2(g) + O2(g)
Estudos mostraram que, quando esses dois gases são colocados em um mesmo recipiente a 
25 °C e 1 atm, cada molécula colide, em média, cerca de um bilhão de vezes por segundo com 
outras moléculas. Se todas essas colisões resultassem em formação de produto, a reação 
aconteceria em uma fração de segundo. Porém, não é isso que se observa empiricamente, 
sendo a reação muitíssimo mais lenta.
Nesse caso, para que a reação aconteça, a simples colisão entre as moléculas não é suficiente; 
é necessário, também, que
a) um catalisador seja adicionado ao meio reacional.
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b) a colisão seja elástica e a massa de cada produto seja igual à massa de cada um dos reagentes.
c) as moléculas colidam com energia potencial superior à energia de ativação.
d) as moléculas colidam entre si com geometria favorável à formação do complexo ativado e 
com energia cinética suficiente.
e) a energia de ativação da reação seja diminuída.
Segundo a teoria das colisões, as reações químicas dependem de algumas condições para 
ocorrerem.
• Condição I: devem ocorrer colisões entre moléculas ou átomos dos reagentes;
• Condição II: para que as colisões resultem em uma reação química, elas devem ser efetivas;• Condição III: a reação só irá ocorrer se duas moléculas ou átomos que colidirem tiverem 
energia igual ou maior que a energia mínima de reação (energia de ativação).
Dentre, as alternativas, temos que a melhor opção seria a letra d, pois as moléculas devem co-
lidir entre si com geometria favorável, isto é, de forma efetiva e, ainda, essas colisões têm que 
ocorrer com energia cinética suficiente.
Letra d.
032. (CESPE/SEED-PR/PROFESSOR DE QUÍMICA/2021) Alguns povos indígenas da Ama-
zônia utilizam a casca da quina (Coutarea hexandra) para extrair quinina, uma substância que 
eles utilizam para tratar febre. Atualmente, a quinina é utilizada no tratamento da malária e de 
arritmias cardíacas, além de ser o flavorizante da água tônica. Os estudos sobre a cinética de 
degradação da quinina por ácido estabeleceram que a lei de velocidade dessa reação é dada 
por v = k [quinina][ácido]2 , em que v é a velocidade da reação e k é a constante de velocidade. 
Nesses estudos, quando 1,0 × 10-4 mol/L de quinina foram misturados com 5,0 × 10-3 mol/L 
de ácido, a velocidade da reação medida foi de 2,4 × 10-3 mol·L-1·s-1.
Com base nessas informações, é correto afirmar que, se as concentrações iniciais de quinina 
e de ácido forem, respectivamente, de 0,250 mol/L e 0,160 mol/L, então a velocidade inicial da 
reação será igual a
a) 6,14 × 103 mol.L−1.s−1.
b) 192 mol.L−1.s−1.
c) 30,72 mol.L−1.s−1.
d) 3,84 × 104 mol.L−1.s−1.
e) 9,60 × 105 mol.L−1.s−1.
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Vamos calcular o valor da constante de velocidade desta reação, quando a velocidade é igual 
a 2,4 × 10-3 mol·L-1·s-1:
Agora, podemos calcular a velocidade quando as concentrações iniciais de quinina e de ácido 
forem, respectivamente, de 0,250 mol/L e 0,160 mol/L:
Letra a.
033. (CESPE/SEED-PR/PROFESSOR DE QUÍMICA/2021) As substâncias A, B e C reagem 
entre si, produzindo as substâncias D e E. A velocidade inicial dessa reação foi medida para 
várias concentrações iniciais de A, B e C, à temperatura constante, e os resultados obtidos 
são os mostrados na seguinte tabela.
Com relação à situação hipotética precedente, assumindo-se v como a velocidade da reação 
e k como a constante de velocidade, é correto afirmar que a lei de velocidade dessa reação 
é dada por
a) v = k[A][B][C].
b) v = k[A][B]²[C].
c) v = k[A][B][C]².
d) v = k[A]²[B][C]².
e) v = k[A]²[B][C].
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Ao comparar os experimentos 1 e 2 temos que a velocidade quadruplica, quando dobramos a 
concentração de A. Logo, temos uma reação de segunda ordem para este reagente. Os demais 
reagentes têm suas concentrações constantes do experimento 1 para o 2. Já eliminamos as 
letras a, b e c.
Observação: Para visualizar que a velocidade quadruplica (divida a velocidade do experimento 
2 pela do experimento 1.
Ao comparar os experimentos 2 e 3 temos que a velocidade quadruplica, quando quadruplica-
mos a concentração de B. Logo, temos uma reação de primeira ordem para este reagente. Os 
demais reagentes têm suas concentrações constantes do experimento 1 para o 4.
Ao comparar os experimentos 4 e 3 temos que a concentração de todos os reagentes altera, 
então, vamos dividir a lei de velocidade do experimento 3 pela lei de velocidade do experimento 4:
Sabendo que m e n são iguais a 2 e 1, respectivamente, como já discutido anteriormente, vamos 
encontrar o valor de x:
Logo, temos uma reação de primeira ordem para o reagente C.
Letra e.
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(CESPE/SEDUC-AL/PROFESSOR DE QUÍMICA/2021) O policloreto de vinila (PVC) é um polímero 
com ampla gama de aplicações, desde a construção civil até a medicina. O monômero do PVC 
é o cloreto de vinila (cloroeteno) — C2H3Cl. A cloração direta do eteno seguida da pirólise é um 
dos principais mecanismos para a obtenção do monômero, de acordo com as seguintes etapas.
Com relação à cinética de obtenção do cloreto de vinila descrita no texto, julgue os itens seguintes.
034. A temperatura alta na reação I aumenta o número de choques entre as moléculas dos rea-
gentes, fato que, por si só, já garante a ocorrência dessa reação, segundo a teoria das colisões.
As colisões devem ser efetivas, ou seja, a reação só irá ocorrer se duas moléculas ou átomos que 
colidirem tiverem energia igual ou maior que a energia mínima de reação (energia de ativação).
Errado.
035. As molecularidades das reações I e II são iguais.
Na reação 1 temos uma reação de polimerização, na qual uma molécula de eteno vai se ligando 
a outra. Já o DCE é um polímero, uma macromolécula, que vai sofrendo a pirólise. Então, na 
reação 2 é unimolecular.
Errado.
036. A energia do complexo ativado da reação II é maior que a energia do reagente.
Temos que a reação precisa ocorrer em altas temperaturas (470 a 540 °C), logo, trata-se de uma 
reação endotérmica. E, em uma reação endotérmica, os reagentes têm que absorver energia 
para ela ocorrer, portanto, a energia dos reagentes é menor que a do complexo ativado.
Certo.
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037. A temperatura é o catalisador da reação II.
Errado, o catalisador é o FeCl3.
Errado.
038. No mecanismo apresentado, o composto DCE é um intermediário.
O intermediário é o composto que foi formado durante a reação, mas que não aparece na 
reação final.
Certo.
039. A velocidade v da reação I é corretamente expressa pela seguinte equação, em que [E] 
representa a concentração de eteno e t, a variável tempo.
Errado, falta o sinal de menos antes da razão d[E]/dt, pois o reagente está sendo consumido 
ao longo do tempo.
Errado.
040. (FGV/PREFEITURA DE PAULÍNIA/PROFESSOR/ÁREA: QUÍMICA/2021) Os parâmetros 
cinéticos de uma reação química são de fundamental importância para a previsão da velocidade 
com que as transformações ocorrem. Sob condições específicas de temperatura e pressão, 
foram obtidos os dados apresentados na tabela a seguir para a seguinte transformação:
2ICℓ(g) + H2(g) → I2(g) + HCℓ(g)
Concentração inicial (mol.L-1)
Experimento [ICℓ]0 [H2]0 Velocidade inicial (mol.L-1.s-1)
1 1,5 1,5 3,7 x 10-7
2 3,0 1,5 7,4 x 10-7
3 3,0 4,5 2,2 x 10-6
Sob as mesmas condições reacionais, é possível prever que quando as concentrações iniciais de ICℓ e 
H2 forem, respectivamente, 5,0 e 1,2 mol.L-1, a velocidade inicial da reação, em mol.L-1.s-1, será igual a
a) 1,6 x 10-7
b) 3,0 x 10-6
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c) 5,4 x 10-6
d) 9,6 x 10-7
e) 6,5 x 10-6
Primeiro compare dois experimentos de cada vez e de preferência aqueles em que a concentração 
de um dos reagentes se mantém constante. Por exemplo, vamos comparar os experimentos 1 e 2:
A concentração do reagente H2 se mantém constante e a concentração de ICl do experimento 1 
para o 2, dobra. Como consequência, observe que a velocidade dobra. Portanto, para o reagente 
ICl, a ordem de reação é um.
Agora, vamos comparar os experimentos 2 e 3:
A concentração do reagente ICl se mantém constante e a concentração de H2 do experimento 
2 para o 3, triplica. Como consequência, observe que a velocidade triplica. Portanto, para o 
reagente H2, a ordem de reação é um.
Logo, a velocidade da reação é expressa por:
Velocidade = k[ICl]. [H2]
E, para achar o valor de k, substituímos os dados de um dos experimentos na equação acima. 
Vamos utilizar o experimento 1:
3,7 x 10-7 = k. 1,5. 1,5
k = 3,7 x 10-7/2,25
k = 1,64 x 10-7
Por fim, para achar a velocidade inicial da reação, vamos substituir os calores na equação 
encontrada:
Velocidade = k[ICl]. [H2]
Velocidade = 1,64 x 10-7. 5. 1,2
Velocidade = 1,64 x 10-7. 6
Velocidade = 9,8 x 10-7
A resposta mais próxima deste valor é alternativa d.
Letra d.
041. (ESPCEX/CADETE DO EXÉRCITO/2021) Considere a equação da reação hipotética:
X + Y + Z → W + T + Q
São conhecidos os seguintes resultados do estudo cinético desta reação, obtidos nas mesmas 
condições experimentais:
Experimento [X] inicial [Y] inicial [Z] inicial Velocidade (mol L-1 S-1)
1 0,01 0,01 0,01 1,2 x 10-2
2 0,02 0,01 0,01 2,4 x 10-2
3 0,02 0,03 0,01 7,2 x 10-2
4 0,01 0,01 0,02 4,8 x 10-2
Considere [ ] = concentração mol L-1.
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A partir das observações experimentais, conclui-se que a equação da velocidade para a reação é
a) v = k [X] [Y] [Z]
b) v = k [X] [Y] [Z]6
c) v = k [X] [Y] [Z]2
d) v = k [X] [Y]3 [Z]2
e) v = k [X]2 [Y]6 [Z]6
Ao comparar os experimentos 1 e 2 temos que a velocidade dobra, quando dobramos a concen-
tração de X. Logo, temos uma reação de primeira ordem para este reagente. Os demais reagen-
tes têm suas concentrações constantes do experimento 1 para o 2. Já eliminamos a Letra e.
Ao comparar os experimentos 1 e 4 temos que a velocidade quadruplica, quando dobramos a con-
centração de Z. Logo, temos uma reação de segunda ordem para este reagente. Os demais reagen-
tes têm suas concentrações constantes do experimento 1 para o 4. Já eliminamos as letras a e b.
Ao comparar os experimentos 2 e 3 temos que a velocidade triplica, quando triplicamos a 
concentração de Y. Logo, temos uma reação de primeira ordem para este reagente. Os demais 
reagentes têm suas concentrações constantes do experimento 2 para o 3.
Letra c.
042. (SELECON/IFRJ/QUÍMICO/2022) Para a reação x + Y → z,foram realizados três expe-
rimentos conforme a tabela abaixo:
Experimento [X] mol/L [Y] mol/L Velocidade de reação mol/(L.min)
I 0,2 0,3 4,0x10-2
II 0,4 0,6 16,0x10-2
III 0,2 0,6 8,0x10-2
Em relação à reação acima, pode-se afirmar que a velocidade de formação de Z quando as 
concentrações de X e Y forem ambas 0,4 M é:
a) 0,050 mol/(L.min)
b) 0,105 mol/(L.min)
c) 0,150 mol/(L.min)
d) 0,200 mol/(L.min)
Primeiro compare dois experimentos de cada vez e de preferência aqueles em que a concentração 
de um dos reagentes se mantém constante. Por exemplo, vamos comparar os experimentos 1 e 3:
A concentração do reagente X se mantém constante e a concentração de Y do experimento 1 
para o 3, dobra. Como consequência, observe que a velocidade dobra. Portanto, para o reagente 
Y, a ordem de reação é um.
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Agora, vamos comparar os experimentos 2 e 3:
A concentração do reagente Y se mantém constante e a concentração de X do experimento 
2 para o 3, divide por 2. Como consequência, observe que a velocidade também divide por 2. 
Portanto, para o reagente X, a ordem de reação é um.
Logo, a velocidade da reação é expressa por:
Velocidade = k[X]. [Y]
E, para achar o valor de k, substituímos os dados de um dos experimentos na equação acima. 
Vamos utilizar o experimento 1:
4,0 x 10-2= k. 0,2. 0,3
k = 4,0 x 10-2/0,06
k = 0,67
Por fim, para achar a velocidade inicial da reação, vamos substituir os calores na equação 
encontrada:
Velocidade = k[ICl]. [H2]
Velocidade = 0,67. 0,4. 0,4
Velocidade = 0,106 mol/(L.min)
A resposta mais próxima deste valor é alternativa b.
Letra b.
043. (IBFC/PREFEITURA MUNICIPAL DE CRUZEIRO DO SUL/AC/2019) As velocidades rela-
tivas de reação das espécies envolvidas em uma reação química podem ser obtidas através 
dos seus coeficientes estequiométricos. Sendo assim, considere a reação abaixo.
2NO + O2 ↔ 2NO2
Se o NO2 está sendo formado em uma velocidade igual a 4 mol/m³.s, assinale a alternativa que 
corretamente apresenta os valores das velocidades de desaparecimento dos reagentes NO e 
O2, respectivamente.
a) 4 mol/m³.s e 2 mol/m³.s
b) -4 mol/m³.s e -2 mol/m³.s
c) 2 mol/m³.s e 4 mol/m³.s
d) -2 mol/m³.s e -4 mol/m³.s
Para calcular os valores das velocidades de desaparecimento dos reagentes devemos considerar 
a estequiometria da reação. Assim, temos:
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Temos então para NO a seguinte velocidade de desaparecimento:
E, para o O2:
Vale ressaltar, que o sinal negativo apenas indica o desaparecimento dos reagentes. Este não 
aparece na velocidade.
Letra a
044. (INSTITUTO AOCP/UNIVERSIDADE ESTADUAL DE FEIRA DE SANTANA/BA/2018) 
Sobre os fatores que alteram a velocidade de uma reação, assinale a alternativa correta.
a) Quanto maior a concentração dos reagentes, menor a velocidade da reação.
b) Inibidores facilitam a formação do complexo ativado.
c) Um aumento de temperatura causa uma diminuição da energia de ativação.
d) Um catalisador causa um aumento na energia de ativação.
e) Quanto menor a superfície de contato, maior a velocidade da reação.
Vamos analisar cada as alternativas:
a) Errada. O aumento da concentração dos reagentes aumenta a velocidade das reações (maior 
probabilidade de colisões entre as moléculas).
b) Errada. São os catalisadores que facilitam a formação do complexo ativado.
c) Certa. Isso pode ser observado pela equação de Arrhenius:
d) Errada. O catalisador diminui a energia de ativação.
e) Errada. Quanto maior a superfície de contato, maior a velocidade da reação.
Letra c.
045. (UFJF/TÉCNICO DE LABORATÓRIO/QUÍMICA/2017) Um automóvel movido a gasolina 
pode apresentar a seguinte reação de combustão não balanceada:
C8H18(l) + O2(g) → CO2(g) + H2O(v)
Considere que após uma hora e meia de reação foram produzidos 72 mols de CO2. Dessa forma,a velocidade de reação, expressa em número de mols de gasolina consumida por minuto, é de:
a) 6,0
b) 9,0
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c) 0,050
d) 0,80
e) 0,10
Vamos balancear a equação, para que a quantidade dos átomos dos elementos nos reagentes 
seja igual à dos produtos.
DICA
Para balancear os átomos em uma sequência mais fácil, use 
o mnemônico da palavra MACHO: metais, ametais, carbono, 
hidrogênio e, por último, oxigênio.
A equação balanceada é:
C8H18(l) + 25/2 O2(g) → 8 CO2(g) + 9 H2O(v)
Vamos calcular a velocidade de formação do CO2:
Agora igualamos a velocidade de formação do CO2 com o consumo de gasolina:
Letra e.
046. (IDECAN/INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO CIÊNCIA E TECNOLOGIA DA PARAÍ-
BA/2019) O conhecimento da velocidade das reações químicas é de extrema importância para 
a produção industrial de uma série de produtos. Sobre o item, assinale a alternativa correta.
a) A velocidade de uma reação química geralmente cresce com o aumento da temperatura.
b) A velocidade de uma reação química sempre independe da concentração dos reagentes.
c) A velocidade de uma reação química independe da orientação apropriada das moléculas na 
hora do choque.
d) No caso dos sólidos, quanto menor a superfície de contato, maior será a velocidade da rea-
ção química.
e) Os catalisadores homogêneos geralmente são sólidos em contato com reagentes gasosos 
ou líquidos.
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Como vimos em aula a velocidade de uma reação pode ser alterada pelos seguintes fatores: tem-
peratura, pressão, superfície de contato, concentração dos reagentes e presença de catalisador.
Logo, a alternativa correta é a letra a, pois com o aumento da temperatura, maior a agitação das 
moléculas e maior probabilidade delas se chocarem. Se aumenta a chance de colisões entre as 
moléculas, diminui-se a energia de ativação da reação e consequentemente a sua velocidade.
Letra a.
047. (NC UFPR/UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARANÁ/2018) Muitos dos estudos sobre as 
reações químicas dizem respeito à rapidez com que elas ocorrem. As velocidades de reação 
variam desde aquelas que ocorrem em frações de segundos até aquelas que levam milhões 
de anos para acontecer. Com base nisso, considere os dados de cinética química para a 
reação abaixo:
A partir dessas informações, considere as seguintes afirmativas:
1. A reação é de primeira ordem em relação ao reagente A, e também de primeira ordem em 
relação ao reagente B.
2. A lei de velocidade da reação, baseada na estequiometria da reação, é velocidade = k [A][B]3, 
e a ordem global da reação é 4.
3. A lei de velocidade da reação, baseada nos dados experimentais, é velocidade = k [A][B], e a 
ordem global da reação é 2.
4. O valor de k para o experimento 2 é 36,79 L mol-1 s-1.
Assinale a alternativa correta.
a) Somente a afirmativa 2 é verdadeira.
b) Somente as afirmativas 1 e 4 são verdadeiras.
c) Somente as afirmativas 2 e 3 são verdadeiras.
d) Somente as afirmativas 1, 3 e 4 são verdadeiras.
e) As afirmativas 1, 2, 3 e 4 são verdadeiras.
Temos a seguinte fórmula genérica para calcular a velocidade desta reação:
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Para cada experimento, substituímos os valores de concentração dos reagentes e o valor de V. 
Com isso podemos montar um sistema linear para encontrar os valores de m e n.
Experimento 1:
1,14 = k 0,15m 0,21n
Experimento 2:
1,170 = k 0,22m 0,21n 
Experimento 3:
0,98 = k 0,22m 0,12n 
Aluno(a), vamos dividir a lei de velocidade do experimento 1 pela lei de velocidade do experimento 2:
Do mesmo modo, vamos achar o valor de n. Vamos dividir a lei de velocidade do experimento 
3 pela lei de velocidade do experimento 2:
Com os valores de m e n, temos que a lei de velocidade é:
Agora vamos analisar os itens:
1. Certo.
2. Errado. A lei de velocidade é obtida experimentalmente e não tem relação com a estequio-
metria da reação.
3. Certo. A ordem total é obtida pela soma de m e n.
4. Certo. Para achar o valor de k, temos:
Letra d.
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048. (IFMT/INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DE MATO 
GROSSO/2018) A respeito da cinética envolvendo reações químicas assinale a alternativa 
INCORRETA:
a) Um catalisador acelera uma reação química ao fornecer um mecanismo de reação diferente, 
com diminuição da energia de ativação.
b) Considerando que a reação H2(g) + I2(g) → 2 Hl(g) ocorre em apenas uma etapa, pode-se afirmar 
que a lei da velocidade que define essa reação é: V = K. [H2(g)]. [l2(g)] / [Hl(g)]².
c) A energia de ativação, Eₐ, é a energia cinética mínima necessária para que uma colisão 
leve à reação.
d) Temperatura, pressão e concentração dos reagentes são fatores que podem afetar a veloci-
dade de uma reação.
e) A velocidade média de uma reação é definida como a variação da concentração molar de um 
reagente durante um intervalo de tempo.
Vimos que a lei de velocidade de uma reação é obtida experimentalmente, e não tem relação 
com a estequiometria da reação, logo, não podemos afirmar que aquela é a lei de velocidade 
da reação. Além disso, a lei de velocidade de uma reação é dada pela concentração inicial dos 
reagentes na reação, sendo assim não teríamos a presença da concentração de Hl(g) na equação.
Letra b.
049. (NUCEPE/POLÍCIA CIVIL DO ESTADO DO PIAUÍ/2018) A concentração inicial do prin-
cípio ativo de um fármaco é 4,0.10-3 g/mL. Após 10,0 meses estocado, esta concentração foi 
reduzida para 2,0.10-3 g/mL, em virtude da decomposição do composto ativo. Considerando 
que o fármaco se torna ineficaz, quando 20% do princípio ativo são decompostos e que isto 
ocorre por um mecanismo de primeira ordem, assinale a alternativa que apresenta o período 
de tempo a partir do qual o fármaco torna-se ineficaz.
a) 6,3 meses.
b) 5,4 meses.
c) 2,5 meses.
d) 3,2 meses.
e) 2,0 meses.
Vamos calcular quando o fármaco se torna eficaz:
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Então:
Assim, após a perda de 20%, a concentração do fármaco é 3,2.10-3 g/mL.
Utilizando a fórmula do tempo de meia-vida, achamos o valor da constante (k):
Utilizando a equação de 1 ordem, encontramos o valor de t:
Letra d.
(CESPE/SEDUC AL/PROFESSOR DE QUÍMICA/2018) Os alquenos sãomatéria-prima de grande 
importância na indústria porque podem ser facilmente transformados em uma vasta gama de 
compostos químicos. Exemplos típicos são as reações de hidratação e de polimerização cata-
lisadas por ácido. Com relação às reações de alquenos, julgue os itens subsequentes.
050. Se a reação de desidratação de um alqueno ocorre de acordo com uma cinética de 
pseudoprimeira ordem, então o gráfico da concentração do alqueno em função do tempo terá 
aspecto conforme indicado no gráfico a seguir.
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Para se obter uma reta em um gráfico de primeira ordem, temos que construir um gráfico de 
ln[A]t vs. t. A reta obtida de um gráfico de [ ] vs. t seria referente a ordem zero. Veja a diferença:
Errado.
051. O efeito da adição do catalisador ácido é o de reduzir a energia de ativação da reação e, 
com isso, aumentar a fração de colisões efetivas.
A função do catalisador é aumentar a velocidade de uma reação. Para isso, ele diminui a energia 
de ativação.
Certo.
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REFERÊNCiaS
LISBOA, J. C. F.; Ser Protagonista Química. vol. 2, 3 ed. São Paulo: Editora SM, 2016.
SANTOS, W.L.P; MOL, G.S.; Química Cidadã. vol. 2, 3 ed. São Paulo: Editora AJS, 2016.
USBERCO, J; SALVADOR, E. Química – Volume único. 9 ed. São Paulo: Editora Saraiva, 2013.
BROWN, T.,L.; BURSTEN, B., E; LEMAY, H., E.; Química: a Ciência Central. Vol. único, 9 ed.; Editora 
Prentice Hall Brasil, 2008.
ATKINS, P.; JONES, L.; Princípios de Química, 5 ed. Porto Alegre: Editora Bookman, 2012.
Marina Baccarin 
Bacharelado e licenciatura em Química; mestrado em Química; doutorado em Química. Aprovação no 
concurso do Instituto Tecnológico de Aeronáutica (ITA) para o cargo efetivo de professor da carreira 
do Magistério Superior, classe: adjunto A-nível 1, campo do conhecimento: Química – Eletroanalítica ou 
Corrosão. Professora no Sesi, em São José dos Campos - SP.
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	Sumário
	Apresentação
	Cinética
	1. Cinética Química
	2. Velocidade das Reações
	3. Leis de Velocidade e Ordem de Reação
	4. Concentração e Tempo
	4.1. Concentração
	4.2. Tempo de Meia-vida
	5. Mecanismo de Reação
	6. Lei de Velocidade das Reações Complementares
	7. Teoria das Colisões
	8. Fatores que Afetam a Velocidade das Reações
	8.1. Temperatura
	8.2. Estado Físico dos Reagentes
	8.3. Concentração dos Reagentes
	8.4. Pressão dos Reagentes Gasosos
	8.5. Superfície de Contato
	8.6. Catalisador
	Resumo
	Mapa Mental
	Questões Comentadas em Aula
	Questões de Concurso
	Gabarito
	Gabarito Comentado
	Referências
	AVALIAR 5: 
	Página 90: