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07
Aula Química
4D
Cinética Química – 
Introdução e velocidade 
média
 Introdução
Com certeza, você já observou 
o preparo de uma churrasqueira 
para a realização de um churrasco. 
Pedaços de carvão vegetal são 
adicionados a ela para que, após 
acesos, forneçam o calor necessário 
para assar a carne. Esse calor, como 
sabemos, é proveniente da reação 
de combustão do carvão na presen-
ça do oxigênio do ar.
C(carvão) + O2(g) (ar) CO2(g) + calor
Para dar início à reação, há ne-
cessidade de um fornecimento ini-
cial de energia (produzido por uma 
chama). Normalmente, adiciona-se 
álcool ao carvão e, em seguida, um 
palito de fósforo aceso é atirado 
para dar início à combustão.
 • pedaços grandes de carvão 
queimam lentamente na pre-
sença do ar;
 • se quebrarmos esses pedaços 
grandes em pedaços menores a 
queima ocorre mais rapidamente;
 • caso seja utilizado carvão em 
pó, ele queimará explosivamen-
te na presença do ar.
Com essas experiências, é 
possível observar que uma mesma 
reação pode apresentar diferentes 
velocidades no consumo de 
reagentes ou na formação de 
produtos. No exemplo da churras-
queira, pudemos perceber que a 
velocidade da reação de combustão 
do carvão no ar depende do grau 
de fracionamento do carvão.
A parte da Química que estuda a 
velocidade das reações e os fatores 
que a alteram denomina-se Cinéti-
ca Química.
Velocidade média de 
uma reação 
Considere uma reação do tipo: 
A B
No decorrer da reação, o rea-
gente A é consumido. Isso significa 
que sua quantidade diminui.
Q
u
a
n
ti
d
a
d
e
t(s)
No decorrer da reação, o produ-
to B é formado. Isso significa que 
sua quantidade aumenta.
Q
u
a
n
ti
d
a
d
e
t(s)
A velocidade média de uma 
reação é a razão entre a variação na 
quantidade de um reagente ou de 
um produto e o intervalo de tempo 
no qual ocorreu essa variação.
V
quantidade
t
mA
A=
| |Δ
Δ
V
massa
t
m =
| |Δ
Δ
V
vol
t
m =
| |Δ
Δ
V
n
t
m =
| |Δ
Δ
V
t
m =
| [ ]|Δ
Δ
1
2 Semiextensivo
Velocidade de consumo de 
reagentes e velocidade de 
formação de produtos
Considere a reação:
2A 4B + C
Nessa reação, para cada 2 mols de reagente A con-
sumidos são formados 4 mols do produto B e 1 mol do 
produto C.
Temos para essa reação os seguintes dados:
t(min) [A] mol · L–1
0 1,000
10 0,800
20 0,667
30 0,571
40 0,500
A velocidade média de consumo do reagente A, no 
intervalo t = 0 a t = 10, é:
V
t t
V
mA
mA
=
−
−
=
−
−
=
|[A] [A] |
| , , |
2 1
2 1
0 800 1 000
10 0
0,020 mol · L–1 · s–1 
A velocidade média de formação do produto B, no 
intervalo t = 0 a t = 10, é:
 2A 4B + 1C
 2 mols 4 mols
 0,020 mol x mols
x = 0,040 mol
VmB
 = 0,040 mol · L–1 · s–1
A velocidade média de formação do produto C, no 
intervalo t = 0 a t = 10, é:
 2A 4B + 1C
 2 mols 1 mols
 0,020 mol y mols
y = 0,010 mol
VmC
 = 0,010 mol · L–1 · s–1
 Efeito da concentração so-
bre as velocidade e teoria 
das colisões
Considere a reação: A B
No decorrer da reação, observa-se que a concen-
tração do reagente A diminui e, consequentemente, 
a velocidade da reação diminui. Esse fato mostra que 
a velocidade da reação é diretamente proporcional à 
concentração do reagente, elevada a alguma potência:
V [A]x
A proporcionalidade pode ser convertida em uma 
igualdade pela introdução de uma constante de propor-
cionalidade, denominada constante de velocidade (ci-
nética). A equação resultante é chamada lei (equação) 
da velocidade (cinética):
V = k · [A]x
Na lei da velocidade, o expoente x é denominado 
ordem da reação em relação ao reagente A.
1o. caso: Quando x = 1, temos uma reação de 1a. ordem 
em relação ao reagente A.
Nesse caso: V = k · [A].
Vamos supor que a concentração inicial de A seja 
x mols/L:
[A] = x mols/L
A velocidade é dada por: V = k · x 
Em seguida, suponhamos que a reação seja repetida 
com a concentração inicial de A duplicada:
[A] = 2x mols/L
A velocidade é dada por:
V = k · 2x, ou então, V = 2 · kx.
Conclusão
Duplicando a concentração do reagente A, a 
velocidade da reação duplica.
2o. caso: Quando x = 2, temos uma relação de 2a. ordem 
em relação ao reagente A.
Nesse caso; V = k · [A]2.
Vamos supor que a concentração inicial de A seja 
x mols/L.
[A] = x mols/L
A velocidade é dada por:
V = k · (x)2 
Vamos supor que a reação seja repetida com a con-
Aula 07
3Química 4D
centração inicial de A duplicada:
[A] = 2x mols/L
A velocidade é dada por:
V = k · (2x)2 V = k · 4x2 
V = 4 · k · (x)2
Conclusão
Duplicando a concentração do reagente A, a 
velocidade da reação quadruplica.
A lei da velocidade de uma reação é sempre determi-
nada a partir de dados experimentais, medidos a certa 
temperatura.
Exemplo:
Os dados abaixo foram medidos em cinco expe-
riências feitas com a reação representada pela seguinte 
equação:
(CH3)3CBr + OH
– (CH3)3COH + Br
–
à temperatura de 300°C.
Experiência
Concentração 
inicial em mol · L–1 Velocidade inicial 
em mol · L–1s–1
(CH3)3CBr OH
–
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
Vamos analisar as experiências 1, 2 e 3 e tirar algu-
mas conclusões:
 • Nas três experiências, a concentração inicial do íon 
OH– é a mesma.
 • Quando comparada com a experiência 1, a experiência 2 
teve a concentração inicial de (CH3)3CBr duplicada. A 
velocidade inicial também dobrou.
 • Quando comparada a experiência 1 com a 3, a concen-
tração inicial de (CH3)3CBr triplica. A velocidade inicial 
também triplicou.
Conclusão
A ordem da reação em relação ao reagente 
(CH3)3CBr é 1.
Vamos analisar as experiências 1 e 4 e tirar mais 
conclusões:
 • Nas duas experiências, a concentração do haleto 
(CH3)3CBr é a mesma.
 • Quando comparada com a experiência 1, a experiên-
cia 4 teve a concentração inicial de OH– duplicada. A 
velocidade inicial da reação não foi alterada.
Conclusão
A ordem da reação em relação ao reagente 
OH– é zero.
Assim, a equação que representa a lei da velocidade 
é dada por:
V = k[(CH3)3CBr]
1 · [OH–]0
Como qualquer número elevado a zero é igual a um:
V = k[(CH3)3CBr]
1 · 1 
V = k[(CH3)3CBr]
1
Usando a equação da velocidade, determinamos a 
constante de velocidade:
k
V
CH CBr[( ) ]3 3
1
Considerando a experiência 1:
k
mol CH CBr L s
mol CH CBr L
=
⋅ ⋅
⋅
− −
−
0 0010
0 10
3 3
1 1
3 3
1
, ( )
, ( )
k = 0,01 s–1
 Teoria das colisões
De acordo com essa teoria, para uma reação ocor-
rer, as moléculas dos reagentes devem colidir entre si.
Considere a reação:
H2(g) + I2(g) 2HI(g)
A reação se dá por meio das colisões entre moléculas H2 
e moléculas I2:
De acordo com essa teoria, a velocidade de uma rea-
ção é proporcional ao número de colisões que ocorreu 
em 1 segundo.
no. de colisões
segundo
V 
4 Semiextensivo
Ainda experimentalmente, pode-se constatar que a 
velocidade de uma reação pode ser afetada por vários 
fatores. Vejamos alguns:
 • concentração;
 • pressão;
 • superfície de contato;
 • temperatura;
 • luz;
 • eletricidade.
Vamos tentar entender como a Teoria das Colisões ex-
plica a influência dos fatores concentração dos reagentes 
(nesta aula) e pressão, superfície de contato e temperatu-
ra (na próxima aula) na velocidade de uma reação.
 Concentração
Considere a reação:
H2(g) + I2(g) 2HI(g)
A reação se dá por colisão 
entre moléculas H2 e molécu-
las I2: 
A velocidade da reação é 
proporcional ao número de 
colisões por segundo entre as 
moléculas reagentes.
Dobrando a concentração do H2, dobra o número 
de moléculas H2 e, consequentemente, dobra o número 
de colisões com moléculas de I2, pois as moléculas de 
H2
I2
I2 terão o dobro de possibilidade de colidirem com 
moléculas H2.
Conclusão
A velocidade da reação duplica.
Dobrando a concentração 
do I2, dobra o número de molé-
culas I2 e, consequentemente, 
dobra o número de colisões 
com moléculas H2, pois as 
moléculas de H2 terão o dobro 
de possibilidade de colidirem 
com moléculas I2.
Conclusão
A velocidade da reação duplica.
Logo, a ordem em relação 
acada reagente é 1. A lei da 
velocidade para a reação é:
V = k [H2]
1. [I2]
1
Em geral, um aumento na concentração de 
reagente eleva a velocidade das reações.
 Determinação da lei (equação) da velocidade para uma 
reação
V = k · [reag] x ordem 
(experimental)
 • Se a reação é elementar:
x = coeficiente do balanceamento da equação.
 • Se a reação ocorre em mais de uma etapa:
x = coeficiente do balanceamento da etapa lenta.
 • Se forem fornecidos resultados experimentais: x é obtido por meio da análise matemática desses resultados como 
explicado no texto inicial.
Aula 07
5Química 4D
Testes
Assimilação
07.01. (UERN) – Uma das formas para se obter o monóxido 
de dinitrogênio é reagindo óxido de nitrogênio II com gás 
hidrogênio, de acordo com a seguinte reação:
2NO(g) + H2(g) N2O(g) + H2O(g)
Sabendo que a reação é elementar é correto afirmar que a 
ordem global dessa reação é igual a
a) 2. b) 3. c) 4. d) 5.
07.02. A reação de decomposição da água oxigenada na pre-
sença de iodeto (I–) pode ser equacionada da seguinte forma:
H O aq I aq H O IO aq2 2 2( ) ( ) ( ) ( )+ → +
− −N (etapa lenta)
H O aq IO aq H O O g I aq2 2 2 2( ) ( ) ( ) ( ) ( )+ → + +
− −N (etapa rápida)
A equação da velocidade de acordo com esse mecanismo é
a) V = k ∙ [H2O2]
c) V = k ∙ [H2O2] ∙ [I
–]
e) V = k ∙ [H2O2]
2
b) V = k ∙ [H2O2] ∙ [H2O]
d) V = k ∙ [H2O2] ∙ [O2]
07.03. (UNIMONTES – MG) – A velocidade da reação genérica 
2A + B C é dada por V1 = k [A]
2 ∙ [B]1. Em uma determinada 
situação, a concentração de A foi triplicada, e a de B dupli- 
cada. O novo valor de velocidade (V2) em função de V1, será:
a) igual a V1.
c) 2 vezes maior.
b) 18 vezes maior.
d) 18 vezes menor.
07.04. (UEPG – PR) – Considerando a seguinte reação 
genérica:
3Z + 2Y 4X
As etapas do mecanismo dessa reação estão abaixo repre-
sentadas:
 2Z + Y W (lenta)
 Y + W K (rápida)
 K + Z 4X (rápida)
01) Se duplicar a concentração de Z, a velocidade quadru-
plica.
02) Se duplicar a concentração de Y, a velocidade dobra.
04) A ordem da reação é 3.
08) Se triplicar simultaneamente as concentrações de Z e Y, 
a velocidade da reação ficará 27 vezes maior.
16) A expressão da lei da velocidade da reação é a seguinte: 
v = k [Z] ∙ [Y].
07.05. (UFGD – MS) – Em uma reação química hipotética 
X + Y Produto, obteve-se, experimentalmente, os dados 
apresentados na tabela:
Experimento
[X]0 
mmol ∙ L–1
[Y]0 
mmol ∙ L–1
VO mmol ∙ L
–1 ∙ s–1
1 3,0 3,0 7,0
2 6,0 3,0 14,0
3 6,0 9,0 42,0
Com os dados apresentados, indique a alternativa correta 
para a equação de velocidade desta reação.
a) v = k
c) v = k ∙ [X] ∙ [Y]
e) v = k ∙ [Y]
b) v = k ∙ [X]
d) v = k ∙ [X]2 ∙ [Y]3
6 Semiextensivo
Aperfeiçoamento
07.06. (UERN) – No estudo cinético da reação representada 
por: X + Y Z foram encontradas as seguintes variações de 
concentração e velocidades iniciais:
Concentração (mols/litro) Velocidade 
(mol/L ∙ h)[X] [Y]
1 x 10–2 1 x 10–2 1 x 10–2
2 x 10–2 1 x 10–2 4 x 10–2
1 x 10–2 2 x 10–2 8 x 10–2
Analisando os resultados, a expressão correta da Lei da 
Velocidade para essa reação é:
a) v = k ∙ [x]2 ∙ [y]2
c) v = k ∙ [x]3 ∙ [y]2
b) v = k ∙ [x]3 ∙ [y]3
d) v = k ∙ [x]2 ∙ [y]3
07.07. (UFT – TO) – Considere a equação para a reação de 
obtenção do dióxido de nitrogênio:
2NO(g) + O2(g) 2NO2(g)
Experimento
[NO] 
(mol ∙ L–1)
[O2] 
(mol ∙ L–1)
Velocidade 
da reação 
(mol ∙ L–1 ∙ s–1)
I 0,020 0,010 1 x 10–4
II 0,040 0,010 4 x 10–4
III 0,020 0,040 4 x 10–4
A ordem global da reação é:
a) 4 b) 3 c) 2 d) 1 e) 0
07.08. (MACK – SP) – No estudo cinético do processo quí-
mico equacionado por:
A(g) + B(g) + C(g) D(g),
foram realizados experimentos a uma dada temperatura T, 
por meio dos quais foram obtidos os dados que se encon-
tram na tabela abaixo:
Experi- 
mento
[A] 
(mol ∙ L–1)
[B] 
(mol ∙ L–1)
[C] 
(mol ∙ L–1)
v 
(mol ∙ L–1 ∙ s–1)
I 1 ∙ 10–1 1 ∙ 10–1 1 ∙ 10–1 1 ∙ 10–5
II 1 ∙ 10–1 1 ∙ 10–1 2 ∙ 10–1 1 ∙ 10–5
III 1 ∙ 10–1 2 ∙ 10–1 1 ∙ 10–1 2 ∙ 10–5
IV 2 ∙ 10–1 1 ∙ 10–1 1 ∙ 10–1 4 ∙ 10–5
A partir desses dados, foram feitas as seguintes afirmações:
I. Trata-se de um processo de ordem global igual a 3.
II. A expressão da velocidade cinética do processo é dada 
por v = k ∙ [A] ∙ [B] ∙ [C].
III. O valor da constante de proporcionalidade k, na tempe-
ratura T, é de 0,01 mol–2 ∙ L2 ∙ s–1.
É correto dizer que
a) apenas I e III são verdadeiras.
b) apenas I e II são verdadeiras. 
c) apenas I é verdadeira.
d) apenas II é verdadeira.
e) apenas III é verdadeira.
07.09. (UEPA) – De um modo geral, a ordem de uma reação 
é importante para prever a dependência de sua velocidade 
em relação aos seus reagentes, o que pode influenciar ou até 
mesmo inviabilizar a obtenção de um determinado compos-
to. Sendo assim, os dados da tabela abaixo mostram uma 
situação hipotética da obtenção do composto “C” a partir 
dos reagentes “A” e “B”.
Experi- 
mento
[A] 
(mol ∙ L–1)
[B] 
(mol ∙ L–1)
Velocidade inicial 
(mol ∙ L–1 ∙ s–1)
01 0,1 0,1 4,0 x 10–5
02 0,1 0,2 4,0 x 10–5
03 0,2 0,1 16,0 x 10–5
Aula 07
7Química 4D
A partir dos dados da tabela acima, é correto afirmar que a 
reação: A + B C, é de:
a) 2a. ordem em relação a “A” e de ordem zero em relação a “B”. 
b) 1a. ordem em relação a “A” e de ordem zero em relação a “B”.
c) 2a. ordem em relação a “B” e de ordem zero em relação a “A”.
d) 1a. ordem em relação a “B” e de ordem zero em relação a “A”.
e) 2a. ordem em relação a “A” e 1a. ordem em relação a “B”.
07.10. (FGV – SP) – Para otimizar as condições de um pro-
cesso industrial que depende de uma reação de soluções 
aquosas de três diferentes reagentes para a formação de 
um produto, um engenheiro químico realizou um experi-
mento que consistiu em uma série de reações nas mesmas 
condições de temperatura e agitação. Os resultados são 
apresentados na tabela:
Experi-
mento
Reagente 
A 
mol ∙ L–1
Reagente 
B 
mol ∙ L–1
Reagente 
C 
mol ∙ L–1
Velocidade 
da reação 
mol ∙ 
L–1 ∙ s–1
I x y z v
II 2x y z 2v
III x 2y z 4v
IV x y 2z v
Após a realização dos experimentos, o engenheiro pode 
concluir corretamente que a ordem global da reação estu-
dada é igual a
a) 1. b) 2. c) 3. d) 4. e) 5.
07.11. (UDESC) – O monóxido de nitrogênio (NO), também 
conhecido por óxido nítrico, é uma molécula de relevância 
biológica que está amplamente envolvida em processos fisio-
lógicos. No campo da medicina, é utilizado como substância 
vasodilatadora, auxiliando na redução da pressão sanguínea 
em pacientes hipertensos. Entretanto, na presença de oxi-
gênio, esta substância sofre facilmente oxidação, segundo 
a reação química elementar:
2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g)
Em um experimento, 4,0 mols de NO e 2,0 mols de O2 
foram colocados em um recipiente em que, no instante 
inicial, a velocidade da reação era v0. Decorridos 10 minutos, 
constatou-se que 1,0 mol de O2 foi consumido. Com base 
nestes dados, assinale a alternativa correta.
a) A alteração da concentração de algum dos reagentes 
não influi na velocidade da reação química, uma vez que 
o processo é dito elementar.
b) O número de mols de óxido nítrico gasto quando 
t = 10 minutos é a metade do número de mols de O2 
gastos ao final deste intervalo de tempo.
c) Sendo a equação de velocidade v = k[NO]2[O2] para a 
reação em discussão, é possível afirmar que a reação é 
de primeira ordem com relação à concentração do gás 
oxigênio.
d) A presença de um catalisador aumentaria a velocidade 
de oxidação do NO uma vez que a energia de ativação 
também é aumentada.
e) Sendo as concentrações iniciais 0,025 mol L–1 e 0,01 mol L–1 
de NO, e O2, respectivamente, e a velocidade inicial 
2,4 x 10–6 mol L–1 s–1, o valor da constante de velocidade k 
é dado por 9,6 x 10–3 L2 mol–2 s–1.
07.12. (UNIFOR – CE) – Para a reação entre os gases abaixo, 
obtiveram-se os seguintes dados sobre a velocidade inicial 
com respeito à concentração inicial (mol/L) dos reagentes:
2H2 + 2NO N2 + 2H2O
[H2] [NO] 
Velocidade 
(mol/L ∙ min)
1,8 x 10–31,2 x 10–3 3 x 10–5
3,6 x 10–3 1,2 x 10–3 6 x 10–5
3,6 x 10–3 2,4 x 10–3 24 x 10–5
3,6 x 10–3 3,6 x 10–3 X
8 Semiextensivo
Pode-se dizer que a expressão da velocidade da reação e a 
velocidade da reação no ponto ‘X’ indicado são:
a) V = k [NO] [H2], v = 48 x 10
–5 mol ∙ L–1 ∙ min–1
b) V = k [NO]2 [H2], v = 54 x 10
–5 mol ∙ L–1 ∙ min–1
c) V = k [NO] [H2]
2, v = 72 x 10–5 mol ∙ L–1 ∙ min–1
d) V = k [NO] [H2]
2, v = 96 X 10–5 mol ∙ L–1 ∙ min–1
e) V = k [NO]2 [H2], v = 72 X 10
–5 mol ∙ L–1 ∙ min–1
Aprofundamento
07.13. (UFPA) – Os resultados de três experimentos, 
feitos para encontrar a lei de velocidade para a reação 
2NO(g) + 2 H2(g) N2(g) + 2 H2O(g), encontram-se na 
tabela abaixo.
TABELA 1 – VELOCIDADE INICIAL DE CONSUMO DE NO(g)
Experi- 
mento
[NO] inicial 
(mol ∙ L–1)
[H2] inicial 
(mol ∙ L–1)
Velocidade 
de consumo 
inicial de NO 
(mol ∙ L–1 ∙ s–1)
1 4,0 x 10–3 2,0 x 10–3 1,2 x 10–5
2 8,0 x 10–3 2,0 x 10–3 4,8 x 10–5
3 4,0 x 10–3 4,0 x 10–3 2,4 x 10–5
De acordo com esses resultados, é correto concluir que a 
equação de velocidade é
a) v = k [NO] [H2]
2
b) v = k [NO]2 [H2]
2
c) v = k [NO]2 [H2]
d) v = k [NO]4 [H2]
2
e) v = k [NO]2 [H2]
07.14. (UEM – PR) – Dado o mecanismo em duas etapas 
para uma reação em fase gasosa, assinale a(s) afirmativa(s) 
correta(s).
A) HBr + NO2 HBrO + NO (etapa lenta)
B) HBr + HBrO H2O + Br2 (etapa rápida)
01) A reação global pode ser expressa como: 
2 HBr + NO2 H2O + NO + Br2.
02) A etapa determinante na velocidade da reação é a etapa B.
04) A equação que representa a velocidade da reação é 
v = k [HBr] [NO2].
08) Em uma reação não elementar, a velocidade da reação 
global não pode ser escrita a partir da equação da rea-
ção global.
16) O ácido hipobromoso pode ser considerado um com-
posto intermediário na reação, pois é formado e consu-
mido durante o processo.
Aula 07
9Química 4D
07.15. (UEM – PR) – Sobre os conceitos de cinética química, 
assinale o que for correto.
01) A reação 2A. + D A2D é classificada como elementar 
se v = k [A]2[D].
02) Se a velocidade da reação 2A + 2D E + G duplicar 
ao duplicar-se [A], mantendo-se [D] constante, então a 
reação é de segunda ordem em relação a A.
04) Se a reação global CaO + CO2 CaCO3 possuir a etapa 
intermediária lenta Ca(OH)2 CaO + H2O, então a lei 
de velocidade é v = k [CaO]2[CO2][H2O].
08) Considerando que a reação N2 + O2 2NO é elemen-
tar, sua molecularidade é igual a 2.
07.16. (MACK – SP) – A tabela mostra a variação da veloci-
dade inicial da reação hipotética representada pela equação 
A2(g) + 2 B(g) C(g) em função das concentrações iniciais 
dos reagentes utilizados no processo.
Experi-
mento
[A] inicial 
(mol/ L)
[B] inicial 
(mol/L)
Velocidade inicial 
(mol/L ∙ min)
Tempe- 
ratura
(K)
1 1,0 1,0 0,4 338
2 2,0 1,0 0,2 298
3 1,0 1,0 0,1 298
4 2,0 2,0 0,4 298
Interpretando-se a tabela, considere as afirmações I, II, III e 
IV abaixo.
I. O valor da constante de proporcionalidade k é igual para 
todos os experimentos.
II. A lei cinética da velocidade pode ser expressa pela equa-
ção v = k ∙ [A] ∙ [B].
III. Trata-se de uma reação cuja ordem global é 2.
IV. As ordens para os reagentes A e B são, respectivamente, 
zero e 2.
São verdadeiras, apenas as afirmações:
a) I e III.
c) II e III. 
e) III e IV.
b) I e IV.
d) II e IV.
10 Semiextensivo
07.17. (UEFS – BA) – A velocidade de uma reação química é 
proporcional às concentrações molares dos reagentes, eleva-
das a expoentes que são determinados experimentalmente. 
De modo geral, as reações ocorrem em duas ou mais etapas 
elementares, e não diretamente como são representadas pela 
equação global correspondente. A reação de NO2(g) com 
CO(g), a 200°C, é exemplo de uma reação não elementar que 
ocorre em duas etapas e cuja velocidade tem a expressão 
v = k [NO2]
2.
NO2(g) + CO(g) NO(g) + CO2(g)
Em relação à velocidade das reações químicas, é correto 
afirmar:
a) A reação do NO2(g) com o CO(g) ocorre em duas etapas, e 
a etapa lenta é representada por 
 NO3(g) + CO(g) NO2(g) + CO2(g).
b) A velocidade da reação é proporcional às concentrações 
de NO2(g) e de CO(g), na equação química.
c) A constante de velocidade de reação, k, varia com as 
alterações nas concentrações dos reagentes.
d) Ao se dobrar a concentração de NO2(g), a velocidade da 
reação também dobra.
e) A reação química ocorre a partir da colisão entre duas 
moléculas de NO2(g).
07.18. (UEM – PR) – Dado que a lei de velocidade, determi-
nada experimentalmente a partir de uma reação elementar, 
é igual a v = k [A2] [X2]
2, e correto afirmar que
01) essa lei de velocidade corresponde à reação elementar 
A2 + 2X2 2AX2.
02) ao dobrarmos a concentração dos dois reagentes en-
volvidos na lei de velocidade, aquele que proporciona 
maior influência sobre a velocidade da reação é o X2.
04) essa lei de velocidade indica que a molecularidade da 
reação é indubitavelmente igual a 3.
08) trata-se de uma reação de ordem global igual a 3.
16) por ser uma reação elementar, a mesma ocorre por 
meio de duas ou mais etapas.
Discursivos
07.19. (FUVEST – SP) – Ao misturar acetona com bromo, na presença de ácido, ocorre a transformação representada pela 
equação química
H+
H3C
C
O
CH3 H3C
C
O
CH2Br
+ Br2 + HBr
Dentre as substâncias presentes nessa mistura, apenas o bromo possui cor e, quando este reagente for totalmente consumido, 
a solução ficará incolor. Assim sendo, a velocidade da reação pode ser determinada medindo-se o tempo decorrido até o 
desaparecimento da cor, após misturar volumes definidos de soluções aquosas de acetona, ácido e bromo, de concentrações 
iniciais conhecidas.
Aula 07
11Química 4D
a) Considerando que a velocidade da reação é dada por
2concentração iniciaI de Br
tempo para desaparecimento da cor
complete a tabela apresentada abaixo.
Experimento
Concentração 
inicial de acetona
(mol L–1)
Concentração 
inicial de H+
(mol L–1)
Concentração 
inicial de Br2
(mol L–1)
Temo decorrido até 
o desaparecimento 
da cor (s)
Velocidade 
da reação
(mol L–1 s–1)
1 0,8 0,2 6,6 ∙ 10–3 132
2 1,6 0,2 6,6 ∙ 10–3 66
3 0,8 0,4 6,6 ∙ 10–3 66
4 0,8 0,2 3,3 ∙ 10–3 66
b) A velocidade da reação é independente da concentração de uma das substâncias presentes na mistura. Qual é essa subs-
tância? Justifique sua resposta.
12 Semiextensivo
Gabarito
07.01. b
07.02. c
07.03. b
07.04. 15 (01, 02, 04, 08)
07.05. c
07.06. d
07.07. b
07.08. a
07.09. a
07.10. c
07.11. c
07.12. b
07.13. c
07.14. 29 (01, 04, 08, 16)
07.15. 09 (01, 08)
07.16. c
07.17. e
07.18. 15 (01, 02, 04, 08)
07.19. 
a) 
V Br
t
mol L s
V Br
t
1 2 1
1
3 5 1 1
2 2 2
2
6 6 10
132
5 10
6 6
= =
⋅ = ⋅ ⋅ ⋅
= =
− − − −[ ] ,
[ ] ,
Δ
Δ
⋅⋅ = ⋅ ⋅ ⋅
= =
⋅ = ⋅
− − − −
− −
10
66
1 10
6 6 10
66
1 10
3 4 1 1
3 2 3
3
3 4
mol L s
V Br
t
mo[ ] ,
Δ
ll L s
V Br
t
mol L s
⋅ ⋅
= =
⋅ = ⋅ ⋅ ⋅
− −
− − − −
1 1
4 2 4
4
3 5 1 13 3 10
66
5 10[ ] ,
Δ
b) Do experimento 1 para o experimento 4 as concentrações de acetona de H
+ ficaram 
constantes e a concetração do Br2 dividiu por 2, porém a velocidade não alterou, logo o 
bromo não influencia na velocidade dessa reação.
07.20. a) Δ
Δ
P N
t
[ ]2 = k ∙ P (H2)
a ∙ P(NO)b
P0(H2)/(torr) P0(NO)/(torr) P(N2)/ t/(torr.s
–1) (velocidades iniciais)
1 289 400 1,60
2 147 400 0,77
3 400 300 1,03
4 400 152 0,25
De 1 para 2 a pressão do H2 dividiu por dois, a do NO ficou constante e a velocidade 
dividiu por dois (aproximadamente), logo ordem 1
De 3 para 4 a pressão do H2 ficou constante, a do NO dividiu por dois e a velocidade 
dividiu por quatro (aproximadamente), logo ordem 2
Resposta: a = 1, b = 2
b) 
Δ
Δ
P N
t
[ ]2 = k ∙ (PH2)
1 ∙ (P NO)2
 torr ∙ s–1 = k (torr)1 ∙ (torr)2
 k = 
torr s
torr
⋅ −1
3( )
 k = (torr)–2 ∙ s–1
Obs.: Como a reação é em fase gasosa, trabalhar com a pressão parcial é o mesmo raciocí-
nio da concentração. Exemplos:
Dobrou a pressão parcial do gás = dobrou sua concentração
Quadruplicou a pressão parcialdo gás = quadruplicou sua concentração
÷2
÷2÷2
÷4
con
stante
con
stante
07.20. (UFPR) – A reação entre NO e H2, a uma dada temperatura, é descrita pela equação:
2NO(g) + 2H2(g) N2(g) + H2O(g)
Como ocorre redução da pressão no decorrer da reação, a variação (N2)/ t pode ser medida pela diminuição da pressão total.
Expressão que descreve a lei de velocidade para essa reação:
Δ
Δ
P N
t
k P H P NOa b
( )
( ) ( )2 2= ⋅ ⋅
P0(H2)/(torr) P0(NO)/(torr)
P(N2)/ t/(torr · s
–1) 
(velocidades iniciais)
1 289 400 1,60
2 147 400 0,77
3 400 300 1,03
4 400 152 0,25
Com base nessas informações, determine:
a) Os valores inteiros que melhor descrevem as ordens de reação a e b.
b) A unidade da constante de velocidade, k.
Obs.: Em reações envolvendo 
substâncias gasosas a diminui-
ção na pressão é consequência 
da diminuição na concentração, 
portanto o raciocínio que deve 
ser feito com a pressão é como 
se fosse a concentração. (Veja 
resolução).
13Química 4D
Efeitos da pressão, temperatura e 
superfície de contato sobre a 
velocidade de uma reação
Aula 08 4D
Química
 Pressão
Considere a reação:
H2(g) + I2(g) 2HI(g)
Ambos os reagentes se encontram em fase gasosa. 
Um aumento de pressão aumenta a concentração dos 
reagentes H2 e I2. Com isso, aumenta o número de 
colisões moleculares. A velocidade da reação aumenta.
Nas reações em que houver pelo menos um 
gás reagindo, um aumento de pressão eleva a 
velocidade da reação.
Superfície de contato
Considere a reação de combustão do carvão:
C(s) + O2(ar) CO2(g)
Considerando que a concentração do O2 no ar é 
constante, uma vez iniciada a combustão, observa-se que:
 • pedaços grandes de carvão queimam lentamente;
 • quebrando-o em pedaços menores, o carvão queima 
mais rapidamente;
 • triturando o carvão até transformá-lo em pó, quei-
mará ainda mais rapidamente (muitos acidentes em 
minas de carvão acontecem devido à explosão de 
poeiras de carvão).
Na realidade, à medida que o carvão passa de 
pedaços grandes a pedaços pequenos e, finalmente, 
é pulverizado, a sua superfície de contato aumenta. 
Assim, quanto maior a superfície de contato do carvão:
 • maior o número de átomos de carbono disponíveis 
para colisão com moléculas de oxigênio;
 • maior o número de colisões entre átomos de carbo-
no e moléculas de oxigênio;
 • maior a velocidade da reação.
Quanto maior a superfície de contato entre os 
reagentes, maior a velocidade da reação.
Observação:
Preparando uma solução concentrada de 
um sólido, aumentamos ainda mais a super-
fície de contato, portanto a ordem crescente 
de superfície de contato é:
Sólido em 
um único 
pedaço
<
Pedaços 
pequenos < Pó <
Solução 
concentrada
 Temperatura
Em qualquer conjunto de moléculas, há uma 
distribuição de energia cinética a uma dada tempe-
ratura.
O gráfico abaixo mostra a distribuição da energia 
cinética das moléculas a uma temperatura T1.
Energia cinética
N
o . d
e
 m
o
lé
cu
la
s
T1
Por meio do gráfico, podemos observar que algumas 
moléculas têm energias cinéticas muito baixas, algumas 
têm energias cinéticas muito altas e a maioria delas têm 
energias cinéticas intermediárias.
Um aumento na temperatura provoca um desloca-
mento geral na distribuição para as energias cinéticas.
Energia cinética
N
o . d
e
 m
o
lé
cu
la
s
T1
T2
14 Semiextensivo
Para que uma reação ocorra, duas moléculas devem 
colidir com uma energia cinética mínima. As áreas som-
breadas, nos gráficos a seguir, são referentes ao número 
de moléculas que possuem energia cinética igual ou 
superior a esse valor mínimo.
À temperatura T1, mais baixa, só um pequeno nú-
mero de moléculas tem energia cinética suficiente para 
reagir.
Energia cinética
N
o . d
e
 m
o
lé
cu
la
s
T1
À temperatura T2, mais alta, é maior o número de 
moléculas com energia cinética suficiente para reagir.
Energia cinética
N
o . d
e
 m
o
lé
cu
la
s
T1
T2
Como consequência, aumenta o número de colisões 
entre moléculas com energia cinética suficiente para 
reagir. A velocidade da reação aumenta.
Um aumento de temperatura aumenta a ve-
locidade da maioria das reações, não importan-
do se a reação é endotérmica ou exotérmica.
Regra de Van’t Hoff para algumas reações: 
A cada 10°C de aumento na temperatura, a 
velocidade da reação dobra.
Exemplo: Uma reação química ocorre com velo-
cidade de 0,5 mol ∙ min–1 a 5°C. Sabendo que essa 
reação está de acordo com a regra de Van’t Hoff, qual 
será sua velocidade a:
a) 15°C?
De 5°C para 15°C, aumentou 10°C, a velocidade dobra, 
portanto será 1 mol · min–1
b) 25°C?
 t°C velocidade
 5°C -–––––––––– 0,5 mol · min–1
15°C -–––––––––– 1 mol · min–1
25°C -–––––––––– 2 mol · min–1
A 25°C a velocidade será de 2 mol · min–1
c) 35°C? 
 t°C velocidade
 5°C -–––––––––– 0,5 mol · min–1
15°C -–––––––––– 1,0 mol · min–1
25°C -–––––––––– 2,0 mol · min+1
35°C -–––––––––– 4,0 mol · min–1
A 35°C a velocidade será de 4,0 mol · min–1
 Energia de ativação e efei-
to de catalisadores na 
velocidade de uma reação
Energia de ativação
Apenas uma fração do número total de colisões 
entre moléculas leva à formação de produtos, ou seja, 
são colisões efetivas.
Para que uma colisão seja efetiva, duas moléculas de-
vem colidir não apenas com energia cinética suficiente 
para reagir, mas também com uma orientação adequada.
Exemplo:
H2(g) + I2(g) 2HI(g) H = –2,5 kcal
Casos em que não há possibilidade de reação:
Colisão 
muito 
suave
Colisão 
com má 
orientação
Colisão 
muito 
suave
Colisão 
com má 
orientação
x 2
x 2
+10°C
+10°C
x 2
x 2
x 2
+10°C
+10°C
+10°C
Aula 08
15Química 4D
Colisão eficaz ou efetiva é a garantia da ocorrência 
da reação:
Reagentes
Complexo 
ativado ProdutosReagentes
Complexo 
ativado Produtos
Colisão 
eficaz
A estrutura transitória que se forma em uma colisão 
efetiva é denominada complexo ativado.
A energia mínima que as moléculas reagentes 
devem ter para que sua colisão resulte na formação do 
complexo ativado é a energia de ativação da reação.
A figura mostra o diagrama de energia para esta reação:
Complexo ativado
[H2I2]
Energia 
de ativação (EA)
 
 
 
 
 
 
 
 
 
E
n
e
rg
ia
Curso da reação
Curso da reação = caminho da reação = coordenada da reação
H2 + I2
HI + HI
H = –2,5 kcal
As figuras seguintes mostram, graficamente, a ener-
gia de ativação (EA) e a variação de entalpia ( H) para um 
processo exotérmico e para um processo endotérmico:
E
n
e
rg
ia
H < 0
Curso da reação
EA
Complexo ativado
Processo exotérmico H < 0
Reagentes
Produtos
E
n
e
rg
ia
Curso da reação
Complexo ativado
Processo endotérmico H > 0
H > 0
Produtos
Reagentes
 Catalisador
Catalisador é uma substância que aumenta a rapidez 
de uma reação. Na realidade, o catalisador cria um novo 
mecanismo de reação, diminuindo a energia de ativação 
necessária para que os reagentes atinjam o complexo 
ativado.
Durante uma reação, o catalisador pode sofrer altera-
ção na sua massa ou composição, mesmo participando 
do complexo ativado, porém é totalmente recuperado 
ao final da reação.
Catálise é toda reação que ocorre na presen-
ça de um catalisador.
E
n
e
rg
ia
Reação sem catalisador
EA
H
Reação com catalisador
E’A < EA
E
n
e
rg
ia E’A
H
Menor energia de ativação significa que há um maior 
número de moléculas com energia cinética suficiente 
para reagir. Assim, acontece um maior número de coli-
sões efetivas, e a velocidade da reação aumenta.
N
o . 
d
e
 m
o
lé
cu
la
s
Energia cinética
Energia cinética correspondente 
a E’A para uma reação com 
catalisador.
Energia cinética correspondente 
a EA para uma reação sem 
catalisador.
 Classificação
Vamos adotar como critério de classificação das 
catálises o número de fases (monofásico ou polifásico) 
formado entre reagentes e catalisador.
16 Semiextensivo
Catálise homogênea: catalisador e reagentes for-
mam uma única fase (sistema monofásicoou solução).
Exemplo: 
A ação catalítica do H2SO4 na reação representada 
pela equação:
HCOOH CO + HOH
Na ausência do H2SO4, a energia de ativação da reação 
é elevada, e a reação ocorre muito lentamente.
Reação sem catalisador
E
n
e
rg
ia EA1
HCOOH
CO + HOH
H = x kJ
Se o H2SO4 for adicionado a uma solução aquosa 
de HCOOH, a reação ocorre rapidamente. Isso se deve 
ao fato de o H2SO4, em solução, libertar cátions H
+. A 
presença dos cátions H+ nos reagentes torna possível 
um novo mecanismo de reação:
1a. etapa: HCOOH + H+ HCOOH
+
H
2a. etapa: HCOOH
+
H
 (HCO)+ + HOH 
3a. etapa: (HCO)+ CO + H+
Na 1a. etapa, o cátion H+ é consumido.
Na 3a. etapa, o cátion H+ é regenerado.
Nesse tipo de catálise, o catalisador forma um pro-
duto intermediário com um dos reagentes, o que pos-
sibilita um novo caminho (mecanismo) para a reação, 
com menor energia de ativação. Cada uma das etapas 
desse novo mecanismo de reação tem uma energia de 
ativação.
HCOOH
H (HCOOH)+
(HCO)+ + HOH
H+ + CO + HOH
Reação com catalisador
E
n
e
rg
ia
H = x kJ
EA2
A energia de ativação nesse novo mecanismo de rea-
ção é mais baixa do que a energia de ativação da reação 
sem catalisador. Compare os tamanhos de EA1 e EA2.
Como consequência, a velocidade da reação é maior 
em presença do ácido sulfúrico.
Representação:
HCOOH(aq) CO(g) + H2O(ℓ)
Mistura homogênea = catálise homogênea.
H+ (aq) 
Catálise heterogênea: catalisador e reagentes 
constituem um sistema polifásico (existe superfície de 
separação entre catalisador e reagentes).
Nesse caso, a ação do catalisador é de superfície, ou 
seja, ele facilita o contato entre os reagentes para que 
estes possam reagir mais rapidamente.
Exemplo: a ação catalítica do metal níquel na reação
Mistura heterogênea = catálise heterogênea.
H2(g) + C2H4(g) C2H6(g)
Ni(s)
Na ausência do metal níquel, a reação ocorre muito 
lentamente e, em sua presença, a reação ocorre muito 
mais rapidamente, segundo o seguinte mecanismo:
As moléculas do reagente H2 são fixadas na super-
fície do metal níquel. Isso enfraquece as ligações entre 
os átomos constituintes dessas moléculas, facilitando 
a formação do complexo ativado, causando uma dimi-
nuição na energia de ativação. Como consequência, a 
velocidade da reação é maior na presença desse metal.
Uma aplicação importante de catalisadores hetero-
gêneos são os silenciosos catalíticos.
Os gases encontrados na exaustão de motores de au-
tomóveis são, entre outros, monóxidos de carbono (CO), 
dióxido de enxofre (SO2), óxidos de nitrogênio (NOx) e 
hidrocarbonetos. Todos eles são poluentes.
Catalisador [Mistura Pd/Rh]
Ar
Gases exaustão
Silencioso catalítico
O catalisador acelera:
 • A oxidação do CO e hidrocarbonetos da exaustão a 
CO2 e H2O.
 • A transformação dos óxidos de nitrogênio (NOx) em 
N2 e O2.
 • A conversão de SO2 a SO3, poluente, sendo um dos 
responsáveis pela chuva ácida.
O SO2 é produzido na queima de combustíveis com 
altos teores de enxofre. Assim, para evitar a produção de 
SO3, devem ser utilizados combustíveis com baixo teor 
de enxofre, como já está sendo feito no Brasil desde 2014.
Os silenciosos catalíticos têm a sua ação catalítica 
destruída pela ação de chumbo. Para evitar esse fato, de-
vem ser utilizados combustíveis sem aditivos de chumbo.
Aula 08
17Química 4D
Inibidor ou veneno de catalisador
Um inibidor é uma substância que presente em uma 
reação:
 • é fixada na superfície do catalisador;
 • reduz o espaço na superfície do catalisador em que a 
reação pode ocorrer;
 • diminui (em alguns casos elimina) a ação do catalisador.
Exemplo de inibidor: a ação do chumbo nos silencio-
sos catalíticos.
Observação:
A luz e as faíscas elétricas aumentam a ve-
locidade de certas reações, mas não são ca-
talisadores (não diminuem a energia de ati-
vação). São apenas agentes fornecedores de 
energia.
Exemplos:
H2 + Cℓ2 
luz
 2HCℓ
3O2 
faíscas elétricas 2O3
Testes
Assimilação
08.01. (UEMG) – Um professor, utilizando comprimidos de 
antiácido efervescente à base de NaHCO3 realizou quatro 
procedimentos, ilustrados a seguir:
I
150 mL
25o C
II
150 mL
5o C
III
150 mL
25o C
IV
150 mL
5o C
Procedimento I – Comprimido inteiro e água a 25°C
Procedimento II – Comprimido inteiro e água a 5°C
Procedimento III – Comprimido pulverizado e água a 25°C
Procedimento IV – Comprimido pulverizado e água a 5°C
A reação ocorreu mais rapidamente no procedimento
a) I b) II c) III d) IV
08.02. (PUCCAMP – SP) – No laboratório, o hidrogênio 
pode ser preparado pela reação de zinco com solução de 
ácido clorídrico.
Observe as condições especificadas nas experiências a seguir.
Temperatura 
(ºC)
Zinco
Concentração 
do ácido 
em mol/L
Experiência I 25 granulado 1,0
Experiência II 25 granulado 0,5
Experiência III 30 em pó 1,0
Experiência IV 30 em pó 0,5
Experiência V 30 em raspas 1,0
A velocidade da reação é maior em
a) I
d) IV
b) II
e) V
c) III
08.03. (UNIOESTE – PR) – O gráfico abaixo mostra uma 
reação genérica entre A + B C + D. A partir do gráfico, 
pode-se concluir que
35
30
25
20
15
10
5
0
A + B
C + D
H
(k
ca
l)
Coordenada da reação
Feltre, R. Fundamentos da Química, 2a. ed., 1996.
a) o gráfico mostra um exemplo de uma reação endotérmica. 
b) a energia de ativação possui um valor igual a 25 kcal/mol. 
c) a energia de ativação possui um valor igual a 10 kcal/mol. 
d) o aumento da concentração de “C” aumenta a velocidade 
da reação. 
e) o uso de um catalisador nesta reação diminui a velocidade 
da reação.
18 Semiextensivo
08.04. (UEG – GO) – Durante a manifestação das reações 
químicas, ocorrem variações de energia. A quantidade de 
energia envolvida está associada às características químicas 
dos reagentes consumidores e dos produtos que serão 
formados.
O gráfico abaixo representa um diagrama de variação de 
energia de uma reação química hipotética em que a mistura 
dos reagentes A e B levam à formação dos produtos C e D.
60
35
20
–10
A + B
C + D
Entalpia (kJ)
Caminho da Reação
Com base no diagrama, no sentido direto da reação, conclui-
-se que a
a) energia de ativação da reação sem o catalisador é 
igual a 15 kJ.
b) energia de ativação da reação com o catalisador é 
igual a 40 kJ.
c) reação é endotérmica.
d) variação de entalpia da reação é igual a –30 kJ.
08.05. (CENTRO UNIVERSITÁRIO SÃO CAMILO – SP) – O grá-
fico representa a energia para reação de formação de água, 
caminho da reação
Z
2H
2
 + O
2
2H
2
O
e
n
e
rg
ia
Y
X
É correto afirmar que a energia de ativação e o calor de reação 
para a formação da água, em módulo, são, respectivamente, 
a) |X-Z| e |X-Y|. 
b) |X-Y| e |X-Z|.
c) |Y-Z| e |X-Z|. 
d) |X-Y| e |Y-Z|.
e) |Y-Z| e |X-Y|.
Aula 08
19Química 4D
Aperfeiçoamento
08.06. (IME – RJ) – 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 catalisa-
dor. Com base no gráfico, é possível afirmar que:
Curva 2
E
2
E
1
E
3
Curva 1
Nível de Energia Inicial dos Reagentes
Nível de Energia dos Produtos
caminho da reação
Energia
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.
08.07. (MACK – SP) – Um aluno, querendo verificar os con-
ceitos de cinética-química discutidos na escola, dirigiu-se a 
uma drogaria e comprou alguns comprimidos efervescentes, 
os quais continham, de acordo com o rótulo do produto, 
massas iguaisde bicarbonato de sódio. Ao chegar a sua casa 
realizou a mistura desses comprimidos com água usando 
diferentes métodos. Após a observação do fenômeno de 
liberação gasosa, até que toda a massa de cada comprimido 
tivesse sido dissolvida em água, o aluno elaborou a seguinte 
tabela:
Método 
Estado do 
comprimido
Temperatura 
da água
Tempo de 
reação
1 Inteiro 10°C 50 s
2 Triturado 60°C 15 s
3 Inteiro 60°C 25 s 
4 Triturado 10°C 30 s
De acordo com os resultados obtidos e mostrados na tabela 
acima, o aluno fez as seguintes afirmações:
I. Ao comparar somente os métodos 1 e 2 fica impossível 
determinar qual dos dois fatores variados (estado do 
comprimido e temperatura da água), aumentou mais a 
velocidade da reação.
II. A mudança da condição da água, de fria (10°C) para 
quente (60°C), faz com que, qualquer que seja o esta-
do do comprimido, a velocidade da reação caia pela 
metade.
III. A influência da temperatura da água no intervalo estuda-
do é maior do que a influência do estado do comprimido, 
no aumento da velocidade da reação.
Das afirmações acima, é correto dizer que o aluno errou
a) apenas na afirmação I.
b) apenas na afirmação lI.
c) apenas na afirmação III.
d) apenas nas afirmações II e III.
e) em todas as afirmações.
20 Semiextensivo
08.08. (UDESC) – 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, 
observa-se 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 disso-
lução será mais lenta.
d) O gás liberado é o oxigênio molecular.
e) O fenômeno corresponde a um processo físico.
08.09. (FUVEST – SP) – A reação representada pela equação 
abaixo é realizada segundo dois procedimentos
NaHSO CH COONa CH COOH Na SO4 3 3 2 4+ ⎯→⎯ +
I. Triturando os reagentes sólidos.
II. Misturando soluções aquosas concentradas dos rea-
gentes.
Utilizando mesma quantidade de NaHSO4 e mesma quan-
tidade de CH3COONa –nesses procedimentos, à mesma 
temperatura, a formação do ácido acético:
a) é mais rápida em II porque em solução a frequência de 
colisões entre os reagentes e maior. 
b) é mais rápida em I porque no estado sólido a concentra-
ção dos reagentes é maior.
c) ocorre em I e II com igual velocidade porque os reagentes 
são os mesmos. 
d) é mais rápida em I porque o ácido acético e liberado na 
forma de vapor.
e) é mais rápida em II porque o ácido acético se dissolve 
na água.
08.10. (UEM – PR) – Um gráfico que representa a variação 
de energia versus o caminho de uma reação apresenta três 
patamares distintos, relativos à energia dos reagentes, do 
estado ativado e dos produtos. Em relação a esse gráfico e 
aos conceitos envolvidos na cinética das reações, assinale 
a(s) alternativa(s) correta(s).
01) Em uma reação exotérmica, a energia dos reagentes é 
maior que a do estado ativado, sendo ambas maiores 
que a energia dos produtos. 
02) Em uma reação endotérmica, a energia de ativação é 
menor que a energia absorvida na formação dos pro-
dutos a partir dos reagentes.
04) A velocidade de uma reação é inversamente proporcio-
nal à sua energia de ativação, ou seja, quanto menor a 
energia de ativação, mais rápida será a reação. 
08) Em uma reação química, todas as colisões ocorridas en-
tre reagentes levam à formação de produtos. 
16) Um catalisador não altera a energia dos reagentes ou 
dos produtos, somente diminui a energia de ativação 
de uma reação.
Aula 08
21Química 4D
08.11. (UFSC) – Os conversores catalíticos utilizados nos 
sistemas de exaustão (escapamento) dos automóveis são, em 
geral, compostos de uma estrutura cerâmica recoberta com 
catalisadores metálicos, em geral, Au, Pd, Pt e/ou Rh. Estes 
catalisadores atuam de modo a converter espécies altamente 
tóxicas e/ou reativas produzidas a partir da queima de com-
bustível no motor dos automóveis, como CO, NO e NO2, em 
espécies pouco reativas e de baixa toxicidade, como N2 e CO2. 
As reações envolvidas no processo são mostradas abaixo: 
Reação I: 2NO(g) ⎯→⎯ N2(g) + O2(g) 
Reação II: 2NO2(g) ⎯→⎯ N2(g) + 2O2(g) 
Reação III: 2CO(g) + O2(g) ⎯→⎯ 2CO2(g)
Considerando as informações fornecidas, assinale a(s) 
proposição(ões) correta(s). 
01) A energia de ativação associada à formação de N2 a 
partir da reação I é menor na presença de catalisadores 
metálicos do que na ausência de catalisadores. 
02) Os catalisadores metálicos utilizados nos automóveis 
não são consumidos nas reações de formação de N2, 
O2 e CO2 e podem ser utilizados por longos períodos 
de tempo. 
04) Os produtos formados na reação I apresentam ligações 
do tipo . 
08) Todos os compostos descritos nas reações I, II e III pos-
suem ligações com caráter covalente. 
16) Os catalisadores metálicos utilizados para converter 
gases de exaustão em automóveis caracterizam um 
exemplo de catálise homogênea. 
08.12. (UDESC) – Os óxidos de nitrogênio NO e NO2 são 
emitidos pelos automóveis e podem contribuir para a 
destruição da camada de ozônio. O processo ocorre em 
duas etapas:
Etapa 1: O3 + NO ⎯→⎯ O2 + NO2 
Etapa 2: NO2 + O3 ⎯→⎯ 2 O2 + NO 
Em relação a este processo, indique a alternativa incorreta. 
a) O NO não é consumido no processo. 
b) O O2 é o catalisador no processo de destruição do ozônio. 
c) O NO é catalisador neste processo. 
d) Trata-se de uma catálise homogênea. 
e) Os catalisadores diminuem a energia de ativação de 
reações químicas.
Aprofundamento
08.13. (UNIVAG – MT) – O esquema representa dois experi-
mentos, 1 e 2, que demonstram fatores que podem influen-
ciar na rapidez das reações, como temperatura, superfície de 
contato e concentração dos reagentes.
1 2
25 °C 25 °C
100 mL de solução 
de ácido clorídrico 
0,1 mol/L
1 g de casca de 
ovo triturada
1 g de casca de 
ovo inteira
100 mL de solução 
de ácido clorídrico 
0,01 mol/L
O principal componente da casca de ovo é o carbonato de 
cálcio (CaCO3) e, em ambos os experimentos, a casca foi 
totalmente consumida.
Com base nessas informações, é correto concluir que
a) a reação no tubo 1 se completaria mais rapidamente se 
a temperatura diminuísse.
b) o volume de gás carbônico produzido nos tubos 1 e 2, ao 
final da reação, foi igual.
c) a casca de ovo contida no tubo 2 foi consumida mais 
lentamente.
d) a reação no tubo 1 seria mais rápida se a concentração 
do ácido fosse 0,001 moI/L.
e) as cascas de ovo foram consumidas com a mesma velo-
cidade nos tubos 1 e 2.
22 Semiextensivo
08.14. (FUVEST – SP) – Em solução aquosa ocorre a trans-
formação:
H O 2 I 2 H 2 H O I2 2 2 2+ + ⎯→⎯ +
− +
 (Reagentes) (Produtos)
Em quatro experimentos, mediu-se o tempo decorrido 
para a formação de mesma concentração de I2, tendo-se 
na mistura de reação as seguintes concentrações iniciais 
de reagentes:
Experimento
Concentrações iniciais (mol/L)
Tempo (s)
H2O2 I
– H+
I 0,25 0,25 0,25 56
II 0,17 0,25 0,25 87
III 0,25 0,25 0,17 56
IV 0,25 0,17 0,25 85
Esses dados indicam que a velocidade da reação considerada 
depende apenas da concentração de:
a) H2O2 e I
–
b) H2O2 e H
+
c) H2O2
d) H+
e) I–
08.15. (FUVEST – SP) – A reação de persulfato com iodeto
S O 2 I 2 SO I2 8
2
4
2
2
− − −+ ⎯→⎯ +
pode ser acompanhada pelo aparecimento da cor do iodo. 
Se no início da reação persulfato e iodeto estiverem em 
proporção estequiométrica (1:2), as concentrações de per-
sulfato e de iodeto, em função do tempo de reação, serão 
representadas pelo gráfico:
a) 10
co
n
c.
5
0
0 1 2 3 4 T
c) 10
co
n
c.
5
0
0 1 2 3 4 T
e) 10
co
n
c.
5
0
0 1 2 3 4 T
b) 10
co
n
c.
5
0
0 1 2 3 4 T
d) 10
co
n
c.
5
0
0 1 2 3 4 T
 
Legenda:
Concentração de I–
Concentração de S2O8
2–
Aula 08
23Química 4D
08.16. (FUVEST – SP) – Foram realizados quatros expe-
rimentos. Cada umdeles consistiu na adição de solução 
aquosa de ácido sulfúrico de concentração 1 mol/L a certa 
massa de ferro. A 25°C e 1 atm, mediram-se os volumes de 
hidrogênio desprendido em função do tempo. No final de 
cada experimento, sempre sobrou ferro que não reagiu. A 
tabela mostra o tipo de ferro usado em cada experimento, a 
temperatura e o volume da solução de ácido sulfúrico usado. 
O gráfico mostra os resultados.
Experimento Material Temperatura/ °C
Volume da 
solução de 
H2SO4/mL
A pregos 60 50
B limalha 60 50
C limalha 60 80
D limalha 40 80
Volume de Hidrogênio
Tempo
1
2
3
4
As curvas de 1 a 4 correspondem, respectivamente, aos 
experimentos:
1 2 3 4
a) D C A B
b) D C B A
c) B A C D
d) C D A B
e) C D B A
08.17. (UEM – PR) – Assinale o que for correto.
01) Quanto maior a ordem de reação em relação a um 
reagente, menor é a dependência existente entre a 
concentração em quantidade de matéria desse rea-
gente e a velocidade da reação global.
02) Um aumento de temperatura provoca um aumento da 
energia cinética das moléculas reagentes, fazendo que 
sua energia total se torne mais próxima, igual ou maior 
do que a energia de ativação. 
04) Um aumento de temperatura provoca um aumento de 
velocidade de reações exotérmicas e endotérmicas. 
08) Uma reação é dita de autocatálise quando um dos pro-
dutos atua como catalisador da reação. 
16) As reações seguintes possuem molecularidades dife-
rentes: 
2 NO(g) → N2O2(g)
N2O2(g) + H2(g) → N2O(g) + H2O(ℓ)
08.18. (UDESC) – A cinética química é a parte da química 
que trata das velocidades das reações. Macroscopicamente, 
os resultados de estudos cinéticos permitem a modelagem 
de sistemas complexos, tais como processos que ocorrem 
na atmosfera ou até mesmo no corpo humano. O estudo 
de catalisadores, que são cruciais para a indústria química e 
para o desenvolvimento de novos combustíveis, também é 
um ramo da cinética química. 
Sobre esse tema, leia atentamente as proposições abaixo. 
I. A energia de ativação de uma reação é uma medida da 
energia cinética mínima necessária às espécies, para que 
reajam quando elas colidirem. 
II. Em uma reação que ocorre em múltiplas etapas, as etapas 
que ocorrem mais rapidamente serão determinantes para 
a velocidade da reação global. 
III. Um catalisador é uma substância que modifica o mecanis-
mo de reação, provendo uma rota alternativa com energia 
de ativação drasticamente aumentada para a reação, o 
que diminui assim a velocidade da reação. 
IV. Uma reação ocorre geralmente como resultado de 
uma série de etapas chamadas de reações elemen-
tares. Numa reação elementar, a molecularidade 
é definida pelo número de partículas (moléculas, 
átomos ou íons) de reagente envolvidas em uma 
reação elementar. 
Assinale a alternativa correta.
a) Somente as afirmativas II e IV são verdadeiras. 
b) Somente as afirmativas II e III são verdadeiras. 
c) Somente as afirmativas I e II são verdadeiras. 
d) Somente as afirmativas I e III são verdadeiras. 
e) Somente as afirmativas I e IV são verdadeiras.
24 Semiextensivo
Discursivos
08.19. (UFMG) – O magnésio reage com solução aquosa de ácido clorídrico 
produzindo gás hidrogênio. A velocidade dessa reação pode ser determi-
nada medindo-se o volume total do gás formado, V, em função do tempo 
de reação, t. 
Em um experimento, utilizou-se magnésio e excesso de uma solução diluída 
de HCℓ aquoso. Todo o magnésio foi consumido. O gráfico ao lado ilustra 
o resultado obtido.
1. Se a temperatura do sistema fosse aumentada, INDIQUE o que ocorre-
ria com o volume de hidrogênio produzido no tempo t = 2,0 minutos. 
JUSTIFIQUE sua resposta.
2. INDIQUE o que ocorreria com o volume de hidrogênio produzido no tempo t = 1,0 minuto, substituindo-se o ácido diluí-
-do por igual volume de ácido concentrado. JUSTIFIQUE sua resposta.
08.20. (ITA – SP) – Certa reação química exotérmica ocorre, em dada temperatura e pressão, em duas etapas representadas 
pela seguinte sequência de equações químicas: 
A + B E + F + G
E + F + G C + D
Represente, em um único gráfico, como varia a energia potencial do sistema em transformação (ordenada) com a coordenada 
da reação (abscissa), mostrando claramente a variação de entalpia da reação, a energia de ativação envolvida em cada uma 
das etapas da reação e qual destas apresenta a menor energia de ativação. Neste mesmo gráfico, mostre como a energia 
potencial do sistema em transformação varia com a coordenada da reação, quando um catalisador é adicionado ao sistema 
reagente. Considere que somente a etapa mais lenta da reação é influenciada pela presença do catalisador.
V/cm3
35
30
25
20
15
10
5
0
0,0 1,0 2,0 3,0 4,0 5,0
Tempo/
Minuto
Aula 08
25Química 4D
Gabarito
08.01. c
08.02. c
08.03. c
08.04. d
08.05. e
08.06. e
08.07. b
08.08. b
08.09. a
08.10. 20 (04, 16)
08.11. 15 (01, 02, 04, 08)
08.12. b
08.13. b
08.14. a
08.15. b
08.16. e
08.17. 14 (02, 04, 08)
08.18. e
08.19. 1. Após 2 minutos, o volume de hidrogênio produzido seria maior 
pois em maior temperatura a reação ocorre mais rapidamente.
2. Após 1 minuto, aumentando a concentração de ácido o volume 
de hidrogênio produzido seria maior, pois a reação ocorre com 
maior velocidade.
3. Após 5 minutos, o volume de hidrogênio produzido é igual, pois 
mesmo aumentando a concentração de ácido a massa de mag-
nésio que reage em todos os experimentos é a mesma.
A diferença é que esse mesmo volume pode ser produzido em 
menor tempo (maior velocidade).
08.20. 
Energia
H
E + F + G
A + B
C + D
EA1
c/ catalisador
EA2
E EA A1 2
26 Semiextensivo
 
Anotações