Apostila termoquimica_cinética_exercicios

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2019 
Profª Msc. Jessielem S. Ribeiro 
(Ensino Básico e Tecnológico) 
 
Química Geral – Conceitos da Termoquímica 
e Cinética de reações 
1 
 
 
 
Apresentação 
 
Esse material procura contribuir para o ensino de Química, com ênfase num estudo 
do comportamento físico–químico de algumas reações. O conteúdo abordado visa 
simplificar a teoria, articulando com o cotidiano de alunos do ensino básico e 
tecnológico. 
Para atingir essa finalidade, o material foi dividido em dois tópicos, baseando-se em 
fenômenos termoquímicos e cinéticos que ocorrem em muitas transformações 
químicas e físicas do dia-dia. 
Para tanto, é esperado que essa produção venha contribuir para a melhor 
interpretação dos fenômenos a serem estudados e otimizar resoluções de problemas 
propostos. 
 
A autora 
 
 
 
2 
 
 
 
Sumário 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
I. Termoquímica
Quantidade de calor em volume 
constante
Quantidade de calor em pressão 
constante
Entalpia e suas variações
Técnicas para obtenção quantitativa 
da variação de entalpia
Exercícios 
II.Cinética de reações
Teoria das colisões
Complexo ativado e Energia de 
ativação 
Fatores que afetam o 
desenvolvimento de uma reação
Estudo quantitativo da velocidade 
de uma reação
Exercícios
3 
 
T
ab
el
a 
p
er
ió
d
ic
a 
d
o
s 
el
em
en
to
s 
 
 
4 
 
 
Algumas transformações físicas, como o derretimento de geleiras, e transformações 
químicas, como as reações de combustão provindas das práticas de queimadas, são 
maléficas para o meio ambiente. Ambos os casos podem ser explicados e associados aos 
fenômenos termoquímicos e cinéticos presentes na natureza. 
Por outro lado, surge questionamentos em torno do “como essas reações cotidianas 
poderiam ser utilizados para a compreensão de assuntos tão complicados que envolvem 
o ensino de Química”. Desta forma, o material a seguir propõe apresentar o como essas 
reações ocorrem a nível molecular, e como fatores externos podem influenciar ou ser 
influenciados. 
Começaremos o estudo físico-químico utilizando como exemplo as seguintes 
indagações: 
“ Por que o aumento do efeito estufa favorece ao derretimento das geleiras? ” 
“ Por que as queimadas favorecem ao aumento do efeito estufa? ” 
As respostas para esses questionamentos poderão ser encontradas através dos conceitos 
de reações que liberam ou absorvem “calor” como forma de energia, podendo alterar 
toda a vizinhança que está ao redor do meio reacional, ou, podem ser compreendidas em 
termos de seus desenvolvimentos reacionais perante a alguns fatores que contribuem 
para acelerar ou retardar essas reações. 
O tópico da Termoquímica irá abordar o estudo das reações que possuem a capacidade 
de transferir energia na forma de calor, além de abordar como esse “calor” poderá ser 
medido quando o meio reacional estiver operando em volume ou pressão constantes, e 
também quais fatores podem influenciar na variação da quantidade de “calor” de um 
sistema. Para isso, é preciso que o leitor tenha em mente o conceito da conservação de 
energia na natureza. 
 
5 
 
I. Termoquímica 
É o ramo da química que estuda a troca de energia na forma de calor (Q) entre sistema e 
vizinhança. Assim, o sistema poderá absorver uma quantidade calor da vizinhança para 
que a reação ocorra (reação endotérmica), ou, o sistema poderá liberar uma quantidade 
excedente de energia para a vizinhança (reação exotérmica). Tais transferências de calor 
podem acontecer em duas condições reacionais: Volume constante ou Pressão 
constante. 
Quantidade de calor a volume constante 
Nessa condição, a quantidade de calor envolvida na reação poderá ser medida 
em calorímetros, e é dependente da quantidade de massa, do calor especifico da 
substância e também, da variação de temperatura do sistema. Essa dependência é 
demonstrada pela Eq. 1: 
 
𝐐 = 𝐦. 𝐜. ∆𝐓 𝐄𝐪. 𝟏 
onde, 
m é a massa da substância; c é o calor específico da substância em cal/g°C; e ∆𝑇 
é a variação da temperatura durante a transformação ocorrida. 
É importante observar que, se a variação de temperatura do meio reacional for 
positiva, a quantidade de calor estará sendo absorvida pelo sistema. Então: 
 
 Q >0, o sistema estará absorvendo energia na forma de calor da vizinhança. 
 Q < 0, o sistema estará liberando energia na forma de calor para vizinhança. 
Essa afirmação pode ser feita analisando o efeito que a temperatura promove nas 
partículas do meio reacional. O aumento de temperatura promove o aumento da 
agitação das partículas. Assim, quanto maior for à agitação das partículas maior 
a quantidade de calor será necessário para que a reação ocorra. 
 
Quantidade de calor a pressão constante 
Essa condição é a mais comum no dia-a-dia, uma vez que a maioria das reações 
ocorre em sistema aberto, sofrendo a influência constante da pressão 
atmosférica. Porém, nessa condição não é possível calcular a quantidade de calor 
envolvida na reação, mas sim, a variação da quantidade de calor envolvida na 
reação. Chamamos essa variação da quantidade de calor em pressão constante de 
variação de Entalpia (∆𝐇). 
 
 Entalpia e suas variações 
É a grandeza que mede a energia total de um sistema capaz de ser removida na forma de 
calor. Ou seja, a entalpia é a energia contida em um sistema e leva em conta a energia 
armazenada na fronteira sistema-vizinhança. A variação da entalpia de um meio 
reacional só dependerá do caminho inicial (quantidade de energia dos reagentes) e final 
6 
 
(quantidade de energia dos produtos) em que a reação percorre não dependendo de 
intermediários. Essa afirmação pode ser observada na Eq. 2 
 
𝐇 = 𝐇𝐩𝐫𝐨𝐝𝐮𝐭𝐨𝐬– 𝐇𝐫𝐞𝐚𝐠𝐞𝐧𝐭𝐞𝐬 𝐄𝐪. 𝟐 
 
Podemos então fazer as seguintes afirmações em relação ao sistema: 
 Se receber uma quantidade de calor, os produtos passarão a conter mais energia, 
aumentando, portanto, a entalpia total do sistema (H > 0) 
 Se ele perde calor, os produtos passarão a conter menos energia, diminuindo, 
portanto, a entalpia total do sistema (H < 0). 
 
Essas afirmações podem ser analisadas graficamente: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
O gráfico (a) apresenta uma reação genérica em que o reagente A após receber uma 
quantidade de calor, permitiu que a reação acontecesse, formando o produto B. Desta 
forma, podemos compreender que o reagente A, antes de iniciar a reação, possuía uma 
quantidade entalpica menor que o seu “possível” produto a ser formado (HA< HB), 
necessitando receber uma quantidade de energia para converter em produto, obedecendo 
a lei da conservação de energia do sistema. Sendo essa reação dependente de absorção 
de calor para ocorrer, esse sistema reacional é tipicamente “ENDO-térmico”. Em (b), é 
apresentada uma reação genérica em que o sistema está liberando calor após a formação 
do produto. Esse comportamento reacional é típico de reações que, antes da reação 
iniciar o reagente possuía uma quantidade entalpica maior que o “possível” produto a 
ser formado (HA> HB). Assim, a energia excedente é liberada e, pela lei da conservação 
da energia, esse excesso não será perdido, mas sim, transformado em outro tipo de 
energia, como por exemplo, energia na forma de trabalho. Esse processo é dito “EXO-
térmico”, sendo esse tipo de conversão de energia muito utilizado nas indústrias desde 
a primeira revolução industrial. 
Como dito anteriormente e demonstrado na Eq.2, a variação da entalpia depende da 
quantidade entalpica dosreagentes e dos produtos. Todavia, existem alguns fatores que 
podem interferir na quantidade de calor envolvida no sistema. Os principais são eles: 
quantidade de substâncias, alotropia, estado de agregação e temperatura. 
(a) (b) 
 
7 
 
 
 
 Quantidade de substâncias 
A quantidade de substância interfere diretamente na energia envolvida em uma reação 
química: multiplicando-se a quantidade de reagentes por um número 𝜶 positivo 
qualquer, a variação de entalpia (∆𝑯) também fica multiplicada por 𝜶. Se por algum 
motivo a reação a ser utilizada tiver que ser invertida, o valor de ∆𝑯 também será. 
O ∆𝑯 indicado numa reação é expresso normalmente em 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙, em que a quantidade 
em 𝑚𝑜𝑙 se refere à extensão da reação. Para 1 𝑚𝑜𝑙 de extensão da reação, as 
quantidades consumidas dos reagentes e as quantidades produzidas dos produtos são 
iguais aos seus respectivos coeficientes da equação termoquímica, em 𝑚𝑜𝑙 . 
 
Ex: (i) 𝐻2(𝑔) + 
1
2
𝑂2(𝑔) → 𝐻2𝑂(𝑙) ∆𝐻 = −285,5 𝑘𝐽/𝑚𝑜l 
 (ii) 2𝐻2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) → 2𝐻2𝑂(𝑙) ∆𝐻 = −571,0 𝑘𝐽/𝑚𝑜l 
 
Nota-se que a reação representada em (ii) é exatamente o dobro de substâncias da 
reação representada em (i). Desta forma, entende-se que reagindo 2 𝑚𝑜𝑙𝑠 de 𝐻2(𝑔) e 1 
𝑚𝑜𝑙 de 𝑂2(𝑔) a variação de entalpia é de −571,0 𝑘𝐽. 
 
 Alotropia 
As formas alotrópicas também afetam a entalpia das substâncias participantes da reação. 
Na natureza, os fenômenos ocorrem buscando atingir sistemas com menor energia 
potencial, ou seja, que o corpo tenha uma posição ou interação com a vizinhança e seja 
energeticamente favorável. Por isso, o alótropo mais estável éaquele que possui a menor 
entalpia. Os casos mais comuns de alotropia são a do oxigênio - gás (O2) e ozônio (O3)-, 
a do carbono – grafite e diamante-, a do enxofre – rômbico e monoclínico - e a do 
fósforo –fósforo branco e fósforo vermelho. Graficamente, podemos representar esses 
exemplos citados e suas transições entalpicas à medida que as substâncias variam do 
menor estado alotrópico ao maior. A Figura (c) apresenta dois dos alótropos de carbono 
existentes na natureza e como estão dispostas as interações entre os átomos de carbono. 
É observado que, o diamante possui os hexágonos dispostos em células unitárias de um 
cubo, cuja tensão energética é maior comparado com o grafite que por sua vez, possui 
hexágonos dispostos em um plano, com tensão energética menor. Desta forma, se o 
diamante possui uma maior quantidade energética entre os átomos, esse também terá 
maior quantidade de energia a ser liberada numa reação de combustão, por exemplo. Já 
o grafite, por ter menor quantidade energética entre os átomos, será mais estável e por 
isso é encontrado com maior abundância na natureza. Desta forma, se o meio reacional 
possuir condições de estado padrão (25 °C e 1 atm), as substâncias alotrópicas mais 
estáveis (nesse caso o carbono grafite) irão possuir entalpia de formação igual a zero. 
A figura (d) apresenta alguns alótropos presentes na natureza e suas variações na 
entalpia. As substâncias O2, (P4)n e S(romboédrico) são alótropos estáveis na natureza. 
 
 
 
 
(c) (d) 
8 
 
 Estado de agregação 
Observemos as reações exotérmicas (i) e (ii) e (iii) abaixo: 
 
(i) H2(g) + ½ O2(g) → 𝑯𝟐𝑶(𝒈) H = -242,9 kJ/mol 
 
(ii) H2(g) + ½ O2(g) → 𝑯𝟐𝑶(l) H = -286,69 kJ/mol 
 
(iii) H2(g) + ½ O2(g) → 𝑯𝟐𝑶(s) H = -292,6 kJ/mol 
 
Vejam que os reagentes são os mesmos para as três reações, ocorrendo alterações 
apenas nos produtos. É observado que a reação (i) libera uma menor quantidade de 
energia e cujo produto é um gás. É observado também que, a reação (iii) libera uma 
maior quantidade de energia, cujo produto é um sólido. O que há por trás dessa 
informação? 
O estado de agregação das substâncias relaciona a energia de movimentação das 
partículas. E sabido que partículas gasosas possuem uma maior movimentação, 
portanto, necessita armazenar uma maior quantidade de energia para isso. Partículas 
sólidas possuem menor movimentação, portanto, acumulam menor quantidade de 
energia de movimentação. Baseado nessas informações é possível explicar que o fato da 
reação (i) liberar uma menor quantidade de energia se deve ao fato de que o produto 
formado é um gás, e, portanto, necessitará acumular mais energia para se movimentar, 
liberando uma menor quantidade entalpica. Assim, quanto menor a agitação das 
partículas das substâncias, maior será o saldo energético liberado. 
 
H sólido >H líquido >Hgás 
 
 
 Temperatura 
Já é sabido que a temperatura é uma medida da agitação molecular e caso ela 
aumente, aumenta também a velocidade média das partículas (estudaremos melhor 
sobre isso no tópico da cinética). Desta forma, o aumento da temperatura aumenta a 
probabilidade das partículas se chocarem, favorecendo a ocorrência da reação, 
independente se a reação for endotérmica ou exotérmica. Supondo uma reação 
exotérmica, como por exemplo, a reação de formação de HCl (g), descrita abaixo, 
em diferentes temperaturas. 
(i) H2(g) +Cl2(g)  2HCl (g) ∆H1 = -183,9 KJ/mol (a 15 °C) 
(ii) H2(g) +Cl2(g)  2HCl (g) ∆H2 = -184,1 KJ/mol (a 75 °C) 
Ao aumentarmos a temperatura do sistema, favorecemos a ocorrência da reação. Se 
a reação é do tipo que libera energia e a ocorrência da reação estiver sendo 
favorecida, então, mais energia o sistema irá liberar. Assim, a reação (ii) libera mais 
energia pois a temperatura do sistema aumentou, favorecendo mais ainda a 
ocorrência da reação, liberando uma maior quantidade de energia. 
 
 
 
9 
 
 
Técnicas para obtenção quantitativa da variação de entalpia 
Para obtermos os valores das quantidades de calor envolvido nas reações cotidianas, 
usaremos a entalpia como função de estadoparas o cálculo. Para tanto, devemos ter 
como argumentos alguns conceitos já mencionados anteriormente: 
 A variação da entalpia depende somente dos caminhos finais e iniciais; 
 Se a condição for padrão (25 °C e 1 atm), as substâncias simples no estado alotrópico mais 
estável terão valores de entalpia de formação iguais a zero (H°=0); 
 Uma reação do tipo H2(g) + ½ O2(g) → 𝑯𝟐𝑶(𝒈) com H = -242,9 kJ/mol, é dita reação de 
formação padrão, pois, possui como reagentes substâncias simples cujo valor entalpico é 
zero. Desta forma, sendo as entalpias dos reagentes iguais a zero, o valor de entalpia obtido 
para essa reação de formação é exatamente a entalpia para 1 mol da substância 𝑯𝟐𝑶(g). 
Então, Hf°H2O(g) = -242,9 KJ/mol. Portanto, é possível calcular a entalpia de outras 
reações (ex: fusão, vaporização, etc) utilizando a entalpia de formação das substâncias; 
Baseando-se nesses conceitos, conseguiremos obter valores de H para muitas reações, 
utilizando as técnicas descritas abaixo: 
 Cálculo da variação de entalpia utilizando as entalpias de formação padrão 
(Hf°) ou as variações de entalpia de formação de substâncias(Hf°) 
 Neste caso, sempre será dado os valores de Hf°ou Hf° dos reagentes e produtos. Sendo 
assim, os valores podem ser substituídos na Eq. 2, anteriormente apresentada. Por 
exemplo, a reação de combustão abaixo possui os dados energéticos tabelados de cada 
substância, exceto do gás O2, por ser uma substância simples e estado alotrópico mais 
estável. 
H2S(g) + 3/2 O2(g)  SO2(g) + H2O(l) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Como visto anteriormente, a reação de formação de água em qualquer estado físico é 
exotérmica e a entalpia das reações é exatamente a entalpia da substância H2O. Desta 
forma, podemos calcular a entalpia de uma reação de fusão (iii) como sendo:(i) H2(g) + ½ O2(g) → 𝑯𝟐𝑶(l) H = -286,69 kJ/mol Hf°𝑯𝟐𝑶(l) = -286,69 kJ/mol 
Resolução: 
𝐇 = 𝐇𝐩𝐫𝐨𝐝𝐮𝐭𝐨𝐬– 𝐇𝐫𝐞𝐚𝐠𝐞𝐧𝐭𝐞𝐬 
H = [(-286) + (-296)] – [-20] 
H = -562 KJ/mol 
 
10 
 
 
(ii) H2(g) + ½ O2(g) → 𝑯𝟐𝑶(s) H = -292,6 kJ/mol Hf°𝑯𝟐𝑶(s) = -292,6 kJ/mol 
 
(iii) 𝑯𝟐𝑶(s) →𝑯𝟐𝑶(l) H= ? 
 
 
 
 
 
 
 
Observem que, a reação de formação da substância agua, em diferentes estados físicos, 
é um processo exotérmico. Por outro lado, a transformação física da água de sólido 
para liquido é um processo endotérmico. Na prática, vemos que para um gelo derreter 
(derretimento de geleiras, por exemplo) é necessária uma absorção de uma quantidade 
de calor para que o processo ocorra. Esse processo é provado na teoria como 
apresentado acima, onde, o gelo é o sistema reacional e a vizinhança (o sol por 
exemplo) fornece a quantidade de calor necessária para o processo acontecer. 
 
 Cálculo da variação de entalpia utilizando a energia de ligação entre átomos 
de uma substância 
As interações entre os átomos de uma substância possuem energia acumulada. Essa 
energia está associada a energia de vibração, rotação, etc. tais valores energéticos 
(entalpia de ligação) foram obtidos experimentalmente e podem ser utilizados para 
calcular a entalpia de uma reação. 
Sabe-se que as energias associadas à quebra de uma ligação são endotérmicas (os 
valores serão sempre positivos) e as energias de formação de ligação são exotérmicas 
(os valores são sempre negativos). Uma vez que a energia de cada ligação for 
informada no problema, utiliza-se a Eq. 3 para obter o valor da entalpia de reação. 
𝐇 = 𝐞𝐧𝐞𝐫𝐠𝐢𝐚 𝐝𝐞 𝐥𝐢𝐠𝐚çã𝐨 𝐝𝐨𝐬 𝐫𝐞𝐚𝐠𝐞𝐧𝐭𝐞𝐬 + 𝐞𝐧𝐞𝐫𝐠𝐢𝐚 𝐝𝐞 𝐥𝐢𝐠𝐚çã𝐨 𝐝𝐨𝐬 𝐩𝐫𝐨𝐝𝐮𝐭𝐨𝐬 𝐄𝐪. 𝟑 
Lembre-se, a energia fornecida sempre será para cada ligação em uma substância. Por 
exemplo, a substância CH4 possui 4 ligações C-H, portanto, multiplica-se o valor da 
energia de ligação C-H por 4. Essa técnica depende muito dos conhecimentos sobre a 
geometria das substância e ligações químicas já estudados. Caso o aluno tenha dúvidas 
do como montar a estrutura da molécula, é aconselhado fazer buscas em livros, internet, 
etc. Observe o exemplo abaixo, para o cálculo da variação de entalpia da reação de 
combustão do hidrocarboneto propano. 
 
 
Resolução 
𝐇 = 𝐇𝐩𝐫𝐨𝐝𝐮𝐭𝐨𝐬– 𝐇𝐫𝐞𝐚𝐠𝐞𝐧𝐭𝐞𝐬 
𝐇 = 𝐇𝐟° 𝐇𝟐𝐎(𝐥) − 𝐇𝐟° 𝐇𝟐𝐎(𝐬) 
H = (-286,69) – (-292,6) 
H = + 5,9 KJ/mol 
 
 
11 
 
 
C3H8 (g) + 5O2 (g) → 3CO2 (g) + 4H2O (g)H = ? 
 
 
 
 
 
 
OBS: cuidado para não confundir a Eq. 3 com a Eq. 2. Se isso acontecer, o 
resultado obtido terá sinal contrário e estará errado. 
Resolução 
 
 
Quantidade de energia contida nos reagentes 
C3H8 + 5O2 
2 ligações C – C; 8 ligações C – H e 1 ligação O=O, porém temos 5 unidades de O2 
Obs: aqui, substância simples não é zero, pois não se trata de entalpia de formação, 
mas sim, de energia de ligação 
(2 x 348) + (8 x 413) + 5 x (498) = 6.490 KJ 
 
Quantidade de energia contida nos produtos 
3CO2+ 4H2O 
Duas ligações C = O porém, temos 3 unidades de CO2; Duas ligações O – H, porém, 
temos 4 unidades de H2O 
3 x (2 x 744) + 4 x (2 x 462) = 8.160 KJ 
 
𝐇 = 𝐞𝐧𝐞𝐫𝐠𝐢𝐚 𝐝𝐞 𝐥𝐢𝐠𝐚çã𝐨 𝐝𝐨𝐬 𝐫𝐞𝐚𝐠𝐞𝐧𝐭𝐞𝐬 + 𝐞𝐧𝐞𝐫𝐠𝐢𝐚 𝐝𝐞 𝐥𝐢𝐠𝐚çã𝐨 𝐝𝐨𝐬 𝐩𝐫𝐨𝐝𝐮𝐭𝐨𝐬 (𝐄𝐪. 𝟑) 
 
H = [(+) 6.490] + [(-) 8.160] 
H = - 1670 KJ/mol de combustão de C3H8 
 
 
 
12 
 
A resolução do exercício possui uma resposta favorável uma vez que toda reação de 
combustão é exotérmica, liberando calor. Assim, toda queima é um processo exotérmico, 
que libera calor para vizinhança. As queimadas, portanto, liberam uma quantidade 
exorbitante de calor para o meio ambiente, que é a vizinhança. Se o sistema está liberando 
calor, para conservar a energia do meio a vizinhança irá absorver. Neste caso, a vizinhança 
seria as geleiras. Se aumentarmos a quantidade de calor liberado, aumentamos também a 
absorção por parte da vizinhança, que por sua vez, promoverá sua reação endotérmica, que 
se configura no derretimento das geleiras. 
 
 Cálculo da variação de entalpia utilizando a “Lei de Hess” 
Algumas reações são mais complexas de serem obtidas por serem lentas demais ou 
explosivas demais. Portanto, obter a variação da entalpia para essas reações por meio das 
técnicas anteriores, se torna uma pouco difícil. 
Como vimos anteriormente, a variação da entalpia não depende de reações intermediárias, 
mas sim, do caminho final e inicial. Desta forma, o químico suíço Germain H. Hess (1802-
1850) indicou que a entalpia dessas reações complexas poderia ser calculada a partir de 
outras reações com variações de entalpia conhecidas, desde que, essas reações possuam as 
substâncias que temos interesse em avaliar. Se isso for possível, ou seja, encontrar um valor 
de entalpia desconhecido utilizando mais de uma etapa de reação, o valor da entalpia será 
calculado somando as entalpias de todas as etapas das reações, conforme a Eq. 4. 
 
∆𝐻 = ∆𝐻1 + ∆𝐻2 + ∆𝐻3 + ⋯ 𝐸𝑞. 4 
 
Confuso? Na prática veremos que é simples, porém, será necessário ter alguns cuidados. 
Observe o exemplo a seguir, que mostra como calcular a variação de entalpia da síntese de 
benzeno (C6H6) a partir do acetileno (C2H2), utilizando reações secundárias, que possuem 
as duas substâncias envolvidas. 
 
(i) C2H2(g) + 
5
2
O2(g) → 2CO2(g) + 𝐻2𝑂(l)𝐇°𝐟 𝟏 = −𝟑𝟏𝟎 𝐊𝐜𝐚𝐥/𝐦𝐨𝐥 
 
(ii) C6H6(l) + 
15
2
O2(g) → 6CO2(g) + 3H2O(l)𝐇°𝐟 𝟐 = −𝟕𝟖𝟎 𝐊𝐜𝐚𝐥/𝐦𝐨𝐥 
 
(iii) 𝟑 𝐂𝟐𝐇𝟐(𝐠) → 𝐂𝟔𝐇𝟔(𝐥) 𝐇°𝐟 = ? ? ? 
 
 
 
 
 
 
Resolução 
Da reação (i), temos como reagente a substância C2H2. Porém, observe que temos 
apenas 1 mol dessa substância nessa reação, e a reação que queremos calcular a 
variação de entalpia possui 3 mols de substância. Neste caso, multiplicamos toda a 
equação (i) por 3, inclusive, o valor de H°f : 
(i′) 3C2H2(g) + 
15
2
O2(g) → 6CO2(g) + 3𝐻2𝑂(l)𝐇°𝐟 𝟏 = −𝟗𝟑𝟎 𝐊𝐜𝐚𝐥 
13 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Até aqui, vimos como as reações ocorrem em termos de energia. Vimos que algumas reações 
ocorrem devido a absorção de uma quantidade de calor (o derretimento de geleiras) e outras 
ocorrem liberando a quantidade excedente de calor (reações que envolvem queima). Vimos 
também que alguns fatores podem contribuir para que uma reação sofra uma variação de 
entalpia diferente, dependendo de quais fatores influem num determinado sistema. 
Aprendemos, em resumo, que a variação de entalpia de muitas reações pode ser calculada 
utilizando três técnicas. Para resolver todo e qualquer problema que envolve termoquímica, 
basta saber qual das técnicas serão utilizadas e substituir os valores nas fórmulas. É simples, 
porém, exige prática e conhecimentos gerais de química básica. 
Resolução 
Da reação (ii), temos a substância C6H6do lado dos reagentes na quantidade 
correta. Porém, observe que na reação em que queremos calcular a variação de 
entalpia, essa substância está do lado dos produtos. Para isso, invertemos a reação, 
e também o seu valor de entalpia, que agora será positivo 
6CO2(g) + 3H2O(l) → C6H6(l) + 
15
2
O2(g ) 𝐇°𝐟𝟐 = +𝟕𝟖𝟎 𝐊𝐜𝐚𝐥 
Agora, enxergaremos as reações (i’) e (ii’)como funções matemáticas, e 
utilizaremos a soma para encontrar a variação de entalpiada reação 
(i′) 3C2H2(g) + 
15
2
O2(g) → 6CO2(g) + 3𝐻2𝑂(l) 𝐇°𝐟 𝟏 = −𝟗𝟑𝟎 𝐊𝐜𝐚𝐥/𝐦𝐨𝐥 
 
(ii′)6CO2(g) + 3H2O(l) → C6H6(l) + 
15
2
O2(g) 𝐇°𝐟𝟐 = +𝟕𝟖𝟎 𝐊𝐜𝐚𝐥/𝐦𝐨𝐥 
 
 𝟑 𝐂𝟐𝐇𝟐(𝐠) → 𝐂𝟔𝐇𝟔(𝐥)𝐇°𝐟 = (- 930) + ( +780) = -150 Kcal/mol 
 
Observe que algumas substâncias foram “cortadas” da reação. Elas são chamadas 
de substâncias intermediárias, e por não participarem da reação de interesse 
precisam ser retiradas. Vimos que a quantidade de O2 do lado dos reagentes é igual 
a quantidade de O2 presente nos produtos após as modificações. Se essas 
substâncias estão em lados opostos e em mesma quantidade, matematicamente, 
essas substâncias se anulam. A lógica também vale para as substâncias que estão 
no mesmo lado da igualdade (seta). Neste caso, são somadas. 
 
14 
 
EXERCÍCIOS 
1) Em uma cozinha, estão ocorrendo os seguintes processos: 
I. gás queimando em uma das “bocas” do fogão e 
II. água fervendo em uma panela que se encontra sobre essa “boca” do fogão. 
Com relação a esses processos, o que se pode afirmar? 
a) I e II são exotérmicos. 
b) I é exotérmico e II é endotérmico. 
c) I é endotérmico e II é exotérmico. 
d) I é isotérmico e II exotérmico. 
e) I é endotérmico e II é isotérmico 
 
2) Ao sair molhado em local aberto, mesmo em dias quentes, sente-se uma sensação de frio. Esse fenômeno está 
relacionado com a evaporação da água que, no caso, está em contato com o corpo humano. O que explica essa 
sensação de frio? 
a) A evaporação da água é um processo endotérmico e cede calor ao corpo. 
b) A evaporação da água é um processo endotérmico e retira calor do corpo. 
c) A evaporação da água é um processo exotérmico e cede calor ao corpo. 
d) A evaporação da água é um processo exotérmico e retira calor do corpo. 
 
3) Ao se dissolver uma determinada quantidade de cloreto de amônio em água a 25 °C, obteve-se uma solução cuja 
temperatura foi de 15 °C. A transformação descrita caracteriza um processo do tipo: 
a) atérmico b) adiabático c) isotérmico d) exotérmico e) endotérmico 
 
4) Observe o esquema: 
 
De acordo com o esquema apresentado, podemos dizer que esse processo deverá ser: 
a) endotérmico, com H= + 1.870 kJ. c) exotérmico e liberar 130 kJ. 
b) endotérmico e absorver 130 kJ. d) exotérmico, com H= - 1.870 kJ 
 
 
5) Nos Estados Unidos, em 1947, a explosão de um navio cargueiro carregado do fertilizante nitrato de amônio causou a 
morte de cerca de 500 pessoas. A reação ocorrida pode ser representada pela equação: 
2 NH4NO3 (s)  2 N2 (g) + O2 (g) + 4 H2O(l) H= -411,2 kJ 
 
Nesse processo, quando há decomposição de 1,0 mol do sal, ocorre: 
a) liberação de 411,2 kJ 
b) absorção de 411,2 kJ 
c) liberação de 305,6 kJ 
 d) absorção de 205,6 kJ 
15 
 
e) liberação de 205,6 kJ 
 
6) Ao preparar argamassa, o pedreiro mistura água na cal viva ou cal virgem (CaO). Essa reação provoca grande liberação 
de calor e produz a cal extinta — Ca(OH)2 (aq). A cal viva usada é obtida a partir do carbonato de cálcio (CaCO3), através 
de sua decomposição térmica. As equações termoquímicas que envolvem os processos citados acima são: 
 
Com relação aos processos I e II, o que se pode afirmar? 
a) O processo II apresenta entalpia dos produtos menor que a dos reagentes, sendo, por isso, exotérmico. 
b) Os processos I e II são exotérmicos. 
c) O processo I apresenta entalpia dos produtos maior que a dos reagentes, sendo, por isso, exotérmico. 
d) O processo I poderia ser representado da seguinte maneira: 
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) + 1.207,0 kJ/mol 
e) Os processos I e II absorvem calor, sendo endotérmicos. 
 
7) A queima de 4,0 kg de metano (CH4) liberou 53.200 kcal. O calor de combustão de um mol de metano é 
igual a: (Dado: massa molar do metano = 16 g/mol) 
a) 13.300 kcal b) 0,66 kcal c) 212,8 kcal d) 13,3 kcal e) 212.800 kcal 
 
8) A mistura de hidrazina (N2H4) e peróxido de hidrogênio (H2O2) pode ser utilizada na propulsão de foguetes: 
N2H4 (l) + 2 H2O2 (l)  N2 (g) + 4 H2O (g) + 154 kcal 
Admitindo que o peróxido de hidrogênio está em excesso e que o rendimento da reação é de 100%, calcule a energia 
liberada quando se consomem 64 g de hidrazina. 
9) O benzeno, um importante solvente para a indústria química, é obtido industrialmente pela destilação do petróleo. 
Contudo, também pode ser sintetizado pela trimerização do acetileno catalisada por ferro metálico sob altas temperaturas, 
conforme a equação química: 
3C2H2(g) → C6H6(l) 
A energia envolvida nesse processo pode ser calculada indiretamente pela variação de entalpia das reações de combustão 
das substâncias participantes, nas mesmas condições experimentais: 
I. C2H2(g) + 5/2O2(g) → 2CO2(g) + H2O(l) ∆Hco = –310 kcal/mol 
II. C6H6(l) + 15/2O2(g) à 6CO2(g) + 3H2O(l) ∆Hco = –780 kcal/mol 
a) -1090 b) -150 c) -50 d) +157 e) +470 
 
 
16 
 
10) O ferro é encontrado na natureza na forma de seus minérios, tais como a hematita (α-Fe2O3), a magnetita (Fe3O4) e a 
wustita (FeO). Na siderurgia, o ferro-gusa é obtido pela fusão de minérios de ferro em altos fornos em condições 
adequadas. Uma das etapas nesse processo é a formação de monóxido de carbono. O CO (gasoso) é utilizado para 
reduzir o FeO (sólido), conforme a equação química: 
FeO (s) + CO (g) → Fe (s) + CO2 (g) 
Considere as seguintes equações termoquímicas: 
 
a) -14 b) -17 c) -50 d) -64 e) -100 
 
11) A combustão do metano pode ser representada pela seguinte reação: 
 
Com base na tabela, a variação de entalpia da reação é: 
a) + 5.984 b) + 688 c) – 256 c)- 688 d)– 5.984 
 
12) De acordo com as reações abaixo: 
 
Assinale a alternativa que apresenta a entalpia da reação de decomposição do bicarbonato de sódio 
 
a) - 3667,6 kJb) - 11901,6 Kj c) – 135,6 kJ d) + 135,6 kJ e) + 3667,6 kJ 
 
13) O metanol é um combustível que pode ser obtido através da fermentação do caldo da cana-de-açúcar ou da reação 
controlada do oxigênio do ar com o gás metano, como mostra a reação abaixo: 
 
 
Com base nos dados fornecidos, pode-se concluir que a variação de entalpia (kJ/mol), na formação de metanol a partir do 
metano, é: 
17 
 
a) - 405,87 b) - 164,05 c) – 149,21 d) + 149,21 e) + 164,05 
 
14) Metano, o principal componente do gás natural, é um importante combustível industrial. A equação balanceada de sua 
combustão está representada na figura adiante. 
 
Consideram-se, ainda, as seguintes energias de ligação, em kJmol-1: 
E(C–H) = 416; E(C=O) = 805; E(O=O) = 498; E(O–H) = 464. 
Utilizando-se os dados anteriores, pode-se estimar que a entalpia de combustão do metano, em kJ.mol-1, é: 
a) – 2660 b) – 806 c) – 122 d) 122 e) 806 
15) Veja a entalpia-padrão de formação, em KJ.mol-1 e a 25°C, de algumas substâncias: 
 CH4(g) -74,8 CHCl3(l) - 134,5 HCl(g) - 92,3 
Se realizarmos a reação de cloração do metano, qual será o valor da variação da entalpia do processo? 
CH4(g) + 3Cl2(g) → CHCl3(l) + 3HCl(g) 
a) -115,9 KJ.mol-1 b) 186,3 KJ.mol-1 c) -376,2 KJ.mol-1 d) -336,6 KJ.mol-1 e) 148,5 KJ.mol-1 
 
 
18 
 
II – Cinética de reações 
Em 2019, um relatório da ONU apresentou dados sobre o derretimento de geleiras na Antártica. 
Os resultados apresentaram que, esse fenômeno está seis vezes mais rápido do que há 40 anos. Oque pode ter colaborado para esse aumento? O aumento do aquecimento global pode ser uma 
causa? Como exatamente o aumento da temperatura do planeta pode influenciar na velocidade 
em que o gelo, no estado sólido, se transforma em água líquida? 
A cinética é uma vertente da química que, estuda o como uma reação se inicia, baseado no 
estudo da velocidade em que elas ocorrem. Se a reação de quebra dos reagentes for muito lenta, a 
probabilidade de um produto ser formado será menor. Por outro lado, existem alguns fatores que 
podem influenciar na velocidade com que o processo reacional ocorre. Aumentando a velocidade 
ou, diminuindo a velocidade dessa reação. A temperatura é um dos fatores que está associada 
diretamente com a velocidade de uma reação, que por sua vez, está associado com a energia 
cinética das partículas. Desta forma, quando aumentamos a temperatura de um sistema reacional, 
aumentamos a agitação das partículas e assim, a probabilidade delas se chocarem e promoverem 
o início da transformação física ou química. Vamos compreender, então, como as reações 
ocorrem a partir do choque entre as partículas e com um mínimo necessário de energia, e quais 
fatores, além da temperatura, podem influenciar num sistema reacional. 
 Teoria das colisões entre partículas 
De acordo com a teoria das colisões, para que duas espécies (moléculas, íons ou átomos) reajam, 
é necessário ocorrer à colisão entre elas. Além disso, o choque entre as moléculas deve ter: 
 Energia suficiente para proporcionar a reação 
 Orientação favorável ao rearranjo dos átomos. 
 Afinidade química 
Assim, quanto maior for o número de colisões efetivas, isto é, colisões com energia e orientação 
propícias a reação, maior será a velocidade da mesma. Por outro lado, as partículas necessitam 
19 
 
de uma energia mínima que permita romper as ligações ente os reagentes, possibilitando a 
formação dos produtos. Se isso for possível, ocorrerá a formação de uma substância 
intermediária, chamada de complexo ativado. Portanto, toda e qualquer transformação só 
ocorrerá, se, os reagentes tiverem uma energia suficiente para formar o complexo ativado, 
seguido da formação dos produtos. Essa energia mínima é chamada de energia de ativação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Complexo ativado e Energia de ativação 
As moléculas dos reagentes necessitam de uma energia mínima para que possam reagir. Essa 
energia é denominada energia de ativação (Ea). De acordo com a teoria do complexo ativado, 
quando essa energia é atingida, as moléculas atingem o estado de transição denominado 
complexo ativado, onde as ligações dos reagentes estão fracas, prontas para serem quebradas, 
e novas ligações podem ser formadas para gerar os produtos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
20 
 
O gráfico acima apresenta a curva da energia para a ocorrência de uma reação qualquer. O 
pico máximo de energia (Emáx) está relacionado com o a energia máxima que a reação 
poderá atingir. A diferença entre essa quantidade de energia máxima com a energia que os 
reagentes possuem é, exatamente a quantidade de energia necessária para formar o complexo 
ativado. Assim, podemos obter, matematicamente, valores da energia de ativação a partir da 
Eq. 1 
𝐸𝑎 = 𝐸𝑚á𝑥 – 𝐸𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 𝐸𝑞. 1 
Se conhecermos a energia mínima para que o complexo ativado seja formado, poderemos 
deduzir se a transformação que está ocorrendo é lenta ou não. Caso a reação seja lenta, 
significa que a energia de ativação é muito elevada, dificultando a quebra das ligações entre 
os reagentes. Alguns fatores podem interferir diretamente na energia de ativação. São eles: 
temperatura, luz, pressão, superfície de contato, catalisadores e quantidade de reagentes. 
Veremos agora como esses fatores podem favorecer ou desfavorecer uma transformação 
física ou química. 
 
 Fatores que afetam o desenvolvimento de uma reação 
 Temperatura 
A temperatura é uma medida da energia cinética, como mostra a Eq. 2 
𝐸𝑐𝑖𝑛é𝑡𝑖𝑐𝑎 = 
3
2
𝑘𝑇 𝐸𝑞. 2 
Onde k é k=1,38 × 10-23 J/K é a constante de Boltzmann, e T é a temperatura. Desta 
forma, se aumentar a temperatura do sistema, aumenta a energia de movimentação das 
partículas. Estando as partículas mais agitadas, aumenta-se a probabilidade delas se 
chocarem e atingirem a energia mínima para formar o complexo ativado. Esse fator 
pode estar associado ao derretimento de geleiras em uma velocidade maior. A 
temperatura do planeta está aumentando à medida que o aquecimento global também 
aumenta. Esse aumento de temperatura promove a agitação das partículas de água que 
estão no estado sólido. Uma vez mais agitadas, ocorrem colisões efetivas e freqüentes, 
permitindo que a transformação para o estado líquido aconteça. Lembrem-se, esse tipo 
de transformação já ocorre naturalmente, mas, ao aumentarmos a temperatura do 
sistema, o grau de agitação molecular será muito maior, acarretando num aumento da 
velocidade da transformação física. 
 
21 
 
 
 
 Luz 
Algumas reações químicas ocorrem com maior velocidade quando estão na presença de 
luz. A luz influencia na velocidade das reações porque é uma energia em forma de onda 
eletromagnética que ajuda a quebrar a barreira da energia de ativação. A água 
oxigenada, por exemplo, se decompõe mais facilmente quando está exposta à luz, por 
isso devemos deixá-la guardada em local escuro. A fotossíntese realizada pelas plantas é 
um tipo de reação que é influenciada pela presença da luz. Outra reação onde é muito 
utilizada a luz é a decomposição do AgBr, que dá origem aos filmes fotográficos. 
 Pressão 
Esse fator tem maior influência em reações cujos reagentes são gasosos. A partir da lei 
dos gases, temos que a pressão é inversamente proporcional ao volume do sistema. Ao 
aumentarmos a pressão sobre um sistema racional, diminuímos o volume do gás. 
Dizemos que o gás foi comprimido, e as partículas estão mais próximas umas das 
outras, facilitando a ocorrência das colisões. Ao diminuirmos a pressão, o volume do 
sistema vai expandir, afastando as partículas uma das outras, dificultando a ocorrência 
dos choques. Assim, aumentar a pressão de um sistema gasoso promove o aumento da 
velocidade reacional. 
 
 
 
 
 
 Superfície de contato 
Uma reação química ocorre em virtude das colisões entre as partículas da superfície do 
material, assim, quanto maior for a superfície de contato dos reagentes envolvidos, 
maior será a taxa de desenvolvimento da reação e vice-versa. 
22 
 
Isso significa que com uma superfície de contato maior, haverá mais partículas entrando 
em colisão e aumentará a probabilidade desses choques serem efetivos, ou seja, de 
resultarem na quebra das ligações dos reagentes e na formação de novas ligações, 
originando os produtos. 
 Catalisadores 
Catalisador é a substância que aumenta a velocidade de uma reação sem ser consumida 
na reação. O catalisador fornece um caminho diferente com uma menor energia de 
ativação para a reação. O catalisador sempre participa da reação e nunca é consumido. 
Catálise, por sua vez, é o aumento de velocidade da reação provocado pelo catalisador. 
Ao contrário do catalisador, o inibidor é a substância que diminui a velocidade da 
reação e que é consumida pela reação. 
 
Os catalisadores são classificados em homogêneos ou heterogêneos. Um catalisador 
homogêneo é aquele que se encontra na mesma fase que os reagentes. Um catalisador 
heterogêneo, por sua vez, é aquele que se encontra em uma fase distinta da fase em que 
se encontram os reagentes. Considereo seguinte exemplo: 
2 𝑆𝑂2 (𝑔) + 𝑂2(𝑔) → 2𝑆𝑂3(𝑔) 
Para a reação acima, NO e Pt podem servir de catalisadores. O NO é um catalisador 
homogêneo para a reação, pois ele encontra-se na fase gasosa, mesma fase dos 
reagentes SO2 e O2. Já a platina (Pt) é um catalisador heterogêneo, pois ela é sólida e se 
encontra em uma fase diferente dos reagentes, que são gases. 
Uma substância que acentua o efeito do catalisador é denominada promotor ou ativador. 
Por outro lado, quando uma substância diminui ou anula o efeito do catalisador ela é 
chamada de veneno ou anticatalisador. Seja a reação: 
23 
 
 
𝑁2 (𝑔) + 3𝐻2(𝑔) → 2𝑁𝐻3(𝑔) 
 
A reação acima é catalisada pelo ferro (Fe). Se ao ferro for adicionado K2O ou Al2O3, a 
ação catalítica do ferro se tornará mais acentuada. Assim, diz-se que K2O e Al2O3 são 
denominados promotores ou ativadores do ferro. Entretanto, se forem adicionadas 
pequenas quantidades de arsênio (As) ou compostos de arsênio, ocorrerá a diminuição 
ou a anulação do efeito do ferro como catalisador. 
Outro importante conceito é o de autocatálise, que ocorre quando um dos produtos da 
reação atua como catalisador da mesma. Ocorre em reações com a substância manganês 
(Mn). 
 Quantidade de reagentes 
Imaginemos um sistema com 10 partículas do reagente A e 8 partículas do reagente B. 
Se dobrarmos a quantidade do reagente B, mais facilmente as partículas do reagente A 
se chocarão com B. Ou seja, quanto mais populoso for o meio reacional, maior será a 
probabilidade das partículas reagentes se encontrarem e colidirem entre si. 
 
Até aqui, vimos quais condições um sistema reacional precisa ter para acontecer, além dos 
fatores que podem alterar a velocidade com que a reação ocorre. A partir de agora, veremos 
como obter a velocidade que algumas reações ocorrem, utilizando os conceitos de velocidade 
média de reação e a lei das velocidades, que é dependente da quantidade de regente. 
 Estudo quantitativo da velocidade de uma reação 
Assim como na física, a velocidade é considerada como a variação de uma medida num 
intervalo de tempo. Na química, a velocidade média que os reagentes se decompõem ou os 
produtos são formados, é descrita como sendo razão entre a variação da concentração de 
reagentes ou produtos em relação a um intervalo de tempo. A unidade de medida desse 
parâmetro é dada em mol/L/segundos. 
𝑉𝑚é𝑑𝑖𝑎 = 
∆[]
∆𝑡
= 
[𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 – 𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙]
(𝑡𝑒𝑚𝑝𝑜 𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 – 𝑡𝑒𝑚𝑝𝑜 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙)
 𝐸𝑞. 3 
onde, 
[] é a variação da concentração de reagentes ou produtos; t é a variação do tempo 
Fe 
24 
 
Obs: quando a velocidade média for calculada em relação aos reagentes, lembre-se que a 
fórmula deve ser negativa, pois indica que os reagentes estão sendo consumidos. 
𝑉𝑚é𝑑𝑖𝑎 = −
∆[]
∆𝑡
 
Exemplo: Os valores experimentais de uma reação A  B, onde os reagentes são 
estequiométricamente iguais, está descrito na tabela abaixo. A velocidade média dessa reação 
pode ser obtida utilizando a Eq. 3: 
A B 
TEMPO 20s 20s 
Concentração 
inicial 
1 mol/L 0 mol/L 
Concentração 
final 
0,54 mol/L 0,46 mol/L 
 
 
𝑉𝑚é𝑑𝑖𝑎 𝐴 = −
∆[𝐴]
∆𝑡
= 
−(0,54− 1)
(20−0)
 = 2,3 x10-2 mol/L/s 
𝑉𝑚é𝑑𝑖𝑎𝐵 = 
∆[𝐵]
∆𝑡
= 
(0,46−0)
(20−0)
=2,3 x10-2 mol/L/s 
Observe que, em reações onde a estequiometria de reagentes e produtos são do tipo 1:1, 
as velocidades de decomposição de reagentes e formação de produtos são iguais, então, 
a velocidade média da reação será: 
𝑉𝑚é𝑑𝑖𝑎 𝑅𝐸𝐴ÇÃ𝑂 = 
− ∆[𝐴]
∆𝑡
= 
∆[𝐵]
∆𝑡
 Eq. 4 
Se a reação não tiver estequiometria equivalente, teremos a velocidade média da reação 
poderá ser obtida dividindo os valores da velocidade média de cada substância por seu 
coeficiente estequiométrico 
1N2 + 3H2 2NH3 
𝑉𝑚é𝑑𝑖𝑎 𝑅𝐸𝐴ÇÃ𝑂 = 
1
1
− ∆[𝑁2]
∆𝑡
= 
1
3
−∆[𝐻2]
∆𝑡
=
1
2
∆[𝑁𝐻3]
∆𝑡
 Eq. 5 
 
 
25 
 
EXERCÍCIOS 
1. (Enem) Alguns fatores podem alterar a rapidez das reações químicas. A seguir, 
destacam-se três exemplos no contexto da preparação e da conservação de alimentos: 
1. A maioria dos produtos alimentícios se conserva por muito mais tempo 
quando submetidos à refrigeração. Esse procedimento diminui a 
 rapidez das reações que contribuem para a degradação de 
certos alimentos. 
2. Um procedimento muito comum utilizado em práticas de culinária é o corte 
dos alimentos para acelerar o seu cozimento, caso não se tenha uma panela de 
pressão. 
3. Na preparação de iogurtes, adicionam-se ao leite bactérias produtoras de 
enzimas que aceleram as reações envolvendo açúcares e proteínas lácteas. 
 
Com base no texto, quais são os fatores que influenciam a rapidez das transformações 
químicas relacionadas aos exemplos 1, 2 e 3, respectivamente? 
 
a) Temperatura, superfície de contato e concentração. 
b) Concentração, superfície de contato e catalisadores. 
c) Temperatura, superfície de contato e catalisadores. 
d) Superfície de contato, temperatura e concentração. 
e) Temperatura, concentração e catalisadores. 
 
2. (Unesp 2013) Em um laboratório de química, dois estudantes realizam um 
experimento com o objetivo de determinar a velocidade da reação apresentada a 
seguir. 
 
Sabendo que a reação ocorre em um sistema aberto, o parâmetro do meio reacional 
que deverá ser considerado para a determinação da velocidade dessa reação é 
 
a) a diminuição da concentração de íons Mg2+. 
b) o teor de umidade no interior do sistema. 
c) a diminuição da massa total do sistema. 
d) a variação da concentração de íons Cℓ-. 
e) a elevação da pressão do sistema. 
 
3. (Utfpr) Observe a propaganda desse medicamento: 
 
"O nosso produto é o primeiro analgésico de paracetamol em comprimidos 
efervescentes no Brasil. É absorvido duas vezes mais rápido pelo organismo". 
 
Se ele é absorvido duas vezes mais rápido, isso implica que a velocidade da reação do 
princípio ativo é maior do que quando se utiliza um comprimido não efervescente. 
Isso está relacionado a qual fator de influência da velocidade de reação? 
26 
 
 
a) Temperatura. 
b) Catalisador. 
c) Luz. 
d) Estado físico dos reagentes. 
e) Superfície de contato. 
 
4. (Ufrn) A reação do iodeto de butila terciário (C4H9I) com a água a 25°C pode ser 
estudada do ponto de vista da cinética química. A equação da reação é mostrada a 
seguir: 
 
Nessas condições, o HI, que é um dos produtos da reação, comporta-se como um 
eletrólito forte e solúvel. Dessa forma, pode-se fazer um estudo da cinética dessa 
reação, medindo-se 
 
a) o aumento da condutividade do meio, já que as moléculas de HI não se 
dissociam. 
b) a diminuição da condutividade do meio, já que as moléculas de HI não se 
dissociam. 
c) a diminuição da condutividade do meio, já que as moléculas de HI se 
dissociam. 
d) o aumento da condutividade do meio, já que as moléculas de HI se dissociam. 
 
5. (Pucrj 2013) Para a reação entre duas substâncias moleculares em fase gasosa, 
considerando a teoria das colisões, o aumento da velocidade da reação causada pela 
presença de um catalisador é devido: 
 
a) ao aumento instantâneo da temperatura que acelera a agitação das moléculas. 
b) ao aumento da taxa de colisão entre os reagentes, porém preservando a energia 
necessária para que a colisão gere produtos. 
c) à diminuição da energia de ativação para que a colisão entre as moléculas, no 
inícioda reação, gere produtos. 
d) ao aumento da energia de ativação que é a diferença entre a energia final dos 
reagentes e dos produtos. 
e) à diminuição da variação de entalpia da reação. 
 
6. (Ime 2013) O gráfico abaixo ilustra as variações de energia devido a uma reação 
química conduzida nas mesmas condições iniciais de temperatura, pressão, volume de 
reator e quantidades de reagentes em dois sistemas diferentes. Estes sistemas diferem 
apenas pela presença de catalisador. Com base no gráfico, é possível afirmar que: 
 
 
27 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
a) A curva 1 representa a reação catalisada, que ocorre com absorção de calor. 
b) A curva 2 representa a reação catalisada, que ocorre com absorção de calor. 
 c) A curva 1 representa a reação catalisada com energia de ativação dada por E1 + E3. 
d) A curva 2 representa a reação não catalisada, que ocorre com liberação de calor e a 
sua energia de ativação é dada por E2 + E3. 
e) A curva 1 representa a reação catalisada, que ocorre com liberação de calor e a sua 
energia de ativação é dada por E1. 
 
7. (Aman 2013) A água oxigenada ou solução aquosa de peróxido de hidrogênio 
(H2O2) é uma espécie bastante utilizada no dia a dia na desinfecção de lentes de contato 
e ferimentos. A sua decomposição produz oxigênio gasoso e pode ser acelerada por 
alguns fatores como o incremento da temperatura e a adição de catalisadores. Um 
estudo experimental da cinética da reação de decomposição da água oxigenada foi 
realizado alterando-se fatores como a temperatura e o emprego de 
catalisadores, seguindo as condições experimentais listadas na tabela a seguir: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Analisando os dados fornecidos, assinale a alternativa correta que indica a ordem 
crescente dos tempos de duração dos experimentos. 
Condição 
Experimental 
Tempo de 
Duração da 
Reação no 
Experimento 
(t) 
Temperatura 
(°C) 
Catalisador 
1 t1 60 ausente 
2 t2 75 ausente 
3 t3 90 presente 
4 t4 90 ausente 
28 
 
 
a) t1 < t2 < t3 < t4 
b) t3 < t4 < t2 < t1 
c) t3 < t2 < t1 < t4 
d) t4 < t2 < t3 < t1 
e) t1 < t3 < t4 < t2 
 
8. (Unicamp 2012) Glow sticks ou light sticks são pequenos tubos plásticos utilizados 
em festas por causa da luz que eles emitem. Ao serem pressionados, ocorre uma 
mistura de peróxido de hidrogênio com um éster orgânico e um corante. Com o tempo, 
o peróxido e o éster vão reagindo, liberando energia que excita o corante, que está em 
excesso. O corante excitado, ao voltar para a condição não excitada, emite luz. Quanto 
maior a quantidade de moléculas excitadas, mais intensa é a luz emitida. Esse processo 
é contínuo, enquanto o dispositivo funciona. Com base no conhecimento químico, é 
possível afirmar que o funcionamento do dispositivo, numa temperatura mais baixa, 
mostrará uma luz 
 
a) mais intensa e de menor duração que numa temperatura mais alta. 
b) mais intensa e de maior duração que numa temperatura mais alta. 
c) menos intensa e de maior duração que numa temperatura mais alta. 
d) menos intensa e de menor duração que numa temperatura mais alta. 
 
9. (Udesc 2012) Se um comprimido efervescente que contém ácido cítrico e 
carbonato de sódio for colocado em um copo com água, e mantiver-se o copo aberto, 
observase a dissolução do comprimido acompanhada pela liberação de um gás. 
Assinale a alternativa correta sobre esse fenômeno. 
 
a) A massa do sistema se manterá inalterada durante a dissolução. 
b) A velocidade de liberação das bolhas aumenta com a elevação da temperatura da 
água. 
c) Se o comprimido for pulverizado, a velocidade de dissolução será mais lenta. 
d) O gás liberado é o oxigênio molecular. 
e) O fenômeno corresponde a um processo físico. 
 
10. (Uesc 2011) Um palito de fósforo pode se acender, ao ser atritado ligeiramente 
sobre uma superfície áspera, como uma lixa das caixas de fósforos, e entrar em 
combustão com emissão de luz e de calor. 
Uma análise dessas observações permite afirmar corretamente: 
 
a) A reação de combustão do palito de fósforo é espontânea porque possui energia de 
ativação igual a zero. b) A reação química mais rápida, entre duas reações, é aquela 
que apresenta menor energia de ativação. 
c) A reação de combustão do palito de fósforo é endotérmica. 
d) A energia de ativação deve ser muito grande para que a combustão do palito 
de fósforo ocorra. 
29 
 
e) O palito de fósforo só acende se a energia fornecida pelo atrito for menor quer 
a energia de ativação. 
 
11. (Ufal 2007) A sabedoria popular diz que o "fogo de palha queima rápido". 
Quando se compara a queima de um tronco de árvore com a da palha derivada de um 
vegetal nota-se a veracidade desse dito popular. O aumento da velocidade de reação 
de combustão da palha quando comparada à combustão do tronco deve-se 
 
a) à formação de produtos diferentes de reação. 
b) à diferente composição da celulose nas células vegetais. 
c) ao maior conteúdo de água na palha. 
d) à presença de substâncias voláteis na palha. 
e) à maior superfície de contato entre os reagentes 
(celulose e oxigênio). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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REFERÊNCIAS 
FELTRE, R. Química volume 2, Físico-Química 6 São Paulo Moderna 2004 
BROWN, T.L. et 
al 
Química A ciência central 9 São Paulo Pearson 2005 
ATKINS, P.W.; 
JONES, L. 
Princípios de Química: Questionando a 
Vida Moderna e o Meio Ambiente 
 
5 Porto Alegre Bookman 2011 
RUSSEL, J.B Química geral – Volume 1 
 
2 São Paulo Pearson 2000