QB70D - GABARITO - Lista Cinetica

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Ministério da Educação 
UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ 
Câmpus Curitiba 
 
Lista de Exercícios – Cinética Química (Aulas 1 e 2) – Valor 0,5 
Disciplina: Química (QB70D) - Profª Loraine 
1. (CORRIGIDA) - Faça a distinção entre velocidade 
instantânea e velocidade média. Em cada uma das 
seguintes situações, a velocidade medida é a 
velocidade instantânea ou a velocidade média? 
a) Em um campeonato de cachorro-quente, o 
vencedor levou apenas 4min para comer 20 
sanduíches, portanto ele comeu 5 cachorros-
quentes por minuto. 
R: Velocidade média pois temos o consumo de 
cachorros-quentes em um determinado tempo. 
b) No minuto 1, o vencedor estava comendo 6 
cachorros-quentes por minuto mas, no minuto 3, ele 
diminuiu para apenas 3 sanduíches por minuto. 
R: Velocidade instantânea, pois mostra o consumo em 
um determinado instante t. 
 
2. A reação para o processo de Haber, a produção 
industrial de amônia, é: 
N2 + 3H2  2NH3 
Suponha que sob certas condições em laboratório a 
amônia seja produzida na velocidade de 6,29.10-5molL-
1s-1. Em que velocidade o nitrogênio é consumido? Em 
que velocidade o hidrogênio é consumido? 
R: Lembrar que para compararmos a velocidade de 
reagentes e produtos temos que levar em consideração 
os coeficientes estequiométricos da reação. 
tn
NH
tn
H
tn
N







 322
 
53 10.29,6 



t
NH
v 
 
132
223 vNvHvNH  
Para obtermos a velocidade para N2 
115
2
2
5
23 ..10.14,3
12
10.29,6
12


 sLmolvN
vNvNvNH
 
 
Para obtermos a velocidade para H2 
115
2
2
5
23 ..10.43,9
32
10.29,6
32


 sLmolvH
vHvHvNH
 
3. Numa reação completa de combustão, foi 
consumido, em 5 minutos, 0,25 mol de metano, que foi 
transformado em CO2 + H2O. A velocidade da reação 
será: 
a) 0,8 mol/min c) 0,05 mol/min 
b) 0,4 mol/min d) 0,6 mol/min 
e) 0,3 mol/min 
R: Vm = [ ]/t  Vm = 0,25mol/5min  
Vm = 0,05mol/min 
 
4. Observe a reação: 2NO + O2  2NO2 
Ao dobrarmos a concentração de NO, a velocidade da 
reação aumenta quatro vezes. Ao dobrarmos as 
concentrações de NO e de O2, a velocidade aumenta 8 
vezes. Quais são (a) a ordem dos reagentes, (b) a 
ordem total da reação? 
YX ONOkv ].[].[ 2 
Para verificarmos a ordem para o NO temos que 
mantendo-se [O2] fixo: 
[NO]x = v1 
[2NO] x = 4.v1  x = 2 
 
Ao dobrarmos a concentração de NO já sabemos que o 
processo quadruplica então, para verificarmos o 
comportamento de O2 temos que analisar apenas O2: 
[NO]x = v1 
[2NO] x = 4.v1  x = 2 
 
v1 = k.[NO]2.[O2] y 
8 v1 = k.[2NO]2.[O2]y 
Se NO quadruplica como já vimos temos que: 
[O2]y = v1 
[2O2]y = 2v1  y = 1 
 
Ordem NO = 2; Ordem O2 = 1; ordem total = 3 
 
 
5. Observe o gráfico e escolha a alternativa correta. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
a) 42 kcal 
é a energia liberada na reação: 
z  x+y 
F (42kcal é a energia máxima alcançada durante o 
processo) 
b) 30 kcal é a energia do complexo ativado. 
F (30kcal e o valor de energia final do sistema) 
c) 12 kcal é a energia absorvida na reação: 
x + y  z 
F (12kcal é a energia liberada após a transformação do 
reagente em produto) 
d) 32 kcal é a energia de ativação para a reação: 
x + y  z 
V (é a energia mínima necessária para transformar 
reagente em produto) 
 
6. Um isótopo radioativo se decompõe com uma meia-
vida de 15 minutos. Qual será o tempo necessário para 
que 80% da amostra se decomponha? 
Decomposição radioativa  Cinética de primeira ordem 
Cinética de primeira ordem, equações: 
Ca = Ca0.e-kt ; t1/2 = ln2/k; - dCa/dt = kCa 
t1/2 = ln2/k  15 = 0,693/k  k=0,0462min-1 
Se 80% da amostra se decompôs Ca será 20% de Ca0 
Ca = Ca0.e-kt  0,2Ca0 = Ca0.e-0,042.t  0,2 = e-0,042.t  
 ln 0,2 = e-0,042.t  -1,609/-0,0462 = t  t = 34,8min 
 
7. A água oxigenada — H2O2 (aq) — se decompõe, 
produzindo água e gás oxigênio, de acordo com a 
equação: 
H2O2 (aq)  H2O(l) + ½ O2 (g) 
O gráfico abaixo foi construído a partir de dados 
experimentais e mostra a variação da concentração de 
água oxigenada em função do tempo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Qual será a velocidade média de decomposição da 
água oxigenada nos intervalos I, II e III? 
a) 0,03 mol.L-1.min-1; 0,02 mol.L-1.min-1; 0,01 mol.L-
1.min-1 
b) -0,03 mol.L-1.min-1; -0,02 mol.L-1.min-1; -0,01 mol.L-
1.min-1 
c) 0,8 mol.L-1.min-1; 0,5 mol.L-1.min-1; 0,3 mol.L-1.min-1 
d) 0,5 mol.L-1.min-1; 0,3 mol.L-1.min-1; 0,2 mol.L-1.min-1 
e) 0,8 mol.L-1.min-1; 0,05 mol.L-1.min-1; 0,015 mol.L-
1.min-1 
Intervalo I  Vm = [ ]/t  Vm = 0,3mol.L-1/10min  
Vm = 0,03mol/L.min 
Intervalo II  Vm = [ ]/t  Vm = 0,2mol.L-1/10min  
Vm = 0,02mol/L.min 
Intervalo III  Vm = [ ]/t  Vm = 0,1 mol.L-1/10min 
 Vm = 0,01mol/L.min 
 
8. A queima da gasolina ou do álcool, nos motores dos 
carros, é que fornece a energia motriz dos mesmos. No 
entanto, para que haja a “explosão” no motor, faz-se 
necessário o uso de velas de ignição. Qual dos gráficos 
abaixo melhor representa a variação de entalpia (calor 
de reação a pressão constante) da reação de 
combustão no motor? 
 
Reações de combustão são exotérmicas, portanto 
H<0, ou seja, energia dos produtos é menor que a 
energia dos reagentes. No entanto, para que a reação 
se inicie é necessário, neste caso, o uso das velas de 
ignição para dar ao sistema a energia de ativação 
necessária para que o processo ocorra. Sendo assim, 
precisamos buscar um gráfico que 
termodinamicamente corresponda a uma reação 
exotérmica mas, que também apresente a energia de 
ativação do sistema. 
 
9. A decomposição da água oxigenada em 
determinadas condições experimentais produz 3,2 g de 
oxigênio por minuto. A velocidade de decomposição do 
peróxido em mol/min é: 
Dado: O = 16 u. 
a) 0,05. b) 0,10. c) 0,20. 
d) 1,70. e) 3,40. 
 
 
Resolução 2H2O2  2H2O+ O2 
2 mols de H2O2 para 1 mol de O2 
34g/mol.2mols --- 32g/mol 
Xg -------------- 3,2g 
X = 6,8g de H2O2 por minuto 
 
1mol de H2O2 ----- 34g 
X mol -------------------6,8g 
X= 0,2mols/min 
 
10. Considere a reação: 
M (g) + N (g)  O(g) 
Observa-se experimentalmente que, dobrando-se a 
concentração de N, a velocidade de formação de O 
quadruplica; e, dobrando-se a concentração de M, a 
velocidade da reação não é afetada. A equação da 
velocidade v dessa reação é: 
a) v = k[M]2 b) v = k[N]2 
c) v = k[M] d) v = k[M][N] 
e) v = k[M][N]2 
 
R: v = k.[M].[N] 
Mantendo-se M constante temos que 
v1 = [N]x 
4v1 = [N]x  x = 2 
Quando alteramos a concentração de M não há 
alteração de velocidade então: 
v1 = [M]y 
v1 = [2M]y  y = 0 
 
 
11. A reação de quebra pela água da sulfacetamida 
segue cinética de primeira ordem com constante de 
velocidade de 9.10-6s-1, a 120° C. Calcular o tempo 
de meia-vida e a concentração que resta de 
sulfacetamida após 3 horas, considerando uma 
concentração inicial 0,5mol.L-1. 
Cinética de primeira ordem, equações: Ca = Ca0.e-kt 
; t1/2 = ln2/k; - dCa/dt = kCa 
Para o tempo de meia vida t1/2 = ln2/k  t1/2 = 
0,693/9.10-6s-1 t1/2 = 77000s ou 1283min ou 
21horas 
 
12. Uma substância decompõe-se de acordo com 
uma lei de velocidade de segunda ordem. Sendo a 
constante de velocidade 6,8.10-4L.mol-1.s-1, calcule a 
meia-vida da substância quando: 
Cinética de segunda ordem, equações: 
1/Ca = 1/Ca0 + k.t; 
t1/2 = 1/k. Ca0; 
- dCa/dt = kCa2 
 a concentração inicial for 0,05mol.L-1 
Apenas substituiremos na fórmula  
t1/2 = 1/k. Ca0  1/6.8.10-4L.mol-1.s-1.0,05mol.L-1  
29411s ou 8,16 horas 
 
 a concentração inicial for 0,01mol.L-1 
Apenas substituiremos na fórmula  
t1/2 = 1/k. Ca0  1/6.8.10-4L.mol-1.s-1.0,01mol.L-1  
147058 ou 40,8horas 
 
 
13. Na sulfonação do tolueno a 50°C formam-se, 
principalmente, dois isômeros; o ácido o-
metilbenzenossulfônico e o ácido p-
metilbenzenossulfônico. As reações de sulfonação 
podem ser consideradas de primeira ordem e a 
formação do isômero meta é desprezável. A constante 
de velocidade de formação do isômero orto é 4,6.10-
2min-1. O rendimento máximo que pode se obter nesse 
isômero é de 40%em relação à quantidade inicial de 
tolueno. Calcule a meia-vida do tolueno naquela 
temperatura. 
 
t1/2 = ln2/k; 
- dCa/dt = kCa 
t1/2 = ln2/k  t1/2 = 0,693/4,6.10-2min-1  t1/2 = 15,06min 
Porém apenas 40% do composto pode ser obtido nesta 
reação, desta forma: 
40% ---------- t1/2 = X 
100% -----------t1/2 = 15,06  t1/2 = 6,02min 
 
14. Determinou-se a constante de velocidade para a 
decomposição de primeira ordem de um composto 
orgânico, em diversas temperaturas: 
k (s-1) 0,00492 0,0216 0,095 0,326 1,15 
T (°C) 5 15 25 35 45 
Construa o gráfico de Arrhenius e calcule a energia de 
ativação para a reação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
R: 
Lembrando da equação de Ahrrenius temos que lnk = 
lnA – Ea/RT 
Com os dados da tabela monta-se o gráfico de lnk vs 
1/T (Lembre de usar T em Kelvin  Temperatura em K 
= Temperatura oC+ 273 
Através do gráfico calcula-se o coeficiente angular que, 
segundo a equação de Ahrrenius será –Ea/R. Neste 
caso o coeficiente angular será de -12052. 
Desta forma -12052 = -Ea/R  12052 = Ea/8,314 
Ea = 12052.8,314  Ea = 100,2kJ/mol 
 
 
15. Azometano C2H6N2 decompõe-se segundo a 
equação: 
C2H6N2  C2H6 + N2 
Determinar a ordem de reação e a constante de 
velocidade a partir dos dados abaixo: 
Experiência [C2H6N2] (mol.L-1) V (mol.L-1s-1) 
1 
2 
 
Tendo-se 2 experimentos podemos calcular a ordem de 
reação com o fator de multiplicação entre as 
concentrações ou entre as velocidades pois, se 
obtivermos que a velocidade é independente da 
concentração teremos uma reação de ordem zero, se a 
concentração e a velocidade forem diretamente 
proporcionais teremos uma reação de primeira ordem e, 
se tivermos a velocidade proporcional ao quadrado da 
concentração teremos uma reação de segunda ordem. 
Utilizando as concentrações temos que: 0,257/0,196 = 
1,31 
Utilizando as velocidades temos que: 4,11.10-4/3,14.10-4 
= 1,31 
Sendo a concentração e a velocidade diretamente 
proporcionais podemos dizer que esta reação é de 
primeira ordem e que tem equação de velocidade v=k[ ] 
neste caso a equação pode ser representada por: 
v=k[C2H6N2] 
Sabendo a ordem da reação e sua equação de 
velocidade, para calcular o valor de k podemos utilizar 
qualquer um dos experimentos citados: 
v=k[C2H6N2]  
3,14.10-4 mol/L = k (1,96.10-1mol/L.min)  
1,60.10-3minutos 
 
 
16. A decomposição de primeira ordem do peróxido de 
hidrogênio possui uma constante de velocidade de 
2,25.10-6s-1 a uma certa temperatura. Observando a 
equação abaixo e partindo de uma concentração inicial 
de 0,8 mol.L-1 de H2O2, calcule: 
2 H2O2  2 H2O + O2 
Cinética de primeira ordem, equações: 
Ca = Ca0.e-kt ; 
t1/2 = ln2/k; 
- dCa/dt = kCa 
 
 A concentração de H2O2 após um dia. 
1 dia – 24h  1h – 60min  1min – 60s  1 dia = 
86400s 
Ca = Ca0.e-kt  k.t = 2.25.10-6s-1. 86400s  kt = 0,1944 
Ca = 0,8mol/L.e-0,1944  Ca = 0,8mol/L.0,8233  Ca = 
0,658mol/L 
 
 O tempo necessário para a concentração de H2O2 
cair a 0,75 mol.L-1. 
Ca = Ca0.e-kt  0,75mol/L = 0,8mol/L.e-2,25.10^-6.t 
ln 0,75 = ln 0,8 . (-2,25.10-6.t)  -0,28 = -0,22 . (-
2,25.10-6.t)  
-0,28 = 4.95.10-7.(-0,22t)  -0,28/4.95.10-7 = -0,22t  -
565656/-0,22 = t 
 t = 25711s 
 
 
17. Analise as afirmativas abaixo: 
I. A energia de ativação de uma reação química 
aumenta com o aumento da temperatura do sistema 
reacional. (F – A energia de ativação de uma reação 
química não se altera com a temperatura) 
II. A velocidade de uma reação química é determinada 
pela etapa mais lenta. (V) 
III. A variação de entalpia de uma reação independe do 
uso de catalisadores. (V) 
IV. Todas as colisões entre as moléculas de um 
reagente são efetivas, excetuando-se quando os 
reagentes são líquidos e em temperaturas baixas.(F – 
Existem colisões efetivas e não efetivas em quaisquer 
reações químicas o que faz com que a reação ocorra é 
a energia das colisões assim como a frequência destas 
colisões) 
Assinale a alternativa que contempla as afirmativas 
corretas. 
a) I, II e IV, apenas. 
b) II, III e IV, apenas. 
c) I, III e IV, apenas. 
d) II e III, apenas. 
e) I e III, apenas. 
 
18. A hidrazina (N2H4) é líquida e recentemente 
chamou a atenção como possível combustível para 
foguetes, por causa de suas fortes propriedades 
redutoras. Uma reação típica da hidrazina é: 
N2H4 + 2 I2  4 HI + N2 
Supondo as velocidades expressas em mol/L, 
V1 = velocidade de consumo de N2H4 
V2 = velocidade de consumo de I2 
V3 = velocidade de formação de HI 
V4 = velocidade de formação de N2 
Podemos afirmar que: 
a) V1 = V2 = V3 = V4. 
b) V1 = V2/2 = V3/4 = V4. 
c) V1 = 2V2 = 4V3 = V4. 
d) V1 = V2/4 = V3/4 = V4/2. 
e) V1 = 4V2 = 4V3 = 2V4. 
 
tn
N
tn
HI
tn
I
tn
HN










 2242
 
 
1421
2242 vNvHIvIHvN  
19. O HBr é oxidado de acordo com a seguinte reação: 
4HBr + O2  2H2O + 2Br2 
O seguinte mecanismo é proposto para esta reação: 
HBr + O2  HOOBr (lenta) 
HOOBr + HBr  2HOBr (rápida) 
HOBr + HBr  H2O + Br2 (rápida) 
 
a) Verifique a estequiometria da reação 
Multiplicando a 3ª equação por 2 temos: 
HBr + O2  HOOBr 
HOOBr + HBr  2HOBr 
2HOBr + 2HBr  2H2O + 2Br2 
 
Somando-se as 3 equações 
4HBr + O2 + HOOBr + 2HOBr  HOOBr + 2HOBr + 
2H2O + 2Br2 
Pode-se então cortar os termos iguais dos dois lados e 
então obtemos: 
4HBr + O2  2H2O + 2Br2 
Confirmando assim a estequiometria da reação 
b) Identifique os intermediários neste mecanismo 
Intermediários: substâncias que não aparecem na 
equação final. Neste caso: HOBr e HOOBr 
c) Qual a molecularidade de cada etapa? 
Todas as etapas possuem 2 reagentes sendo então 
bimoleculares. 
d) Escreva a lei de velocidade para cada etapa. 
Quando a reação tem suas etapas explicitadas a 
equação de velocidade e as ordens da reação são as 
mostradas na equação. Desta forma temos que para a 
etapa1: 
1
2
1 ].[].[ OHBrkv  
Para a etapa 2 
11 ].[].[ HBrHOOBrkv  
Para a etapa 3 (ATENÇÃO USE A ESTEQUIOMETRIA 
CORRETA – Após a confirmação das equações no 
ítem A) 
22 ].[].[ HBrHOBrkv  
e) Identifique a etapa determinante da velocidade. 
Lembre-se que a etapa determinante da velocidade é 
sempre a que requer maior energia de ativação e 
portanto será mais lenta que as demais. Neste caso a 
etapa lenta é a primeira e portanto é esta que 
determina a velocidade. 
HBr + O2  HOOBr 
1
2
1 ].[].[ OHBrkv  
20. O rótulo de uma garrafa de peróxido de hidrogênio, 
H2O2, 3% (em volume) afirma que a solução deve ser 
armazenada em local fresco e escuro. H2O2 decompõe-
se lentamente ao longo do tempo, e a velocidade de 
decomposição aumenta com um aumento da 
temperatura e na presença de luz. No entanto, a taxa 
de decomposição aumenta drasticamente se uma 
pequena quantidade de pó de MnO2 é adicionado à 
solução. Os produtos da decomposição são H2O e O2. 
MnO2 não é consumido na reação. 
a) Escreva a reação de decomposição do H2O2 
2 H2O2  2 H2O + O2 
b) Qual o papel do MnO2 na reação? 
O MnO2 atua como CATALISADOR pois não é 
consumido durante a reação. 
c) Quando o pó de MnO2 é substituído por uma lâmina 
a velocidade de decomposição não é significativamente 
aumentada. O que pode explicar este fato? 
O MnO2 está sendo utilizado na reação como 
catalisador no entanto, quando alteramos sua entrada 
no sistema de pó para lâmina, alteramos a superfície 
de contato do catalisador diminuindo a quantidade de 
reagente que consegue ter acesso a ele, desta forma a 
velocidade da reação não se acelera tanto quanto se 
observa com o pó e por isto não há mudança 
significativa de velocidade. 
d) O MnO2 faz parte da estequiometria de 
decomposição do H2O2? 
Por ser catalisador o MnO2 não participa da 
estequiometria da reação.