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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – CINÉTICA QUÍMICA 
 
AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 1
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Prof. Guilherme Alves 
Aula 16 - Cinética Química 
vestibulares.estrategia.com 
EXTENSIVO 
2024 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – CINÉTICA QUÍMICA 
 
AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 2
 
SUMÁRIO 
INTRODUÇÃO 4 
1. VELOCIDADE DAS REAÇÕES 5 
TAXA DE FORMAÇÃO/TAXA DE CONSUMO EM UMA REAÇÃO QUÍMICA 6 
CÁLCULO DA VELOCIDADE DE UMA SUBSTÂNCIA. 9 
CÁLCULO DA VELOCIDADE MÉDIA (TAXA MÉDIA) DE UMA REAÇÃO. 10 
VELOCIDADE INSTANTÂNEA 15 
2. FUNDAMENTOS DE UMA REAÇÃO QUÍMICA 17 
CONTATO ENTRE OS REAGENTES. 17 
ENERGIA DE ATIVAÇÃO. 22 
3. FATORES QUE INTERFEREM NA VELOCIDADE DA REAÇÃO 26 
SUPERFÍCIE DE CONTATO 26 
CONCENTRAÇÃO 27 
TEMPERATURA 28 
CATALISADOR 30 
PRESSÃO* 32 
REATIVIDADE 32 
4. LEI DA VELOCIDADE (VELOCIDADE INICIAL DA REAÇÃO) 35 
EXEMPLO 1 36 
EXEMPLO 2 38 
EXEMPLO 3 39 
EXEMPLO 4 – UMA OUTRA FORMA DE ENCONTRAR A LEI CINÉTICA 41 
PARA QUE SABER A ORDEM DE UMA REAÇÃO? 43 
ANÁLISE GRÁFICA PARA REAÇÕES ELEMENTARES E NÃO ELEMENTARES 46 
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AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 3
5. CONSIDERAÇÕES FINAIS 52 
 
 
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AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 4
INTRODUÇÃO 
Iai, tudo certo com você? 
Algumas reações químicas são muito rápidas, por exemplo, a combustão do trinitrotolueno (TNT), 
que produz gás em uma velocidade tão rápida que resulta em uma explosão. Enquanto outras são muito 
lentas, como a transformação natural do diamante em grafita. Cada reação química necessita de um 
determinado tempo para se completar, sob determinadas condições. 
Na aula de hoje estudaremos a velocidade das reações, os fatores que influenciam na velocidade 
de uma reação, assim como os meios que podem aumentar ou diminuir a velocidade de uma reação. 
Estudaremos, portanto, a chamada Cinética Química! 
Qual a importância desse assunto? O estudo da velocidade das reações é muito importante nos 
processos industriais, pois algumas reações seriam inviáveis já que podem levar dias ou anos para ocorrer. 
Também podemos, por exemplo, avaliar se a velocidade de oxidação de uma placa de ferro (corrosão) 
pode ser diminuída caso se aplique uma antiferrugem de tempos em tempos. Adiar o apodrecimento de 
um alimento, diminuir o tempo de degradação do lixo. Tudo isso, e muito mais, são assuntos onde a 
cinética química pode colaborar. 
Ah! Já adianto que o conteúdo desta aula é daqueles que se consolida por meio da resolução de 
exercícios. Por esse motivo, pratique muito. Se possível, tente resolver todos os exercícios da aula. 
Sem mais demora, vamos iniciar nosso conteúdo de hoje. Desejo-lhe uma boa aula e lembre-se de 
me procurar pelo fórum ou no instagram caso fique com alguma dúvida. Estamos combinados? 
Bons estudos! 
 
 
 
 
 
 
 
Grande abraço! 
Professor Guilherme Alves 
 
 
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AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 5
1. VELOCIDADE DAS REAÇÕES 
O termo velocidade das reações não é o termo mais didático para entender sobre a cinética de 
uma reação química, por isso, irei utilizar o termo rapidez ou taxa da reação. Algumas reações ocorrem 
com elevada rapidez, enquanto outras reações são muito lentas. 
 
 
Abaixo, mais alguns exemplos de reações que ocorrem com velocidades muito diferentes: 
 
É claro que a definição de rápido e lenta é arbitrária, mas em química definimos uma reação rápida 
aquela que é instantânea. 
Cinética química é a parte da química que estuda a velocidade das reações químicas e os 
fatores que podem modificá-la. 
 
Reações rápidas
• Explosão do combustível dentro de 
um pistão.
• Inflar de um air bag.
• Respiração celular.
Reações lentas
• Enferrujamento de um prego.
• Fermentação do suco de uva. 
• Decomposição da borracha
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AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 6
TAXA DE FORMAÇÃO/TAXA DE CONSUMO EM UMA REAÇÃO 
QUÍMICA 
As taxas das reações são determinadas a partir 
da intensidade de consumo dos reagentes ou da 
intensidade de aparecimento dos produtos. Por 
exemplo, podemos analisar a rapidez da reação de um 
comprimido efervescente em água, a partir do 
surgimento das bolhas no líquido. As bolhas obtidas 
pela efervescência são formadas por moléculas de CO2, 
que é um dos produtos da reação. Quanto maior o 
número de bolhas, maior a quantidade de produto 
formado, logo, maior a quantidade de reagente 
consumida. 
A reação de formação das bolhas do comprimido acima é representada por: 
 NaHCO3 (s) + H2O (l) → Na+ (aq) + OH- (aq) + H2CO3 (aq) 
 H2CO3 (aq) → H2O (l) + CO2 (g) 
Reação global: NaHCO3 (s) → NaOH (aq) + CO2 (g) 
Ao colocar um comprimido em água percebemos que o número de bolhas é formado por 
velocidade decrescente. A quantidade inicial de bolhas formada no primeiro instante é maior que a 
quantidade delas próximo ao final da reação. Assim, a curva abaixo descreve a variação do número de 
mols de CO2 pelo tempo: 
 
Como a quantidade de bolhas diminui com o tempo, a quantidade de CO2 também diminui com o 
tempo. Perceba que a quantidade de CO2 aumenta a cada instante, mas com inclinações menores na 
Comprimido efervescente em água 
[fonte: stevepb/pixabay].
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curva. Isso quer dizer, que a taxa de formação do CO2 é decrescente. Toda reação química acontece de 
maneira desacelerada. Em um sistema fechado, quando a quantidade presente no comprimido for 
totalmente consumida, a quantidade de CO2 permanecerá constante. No gráfico, a quantidade de gás 
carbônico formada pelo consumo total do comprimido é identificada pela letra q e o tempo t corresponde 
ao instante do término da reação química. Sabe-se que a proporção na reação química entre os números 
de mols do CO2 e do NaHCO3 é de 1:1, logo o gráfico abaixo representa o desenvolvimento de consumo 
do NaHCO3 e de formação do CO2 por tempo. 
 
A quantidade de NaHCO3 termina ao mesmo tempo que a quantidade máxima de CO2 é formada, 
indicando assim o término da reação. 
 
 
Gráfico de consumo de um reagente Gráfico de formação de um produto 
 
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AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 8
 
 
Influência do coeficiente estequiométrico no gráfico de consumo/formação das substâncias. 
Atente-se para a proporção estequiométrica em um gráfico de quantidade pelo tempo. Quanto 
maior o coeficiente estequiométrico, maior a quantidade consumida ou formada, logo, maior a inclinação 
da curva. Por exemplo, o gráfico de consumo total da amônia é representado por: 
2 𝑁𝐻 (𝑔) → 1 𝑁 (𝑔) + 3 𝐻 (𝑔) 
 
Pela Lei de Proust (lembra dela?!): 
 
Observe que a razão entre as variações das quantidades dos participantes na reação acima se é 
igual à razão entre os coeficientes estequiométricos, seja qual for o intervalo de tempo escolhido, 
confirmando que a Lei de Proust está sendo obedecida, como esperado. Nunca se esqueça que cinética 
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química é mais uma das maquiagens usadas pela estequiometria. Você pode até achar que é outra coisa, 
mas no fim das contas tudo é proporcionalidade. A química é exata, né, baby! 
Tá, deixa de conversa e me diz: e o que isso quer dizer? (Você me pergunta) 
Isso quer dizer que, segundo a equação, se a proporção entre NH3 e N2 é de 2 : 1, o gás amônia 
será consumido duas vezes mais rápido que a formação do gás nitrogênio; se o gás 
hidrogênio e o gás nitrogênio tem entre si uma proporção de 3 : 1, segundo a equação 
balanceada, H2 será formado três vezes mais rápido que o gás nitrogênio, e assim por diante. 
 
CÁLCULO DA VELOCIDADE DEUMA SUBSTÂNCIA. 
Velocidade média de uma reação (𝑽𝒎): razão entre a variação da concentração (∆[𝑥]) de um 
reagente ou produto e o intervalo de tempo (∆𝑡) correspondente a essa variação. O termo 
taxa é utilizado como sinônimo de velocidade média da reação. 
Matematicamente, a velocidade média (taxa média) de uma substância é calculada por: 
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑚é𝑑𝑖𝑎 𝑑𝑒 𝑢𝑚𝑎 𝑠𝑢𝑏𝑠𝑡â𝑛𝑐𝑖𝑎 =
𝑣𝑎𝑟𝑖𝑎çã𝑜 𝑑𝑎 𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 𝑢𝑚𝑎 𝑠𝑢𝑏𝑠𝑡â𝑛𝑐𝑖𝑎
𝑣𝑎𝑟𝑖𝑎çã𝑜 𝑑𝑜 𝑡𝑒𝑚𝑝𝑜
 
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑚é𝑑𝑖𝑎 â =
𝛥(𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 â )
𝛥𝑡𝑒𝑚𝑝𝑜
 
A quantidade de uma substância pode ser expressa em: número de partículas, massa, volume, 
pressão e concentração. 
 
A variação da concentração dos produtos é sempre positiva (∆[x]>0), pois os produtos são 
formados à medida que a reação evolui e, por isso, a concentração dos produtos aumenta. Por outro 
lado, a variação da concentração dos reagentes é sempre negativa (∆[x]<0) pois a concentração dos 
reagentes diminui ao longo do tempo, ou seja, há um consumo dessas substâncias no decorrer da 
transformação. Por esse motivo, inclui-se o sinal negativo na fórmula acima, nas situações em que se 
monitora a concentração dos reagentes, para que o valor da velocidade seja sempre positivo, ou usa-se 
o módulo da velocidade de consumo dos reagentes (o mais comum), conforme apresentado abaixo: 
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑚é𝑑𝑖𝑎𝒇𝒐𝒓𝒎𝒂çã𝒐 =
𝛥[𝑷𝒓𝒐𝒅𝒖𝒕𝒐𝒔]
𝛥𝑡𝑒𝑚𝑝𝑜
 
 
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑚é𝑑𝑖𝑎𝒄𝒐𝒏𝒔𝒖𝒎𝒐 = −
𝛥[𝑹𝒆𝒂𝒈𝒆𝒏𝒕𝒆𝒔]
𝛥𝑡𝑒𝑚𝑝𝑜
 
Ou 
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𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑚é𝑑𝑖𝑎𝒄𝒐𝒏𝒔𝒖𝒎𝒐 =
|𝛥[𝑹𝒆𝒂𝒈𝒆𝒏𝒕𝒆𝒔]|
𝛥𝑡𝑒𝑚𝑝𝑜
 
Exemplo: 
Ao monitorar-se a decomposição de uma solução de H2O2 em função do tempo, a 20 °C, foram 
obtidos os seguintes dados: 
 
Com base nos dados da tabela, calcula-se a velocidade de desaparecimento de H2O2 (mol·L–1·min–
1) nos 200 minutos iniciais de reação. 
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑚é𝑑𝑖𝑎 =
𝛥𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒
𝛥𝑡𝑒𝑚𝑝𝑜
 
 
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 =
|0,096 𝑚𝑜𝑙/𝐿 − 0,100 𝑚𝑜𝑙/𝐿| 
200 𝑚𝑖𝑛 − 0 𝑚𝑖𝑛
= | − 0,00002| = 2 · 10 𝑚𝑜𝑙/𝐿/𝑚𝑖𝑛 
 
CÁLCULO DA VELOCIDADE MÉDIA (TAXA MÉDIA) DE UMA REAÇÃO. 
A velocidade de uma reação química é calculada a partir da velocidade de uma substância 
participante da reação química. 
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑚é𝑑𝑖𝑎 𝑑𝑎 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 =
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 â
𝑐𝑜𝑒𝑓𝑖𝑐𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑒𝑠𝑡𝑒𝑞𝑢𝑖𝑜𝑚é𝑡𝑟𝑖𝑐𝑜
 
 
2 𝑁𝐻 (𝑔) → 1 𝑁 (𝑔) + 3 𝐻 (𝑔) 
As velocidades das substâncias relacionam-se por: 
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 çã =
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒
2
=
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒
1
=
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒
3
 
 
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AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 11
 
De onde saiu essa fórmula? 
 
Como falamos anteriormente, são os coeficientes estequiométricos que indicam as proporções (em 
quantidade de matéria) em que a reação se processa. Logo, para a reação: 
 
2 𝑁𝐻 (𝑔) → 1 𝑁 (𝑔) + 3 𝐻 (𝑔) 
Temos: 
𝑣 = 2 · 𝑣 çã 
𝑣 çã = 3 · 𝑣 çã 
 
Reajustando isso, obtemos: 
𝑣 
2
= 𝑣 çã 
𝑣 çã 
3
= 𝑣 çã 
 
Logo, 
𝑣 
2
=
𝑣 çã 
3
= 𝑣 çã 
 
A essa expressão obtida damos o nome de velocidade média da reação: 
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 çã =
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒
2
=
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒
1
=
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒
3
 
 
 
Exemplo: 
Ao monitorar-se a decomposição de uma solução de H2O2 em função do tempo, a 20 °C, foram 
obtidos os seguintes dados: 
 
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2 𝐻 𝑂 (𝑙) → 2 𝐻 𝑂 (𝑙) + 1 𝑂 (𝑔) 
Com base nos dados da tabela, calcula-se: 
 
Velocidade de consumo de H2O2 nos 600 minutos da reação: 
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 =
0,090 𝑚𝑜𝑙/𝐿 − 0,100 𝑚𝑜𝑙/𝐿
600 𝑚𝑖𝑛 − 0 𝑚𝑖𝑛
= 1,6 · 10 𝑚𝑜𝑙/𝐿/𝑚𝑖𝑛 
 
Velocidade de formação de H2O nos 600 minutos da reação: 
Não existem dados fornecidos da formação de H2O, logo, o cálculo dessa velocidade será realizado 
pela velocidade de outra substância. 
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒
2
=
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒
2
 
1,6 · 10 𝑚𝑜𝑙/𝐿/𝑚𝑖𝑛
2
=
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒
2
 
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 = 1,6 · 10 𝑚𝑜𝑙/𝐿/𝑚𝑖𝑛 
 
Velocidade de formação de O2 nos 600 minutos da reação: 
Não existem dados fornecidos da formação de O2, logo, o cálculo dessa velocidade será realizado 
pela velocidade de outra substância. 
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒
2
=
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒
1
 
1,6 · 10 𝑚𝑜𝑙/𝐿/𝑚𝑖𝑛
2
=
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒
1
 
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 = 0,8 · 10 𝑚𝑜𝑙/𝐿/𝑚𝑖𝑛 
 
Velocidade da reação nos 600 minutos: 
Para o cálculo da velocidade da reação, pode ser utilizado qualquer velocidade de substância que 
compreenda o mesmo intervalo de tempo. 
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 çã =
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒
2
=
1,6 · 10 𝑚𝑜𝑙/𝐿/𝑚𝑖𝑛
2
= 0,8 · 10 𝑚𝑜𝑙/𝐿/𝑚𝑖𝑛 
ou 
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𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 çã =
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒
2
=
1,6 · 10 𝑚𝑜𝑙/𝐿/𝑚𝑖𝑛
2
= 0,8 · 10 𝑚𝑜𝑙/𝐿/𝑚𝑖𝑛 
ou 
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 çã =
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒
1
=
0,8 · 10 𝑚𝑜𝑙/𝐿/𝑚𝑖𝑛
2
= 0,8 · 10 𝑚𝑜𝑙/𝐿/𝑚𝑖𝑛 
 
 
(UFRGS RS/2018) 
O ácido hidrazoico HN3 é um ácido volátil e tóxico que reage de modo extremamente explosivo e 
forma hidrogênio e nitrogênio, de acordo com a reação abaixo. 
2 HN3 → H2 + 3 N2 
Sob determinadas condições, a velocidade de decomposição do NH3 é de 6,0·10–2 mol L–1 min–1. 
Nas mesmas condições, as velocidades de formação de H2 e de N2 em mol L–1 min–1, são, 
respectivamente, 
 
a) 0,01 e 0,03. 
b) 0,03 e 0,06. 
c) 0,03 e 0,09. 
d) 0,06 e 0,06. 
e) 0,06 e 0,18. 
 
Comentários: 
A relação matemática entre as velocidades das substâncias é dada por: 
 
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑁𝐻3
2
=
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑁2
1
=
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝐻2
3
 
Sabendo que a velocidade do NH3 é igual a 0,06 mol/L, tem-se: 
0,06 𝑚𝑜𝑙 · 𝐿−1
2
=
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑁2
1
=
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝐻2
3
 
0,06 𝑚𝑜𝑙 · 𝐿−1
2
=
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑁2
1
 
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑁2 = 0,03 𝑚𝑜𝑙 · 𝐿
−1 
0,06 𝑚𝑜𝑙 · 𝐿−1
2
=
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝐻2
3
 
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝐻2 = 0,9 𝑚𝑜𝑙 · 𝐿
−1 
 
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Gabarito: C 
 
(IFBA/2017) 
Os gases butano e propano são os principais componentes do gás de cozinha (GLP - Gás Liquefeito 
de Petróleo). A combustão do butano (C4H10) correspondente à equação: 
C4H10 + O2 → CO2 + H2O + Energia 
Se a velocidade da reação for 0,1 mols butano-minuto qual a massa de CO2 produzida em 1 hora? 
 
a) 1.056 g 
b) 176 g 
c) 17,6 g 
d) 132 g 
e) 26,4 g 
 
Comentários: 
Primeiramente, balanceia-se a equação de combustão: 
C4H10 + 13/2 O2 → 4 CO2 + 5 H2O + Energia 
Calcula-se a massa, em gramas, de CO2 (44 g/mol) formada pelo consumo de 0,1 mol de C4H10: 
 
Determinando a taxa de formação em 60 minutos (1 hora): 
 
Gabarito: A 
 
(UNIFOR CE/2016) 
O bromo é um elemento não metálico, líquido, de cor avermelhada a temperatura ambiente, 
volátil, denso e instável, podendo ser obtido por meio da equação química abaixo: 
BrO3– (aq) + 5 Br– (aq) + 6 H+ (aq) → 3 Br2 (aq) + 3 H2O (l) 
Considerando que a velocidade de desaparecimento do íon brometo seja igual a 5,5·10–3 mol·L–
1·s–1, a velocidade de aparecimento do bromo, em mol·L–1·s–1, será, aproximadamente, de 
 
a) 1,15·10–2 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶4𝐻10 − − − − 4 · 44 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑂2
0,1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶4𝐻10 − − − − 𝑥 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑂2
 
x = 17,6 g de CO2 
17,6 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑂2 − − − − 1 𝑚𝑖𝑛
𝑦 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑂2 − − − − 60 𝑚𝑖𝑛
 
y = 1056 g/hora 
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b) 1,65·10–2 
c) 3,30·10–3d) 5,50·10–3 
e) 8,58·10–5 
 
Comentários: 
 
 
 
VELOCIDADE INSTANTÂNEA 
A velocidade instantânea da reação é a velocidade medida a cada intervalo infinitesimal da 
reação, ou seja, é a velocidade da reação para intervalos de tempo tão pequenos que o 𝑡 tende a zero 
𝑡 − 𝑡 → 0 e, com isso a ∆(𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒) da substância analisada também tende a zero 
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 − 𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 → 0 . Explicando com outras palavras: os intervalos (∆) 
analisados são tão pequenos (infinitesimalmente pequenos) que a massa e o tempo parecem não ter 
variado, dando a impressão de que estamos medindo aquele ponto naquele exato instante. 
Compreendeu? Esse conceito é tão importante que teremos, mais a frente, um tópico só sobre ele, que é 
a Lei das Velocidades, usando esse conceito para a velocidade inicial da reação no instante 𝑡 = 0. 
A velocidade instantânea de uma reação é numericamente igual ao coeficiente angular da reta 
tangente traçada no gráfico “concentração versus tempo” em um determinado instante. 
À medida que o tempo passa, o coeficiente angular da reta vai diminuindo, consequentemente a 
inclinação da reta tangente e a velocidade instantânea da reação diminuem. 
Tomemos a reação de decomposição do NO2 
𝑁𝑂 ( )
radiação solar
⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 𝑁𝑂 ( ) + 𝑂 ( ) 
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝐵𝑟−1
5
=
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝐵𝑟2
3
 
5,5 · 10−3𝑚𝑜𝑙 · 𝐿−1 · 𝑠−1
5
=
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝐵𝑟2
3
 
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝐵𝑟2 = 3,3 · 10
−3 𝑚𝑜𝑙 · 𝐿−1 · 𝑠−1 
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AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 16
 
Fonte consultada: GONICK, L.; CRIDDLE, C. The cartoon guide to Chemistry. 
New York: Harper Collins Publishers, 2005. p. 143. 
 
Em outras palavras, o que foi demonstrado no gráfico é que a velocidade instantânea corresponde 
à tangente do ângulo alfa no ponto em que se mede a velocidade. 
 
𝒕𝒂𝒏𝒈𝒆𝒏𝒕𝒆 𝒅𝒆 𝜶 =
𝑐𝑎𝑡𝑒𝑡𝑜 𝑜𝑝𝑜𝑠𝑡𝑜
𝑐𝑎𝑡𝑒𝑡𝑜 𝑎𝑑𝑗𝑎𝑐𝑒𝑛𝑡𝑒
=
∆𝑄𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒
∆𝑡𝑒𝑚𝑝𝑜
 
 
 
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2. FUNDAMENTOS DE UMA REAÇÃO QUÍMICA 
Para que uma reação química ocorra é necessário o seguinte: 
 
 
CONTATO ENTRE OS REAGENTES. 
Reação química é o processo em que substâncias iniciais (reagentes) entram em contato. Devido 
à afinidade química entre elas, ocorre a formação dos produtos (substâncias finais). Nem toda colisão 
entre partículas promove uma reação química. Por exemplo, se você der um tapa na mesa (SÓ POR 
EXEMPLO!!), não acontecerá uma reação química porque as partículas da sua mão e da mesa não 
mudarão suas ligações. Portanto, a colisão das partículas da sua mão com a mesa é classificada como 
choque ineficaz/inefetivo ou colisão ineficaz/inefetiva. 
Uma reação química acontece devido ao rearranjo dos átomos, ou seja, rompem-se ligações nos 
reagentes e formam-se novas nos produtos. Por exemplo, dentro de um pistão no motor a combustão 
de um carro em funcionamento, as colisões das moléculas de etanol com as de oxigênio são classificadas 
como choque eficaz/efetivo ou colisão eficaz/efetivo, dando origem aos produtos, como gás carbônico e 
água, e liberando energia, usada no funcionamento do motor. 
Quanto mais inclinada a curva naquele ponto, 
maior o ângulo α, maior a sua tangente e, 
portanto, maior a velocidade instantânea.
Quanto menos inclinada a curva naquele ponto, 
menor o ângulo α, menor a sua tangente e, 
portanto, menor a velocidade instantânea.
Ocorrência de uma reação química
contato entre os reagentes Orientação favorável do contato entre reagentes energia mínima necessária
energia de ativação
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Podemos dividir uma reação química em 3 etapas: 
1ª) Quebra de ligações devido ao contato entre as partículas reagentes; 
2ª) Rearranjo atômico (mudança dos átomos de lugar); 
3ª) Formação de novas ligações. 
 
Fonte: Ciscato, Pereira, Chemello e Proti. Química 
1. ed. — São Paulo : Moderna, 2016. p.184 
 
Graficamente, podemos perceber que toda reação ocorrerá seguindo os mesmos passos: 
 
 
Para reações exotérmicas, temos: 
absorção de energia 
para quebra das 
ligações dos reagentes
formação de um estado 
intermediário 
altamente energético e 
instável (complexo 
ativado)
liberação de energia na 
formação de novas 
ligações nos produtos 
(estabilização do 
sistema reacional)
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Para reações endotérmicas, temos: 
 
 
Perceba que nos dois casos, tanto nas reações endotérmicas quanto nas reações exotérmicas, 
ocorre primeiro uma etapa de absorção de energia e, em seguida, uma etapa de liberação de energia. 
Essa energia absorvida, que é a mínima necessária para a quebra de todas as ligações e, portanto, a 
energia mínima necessária para reação acontecer, é que chamamos de ENERGIA DE ATIVAÇÃO. Uma 
reação só ocorre se esse mínimo exigido for fornecido a ela. Falaremos sobre ela no próximo tópico. 
 
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AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 20
 
É justamente a diferença entre as energias envolvidas que nos permite classificar as reações 
como endo ou exotérmicas. Isso é muito simples de observar quando aplicamos, por exemplo, a Lei de 
Hess (aprendido em Termoquímica) aos gráficos acima. Perceba: 
Para uma reação endotérmica temos: 
 
𝐸 − 𝐸 > 𝐸 − 𝐸 
Ou seja, absorveu mais que liberou. 
 
Ou 
1ª Etapa (absorção): 𝑅𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒 → 𝐶𝑜𝑚𝑝𝑙𝑒𝑥𝑜 𝑎𝑡𝑖𝑣𝑎𝑑𝑜 ∆𝐸 = 𝐸 − 𝐸 
2ª Etapa (liberação): 𝐶𝑜𝑚𝑝𝑙𝑒𝑥𝑜 𝑎𝑡𝑖𝑣𝑎𝑑𝑜 → 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 ∆𝐸 = 𝐸 − 𝐸 
Reação global: 𝑅𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒 → 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜 ∆𝐸 çã = ∆𝐸 + ∆𝐸 
Portanto, 
∆𝐸 çã = ∆𝐸 + ∆𝐸 
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AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 21
∆𝐸 çã = 𝐸 − 𝐸 + 𝐸 − 𝐸 
∆𝐸 çã = 𝐸 − 𝐸 + 𝐸 − 𝐸 
∆𝐸 çã = 𝐸 − 𝐸 
Portanto, como 
𝐸 > 𝐸 
Temos uma reação endotérmica. 
 
Usando o mesmo raciocínio para reações exotérmicas, temos: 
 
 
𝐸 − 𝐸 < 𝐸 − 𝐸 
Ou seja, liberou mais que absorveu. 
 
Ou 
1ª Etapa (absorção): 𝑅𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒 → 𝐶𝑜𝑚𝑝𝑙𝑒𝑥𝑜 𝑎𝑡𝑖𝑣𝑎𝑑𝑜 ∆𝐸 = 𝐸 − 𝐸 
2ª Etapa (liberação): 𝐶𝑜𝑚𝑝𝑙𝑒𝑥𝑜 𝑎𝑡𝑖𝑣𝑎𝑑𝑜 → 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 ∆𝐸 = 𝐸 − 𝐸 
Reação global: 𝑅𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒 → 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜 ∆𝐸 çã = ∆𝐸 + ∆𝐸 
Portanto, 
∆𝐸 çã = ∆𝐸 + ∆𝐸 
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AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 22
∆𝐸 çã = 𝐸 − 𝐸 + 𝐸 − 𝐸 
∆𝐸 çã = 𝐸 − 𝐸 + 𝐸 − 𝐸 
∆𝐸 çã = 𝐸 − 𝐸 
Portanto, como 
𝐸 < 𝐸 
Temos uma reação exotérmica. 
 
ENERGIA DE ATIVAÇÃO. 
Quando duas partículas reagentes se aproximam, ocorre um aumento da repulsão existente entre 
elas. Caso essas partículas possuam uma energia cinética suficientemente grande, elas serão 
desaceleradas, mas não o suficiente para evitar uma colisão. Essa colisão promove a fusão das nuvens 
eletrônicas das partículas reagentes, originando uma espécie química denominado complexo ativado. 
A energia cinética mínima necessária para permitir a colisão entre as partículas reagentes, 
originando o complexo ativado, é denominada energia de ativação. 
 
O complexo ativado, como já falamos, é uma espécie química instável e transitória 
(intermediária), na qual todos os átomos que formam os reagentes encontram-se em uma mesma nuvem 
eletrônica. Nesse momento, algumas de suas ligações começam a ser rompidas e as ligações que 
originarão os produtos começam a ser formadas. 
A energia potencial do complexo ativado é superior às energias potenciais dos reagentes e dos 
produtos. Portanto, ele é mais instável do que os reagentes e os produtos. Sua instabilidade é tão alta 
que seu tempo médio devida é da ordem de 10-6 segundos. 
No complexo ativado, as partículas reagentes atingiram um ponto de aproximação e de 
deformação tão grande que uma pequena deformação extra origina os produtos. Contudo, existe também 
a probabilidade de o complexo ativado retornar à condição inicial de reagentes. Por isso, quanto menor a 
energia de ativação de uma reação química, maior a probabilidade de um número maior de moléculas 
terem energia suficiente para serem transformadas em complexo ativado e, consequentemente, em 
produtos, logo, maior a rapidez da reação. (sugiro observar a figura explicativa sobre catalisadores a 
alguns tópicos adiante, te ajudará a entender aqui.) 
 
Como classificamos cada parte do gráfico termocinético? 
Reações endotérmicas Reações exotérmicas 
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AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 23
 
ΔH>0 (absorção de energia) ΔH<0 (liberação de energia) 
 
𝜟𝑯 = 𝑯𝒑𝒓𝒐𝒅𝒖𝒕𝒐𝒔 − 𝑯𝒓𝒆𝒂𝒈𝒆𝒏𝒕𝒆𝒔 
Hreagente Energia potencial e cinética dos reagentes. 
Hproduto Energia potencial e cinética dos produtos. 
ΔH Variação de entalpia ou calor de reação. Corresponde a energia liberada ou absorvida por uma reação química. 
Energia de ativação Energia mínima necessária para que a reação ocorra. Esse intervalo de energia corresponde entre a energia do complexo ativado e a energia do reagente. 
Complexo ativado Pico de energia encontrado em uma reação química. Instante que as ligações são rompidas e formadas ao mesmo tempo. 
 
Exemplo: 
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AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 24
 
𝐻 = 120 𝑘𝐽 
𝐻 = 75 𝑘𝐽 
𝛥𝐻 = 75 − 120 = − 45 𝑘𝐽 
𝐸 çã = 185 − 120 = 65 𝑘𝐽 
𝐸 = 185 𝑘𝐽 
 
 
(UEG GO/2018) 
No gráfico a seguir, é apresentada a variação da energia durante uma reação química hipotética. 
 
Com base no gráfico, pode-se correlacionar X, Y e Z, respectivamente, como 
 
a) intermediário da reação, energia de ativação e variação da entalpia. 
b) variação da entalpia, intermediário da reação e complexo ativado. 
c) complexo ativado, energia de ativação e variação de entalpia. 
d) variação da entalpia, energia de ativação e complexo ativado. 
e) energia de ativação, complexo ativado e variação da entalpia. 
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AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 25
 
Comentários: 
 
 
 
Gabarito: D 
 
(UEPG PR/2015) 
Observando o gráfico abaixo, que representa o desenvolvimento de uma reação, assinale o que 
for correto. 
 
 
01. A reação X + Y → Z é uma reação endotérmica. 
02. 32 kcal é a energia do complexo ativado. 
04. Na formação de Z, a energia dos reagentes é menor do que a do produto. 
08. 42 kcal é a energia de ativação para X + Y → Z. 
16. A reação Z → X + Y tem ΔH = –12 kcal. 
 
Comentários: 
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AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 26
Julgando os itens, tem-se: 
01. Certo. A entalpia dos produtos é maior que a entalpia dos reagentes. 
02. Errado. A entalpia do complexo ativado é igual a 42 kcal, enquanto a entalpia da energia de 
ativação é igual a 32 kcal. 
04. Certo. A entalpia dos reagentes é menor que a entalpia dos produtos, porque é uma reação 
endotérmica. 
08. Errado. 42 kcal é a energia do complexo ativado, enquanto 32 kcal é a energia de ativação. 
16. A reação Z → X + Y tem ΔH = –20 kcal. A variação de entalpia da reação inversa é calculada 
por 10 – 30 = - 20 kcal. 
Gabarito: 05 
 
3. FATORES QUE INTERFEREM NA VELOCIDADE DA REAÇÃO 
Como vimos no tópico anterior, é possível estabelecer uma relação entre a rapidez de uma reação 
e a energia de ativação: se a energia de ativação de uma reação é baixa, as colisões não precisam ocorrer 
com grande energia para ultrapassar a energia mínima necessária e serem efetivas. Assim, a 
probabilidade de choques efetivos é alta. Resultado: reação rápida. Seguindo raciocínio semelhante, se 
a energia de ativação for alta, a reação será lenta. Porém, outros fatores também afetam a taxa de uma 
transformação química. Vamos falar um pouco sobre isso. 
 
 
SUPERFÍCIE DE CONTATO 
Quanto maior a superfície de contato, maior a probabilidade de choques efetivos e, 
consequentemente, maior a velocidade da reação. 
O termo superfície de contato é empregado para comparar velocidade da reação envolvendo 
reagentes no estado sólido. A reação de um sólido em pó é maior que ele em lascas ou placas. Ou seja, 
para uma mesma massa de um certo reagente, quanto mais pulverizado ele estiver, maior com contato 
esse reagente e maior a velocidade da reação. 
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AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 27
Exemplo: 
 
 
↑ Super cie de contato ↑ Velocidade da reação 
 
CONCENTRAÇÃO 
Quanto maior a concentração dos reagentes, maior a probabilidade de choques efetivos e, 
consequentemente, maior a velocidade da reação. 
 
↑ Concentração dos reagentes ↑ Velocidade da reação 
 
Buscando o que já falamos sobre velocidade de reações, quando 
 
A Figura abaixo mostra um resultado típico para uma concentração de reagente plotada em função 
do tempo. Retas tangentes foram traçadas em três pontos: (a) no instante em que a reação começa, (b) 
quando a reação está quase no meio do caminho e (c) quando a reação está quase terminada. O ponto 
(a) define a taxa inicial da reação, que é a taxa que ocorre no instante em que os reagentes são 
misturados em t = 0. 
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AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 28
A principal observação sobre o gráfico abaixo é que as inclinações das tangentes se aproximam de 
zero à medida que a reação prossegue. Quando a reação termina, não ocorre mais alteração na 
concentração de qualquer reagente remanescente ou na concentração de qualquer produto, e nesta 
região da curva a inclinação de qualquer tangente é zero. Este comportamento é típico: as mudanças mais 
rápidas nas concentrações dos reagentes ocorrem no início da maioria das reações, que é onde a 
concentração a máxima. 
 
TEMPERATURA 
Quanto maior a temperatura, maior o grau de agitação das partículas, maior a probabilidade de 
choques efetivos e, consequentemente, maior a velocidade da reação. 
↑ Temperatura ↑ Velocidade da reação 
 
Podemos observar uma diferença gritante em duas bandejas com carne moída após 24 dias. A 
primeira foi guardada sob refrigeração, a segunda em temperatura ambiente: 
 
 
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AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 29
 
A influência quantitativa da temperatura na velocidade das reações. 
Segundo Van’t Hoff, o aumento de 10 °C, praticamente, duplica a velocidade de uma reação química. 
Arrhenius, por sua vez, determinou uma equação que relaciona a constante de velocidade e a 
temperatura de uma reação química. 
𝑙𝑛 𝑘 = ln 𝐴 −
𝐸
𝑅𝑇
 
Sendo, 
k: constante da lei de velocidade 
A: constante pré-exponencial 
Ea: energia de ativação 
R: constante universal dos gases 
T: temperatura 
Tanto A quanto Ea são conhecidos como os parâmetros de Arrhenius da reação, seus valores são 
determinados experimentalmente e são independentes da temperatura. 
 
 
Outro ponto importante é que, quando aumentamos a temperatura, estamos aumentando o 
número de moléculas com energia mínima necessária para atingir o estado de complexo ativado (Eat). 
Em uma amostra de reagentes, nem todas as espécies apresentam a mesma energia em um dado 
instante. A distribuição de energia entre as espécies reagentes é dada pela curva que se segue. 
 
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AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 30
Com o aumento da temperatura, há uma nova distribuição de energia entre as espécies reagentes. 
Note que o aumento da temperatura (T1 < T2) aumenta a fraçãode moléculas com energia maior 
ou igual à energia de ativação. Sendo assim, haverá um aumento da velocidade de reação. 
 
CATALISADOR 
Imagine a seguinte situação em que uma pessoa precisasse se deslocar de uma Vila A para uma 
Vila B. Concordamos que o ponto de partida e o ponto de chegada é o mesmo e, dependendo do caminho 
percorrido, essa viagem demorará mais ou menos tempo, certo? 
 
Se colocarmos essa situação em um gráfico, desses que nós estamos estudando, ficaria mais ou 
menos assim: 
 
A energia de reagentes e produtos não se altera, mas dependendo do caminho reacional 
percorrido, a reação ocorrerá mais rapidamente ou mais lentamente. 
Portanto, você já percebeu que: 
Catalisador é uma substância que aumenta a velocidade de uma reação química, sem sofrer 
alteração qualitativa nem quantitativa ao fim da transformação. A fim de acelerar o processo, 
o catalisador modifica o caminho reacional para aquele onde a energia de ativação é a menor, 
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AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 31
garantindo assim que uma maior quantidade de moléculas atinja a energia mínima necessária 
para a reação acontecer. Logo, ela é processada mais rapidamente. 
 
Catalisador: ↓ Energia de A vação ↑ Velocidade da reação 
Algumas observações importantes a respeito dos catalisadores: 
 
 
Graficamente temos o seguinte: 
 
 
 
Aumenta a velocidade de uma reação química
Um catalisador pode participar de uma das etapas da reação, sendo 
consumido; porém, ao final do processo, ele é integralmente regenerado
Quando atua em uma reação reversível, age com a mesma intensidade na 
reação direta e na reação inversa
Não altera os valores de Hr , Hp e ∆H
Cria, para a reação, um novo caminho para formação dos produtos, com 
energia de ativação menor
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AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 32
As reações que envolvem catalisadores são classificadas em: 
Catálise homogênea Catálise heterogênea 
O catalisador é miscível ao meio reacional. O catalisador é imiscível ao meio reacional. 
𝑆𝑂 (𝑔) + 𝑂 (𝑔)
 ( )
⎯⎯⎯⎯ 𝑆𝑂 (𝑔) 𝐻 (𝑔) + 𝐶 𝐻 (𝑔)
 ( )
⎯⎯ 𝐶 𝐻 (𝑔) 
Outros termos utilizados nas reações envolvendo catalisadores: 
Autocatálise: 
Quando um dos produtos da reação atua como catalisador dela mesma. Por 
exemplo, o produto da reação NO é o catalisador da reação do cobre com 
ácido nítrico: 
3 Cu (s) + 8 HNO3 (aq) 
 ( )
⎯⎯⎯ 3 Cu(NO3)2 (aq) + 2 NO (g) + 4 H2O () 
Ativadores ou 
promotores 
São espécies químicas que atuam sobre os catalisadores, aumentando ainda 
mais a velocidade da reação. Os ativadores aumentam a eficiência do 
catalisador, porém, sem a presença dele, essas substâncias não possuem 
nenhuma propriedade catalítica. 
Inibidor: 
Substâncias que apresentam efeito contrário ao do catalisador, ou seja, os 
inibidores aumentam a energia de ativação da reação. Os parabenos são 
conservantes alimentares que funcionam como inibidores das reações de 
decomposição de compostos orgânicos. 
Veneno de catalisador: Os venenos de catalisadores anulam a ação do catalisador e a reação opera como se não houvesse catalisador. 
 
PRESSÃO* 
Para sistemas gasosos, o efeito da pressão é interpretado assim como o fator da concentração. Em 
um sistema gasoso, quanto maior a pressão parcial de um gás, maior a probabilidade de choques efetivos 
e, consequentemente, maior a velocidade da reação. 
↑ Pressão parcial de um gás ↑ Velocidade da reação 
 
REATIVIDADE 
Quanto maior a reatividade de um reagente, menor a energia de ativação necessária para que a 
reação ocorra. Uma das reatividades exigidas nas provas de vestibulares é a ordem de reatividade dos 
metais. Alguns metais reagem com ácidos, outros não. A seguir é apresentado a ordem de reatividade dos 
metais e do H+: 
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AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 33
 
A partir da tabela, conclui-se que cobre, prata e ouro não reagem com ácidos fortes, porém zinco, 
alumínio e ferro reagem. 
 
 
(UERJ/2003) 
O gráfico a seguir refere-se às curvas de distribuição de energia cinética entre um mesmo número 
de partículas, para quatro valores diferentes de temperatura T1, T2, T3 e T4, sendo T1 < T2 < T3 < 
T4. Note que as áreas sob cada uma das curvas são idênticas, uma vez que são proporcionais a um 
mesmo número de partículas. 
 
As transformações químicas serão tanto mais rápidas quanto maior for o número de colisões 
possíveis. 
Porém, isso depende não só do valor do número de colisões, mas também do valor mínimo da 
energia, chamado energia de limiar ou de ativação (por exemplo, a energia E indicada no gráfico). 
Assim, com relação ao gráfico apresentado, a transformação química torna-se MAIS rápida na 
seguinte temperatura: 
a) T1 
b) T2 
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AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 34
c) T3 
d) T4 
 
Comentários: 
A energia de ativação está indicada por E no gráfico. Para que a transformação química ocorra, é 
necessário que as partículas tenham energia maior ou igual à E. Quanto maior o número de 
partículas com esse valor de energia, mais rápida é a reação. 
O número de partículas é proporcional a área sob a curva. O número de partículas com energia 
maior ou igual à E está indicado no gráfico dessa maneira: 
Em T1 = quase zero; 
Em T2 = área preenchida em preto; 
Em T3 = área quadriculada + área preenchida em preto; 
Em T4 = área listrada + área quadriculada + área preenchida em preto. 
Portanto a ordem das velocidades desses processos é: T4 > T3 > T2 > T1 
 
Gabarito: D 
 
(IBMEC SP Insper/2019) 
Foi proposto a um grupo de alunos um experimento sobre a reação da casca de ovos com soluções 
de ácido clorídrico (HCl), usando os materiais e as condições descritas na tabela. 
 
(http://www.saude.co/www.animalnatural.com.br. Adaptado) 
O experimento consistia em medir o tempo da reação da solução ácida com a amostra de casca 
de ovo. Para a preparação do experimento, foi removida a película de material orgânico que compõe 
a casca de ovo, tanto para o seu uso in natura como para preparação da amostra em pó. 
A combinação que apresentou o menor tempo de reação foi aquela que usou 
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AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 35
 
a) a casca do ovo em pó e o HCl 1,5 mol/L a 60 °C. 
b) a casca de ovo in natura e o HCl 0,5 mol/L a 20 °C. 
c) a casca de ovo in natura e o HCl 0,5 mol/L a 60 °C. 
d) a casca do ovo in natura e o HCl 1,5 mol/L a 20 °C. 
e) a casca do ovo em pó e o HCl 0,5 mol/L a 20 °C. 
 
Comentários: 
Aos fatores utilizados pelos alunos para analisar a velocidade da reação foram: superfície de 
contato (em casa in natura ou pulverizado), concentração (0,5 mol/L e 1,5 mol/L) e temperatura (20 
°C e 60 °C). As influências de cada fator na velocidade da reação: 
 
A reação que apresenta maior velocidade, ou seja, o menor tempo é aquela que é encontrado os 
parâmetros que contribuem com mais velocidade: pulverizado, 1,5 mol/L e 60 °C. 
 
Gabarito: A 
 
4. LEI DA VELOCIDADE (VELOCIDADE INICIAL DA REAÇÃO) 
A análise quantitativa da velocidade de uma reação química é expressa a partir dos valores das 
concentrações dos reagentes. Considere a seguinte reação química: 
x A (g) + y B (g) → z C (g) 
A expressão da lei da velocidade ou lei da ação das massas ou lei de Gulberg-Waage para a reação 
acima é: 
𝑽𝒆𝒍𝒐𝒄𝒊𝒅𝒂𝒅𝒆 = 𝒌 · [𝑨]𝒙 · [𝑩]𝒚 
k = constante da lei da velocidade 
x = ordem da reação em relação ao reagente A 
y = ordem da reação em relação ao reagente B 
O valor da constante (k) depende exclusivamente da temperatura. O valor de k pode aumentar ou 
diminuir para maiores valores de temperatura. 
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AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 36
 
A relação entretemperatura e k depende de cada reação química. 
Para reações endotérmicas, ↑ T ↑k. 
Para reações exotérmicas, ↑ T ↓k. 
 
Os valores de k e as ordens da reação são determinados experimentalmente. 
A seguir são apresentados exemplos para determinar a lei da reação a partir dos dados 
experimentais de consumo dos reagentes. 
 
EXEMPLO 1 
O terc-butanol pode ser obtido pela reação do brometo de terc-butila (C4H9Br) com uma base 
forte, segundo a reação a seguir: 
OHBr OH+ Br+
 
Os dados experimentais obtidos para essa reação a 55 °C são: 
[C4H9Br] [OH-] Velocidade da reação 
0,10 mol·L-1 0,10 mol·L-1 1,0·10-3 mol·L-1·s-1 
0,20 mol·L-1 0,10 mol·L-1 2,0·10-3 mol·L-1·s-1 
0,10 mol·L-1 0,20 mol·L-1 1,0·10-3 mol·L-1·s-1 
0,10 mol·L-1 0,30 mol·L-1 1,0·10-3 mol·L-1·s-1 
Para determinar as ordens da reação em relação aos reagentes, deve-se analisar a influência da 
concentração de cada reagente na velocidade da reação. 
Quando a concentração do 
hidróxido permanece constante e a 
concentração do brometo de terc-
butila duplica, a velocidade da 
reação duplica. Logo, a ordem do 
reagente brometo de terc-butila é 
1. 
 
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AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 37
Quando a concentração do 
brometo de terc-butila permanece 
constante e a concentração do 
hidróxido duplica, a velocidade da 
reação permanece constante. 
Logo, a ordem do reagente 
hidróxido é 0. 
Assim a lei da velocidade da reação é: 
v = k · [C4H9Br]1·[OH-]0 = 
v = k · [C4H9Br]1 
A ordem da reação é 1 (ordem 1 em relação ao brometo de terc-butila e ordem 0 em relação ao 
hidróxido). 
 
 
A lei da velocidade nos ajuda a entender o mecanismo da reação. A reação de substituição sofrida 
pelo brometo de terc-butila não depende da concentração do hidróxido e depende da concentração do 
reagente orgânico para ordem 1. 
A etapa cinética determinante de uma reação química é a etapa lenta. 
A reação de substituição pode ser descrita em duas etapas que justificam os dados encontrados 
na tabela apresentada no exemplo 1. 
Etapa lenta: C4H9Br → C4H9+ + Br- 
Etapa rápida: C4H9- + OH- → C4H9OH 
Perceba que na etapa lenta, o único reagente participante da reação é o C4H9Br, portanto, a lei da 
velocidade é: v = k · [C4H9Br]1. Curiosamente, esse mecanismo de substituição apresentado é chamado de 
substituição nucleofílica de 1ª ordem ou Sn1. 
 
 
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AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 38
EXEMPLO 2 
O metanol pode ser obtido pela reação de substituição entre os reagentes cloreto de metila e o 
íon hidróxido, proveniente de uma base forte. 
Cl + OH OH + Cl 
Os dados obtidos para essa reação a 25 °C são: 
[CH3Cl] [OH-] Velocidade da reação 
0,001 mol·L-1 1,0 mol·L-1 4,9·10-7 mol·L-1·s-1 
0,002 mol·L-1 1,0 mol·L-1 9,8·10-7 mol·L-1·s-1 
0,002 mol·L-1 2,0 mol·L-1 19,6·10-7 mol·L-1·s-1 
Para determinar as ordens da reação em relação aos reagentes, deve-se analisar a influência da 
concentração de cada reagente na velocidade da reação. 
Quando a concentração do íon 
permanece constante e a concentração do 
cloreto de metila duplica, a velocidade da 
reação duplica. Logo, a ordem do reagente 
cloreto de metila é 1. 
Quando a concentração do cloreto de 
metila permanece constante e a concentração 
do íon duplica, a velocidade da reação duplica. 
Logo, a ordem do reagente hidróxido é 1. 
 
Assim a lei da velocidade da reação é: 
v = k · [CH3Cl]1·[OH-]1 
A ordem da reação é 2 (ordem 1 em relação ao cloreto de metila e ordem 1 em relação ao 
hidróxido). 
 
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AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 39
 
A reação de substituição do cloreto de metila na presença de íons hidróxido depende da 
concentração dos reagentes, de ordem 1 para cada um. 
Sabendo que a etapa determinante de uma reação química é a etapa lenta, infere-se que os dois 
reagentes participam da etapa lenta e, assim, única etapa da reação. 
Etapa lenta e única: CH3Cl + OH- → CH3OH + Cl- 
v = k · [CH3Cl]1·[OH-]1 
Curiosamente, esse mecanismo de substituição apresentado é chamado de substituição 
nucleofílica de 2ª ordem ou Sn2. 
 
 
 
Quando a ordem dos reagentes é igual aos menores e inteiros coeficientes estequiométricos de 
uma reação química, essa reação é chamada de reação química elementar. 
Por exemplo: 
1 N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) (reação química elementar) 
v = k · [N2]1 · [H2]3 
 
EXEMPLO 3 
A reação do monóxido de nitrogênio com o gás hidrogênio produz gás nitrogênio e água. 
2NO (g) + 2 H2 (g) → N2 (g) + 2 H2O (g) 
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AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 40
O estudo cinético dessa reação foi realizado com a tabela a seguir. 
[NO] [H2] Velocidade da reação 
0,001 mol·L-1 0,001 mol·L-1 3·10-5 mol·L-1·h-1 
0,001 mol·L-1 0,002 mol·L-1 6·10-5 mol·L-1·h-1 
0,002 mol·L-1 0,002 mol·L-1 24·10-5 mol·L-1·h-1 
Analisando a influência das concentrações nas velocidades das reações, tem-se: 
Quando a concentração do 
NO permanece constante e a 
concentração do H2 duplica, a 
velocidade da reação duplica. Logo, a 
ordem do gás hidrogênio é 1. 
 
Quando a concentração do H2 
permanece constante e a 
concentração do NO duplica, a 
velocidade da reação quadriplica. 
Logo, a ordem do reagente NO é 2. 
 
Assim a lei da velocidade da reação é: 
v = k · [NO]2·[H2]1 
A ordem da reação é 3 (ordem 2 em relação ao NO e ordem 1 em relação ao H2). 
 
 
Como interpretar o mecanismo da reação sabendo que a ordem da reação é 2 em relação ao NO 
e 1 em relação ao H2? 
Etapa lenta: NO + NO + H2 → 
Curiosamente, as etapas sucessivas para essa reação são descritas por: 
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AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 41
1ª etapa e etapa lenta: 2NO (g) + H2 (g) → N2O (g) + H2O (g) 
2ª etapa e etapa rápida: N2O (g) + H2 (g) → N2 (g) + H2O (g) 
Reação global: 2NO (g) + 2 H2 (g) → N2 (g) + 2 H2O (g) 
 
 
O estudo cinético da lei da velocidade nos ajuda a entender o mecanismo de uma reação química, 
mas isso somente é possível tendo acesso a dados experimentais. 
Na ausência de dados experimentais (o que quase nunca acontecerá em uma questão de 
vestibular) que permitam determinar as ordens de cada reagente para a lei da velocidade de uma 
reação, as reações químicas serão consideradas elementares. 
 
EXEMPLO 4 – UMA OUTRA FORMA DE ENCONTRAR A LEI CINÉTICA 
Analise os dados obtidos em três experimentos, realizados a 1280 ℃, em que se variou a 
concentração inicial dos reagentes e mediu-se a taxa instantânea de reação (𝑽𝒊) no instante 𝒕 = 𝟎 𝒔. 
2 𝑁𝑂( ) + 2 𝐻 ( ) ⇌ 𝑁 ( ) + 2 𝐻 𝑂 ( ) 
 
 
Analisando a influência das concentrações nas velocidades das reações, tem-se, de forma genérica, 
a expressão: 
𝑣 = 𝑘 · [𝑁𝑂] · [𝐻 ] 
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AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 42
O que sabemos é que, modificando somente as concentrações dos reagentes, cada um de uma 
vez, conseguimos avaliar a sua real influência sobre a velocidade inicial da reação. O que, A PRINCÍPIO, 
não seria capaz caso eu modificasse a concentração de todos, de uma única vez. 
 
Imagine você fazendo esse experimento e, do nada, muda todas 
as concentrações ao mesmo tempo e, consequentemente, observa 
uma velocidade de reação maior. Aí vem dúvida: Qual foi o reagente 
responsável pela modificação observada? Não sei, ne! Mudei tudo de 
uma vez só! 
É por isso que fazemos mudanças pontuais, reagente por 
reagente, para estudar o negócio direito. 
 
Bom, vamos lá, precisamos encontrar os coeficientes de velocidade 𝑥 e 𝑦 (também chamados de 
ordem, para cada reagente. Farei aqui uma razão entre leis cinéticas de experimentos diferente com o 
objetivo de obter tais coeficientes, acompanha comigo: 
Relacionando as velocidades dos experimentos II e experimento I, temos:𝑣
𝑣
=
𝑘 · [𝑁𝑂] · [𝐻 ]
𝑘 · [𝑁𝑂] · [𝐻 ]
 
Substituindo os valores da tabela, temos: 
5,0 · 10
1,25 · 10
=
𝑘 · [10,0 · 10 ] · [2,0 · 10 ]
𝑘 · [5,0 · 10 ] · [2,0 · 10 ]
 
Aquilo que for igual, cortamos (incluindo o k que é o mesmo, pois a reação é a mesma, mas em 
experimentos distintos) 
5,0 · 10
1,25 · 10
=
[10,0 · 10 ]
[5,0 · 10 ]
 
4 = [2] 
Logo, 
𝑥 = 2 
(a reação é de segunda ordem em relação ao reagente NO). 
 
Para encontrarmos o valor do coeficiente 𝑦 seguirei o mesmo raciocínio, mas agora, comparando 
as velocidades II e III: 
𝑣
𝑣
=
𝑘 · [𝑁𝑂] · [𝐻 ]
𝑘 · [𝑁𝑂] · [𝐻 ]
 
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AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 43
Substituindo os valores da tabela, temos: 
10,0 · 10
5,0 · 10
=
𝑘 · [10,0 · 10 ] · [4,0 · 10 ]
𝑘 · [10,0 · 10 ] · [2,0 · 10 ]
 
Aquilo que for igual, cortamos (incluindo o k que é o mesmo, pois a reação é a mesma, mas em 
experimentos distintos) 
10,0 · 10
5,0 · 10
=
[4,0 · 10 ]
[2,0 · 10 ]
 
2 = [2] 
Logo, 
𝑦 = 1 
(a reação é de primeira ordem em relação ao reagente H2) 
 
Logo a Lei Cinética para a reação acima, é: 
𝑣 = 𝑘 · [𝑁𝑂] · [𝐻 ] 
Que é a Lei Cinética da Etapa Lenta, mostrada no exemplo 3 
 
 
PARA QUE SABER A ORDEM DE UMA REAÇÃO? 
A ordem de uma reação, descrita a partir da Lei Cinética bem determinada, como no exemplo 
assim, possibilita sabermos quais variações encontraremos na velocidade quando as quantidades dos 
reagentes forem alteradas. 
 
Exemplo: 
Qual seria a nova velocidade da reação caso a concentração de NO fosse triplicada e a 
concentração de H2 fosse duplicada, nas mesmas condições das reações anteriores? 
Se temos posse da lei cinética da reação: 
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2 𝑁𝑂( ) + 2 𝐻 ( ) ⇌ 𝑁 ( ) + 2 𝐻 𝑂 ( ) 
Como sendo: 
𝑣 = 𝑘 · [𝑁𝑂] · [𝐻 ] 
Quando triplicarmos a concentração de NO e duplicarmos a concentração de H2, teremos uma 
nova velocidade 𝑣 : 
𝑣 = 𝑘 · (3 · 𝑁𝑂) · (2 · 𝐻 ) 
Ou seja 
𝑣 = 𝑘 · 9 · (𝑁𝑂) · 2 · (𝐻 ) 
Reorganizando, temos: 
𝑣 = 18 · 𝑘 · (𝑁𝑂) · (𝐻 ) 
𝑣 = 18 · 𝑣 
O que significa dizer que fazendo as modificações descritas no problema, a nova velocidade 𝑣 
será 18 vezes maior que a velocidade 𝑣 . 
 
 
(Mackenzie SP/2019) 
O estudo cinético da reação equacionada por A(g) + B(g) + C(g)  X(g) foi realizado de acordo 
com os dados coletados na tabela a seguir, a qual mostra experimentos realizados sempre sob as 
mesmas condições de temperatura: 
 
Assim, são feitas as seguintes afirmações: 
 
I. A equação cinética da velocidade é expressa por v = k  [A(g)]  [B(g)]2  [C(g)] 
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II. A constante cinética da velocidade k, na temperatura do experimento, é igual a 1000. 
III. Se a concentração de todos os reagentes fosse igual a 2 10–2 mol  L–1, a velocidade inicial do 
experimento seria da ordem de 1,6 10–4 mol  L–1  s–1. 
 
A respeito dessas afirmações, 
 
a) todas estão corretas. 
b) são corretas apenas I e II. 
c) são corretas apenas I e III. 
d) são corretas apenas II e III. 
e) nenhuma é correta. 
 
Comentários: 
A partir dos dados da tabela, determina-se a lei da velocidade. 
 
Lei da velocidade é: v = k · [A]1 ·[B]2 ·[C]1 
 
Julgando os itens, tem-se: 
I. Certo. A equação cinética da velocidade é expressa por v = k · [A]1 ·[B]2 ·[C]1. 
II. Certo. Substituindo os valores de uma das etapas na equação da lei da velocidade, tem-se: 
v = k · [A]1 ·[B]2 ·[C]1, substituindo os dados do experimento 1 
1·10-5 = k · [1·10-2]1 · [1·10-2]2 · [1·10-2]1 
k = 103 
III. Substituindo os valores das concentrações das substâncias para 2·10-2 mol/L e o valor de k para 
103, tem-se: 
v = k · [A]1 ·[B]2 ·[C]1 
v = 103 · [2·10-2]1 · [2·10-2]2 · [2·10-2]1 
v = 16·10-5 = 1,6·10-4 mol·L-1·s-1 
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Gabarito: A 
 
ANÁLISE GRÁFICA PARA REAÇÕES ELEMENTARES E NÃO 
ELEMENTARES 
É interessante notar que cada reação elementar é formado pelo conjunto: 
𝑅𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠
 ã 
⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑙𝑒𝑥𝑜 𝑎𝑡𝑖𝑣𝑎𝑑𝑜 (𝐸𝑠𝑡. 𝐼𝑛𝑡𝑒𝑟𝑚𝑒𝑑𝑖á𝑟𝑖𝑜)
 á 
⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 
Logo, o número de estados intermediários em um gráfico termoquímico indica a quantidade de 
etapas reacionais (reações elementares) existe em um processo como um todo. E quanto maior a energia 
de ativação de uma das etapas, mais lenta ela será, indicando a responsável pela rapidez do processo 
(etapa lenta). 
 
Exemplo 
Dada a reação 
1ª Etapa 2𝑁𝑂 ( ) → 𝑁𝑂 + 𝑁𝑂 ( ) 
2ª Etapa 𝑁𝑂 ( ) → 𝑁𝑂 + 𝑂 ( ) 
Reação Global 2𝑁𝑂 ( ) → 2𝑁𝑂 + 𝑂 ( ) 
Pode ser representada pelo seguinte gráfico: 
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(UFT TO/2020) 
O peróxido de hidrogênio se decompõe lentamente segundo a reação: 
2 H2O2(aq) → 2H2O() + O2(g) 
Na presença do íon brometo (Br–), a decomposição ocorre rapidamente segundo as reações: 
2 Br–(aq) + H2O2(aq) + 2 H+(aq) → Br2(aq) + 2 H2O() 
Br2(aq) + H2O2(aq) → 2 Br–(aq) + 2 H+(aq) + O2(g) 
As reações vistas podem ser demonstradas graficamente a partir de um diagrama de energia 
potencial: 
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Em relação à decomposição do H2O2: 
 
I. A reação sem catalisador acontece em apenas uma etapa e a reação com catalisador acontece 
em duas etapas, porém o produto formado é exatamente o mesmo. 
II. E1 é a energia de ativação referente à decomposição do H2O2 na ausência de catalisador e E3 é 
a energia de ativação referente à decomposição do H2O2 na presença de catalisador. 
III. E2 é a energia de ativação da etapa determinante da velocidade da reação catalisada pelo íon 
Br–. 
IV. E4 é a variação de entalpia da reação, que é endotérmica. 
V. No gráfico, os pontos identificados por (2), (3) e (5) correspondem à energia dos complexos 
ativados para as reações representadas. 
 
Assinale a alternativa CORRETA. 
 
a) Apenas as afirmativas I, II e V estão corretas. 
b) Apenas as afirmativas I, III e V estão corretas. 
c) Apenas as afirmativas I, III e IV estão corretas. 
d) Apenas as afirmativas II, III e V estão corretas. 
 
Comentários: 
Analisando afirmativa por afirmativa, tem-se: 
I. Certa. Na reação de duas etapas, o catalisador é a espécie que participa como reagente na 
primeira reação e aparece como produto na segunda reação. Sendo assim, a única espécie que tem 
esse comportamento é o HBr, descrito por H+ e Br-. 
Somando as duas etapas, tem-se: 
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AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 49
 
 
Essa é a mesma reação que acontece em uma etapa: a decomposição da água oxigenada. 
II. Errada. A maior energia de ativação é E1, que é o processo sem catalisador, ou seja, o mais 
demorado possível. O catalisador oferece um novo caminho de reação, quase sempre mais rápido, 
como nesse caso. Sendo assim, a energia de ativação é a menor, E2. 
Além disso, E3 é tida como a diferença entre E1 e E2. 
III. Certa. Como visto no comentário da afirmativa anterior, E2 é a energia de ativação proposta 
pelo catalisador, o Br-. 
IV. Errada. De fato, E4 é a variação da energia entre produtos e reagentes, ou seja, a entalpia da 
reação. Como o nível final está menor do que o inicial, E4 é negativa, ou seja, a reação é exotérmica. 
V. Certa. Como E1 é a energia de ativação para a reação sem catalisador, em uma etapa, que forma 
apenas um complexo ativado. Portanto (2) é energia desse complexo ativado. 
Como E2 é a energia de ativação para reação catalisada, que ocorre em duas etapas, ou seja, há a 
formação de doiscomplexos ativados. Portanto (3) e (5) correspondem à energia dos complexos 
dessas etapas. 
Gabarito: B 
 
(UNIPÊ PB/2019) 
 
 
Considerando-se o gráfico de energia de uma reação química, é correto afirmar: 
 
01) A reação é exotérmica. 
02) A energia de ativação da reação é 20,0 kcal. 
03) A variação de entalpia, ∆H, é igual a +10,0 kcal. 
04) Para que a reação ocorra, é necessária a absorção de 60,0 kcal. 
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05) 50,0 kcal é a energia liberada pelos reagentes para se transformarem em produtos. 
 
Comentários: 
Analisando afirmativa por afirmativa, tem-se: 
01. Certa. A entalpia (H) dos produtos (C e D) está em um patamar mais baixo do que o dos 
reagentes (A e B), o que caracteriza uma reação exotérmica. O ∆H é dado por: 
∆𝐻 çã = 𝐻 − 𝐻 
∆𝐻 çã = 10 𝑘𝑐𝑎𝑙 − 20 𝑘𝑐𝑎𝑙 = −10 𝑘𝑐𝑎𝑙 
02. Errada. A energia de ativação (E) é calculada pela distância da energia dos reagentes (20 kcal) 
até a formação do complexo ativado (70 kcal). Com isso, tem-se: 
𝐸 çã = 70 𝑘𝑐𝑎𝑙 − 20 𝑘𝑐𝑎𝑙 = 50 𝑘𝑐𝑎𝑙 
03. Errada. Como calculado no comentário da alternativa 01, tem-se que o ∆H da reação é -10 
kcal. 
04. Errada. Para que essa reação ocorra, é necessário atingir a energia de ativação, que, calculada 
no comentário da alternativa 02, é de 50 kcal. 
05. Errada. 50 kcal é a energia necessária (ou absorvida) para se atingir o complexo ativado, ou 
seja, é a energia de ativação. Além disso, a energia para os reagentes se transformarem em produtos 
equivale ao ∆H da reação, que equivale a -10 kcal, ou seja, libera 10 kcal. 
Gabarito: 01 
 
(UniCESUMAR PR/2019) 
O uso de catalisadores nos automóveis tem promovido a reação de conversão de monóxido de 
carbono em dióxido de carbono de forma mais rápida. Essa reação catalisada e não catalisada pode 
ser representada pelo esquema abaixo. 
 
(Disponível em: www.cesadufs.com.br. Adaptado) 
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AULA 16 – CINÉTICA QUÍMICA 51
 
O esquema mostra que: 
I. Na reação catalisada, a etapa 2 é a mais lenta. 
II. A reação representada possui ∆H < 0. 
III. A determinação de ∆H é dada pela soma de E1 + E2 + E3. 
 
Está correto o que consta APENAS em 
a) I. 
b) II. 
c) III. 
d) I e II. 
e) II e III. 
 
Comentários: 
Analisando afirmativa por afirmativa, tem-se: 
I. Certa. A reação catalisada, no esquema, é dividida em 3 energias: E1, E2 e E3, em que E2 tem a 
maior altura, ou seja, o maior valor. Sendo assim, a etapa 2 é a etapa mais lenta, já que possui maior 
energia. 
II. Certa. A energia dos produtos está em um nível abaixo da dos reagentes, então, tem-se que 
Hprodutos < Hreagentes. Sendo assim, ∆H da reação é menor do que 0 (exotérmica). 
III. Errada. A soma de E1, E2 e E3 resulta na energia de ativação da reação catalisada. O ∆H é 
determinado pela diferença entre a energia dos produtos com a dos reagentes. 
Gabarito: D 
 
(FMABC SP/2018) 
Considere as seguintes informações sobre a formação de ácido sulfúrico atmosférico, precursor 
da chuva ácida. 
2 SO2 (g) + O2 (g) ⇌ 2 SO3 (g) (1) 
SO3 (g) + H2O (l) ⇌ H2SO4 (l) (2) 
Considere o gráfico das etapas do processo de formação do H2SO4 (l). 
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Analisando o gráfico, conclui-se que a etapa lenta do processo é a 
 
a) 2, porque apresenta menor energia de ativação. 
b) 2, porque apresenta maior energia de ativação. 
c) 1, porque apresenta maior energia de ativação. 
d) 1, e para retardá-la pode-se utilizar um catalisador. 
e) 2, e para acelerá-la pode-se utilizar um catalisador. 
 
Comentários: 
Quanto menor a energia de ativação, maior a facilidade de ocorrência da reação. Logo, a etapa 2 
é mais rápida que a etapa 1. A etapa 1 apresenta maior energia de ativação e é a etapa mais lenta 
da reação. 
Gabarito: C 
 
5. CONSIDERAÇÕES FINAIS 
Mais uma aula finalizada, para a sua alegria. 
Parabéns pela garra e disciplina até aqui! 
Agora é hora de esticar as pernas um pouco, dar uma respirada, uma descansada e, depois, 
continuar em frente. 
Lembre-se que estou aqui quando precisar, ok? 
 
Um grande abraço e até a próxima aula! 
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