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Módulo III – Unidade 2: Cinética das Reações Químicas 
 
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1. INTRODUÇÃO 
 
A medida da velocidade das reações químicas é de fundamental importância na nossa 
vida cotidiana, pois estocamos os nossos alimentos na geladeira a fim de retardar o seu 
processo de decomposição, cozinhamos os nossos alimentos com o intuito de acelerar 
as reações enzimáticas, alterando assim as velocidades das reações químicas, de acordo 
com as nossas necessidades. 
Hoje, seria praticamente impossível viver sem o conhecimento de como controlar a 
velocidade das reações químicas, pois observamos no nosso dia que diversas reações se 
desenvolvem, umas de forma lenta e outras de forma rápida. 
 
2. CINÉTICA QUÍMICA 
 
A Cinética Química é a ciência que estuda a velocidade das reações químicas e os 
mecanismos pelos quais estas reações se processam. 
Na Unidade 1, Termoquímica, estudamos as relações energéticas entre os estados 
inicial e final (reagentes e produtos), sem nos preocupar com as etapas de 
processamento. A Cinética Química complementa as informações sobre a velocidade 
necessária para alcançar o equilíbrio e o mecanismo responsável pela conversão dos 
reagentes em produtos. 
O estudo da Cinética Química em qualquer reação química pode ser dividido em duas 
etapas: 
1) Formulação da velocidade de reação, em função das concentrações das espécies 
participantes e determinação das constantes de velocidade. 
 
 
 
 
2) Justificar os valores obtidos para as constantes de velocidade, baseado na estrutura e 
na dinâmica da reação das espécies presentes. 
A fim de compreender os processos cinemáticos (microscópicos), é necessário definir 
alguns conceitos macroscópicos. 
 
Constante de velocidade (K): é um coeficiente de proporcionalidade, 
característico de cada reação. A reação é tanto mais rápida, quanto maior for a 
constante de velocidade. 
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2.1 VELOCIDADE DA REAÇÃO 
 
É a relação entre a velocidade de formação do produto, pela velocidade de consumo 
dos reagentes, ou seja, é uma forma de caracterizar a lentidão ou a rapidez com que as 
reações ocorrem. 
Considerando a reação: a A + b B ���� c C + d D 
A velocidade de consumo dos reagentes é expressa por: 
 
 
 
(Onde: ∆∆∆∆[A] e ∆∆∆∆[B] = variação da concentração dos reagentes, negativa, (diminuição 
da concentração dos reagentes), ∆∆∆∆t = variação de tempo. 
A velocidade de consumo dos produtos é expressa por 
 
 
 
(Onde: ∆∆∆∆[C] e ∆∆∆∆[D] = variação da concentração dos produtos, positiva, (aumento da 
concentração dos produtos) ∆∆∆∆t = variação de tempo . 
Para uma reação: A + 2 B ���� 3 C + D, as velocidades estão relacionadas umas com as 
outras por meio da estequiometria da reação. Como uma molécula de A e duas 
moléculas de B, são consumidas para que se originem três moléculas de C e uma 
molécula de D, então: 
- ∆∆∆∆[A] / ∆∆∆∆t = - 1/2 ∆∆∆∆[B] / ∆∆∆∆t = ∆∆∆∆[D] / ∆∆∆∆t = 1/3 ∆∆∆∆[C] / ∆∆∆∆t 
VR = - ∆∆∆∆[A] / ∆∆∆∆t ou VR = - ∆∆∆∆[B] / ∆∆∆∆t 
VP = ∆∆∆∆[C] / ∆∆∆∆t ou VP = ∆∆∆∆[D] / ∆∆∆∆t 
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APLICAÇÃO: Cálculo da velocidade de reação 
Calcular a velocidade de reação e a velocidade de consumo do NOBr, sabendo que a 
velocidade da formação do NO é de 1.6x10-4 mol/L.s, na reação: 
2NOBr(g) →→→→ 2NO(g) + Br2(g), 
Resolução: v = ½ ∆[NO] / ∆t = ½ . 1.6x10-4 mol/L.s 
 v = 8.0x10-5 mol/L.s 
∆[NOBr] / ∆t = -2 x 8.0x10-5 mol/L.s 
 ∆[NOBr] / ∆t = -1.6x10-4 mol/L.s 
 
2.2 MEDIDAS DA VELOCIDADE 
 
No decorrer de uma reação química as concentrações das espécies químicas envolvidas 
são modificadas, ou seja, variam com o tempo, afetando assim as propriedades do 
sistema. A velocidade de uma reação é medida por meio de qualquer propriedade que 
relacione concentração e tempo. 
A propriedade escolhida deve ser facilmente mensurada e variar significativamente em 
um determinado intervalo de tempo, de modo que possa fazer uma distinção precisa 
entre as várias composições apresentadas pelo sistema. 
O estudo cinético das reações é geralmente realizado em condições de temperatura 
constante já que a quase totalidade das reações química tem suas velocidades alteradas 
pela temperatura. Entretanto, independentemente da propriedade medida, os dados 
podem ser expressos em função da ∆∆∆∆ [ ] x ∆∆∆∆t (variação da concentração versus variação 
de tempo). 
 
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EXEMPLO: Decomposição da amônia 
 
2NH3 (g) →→→→ N2 (g)+ 3H2 (g) 
 
 [ ] 
(mol/L) 
 
 
 
 
 
 
 
 
Para descrever as curvas do diagrama são necessárias duas etapas básicas: 
1) Determinação das diversas leis de velocidade, obtidas experimentalmente. 
2) Interpretação destas leis, em termos dos processos moleculares envolvidos. 
 
2.2.1 Velocidade Média (Vm) 
 
A velocidade média de consumo de um reagente ou de formação de um produto é 
igual à variação de sua concentração e o intervalo de tempo no qual ocorreu essa 
variação. 
 
 
(Onde: A = concentração do reagente, ∆∆∆∆[A] = [A]FINAL – [A]INICIAL) 
 
 
Com o decorrer 
do tempo as 
concentrações 
dos reagentes 
diminuem e a 
concentrações 
dos produtos 
aumentam. 
Vm = ∆∆∆∆[A] / ∆∆∆∆t 
Produtos 
Reagentes 
Tempo (s) 
A variação da concentração pode ser expressa de diversas formas: massa, número 
de mols, concentração ou volume (no caso de gases). 
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EXEMPLO: Calcular a velocidade média da reação a seguir, no intervalo de 8 a 10 
minutos. 
2SO2 + O2 →→→→ 2SO3 
Tempo 
(min.) 
Massa de SO2 
(g) 
0 35 
8 15 
10 10 
 
Resolução: 
Vm = - ½ ∆[SO2] / ∆t = - ∆[O2] / ∆t 
Vm = ½∆[SO3] / ∆t 
 
Intervalo de 8 a 10 min. 
Vm = - ½ ∆[SO2] / ∆t = - ½ (10 –15) / (10 – 2) 
Vm = 1,25 g/min 
 
2.3 LEIS DE VELOCIDADE 
 
São as expressões da velocidade da reação em função das concentrações das espécies 
químicas participantes e da constante de velocidade. 
 
Considerando a equação: 2 A � B + C 
 
Então: - ∆[A] / ∆t = k [A]α. [B]β. [C] γ 
 
 
(Onde: [A], [B], [C] = concentrações das espécies químicas envolvidas, - ∆∆∆∆[A] = 
variação da concentração do reagente, k = constante de velocidade da reação, ∆∆∆∆t = 
variação de tempo, α, β, γ = ordens da reação, com relação a cada espécie química). 
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ATENÇÃO: 
 
� A ordem total da reação é a somatória das ordens específicas, no caso da reação 
acima: n = α + β + γ 
� As leis de velocidade permitem esclarecer o mecanismo através do qual a 
reação se processa. 
 
2.4 FATORES QUE AFETAM A VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO QUÍMICA 
 
As reações químicas ocorrem devido à ação de vários fatores. As espécies químicas 
envolvidas devem apresentar uma tendência à reação (afinidade química), além de 
estarem em contacto umas com as outras, favorecendo assim as colisões entre suas 
moléculas, propiciando a quebra de ligações iniciais e a formação de ligações mais 
estáveis. 
A velocidade das reações químicas é afetada pela ação de seis fatores: estado físico das 
espécies químicas envolvidas, concentração dos reagentes, temperatura, pressão, 
superfície de contacto e ação de catalisadores. 
A seguir temos a descrição de cada uma das etapas: 
 
2.4.1 Estado físico 
 
Quanto mais dispersos estão os reagentes, maior será a velocidade das reações, pois a 
dispersão aumenta o número de choques entre as moléculas reagentes. 
Isso explica por que as reações entre gases (ou entresoluções) ocorrem mais facilmente 
que entre fragmentos de sólidos. 
 
2.4.2 Concentração 
 
A concentração é diretamente proporcional à velocidade da reação, ou seja, o aumento 
da concentração provoca um aumento da velocidade de reação. 
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EXEMPLO: Decomposição do etanal: 
 
CH3CHO →→→→ CH4 + CO 
 
[CH3CHO] 
(mol/L) 
V. Inicial 
(mol/L.h) 
0,10 0,085 
0,20 (0,1 x 2) 0,340 (0,085 x 4) 
0,30 (0,1 x 3) 0,765 (0,085 x9) 
 
Quando se duplica a concentração do reagente a velocidade fica multiplicada por 4 
(22); quando triplicamos, fica multiplicada por 9 (32). 
 
 
 
2.4.3 Temperatura 
 
Quanto maior a temperatura, maior será a velocidade de uma reação, ou seja, maior 
será o valor da constante de velocidade (k) da reação. 
O aumento de temperatura aumenta a velocidade de uma reação porque aumenta a 
agitação das moléculas reagentes, possibilitando maior número de colisões e a 
conseqüente formação de novas moléculas (resultantes). É por esse motivo que, na 
maioria das reações químicas, utiliza-se aquecimento. 
 
 
 
 
 
 
 
EXEMPLO: Decomposição do nitrato de sódio 
NaNO3 →→→→ reação de decomposição não ocorre a frio 
2 NaNO3 →→→→ 2 NaNO2 + O2���� reação ocorre (∆∆∆∆ = calor) 
Jacobus van’t Hoff – Relacionou as variações da 
temperatura com a velocidade das reações, 
estabelecendo a seguinte regra: “Um aumento de 10°°°°C, 
provoca uma duplicação na velocidade das reações”. 
V = k. [CH3CHO]2 
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2.4.4 Pressão 
 
A variação da pressão só influencia na velocidade de reação se pelo menos uma 
das espécies químicas envolvidas for gasosa. 
O aumento de pressão provoca um deslocamento da reação no sentido de 
menor volume, assim como a redução da pressão provoca um deslocamento da 
reação no sentido de maior volume. O aumento de pressão favorece as reações 
química gasosas em que o número de moléculas resultantes é menor que o de 
reagentes. 
 
Equação dos Gases Ideais: pV = nRT 
 ↓V= nRT / p↑ 
 
EXEMPLO: Síntese da amônia 
 1 
 N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
 2 
Então: ↑ p ∴∴∴∴ ↓ V Desloca no sentido 1 
 ↓ p ∴∴∴∴ ↑ V Desloca no sentido 2 
 
2.4.5 Superfície de contato 
 
Quando um reagente está no estado sólido, a reação ocorre apenas na sua superfície. 
Por isso, quanto maior for o grau de dispersão do reagente sólido, maior será a 
superfície e maior será a velocidade da reação. 
Quanto mais pulverizados estão os reagentes, maior é a velocidade das reações, pois a 
pulverização aumenta o número de contatos entre as moléculas reagentes. Isso explica 
por que prego e bombril® nas mesmas condições de umidade, temperatura e exposição 
ao oxigênio do ar, o bombril® se enferruja muito mais rápido, devido a apresentar 
maior superfície de contato. 
� 
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2.4.6 Catalisador 
 
É uma substância que pela sua simples presença provoca o aumento da velocidade de 
reação, sem sofrer alteração permanente, ou seja, sem serem consumidas durante a 
reação. 
 
 
 
 
 
 
 
Os catalisadores têm capacidade de diminuir a energia de 
ativação (Ea)* de uma reação, aumentando assim, a sua 
velocidade, sem sofrer alteração qualitativa nem quantitativa 
no fim da reação, já que a mesma se processa por etapas 
diferentes. 
 
 
 
 
 
EXEMPLO: Decomposição da Água oxigenada (H2O2) 
2 H2O2 (l) → 2 H2O (l) + O2 (g) sem catalisador (lenta) 
 
 MnO2 
2 H2O2 (l) → 2 H2O (l) + O2 (g) com catalisador (MnO2) (rápida) 
 
 
 
 
 
 
W. Ostwald 
Primeiro cientista 
a relacionar os 
catalisadores com 
a velocidade das 
reações. 
Inibidores/ Catalisadores Negativos: são substâncias que 
retardam a velocidade das reações. 
*ENERGIA DE ATIVAÇÃO (Ea): é a menor quantidade de energia necessária 
para iniciar uma reação. É uma barreira que tem que ser superada a fim de que a 
reação possa se processar. 
COMPLEXO ATIVADO: é o estado intermediário formando entre reagentes e 
produtos, em cuja estrutura existem ligações enfraquecidas e formação de novas. 
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2.5 TEORIA DAS COLISÕES 
 
A ocorrência de uma reação química está obrigatoriamente relacionada com o contato 
entre as moléculas reagentes e a uma energia mínima. A formação dos produtos a 
partir dos reagentes é um processo gradual em que as ligações dos reagentes são 
quebradas em paralelo com a formação das ligações dos produtos. 
 
 
 
 
 
 
O complexo ativado é este estado intermediário em que algumas ligações estão semi-
quebradas e outras semi-formadas. Outra exigência para a formação do complexo 
ativado é que as moléculas reagentes colidam com orientação favorável à sua 
formação. Colisões com energia e orientação adequadas à formação do complexo 
ativado são chamadas de colisões efetivas. Estes são os princípios básicos da Teoria 
das Colisões. 
 
APLICAÇÃO: Condições de formação do Iodeto de Hidrogênio 
 
 Considerando a seguinte reação: H2 + I2 →→→→ 2 HI. Para que as ligações covalentes H–
H e I–I sejam rompidas e para que sejam formadas as ligações covalentes H–I, o 
sistema passa por uma estrutura de transição chamada complexo ativado, visto a 
seguir: 
 
Reagentes Complexo ativado produtos 
H - H → ← I – I Não se forma Não se formam 
H I 
 | → ← | 
H I 
H)))))I 
 | | 
 H)))))I 
 
2 H I 
 
Para que haja a formação do HI é necessário haver colisão entre as moléculas dos 
reagentes H2 e I2, porém, essa condição não é suficiente, uma vez que para que o 
complexo ativado se forme é necessário que: 
LEWIS que juntamente com TRAUTZ elaborou a Teoria 
das colisões: “Ao colidirem as moléculas adquirem 
energia suficiente para reagir e consequentemente formar 
novas substâncias” 
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a) as moléculas colidam numa posição geométrica favorável; 
b) a colisão entre as moléculas ocorra com um mínimo de energia, chamada 
energia de ativação, que é a energia mínima necessária à formação do 
complexo ativado. 
Considerando as mesmas condições de reação, quanto maior for a energia de ativação 
de uma reação, menor será a velocidade dessa reação e vice-versa. 
 
2.5.1 Energia de ativação de reações exotérmicas 
 
Após o fornecimento da energia de ativação, em que as moléculas adquirem 
velocidades de colisão eficaz, diz-se que elas atingiram um estado energético chamado 
ativado. 
Se a reação é exotérmica (liberação de energia), a energia de ativação só é fornecida no 
início para uma parte das moléculas reagentes, pois o calor liberado por elas torna-se a 
energia de ativação para as moléculas vizinhas, e assim por diante (reação em cadeia). 
Uma reação é chamada de exotérmica quando fornece para o meio uma energia mais 
alta que a necessária para se atingir o complexo ativado. 
 
 
Então: Ep reagentes > Ep produtos ∆∆∆∆H ( −−−− ) 
↓↓↓↓Ep ∴∴∴∴ ↑↑↑↑Ec ���� A temperatura do sistema aumenta 
 
 
 
 
Gráfico 1: Energia de ativação de uma reação exotérmica genérica do tipo A + B 
(reagentes) → C + D (produtos); ∆H < 0 (onde ∆H = variação de entalpia) 
 
 
 
 
 
Energia Potencial 
(Ep): é a energia 
associada à posição 
ou configuração de 
um objeto. 
Energia Cinética 
(Ec): é a energia 
associada ao 
movimento de um 
objeto. 
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2.5.2 Energia de ativação de reações endotérmicas 
 
No caso de uma reação endotérmica, e energia de ativação é sempre alta e deve ser 
fornecida do início ao fim, pois não se trata de reação em cadeia. 
Pelo fato de a energia de ativação das reações endotérmicas ser maior, as moléculas 
reagentes levam mais tempo para atingir o estado ativado, isto é, adquirir a velocidade 
suficiente para provocar colisões eficazes. 
Uma reação é chamada de endotérmica quando fornece para o meio uma energia mais 
baixa que a necessária para se atingir o complexo ativado. 
 
Então : Ep produtos > Ep reagentes ∆∆∆∆H ( ++++ ) 
↑↑↑↑ Ep ∴∴∴∴ ↓↓↓↓ Ec ���� A temperatura do sistema diminui 
 
 
Gráfico 2: Energia de ativação de uma reação endotérmica genérica do tipo C + D 
(reagentes) → A + B (produtos); ∆H > 0 (onde ∆H = variação de entalpia) 
 
 
 
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EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO 
 
Agora que você já estudou toda a teoria apresentada anteriormente, resolva com 
atenção os exercícios propostos, que lhe ajudarão na fixação do assunto. 
 
1) (PUC-SP) A quantidade mínima de energia necessária para que as moléculas possam 
reagir chama-se: 
 
a) Energia de ionização ; b) Energia de dissociação ; c) Energia de excitação ; 
d) Energia de ligação ; e) Energia de ativação 
 
2) (MACK-SP) Ao se fazer pão caseiro, coloca-se a massa, em geral, coberta 
“descansando” em lugar mais aquecido, a fim de que “cresça”. Esse fato pode ser 
interpretado da seguinte forma: 
 
a) como uma prática caseira que não está relacionada a fenomeno químico ; 
b) que o leve aumento da temperatura aumenta a velocidade de reação dos 
componentes da massa ; 
c) que o ambiente mais aquecido evita que a massa estrague; 
d) que o leve aumento da temperatura diminui a fermentação da massa; 
e) como um modo de evitar que a mistura se torne homgênea polifásica. 
 
3) (MACK-SP) Em qual das condiçòes seguintes a velocidade da reação abaixo é maior 
 
 Zn (s) + 2H+ (aq) → Zn2+ (aq) + H2 (g) 
 
a) zinco em pó – 1,0 mol; b) zinco em lámina – 1,0 mol; 
c) zinco em raspas – 1,0 mol; d) zinco em pó – 2,0 mol; 
e) zinco em raspas – 2,0 mol 
 
4) (UFPA) Considerando-se a reação: 
 
 2H2O2(l) → 2H2O(l) + O2(g) 
 
e que a concentração inicial de peróxido é 0,5 mol/L e após 30 minutos chega a 0,05 
mol/L, obtém-se que a velocidade da reação, em relação ao peróxido, em mol/min, é 
 
a) 0,15 b) 0,045 c) 0,015 d) 0,0016 e) 0,03 
 
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5) (UFPA) Considere a reação esquemática 3A + 2B → 4Y e as etapas do 
mecanismo: 
 2A + B → X 
 X + B → Z 
 Z + A → 4Y 
 
Se duplicarmos a concentração de B, a velocidade da reação: 
 
a) será mantida; b) quadruplicará; c) triplicará; 
d) dobrará; e) será reduzida a metade 
 
6) (UFPA) Dos fatores abaixo mencionados: 
 
1) concentração dos reagentes ; 2) cor dos reagentes ; 
3) temperatura dos reagentes; 4) presença de catalisadores. 
 
Os que afetam a velocidade de reação são: 
 
a) 1 e 2 b) 1 e 3 c) 1 e 4 d) 1, 2 e 3 e) 1, 3 e 4 
 
7) (PUC-RJ) Dados experimentais sobre a reação do brometo de t-butila com hidroxila, 
a 55 0C : (CH3)3CBr + OH- → (CH3)3COH + Br- 
 
 [(CH3)3CBr] inicial 
(mol/L) 
[OH-] inicial 
(mol/L) 
Velocidade 
(mol / L.s) 
1 0,10 0,10 0,0010 
2 0,20 0,10 0,0020 
3 0,30 0,10 0,0030 
4 0,10 0,20 0,0010 
5 0,10 0,30 0,0010 
 
 Identifique a opção que contém a expressão da velocidade de reação 
a) V = k. [(CH3)3CBr] b) V = k. [OH-] c) V = k. [(CH3)3CBr]2 [OH-] 
d) V = k. [(CH3)3CBr]3 [OH-]2 e) V = k. [(CH3)3CBr] [OH-] 
 
8) (Cesgranrio-RJ) Para a reação hipotética: A (g) + B (g) → C (g), a expressão da 
velocidade V = k. [ A ]2 . [ B ]. Dobrando a concentração de A e mantendo a 
concentração de B constante, a velocidade aumentará de um fator de : 
 
 a) 1 ; b) 2 ; c) 3 ; d) 4 ; e) 5 
 
 
 
 
 
 
 
 
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9) (UNIP-SP) A poluição é uma das causas da destruição da camada de ozônio. Uma 
das reações que podem ocorrer no ar poluído é a reação do dióxido de de nitrogênio 
com o ozônio : 2 NO2 (g) + O3 (g) → N2O5 (g) + O2 (g) 
Essa reação ocorre em duas etapas : 
 
I) NO2 (g) + O3 (g) → 2 NO3 (g) + O2 (g) (lenta) 
II) NO3 (g) + NO2 (g) → N2O5 (g) (rápida) 
 
A expressão que representa a velocidade da reação é correta em: 
a) V = k. [NO2]2 [O3] b) V = k. [NO2] [O3] c) V = k. [NO3] [O3] 
d) V = k. [NO2] [O3] + k’. [NO3] [NO2] e) V = k. [NO2]2 
 
10 (Fuvest-SP) O estudo cinético, em fase gasosa, da reação representada por: 
NO2 (g) + CO (g) → CO2 (g) + NO (g), mostrou que a velocidade da reação não 
depende da concentração de CO, mas depende da concentração de NO2 elevada ao 
quadrado. Esse resultado permite afirmar que: 
 
a) o CO atua como catalisador 
b) o CO é desnecessário para a conversão de NO2 em NO 
c) o NO2 atua como catalisador 
d) a reação deve ocorrer em mais de uma etapa 
e) velocidade da reação dobra se a concentração inicial de NO2 for duplicada 
 
 
RESPOSTAS : 
 
1) e ; 2) b ; 3) d ; 4) c ; 5) b ; 6) e ; 7) a ; 8) d ; 9) d ; 10) e 
 
 
 
EXERCÍCIOS PROPOSTOS 
 
1) O cloreto isopropílico sofre hidrólise em meio aquoso através de uma reação: 
 CH3CH3CHCl → CH3CH3CH+ + Cl- (K1) 
 A 
 CH3CH3CH+ + OH- → CH3CH3CHOH (K3) 
 B 
 CH3CH3CHCl + OH- → CH3CH3CHOH + Cl- (K2) 
 
Determine a expressão para calcular ambas as constantes de velocidade 
R) - ∆∆∆∆[A] / ∆∆∆∆t = [A] (K1 ++++ K2 [B]) 
 
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2) Determine a expressão da velocidade de decomposição de A, sabendo que a reação 
obedece o seguinte mecanismo: 
• Iniciação A →→→→ 2R - 
• Propagação A ++++ R →→→→ R - ++++ B 
• Finalização R- ++++ R- →→→→ R2 
R) - ∆∆∆∆[A] / ∆∆∆∆t = [A] (K1 ++++ K2 [B]) 
 
 
3) Determine a velocidade do processo químico representado pela equação : 3X + 2Y 
→ Z + 5W. A tabela abaixo indica valores das velocidades de reação e as 
correspondentes concentrações dos reagentes em idênticas condições. 
 
Experimento Velocidade 
(mol / L.min) 
[X] 
(mol/L) 
[Y] 
(mol/L) 
1 10 5 10 
2 40 10 10 
3 4 0 10 20 
 
R) V = [[[[X]]]]2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RESOLUÇÃO DOS EXERCÍCIOS PROPOSTOS 
 
 
 
5) ½ N2(g) + ½ O2(g) → NO(g) ∆H = - 90 kJ/mol 
 ½ N2(g) + O2(g) → NO2(g) ∆H = 34 kJ/mol 
 NO(g) + ½ O2(g) → NO2(g) ∆H = - 56 kJ/mol 
 
6) 58 g --------- 2900 kJ 
 1000 g ------- x x = 50.000 kJ 
 
 
7) I. H2O + SO2 H2S + 3/2 O2 ∆H = + 37,5 kJ/mol 
II. H2O + SO3 H2SO4 ∆H = - 40,8 kJ/mol 
III. SO3 ½ O2 + SO2 ∆H = - 24,0 kJ/mol 
 H2S + 2 O2 H2SO4 ∆H = - 54,3 kJ/mol 
 
 
Se após o término da Unidade você ainda têm 
dúvidas, procure o tutor da sua turma que ele 
saberá orientá-lo. 
Módulo III – Unidade 2: Cinética das Reações Químicas 
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8) ∆H = ∑ HP - ∑HR 
 ∆H = [4. HNO + 6.H2O] – [4.HNH3 + 5. H O2] 
 ∆H = [4. (90) + 6.(-242)] – [4.(-46) + 5. (0)] 
 ∆H = (360 – 1452) – (-184) = -1092 + 184 = - 908 kJ 
 
 
9) ∆H = ∆E + ∆n. R. T 
 ∆H = -58,5 + (1- 1,5) .0,002. 300 = - 58,8 kcal 
 
 
10) - 1,5 kJ ----------- 1g - 120 kJ/mol ----------1 mol∆H -------------80 g ∆H -----------------10 moles 
 ∆H = - 120 kJ/mol 
 ∆H = 1200 kJ 
 
 
 
Se ao final desta Unidade você aprendeu a: 
� Determinar a equação da velocidade de reação; 
� Interpretar a Energia de Ativação; e 
� Identificar os fatores que controlam a s velocidades das reações químicas. 
Parabéns, você está apto (a) a seguir seus estudos para as próximas unidades!