EM_V06_QUIMICA LIVRO DE ATIVIDADES

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Volume 6
Livro de 
atividades
Química
Livro do Professor
Carolina de Cristo Bracht Nowacki
N935 Nowacki, Carolina de Cristo Bracht.
 Química : livro de atividades : livro do professor / Carolina 
de Cristo Bracht Nowacki. – Curitiba : Positivo, 2017.
v. 6 : il.
ISBN 978-85-467-1571-8
1. Ensino médio. 2. Química – Estudo e ensino. I. Título.
CDD 373.33
©Editora Positivo Ltda., 2017 
Proibida a reprodução total ou parcial desta obra, por qualquer meio, sem autorização da Editora.
Dados Internacionais para Catalogação na Publicação (CIP) 
(Maria Teresa A. Gonzati / CRB 9-1584 / Curitiba, PR, Brasil)
Termoquímica
11
A Termoquímica é a área da Química que estuda as relações entre as reações químicas e as variações de energia que envolvem calor. 
Trocas de energia em uma transformação
Liberação ou 
absorção 
 de energia
Transformações 
químicas
Entalpia
na forma de
Luz
Eletricidade
Calor
Variação de entalpia
ΔH = HFinal – HInicial
Reação química exotérmica ou endotérmica
Exotérmica Endotérmica
Libera energia na forma de calor. Absorve energia na forma de calor.
sHReagente(s) > HProduto(s) sHReagente(s) < HProduto(s)
Reagente(s) Produto(s) + Calor
Reagente(s) – Calor Produto(s)
Reagente(s) Produto(s) ΔH = –x Calor
Reagente(s) + Calor Produto(s)
Reagente(s) Produto(s) – Calor
Reagente(s) Produto(s) ΔH = +x Calor
Reagente(s)
Produto(s)
ΔH = H
P
 – H
R
H
P
 < H
R
ΔH < 0
Entalpia (H)
H
R
 
H
P
 
Caminho da reação (tempo)
Entalpia (H)
Reagente(s)
Produto(s)
ΔH = H
P
 – H
R
H
P
 > H
R
ΔH > 0
H
P
 
H
R
 
Caminho da reação (tempo)
2 Volume 6
Equação termoquímica
A equação termoquímica é a representação da reação química na qual devem constar: 
• as quantidades de matéria do(s) reagente(s) e do(s) produto(s); 
• os estados físico e alotrópico (caso existam) das substâncias; 
• a temperatura; 
• a pressão; 
• a quantidade de calor liberada ou absorvida da reação ( H).
Observação: Quando não for indicada a temperatura e a pressão em que a reação foi realizada, admite-se que ocorreu nas condições-padrão 
(1 atm e 25 °C). 
Fatores que alteram a variação de entalpia da reação
Quantidade de matéria
O valor do ΔH está relacionado às quantidades de matéria (mol) do(s) reagente(s) e 
do(s) produto(s).
Estado físico H(g) > H(ℓ) > H(s)
Estado alotrópico
O estado alotrópico mais comum é considerado o mais estável, fato que justifica seu 
menor valor de entalpia.
Variedades alotrópicas mais comuns: 
• alótropos do carbono – grafite, diamante e fulereno;
• alótropos do oxigênio – gás oxigênio (O2) e ozônio (O3).
Casos especiais de entalpia 
 • Estado-padrão de uma substância – forma pura sob pressão atmosférica de 1 atm e temperatura de interesse, a qual normalmente é 
298 K (25 °C).
 • Entalpia-padrão de uma reação (ΔH°) – variação de entalpia quando todos os reagentes e produtos estão em seus estados-padrão.
 • Entalpia dos elementos no estado-padrão – é atribuído o valor zero (H° = 0) para as substâncias simples em seu estado físico mais comum 
ou sua variedade alotrópica mais estável (menos energética).
 • Entalpia-padrão de formação ou calor de formação (ΔH°f): variação de entalpia para a reação que forma 1 mol de determinada substância 
com base em seus elementos e/ou substâncias no estado-padrão.
Entalpia-padrão de formação (ΔH°f) = Entalpia de 1 mol da substância produzida.
 • Entalpia-padrão de combustão (ΔH°c): energia liberada na queima completa de 1 mol de determinada substância (combustível) pelo gás 
oxigênio (comburente), todos no estado-padrão. 
Por serem sempre reações exotérmicas, as variações de entalpia associadas às reações de combustão correspondem a valores negativos (ΔH < 0).
3Química
 • Entalpia-padrão de neutralização (ΔH°n): energia liberada na formação de 1 mol de água, a partir da neutralização de 1 mol de íons H
+ por 
1 mol de íons OH–, em soluções aquosas diluídas.
Para ácidos e bases fortes (100% ionizados ou dissociados em seus respectivos íons), a variação de entalpia de neutralização é constante e corres-
ponde a –58,0 kJ por mol de água formada.
Métodos teóricos para determinar a variação de entalpia da 
reação
Entalpia de formação ⎡ ⎤⎡ ⎤Δ ° = Σ Δ ° − Σ ⎦Δ °⎣ ⎦ ⎣Reação f Produto s f Reagen( ) ( )te sH H H
Lei de Hess
O ΔH de uma reação química depende somente do estado inicial do(s) reagente(s) e 
final do(s) produto(s).
Δ = Δ + Δ + Δ + + ΔReação I II III nH H H H ... H
Energia de ligação
Energia necessária para romper 1 mol de ligações entre átomos no estado gasoso, 
em condições-padrão.
Quebra de ligações fornecimento de energia processo endotérmico
Formação de ligações liberação de energia processo exotérmico
• O saldo energético entre a energia absorvida na ruptura e a energia liberada na 
formação de ligações corresponde ao ΔH da reação.
4 Volume 6
Atividades
Trocas de energia em uma transformação
1. As imagens a seguir apresentam fenômenos que ocorrem em nosso dia a dia. Classifique cada transformação em 
exotérmica ou endotérmica. 
2. (UPF – RS) A termoquímica estuda a energia que é liberada ou absorvida, sob a forma de calor, em pressão constante, 
em processos como mudanças de fases e reações químicas. Sobre a termoquímica, analise as afirmações a seguir e 
marque V para verdadeiro e F para falso.
( V ) Uma reação de combustão é uma reação exotérmica, na qual a variação de entalpia tem sinal negativo.
( V ) Quando uma reação endotérmica ocorre, o sistema formado pelos participantes dessa reação absorve calor das 
vizinhanças.
( F ) Derramando-se gotas de propanona (H3CCOCH3(ℓ)) na pele, é provocada uma sensação de frio, justificada em razão 
de a evaporação ser um processo exotérmico. O processo de evaporação é endotérmico, por isso ocorre a sensação de frio.
( F ) A dissolução do H2SO4 concentrado em água é um processo exotérmico, que pode ser confirmado pela diminui-
ção da temperatura. Em uma reação exotérmica, há liberação de energia e, portanto, há um aumento na temperatura.
( F ) O processo de fusão do gelo absorve calor da vizinhança, assim, a variação de entalpia tem sinal negativo. 
 A sequência correta de preenchimento dos parênteses, de cima para baixo, é:
a) V – F – V – F – V.
b) V – V – V – F – F.
c) F – V – V – F – V.
X d) V – V – F – F – F.
e) F – V – F – V – V.
O processo de fusão do gelo é endotérmico. Logo, apresenta variação de entalpia com sinal positivo.
 
 Queima da vela
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 Exotérmica 
 Condensação da água no vidro
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 Exotérmica 
 Roupas secando no varal
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 Endotérmica 
 Fotossíntese
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 Endotérmica 
5Química
3. Com base nos conceitos de Termoquímica, assinale V para as afirmativas verdadeiras e F para as falsas. 
( F ) A combustão é uma reação química que ocorre com absorção de calor.
( F ) Na prática, não se consegue medir a variação de entalpia de uma reação química. 
( F ) O calor da reação depende somente da(s) quantidade(s) de reagente(s) e de produto(s).
( F ) A transformação da água sólida para a líquida ocorre com liberação de calor.
4. (UFRRJ) Desde a pré-história, quando aprendeu a manipular o fogo para cozinhar seus alimentos e se aquecer, o 
homem vem percebendo sua dependência cada vez maior das várias formas de energia. A energia é importante para 
uso industrial e doméstico, nos transportes, etc. Existem reações químicas que ocorrem com liberação ou absorção de 
energia, sob a forma de calor, denominadas, respectivamente, como exotérmicas e endotérmicas. Observe o gráfico 
a seguir e assinale a alternativa correta:
a) O gráfico representa uma reação endotérmica.
X b) O gráfico representa uma reação exotérmica.
c) A entalpia dos reagentes é igual à dos produtos.
d) A entalpia dos produtos é maior que a dos reagentes.e) A variação de entalpia é maior que zero.
5. (UEG – GO) O gráfico a seguir representa a variação de entalpia para uma reação genérica que pode levar à formação 
dos produtos P1 e P2 a partir do reagente R.
 A análise do gráfico permite concluir que a
a) reação libera energia para produção de P1.
b) produção de P2 é um processo endotérmico. 
X c) variação de entalpia para formação de P1 é y. 
d) reação que leva a P2 ocorre com maior rendimento.
6. Assinale a alternativa que representa corretamente a equação termoquímica para a formação do ácido clorídrico. 
a) H2 + Cℓ2 2 HCℓ
b) H2(g) + Cℓ2(g) HCℓ(g) ΔH = –92,31 kJ
c) H2(g) + Cℓ2(g) HCℓ(g) 
d) H2(g) + Cℓ2(g) 2 HCℓ(g) ΔH = –184,8 kJ
X e) ½ H2(g) + ½ Cℓ2(g) 1 HCℓ(g) ΔH = –92,31 kJ
3o. item. Além da(s) quantidade(s) de reagente(s) e de produto(s), há outros fatores que influenciam o calor de uma reação, como estados físico 
e alotrópico do(s) reagente(s) e do(s) produto(s), temperatura e pressão nas quais se encontra o sistema. 
Toda reação de combustão é exotérmica, ou seja, libera calor.
A variação de entalpia (ΔH) pode ser medida, experimentalmente, com o auxílio de um calorímetro.
A fusão é um processo endotérmico, ou seja, absorve calor.
Pelo gráfico, é possível observar que a entalpia dos reagentes (HR) é maior que a entalpia 
dos produtos (HP). Ou seja, é uma reação exotérmica com liberação de energia (ΔH < 0).
5. a) A reação para a produção de P1 
absorve energia.
b) A produção de P2 é um processo 
exotérmico, pois libera energia. 
c) ΔH = HP – HR
 ΔH = y – 0 = y
d) A reação de formação de P1 ocorre 
com maior rendimento energético.
6. A entalpia-padrão de formação cor-
responde à variação de entalpia para a 
reação que forma 1 mol de determinada 
substância com base em seus elemen-
tos no estado-padrão. Para representar 
uma equação termoquímica, devem 
constar: as quantidades de matéria do(s) 
reagente(s) e do(s) produto(s), os estados 
físico e alotrópico (caso existam) das 
substâncias e a quantidade de calor libe-
rada ou absorvida da reação (ΔH). Quan-
do não forem indicadas a temperaturas e 
a pressão em que a reação foi realizada, 
admite-se que ocorreu com pressão de 
1 atm e com temperatura de 25 oC. 
6 Volume 6
7. (PUC-Campinas – SP) A fotossíntese envolve a absorção de 2,3 ∙ 103 kJ · mol−1 de glicose e está representada 
adequadamente pelo diagrama de energia:
a) 
b) 
X c) 
d) 
e) 
8. O diagrama a seguir apresenta as entalpias de combustão das variedades alotrópicas mais conhecidas do elemento 
carbono – a grafite e o diamante. 
ΔH = –94,059 kcal ΔH = –94,512 kcal
H
C
(diamante)
 + O
2(g)
C
(grafite)
 + O
2(g)
CO
2(g)
 Com base nas informações, responda às questões propostas.
a) Qual dos alótropos é mais estável? Justifique sua resposta.
Entre as duas formas alotrópicas, a grafite é mais estável, pois é a menos energética. Ou seja, seu valor de entalpia é menor. 
b) Indique com seta a transformação: C(diamante) C(grafite) e determine sua variação de entalpia, utilizando a interpre-
tação gráfica. 
ΔH = –94,059 kcal ΔH = –94,512 kcal
ΔH = –0,453 kcal
H
C
(diamante)
 + O
2(g)
C
(grafite)
 + O
2(g)
CO
2(g)
De acordo com o enunciado, a fotossíntese absorve energia. Portanto, é 
um processo endotérmico (ΔH positivo), em que a variação de entalpia é 
indicada, graficamente, com uma seta para cima. A equação que represen-
ta essa reação é: 6 CO2(g) + 6 H2O(ℓ) → C6H12O6(s) + 6 O2(g) 
Química 7
9. (UPF – RS) A síntese da amônia, sem o ajuste dos coeficientes estequiométricos, pode ser expressa pela representa-
ção da equação química: 
 N2(g) + H2(g) NH3(g) com ΔH = –46,1 kJ mol
–1
 A variação de entalpia para a equação química representada fornece o seguinte gráfico:
 Considerando as informações apresentadas, assinale a alternativa correta:
a) Quando a entalpia dos produtos for menor do que a dos reagentes, o valor de ΔH será maior do que zero.
X b) Sendo considerada a decomposição da amônia, a entalpia dos produtos será maior do que a dos reagentes e ΔH 
será positivo.
c) A reação de síntese da amônia é um processo em que o sistema cede calor à vizinhança, caracterizando uma 
reação endotérmica. 
d) Ao reagirem 6,0 mol de moléculas de gás hidrogênio (H2(g)), o processo absorverá 184,4 kJ de calor.
e) A entalpia de formação da amônia envolve a absorção de 46,1 kJ mol–1.
10. (ACAFE – SC) O nitrato de amônio pode ser utilizado na fabricação de fertilizantes, herbicidas e explosivos. Sua reação 
de decomposição está representada abaixo:
 NH4NO3(s) N2O(g) + 2 H2O(g) ΔH = –37 kJ
 A energia liberada (em módulo) quando 90 g de água é formada por essa reação é:
 Dados: H: 1g/mol; O: 16 g/mol; N: 14 g/mol.
a) 74 kJ X b) 92,5 kJ c) 185 kJ d) 41,6 kJ 
2 (18) g de H2O 37 kJ
 90 g de H2O x
x = 92,5 kJ (energia liberada) 
11. (UNESP – SP) Foram queimados 4,00 g de carvão até CO2 em um calorímetro. A temperatura inicial do sistema era de 
20,0 ºC e a final, após a combustão, 31,3 ºC. Considere a capacidade calorífica do calorímetro = 21,4 kcal/ºC e despreze 
a quantidade de calor armazenada na atmosfera dentro do calorímetro. A quantidade de calor, em kcal/g, liberada na 
queima do carvão, foi de
a) 670 b) 62,0 c) 167 d) 242 X e) 60,5) 6 0 b) 6 ,0 c) 6 d) e) 60,5
ΔT = Tfinal – Tinicial
ΔT = 31,3 – 20
ΔT = 11,3 ºC
 1 ºC — 21,4 kcal
11,3 ºC — x
x = 241,82 kcal
 241,82 kcal — 4 g de carvão
 y — 1 g de carvão
y = 60,455 kcal
a) Quando a entalpia dos reagentes (HR) 
for maior que a entalpia dos produtos 
(HP), o valor do ΔH é menor que zero 
(negativo). 
b) Na decomposição da amônia, a en-
talpia do reagente, neste caso NH3(g), 
é menor que a entalpia dos produtos, 
N2(g) e H2(g). Portanto, a reação absorve 
energia, ou seja, é endotérmica com 
ΔH positivo. 
c) Na síntese da amônia, a entalpia dos 
reagentes, N2(g) e H2(g), é maior que a 
entalpia do produto, NH3(g). Portanto, 
a reação libera energia, ou seja, é 
exotérmica com ΔH negativo. 
d) De acordo com a equação 
termoquímica: 
1 mol de H2 46,1 kJ
6 mol de H2 x
x = 276,6 kJ (energia liberada) 
e) A entalpia de formação da amônia 
libera 46,1 kJ de energia.
8 Volume 6
Métodos teóricos para determinar a variação de entalpia da reação
12. (UDESC) A indústria siderúrgica utiliza-se da redução de minério de ferro para obter o ferro fundido, que é empregado 
na obtenção de aço. A reação de obtenção do ferro fundido é representada pela reação:
Fe2O3 + 3 CO 2 Fe + 3 CO2
A entalpia de reação (ΔHor) a 25 ºC é:
a) 24,8 kJ/mol
X b) –24,8 kJ/mol
c) 541,2 kJ/mol
d) –541,2 kJ/mol
e) 1 328,2 kJ/mol
Dados: Entalpia de formação (ΔHof) a 25 ºC, kJ/mol. 
ΔHof, kJ/mol
Fe2O3 Fe CO CO2
–824,2 0 –110,5 –393,5
Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2
–824,2 + 3 (–110,5) → 2 (zero) + 3 (–393,5)
 –1 155,7 kJ → –1 180,5 kJ
( ) ] [ ( )o o oReação f Produto s f Reagente sH [ H H ]Δ = Σ Δ − Σ Δ
ΔHº = [–1180,5] – [–1155,7] 
ΔHº = –1180,5 + 1155,7 
ΔHº = –24,8 kJ
13. (UEA – AM) O etanol é considerado um combustível menos poluente quando comparado à gasolina. O seu uso está 
sendo incentivado pela mídia na campanha publicitária Etanol, o combustível completão. 
A reação de combustão completa do etanol está representada na equação: 
 C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) ΔHºcombustão = –1 368 kJ/mol
Considere as entalpias-padrão de formação (ΔHºf):
Substâncias ΔHºf (kJ/mol)
C2H5OH(ℓ) –278
O2(g) 0
CO2(g) –394
H2O(ℓ) x
 O valor de x, apresentado na tabela, é igual a
a) +572 X b) –286 c) –572 d) +286 e) –180 
C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ)
–278 + 3 (zero) 2 (–394) + 3 (x)
 –278 kJ → (–788 + 3x) kJ
( ) ] [ ( )o o oReação f Produto s f Reagente sH [ H H ]Δ = Σ Δ − Σ Δ
–1 368 = [–788 + 3x] – [–278]
–1 368 = –510 + 3x
–858 = 3x
x = –286 kJ
Química 9
14. (MACKENZIE – SP) O cicloexano (C6H12) é um hidrocarboneto líquido à temperatura ambiente, insolúvel em água, que 
pode ser obtido pela redução com hidrogênio,na presença de um catalisador e pressão adequados, a partir do benzeno, 
apresentando valor de entalpia-padrão de formação igual a –156 kJ ∙ mol–1. Sabendo-se que as entalpias-padrão de 
formação, da água líquida e do dióxido de carbono gasoso são, respectivamente, –286 kJ ∙ mol–1 e –394 kJ ∙ mol–1, 
pode-se afirmar que a entalpia-padrão de combustão do cicloexano é de
a) –524 kJ ∙ mol–1
b) –836 kJ ∙ mol–1
X c) –3 924 kJ ∙ mol–1
d) –4 236 kJ ∙ mol–1
e) –6 000 kJ ∙ mol–1
C6H12 + 9 O2 6 CO2 + 6 H2O
–156 + 9 (zero) 6 (–394) + 6 (–286)
 –156 kJ –4 080 kJ
( ) ] [ ( )o o oReação f Produto s f Reagente sH [ H – H ]Δ = Σ Δ Σ Δ
ΔH = [–4 080] – [–156]
ΔH = –3 924 kJ
15. (UFRGS – RS) A Lei de Hess, elaborada pelo químico suíço Germain Henry Hess em 1840, afirma, em terminologia 
moderna, que a variação de entalpia de uma reação química depende apenas dos reagentes de partida e dos produtos 
finais, e não depende do número de etapas ou intermediários necessários para a conversão dos primeiros nos últimos.
A respeito da Lei de Hess, considere as seguintes afirmações.
 I. O metabolismo de um mol de glicose no organismo, formando gás carbônico e água, e a combustão de um mol de 
glicose num calorímetro liberam a mesma quantidade de calor.
 II. Se numa reação de isomerização o conteúdo de entalpia do produto for inferior ao do reagente, a reação será 
exotérmica. Quando HP < HR, a reação é exotérmica. 
 III. Há sempre a mesma variação de entalpia para uma dada reação de combustão de hidrocarbonetos, não importan-
do se a água formada for líquida ou gasosa.
Quais estão corretas?
a) Apenas I. 
b) Apenas II. 
X c) Apenas I e II. 
d) Apenas II e III.
e) I, II e III.
16. O açúcar, em quantidade ideal, é importante para manter o funcionamento do organismo, pois libera energia essencial 
para o corpo. A queima metabólica da glicose é representada pela equação:
C6H12O6(aq) + 6 O2(g) 6 CO2(aq) + 6 H2O(ℓ)
Com base nas equações termoquímicas a seguir, determine a quantidade de energia (em kJ) dessa queima.
6 C(s) + 6 H2(g) + 3 O2(g) C6H12O6(aq) ΔH = –1 263 kJ (inverte)
C(s) + O2(g) CO2(aq) ΔH = –413 kJ (x6)
H2(g) + ½ O2(g) H2O(ℓ) ΔH = –286 kJ (x6)
C6H12O6(aq) 6 C(s) + 6 H2(g) + 3 O2(g) ΔH = 1263 kJ
6 C(s) + 6 O2(g) 6 CO2(aq) ΔH = –2478 kJ
6 H2(g) + 3 O2(g) 6 H2O(ℓ) ΔH = –1 716 kJ
C6H12O6(aq) + 6 O2(g) 6 CO2(aq) + 6 H2O(ℓ) ΔH = –2 931 kJ
Um dos fatores que influenciam a variação de entalpia de uma reação é o estado 
físico das substâncias. 
10 Volume 6
17. Para diminuir a quantidade de poluição que os veículos automotivos emitem durante a queima dos combustíveis, 
foram criados os conversores catalíticos, também chamados de catalisadores. A principal função desses dispositivos 
é transformar alguns gases tóxicos (entre eles, CO, NO e NO2) em gases menos prejudiciais ao meio ambiente. Uma 
das reações que ocorrem nesse processo é representada pela equação: 
CO(g) + ½ O2(g) 
Pt Pd/⎯ →⎯⎯ CO2(g)
Com base nas equações a seguir, determine a quantidade de energia necessária para transformar 2 mol de CO em 
CO2. 
C(grafite) + ½ O2(g) CO(g) + 26,4 kcal
C(grafite) + O2(g) CO2(g) + 94,1 kcal
C(grafite) + ½ O2(g) CO(g) ΔH = –26,4 kcal (inverte)
C(grafite) + O2(g) CO2(g) ΔH = –94,1 kcal (repete)
CO(g) C(grafite) + ½ O2(g) ΔH = +26,4 kcal
C(grafite) + O2(g) CO2(g) ΔH = –94,1 kcal
CO(g) + ½ O2(g) CO2(g) ΔH = –67,7 kcal
1 mol de CO 67,7 kcal liberadas
2 mols de CO x
x = 135,4 kcal liberadas
18. (UEL – PR) Um dos maiores problemas do homem, desde os tempos pré-históricos, é encontrar uma maneira de obter 
energia para aquecê-lo nos rigores do inverno, acionar e desenvolver seus artefatos, transportá-lo de um canto a outro 
e para a manutenção de sua vida e lazer. A reação de combustão é uma maneira simples de se obter energia na forma 
de calor. Sobre a obtenção de calor, considere as equações a seguir.
C(grafite) + O2(g) CO2(g) ΔH = –94,1 kcal (repete)
H2O(ℓ) H2(g) + ½ O2(g) ΔH = +68,3 kcal (inverte e x2)
C(grafite) + 2 H2(g) CH4(g) ΔH = –17,9 kcal (inverte)
Assinale a alternativa que apresenta, corretamente, o valor do calor de combustão (ΔH) do metano (CH4) na equação 
a seguir.
CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(ℓ)
X a) –212,8 kcal
b) –144,5 kcal
c) –43,7 kcal
d) +144,5 kcal
e) +212,8 kcal
C(grafite) + O2(g) CO2(g) ΔH = –94,1 kcal
2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(ℓ) ΔH = –136,6 kcal
CH4(g) C(grafite) + 2 H2(g) ΔH = +17,9 kcal
CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(ℓ) ΔH = –212,8 kcal
Química 11
19. (UEPA) O hidróxido de magnésio, base do medicamento vendido comercialmente como leite de magnésia, pode ser 
usado como antiácido e laxante. Dadas as reações abaixo:
 I. 2 Mg(s) + O2(g) 2 MgO(s) ΔH = –1 203,6 kJ (:2)
 II. Mg(OH)2(s) MgO(s) + H2O(ℓ) ΔH = +37,1 kJ (inverte)
 III. 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(ℓ) ΔH = –571,7 kJ (:2)
 Então, o valor da entalpia de formação do hidróxido de magnésio, de acordo com a reação:
 Mg(s) + H2(g) + O2(g) Mg(OH)2(s), é:
a) –1 849,5 kJ
b) +1 849,5 kJ
c) –1 738,2 kJ
X d) –924,75 kJ
e) +924,75 kJ 
Mg(s) + ½ O2(g) MgO(s) ΔH = –601,8 kJ
MgO(s) + H2O(ℓ) Mg(OH)2(s) ΔH = –37,1 kJ
H2(g) + ½ O2(g) H2O(ℓ) ΔH = –285,85 kJ
Mg(s) + H2(g) + O2(g) Mg(OH)2(s) ΔH = –924,75 kJ
20. (MACKENZIE – SP) O craqueamento (craking) é a denominação técnica de processos químicos na indústria por meio 
dos quais moléculas mais complexas são quebradas em moléculas mais simples. O princípio básico desse tipo de 
processo é o rompimento das ligações carbono-carbono pela adição de calor e/ou catalisador. Um exemplo da aplica-
ção do craqueamento é a transformação do dodecano em dois compostos de menor massa molar, hexano e propeno 
(propileno), conforme exemplificado, simplificadamente, pela equação química a seguir: 
C12H26(ℓ) C6H14(ℓ) + 2 C3H6(g)
São dadas as equações termoquímicas de combustão completa, no estado-padrão para três hidrocarbonetos: 
C12H26(ℓ) +
37
2
 O2(g) 12 CO2(g) + 13 H2O(ℓ) ΔH
º
c = –7 513,0 kJ/mol (repete) 
C6H14(ℓ) + 
19
2
O2(g) 6 CO2(g) + 7 H2O(ℓ) ΔH
º
c = –4 163,0 kJ/mol (inverte) 
C3H6(g) + 
9
2
 O2(g) 3 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) ΔH
º
c = –2 220,0 kJ/mol (inverte e x2)
Utilizando a Lei de Hess, pode-se afirmar que o valor da variação de entalpia-padrão para o craqueamento do dode-
cano em hexano e propeno, será 
a) –13 896,0 kJ/mol
b) –1 130,0 kJ/mol
X c) +1 090,0 kJ/mol
d) +1 130,0 kJ/mol
e) +13 896,0 kJ/mol
C12H26(ℓ) +
37
2
 O2(g) 12 CO2(g) + 13 H2O(ℓ) ΔH = –7 513,0 kJ 
6 CO2(g) + 7 H2O(ℓ) C6H14(ℓ) + 
19
2
O2(g) ΔH = +4163,0 kJ
6 CO2(g) + 6 H2O(ℓ) 2 C3H6(g) + 
9
2
 O2(g) ΔH = +4440 kJ
C12H26(ℓ) C6H14(ℓ) + 2 C3H6(g) ΔH = +1090 kJ
12 Volume 6
21. Determine o valor da energia de ligação N – N a partir da decomposição da hidrazina:
 N2H4(g) 2 N(g) + 4 H(g) ΔH = 1 720 kJ/mol N2H4
 (Dado: N – H = 390 kJ/mol)
N — N
H
H H
H
Ligações rompidas
4 ⋅ N – H = 4 ⋅ 390 = +1560 kJ
1 ⋅ N – N = 1 ⋅ x = +x
+1560 + x = +1720
x = +160 kJ/mol de ligação N – N
22. (ESPCEX – SP) O fosgênio é um gás extremamente venenoso, tendo sido usado em combates durante a Primeira 
Guerra Mundial como agente químico de guerra. É assim chamado porque foi primeiro preparado pela ação da luz do 
Sol em uma mistura dos gases monóxido de carbono (CO) e cloro (Cℓ2), conforme a equação balanceada da reação 
descrita a seguir: CO(g) + Cℓ2(g) COCℓ2(g). 
 Considerando os dados termoquímicos empíricos de energia de ligação das espécies, a entalpia da reação de síntese 
do fosgênio é
 Dados:
Energia de ligação
C O 745 kJ/mol
C O 1 080 kJ/mol
C — Cℓ 328 kJ/mol
Cℓ — Cℓ 243 kJ/mol
Fórmula estrutural do fosgênio:
C O
Cℓ
Cℓ
a) +552 kJ
X b) –78 kJ
c) –300 kJ
d) +100 kJ
e) –141 kJ
CO(g) + Cℓ2(g) COCℓ2(g)
Ligações rompidas Ligações formadas
1080 + 243 (2 328 + 745)
 1323 kJ 1 401 kJ
Energia absorvida < Energia liberada
Saldo energético = 78 kJ ΔH = –78 kJ
Química 13
23. 
Vazamento de amônia atinge 300 pessoas em Cascavel
Depois de 300funcionários do frigorífico [...] precisarem ser socorridos por conta de uma intoxicação 
por amônia na tarde desta segunda-feira (23), em Cascavel, socorristas do Samu foram acionados 
novamente para ajudar outros trabalhadores que teriam passado mal por conta de resquícios do 
vazamento de ontem.
[...]
O gás amônia é usado nas câmaras frigoríficas e no sistema de refrigeração de outros equipamentos 
da indústria e, durante o vazamento, os funcionários tiveram que passar pelo local para deixar a 
fábrica. Cinco pessoas seguem internadas, ainda que sem risco de morte: duas delas em estado grave 
e três com queimaduras nos olhos.
A intoxicação por amônia pode levar a quadros de irritação nos olhos, no nariz, queimaduras na 
pele e, dependendo do caso, pode levar à morte.
[...]
VAZAMENTO de amônia atinge 300 pessoas em Cascavel. Disponível em: <http://www.parana-online.com.br/editoria/cidades/news/867547/?noticia
=VAZAMENTO+DE+AMONIA+ATINGE+300+PESSOAS+EM+CASCAVEL>. Acesso em: 25 nov. 2015.
 A amônia é um gás que pode ser obtido pela reação entre os gases hidrogênio e nitrogênio. 
 Com base nas informações,
a) represente a reação de síntese da amônia. 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
b) determine a entalpia-padrão de formação da amônia, considerando as energias de ligação.
 N ≡ N = 946 kJ/mol
 H – H = 436 kJ/mol
 N – H = 391 kJ/mol
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
Ligações rompidas Ligações formadas
946 + 3 ⋅ 436 2 (3 391)
 2 254 kJ 2346 kJ
Energia absorvida < Energia liberada
Saldo energético = 92 kJ ΔH = –92 kJ/2 mols de NH3
2 mols de NH3 92 kJ (energia liberada) 
1 mol de NH3 x
x = 46 kJ (energia liberada) ΔH = –46 kJ/mol
14 Volume 6
Cinética Química
12
A Cinética Química é a área da Química que investiga a rapidez das reações e os fatores que a influenciam.
Velocidade de uma reação química e a teoria das colisões
 • Velocidade – grandeza que mede a quantidade de reagente(s) consumido(s) e/ou a de produto(s) formado(s) durante a reação, por unidade 
de tempo.
 • Velocidade média (em relação a um componente) – módulo da razão entre a variação da quantidade do reagente ou do produto e o inter-
valo de tempo necessário para que ocorra a reação.
V
Q
t
Q
t
m
Reagente Produto= − = 
 
 
Δ
Δ
Δ
Δ
 • Velocidade média (da reação) – razão entre a velocidade média em relação a um componente e seu coeficiente estequiométrico. 
Δ Δ
Δ Δ= − =
Reagente Produto
m
Q Q
t tV 
coeficiente estequiométrico coeficiente estequiométrico
 • Colisões efetivas – as moléculas apresentam orientação favorável e energia suficiente para romper as ligações entre os átomos no(s) 
reagente(s).
 • Energia de ativação (Ea) – quantidade mínima de energia necessária para romper as ligações entre os átomos no(s) reagente(s) e formar 
novas ligações entre os átomos no(s) produto(s).
Caminho energético para reação exotérmica Caminho energético para reação endotérmica
En
er
gi
a
Reagente(s)
Calor liberado
Complexo ativado
Produto(s)
Caminho da reação
E a
 =
 e
ne
rg
ia
 d
e 
at
iv
aç
ão
 
En
er
gi
a
Reagente(s) Calor absorvido
Complexo ativado
Produto(s)
Caminho da reação
E a
 =
 e
ne
rg
ia
 d
e 
at
iv
aç
ão
↓ Ea ∴ mais rápida é a reação
↑ Ea ∴ mais lenta é a reação
15Química
Fatores que influenciam a velocidade de uma reação
 • Superfície de contato
Sólido mais 
fragmentado
Maior superfície 
de contato
Maior número de 
colisões efetivas
Maior rapidez 
da reação
 • Temperatura
Aumenta a 
energia cinética 
das moléculas
Aumento da 
temperatura
Maior número de 
colisões efetivas
Maior a rapidez 
da reação
 • Pressão
Aumento da 
pressão
Diminui o 
volume
Maior número de 
colisões efetivas
Maior a rapidez 
da reação
 • Catalisador
Diminui a 
energia de 
ativação
Catalisador
Maior a rapidez 
da reação
Fornece um 
caminho alternativo 
mais simples
 • Concentração
Aumenta o 
número de 
partículas
Aumento da 
concentração
Maior número de 
colisões efetivas
Maior a rapidez 
da reação
Lei da Velocidade 
A relação entre a concentração do(s) reagente(s) e a rapidez de uma reação é dada pela expressão matemática chamada Lei da Velocidade. 
Segundo essa lei, a velocidade instantânea de uma reação química, em determinada temperatura, é proporcional ao produto das concentrações 
em quantidade de matéria do(s) reagente(s) que influencia(m) diretamente sua rapidez. 
v = k [Reagente(s)]x
v = velocidade instantânea da reação
k = constante de velocidade
[Reagente(s)] = concentração em quantidade de matéria do(s) reagente(s)*
*em solução aquosa ou no estado gasoso
x = ordem da reação
 • Ordem da reação é a soma dos expoentes das concentrações do(s) reagente(s) na expressão da Lei da Velocidade.
Reação 
elementar
Ocorre em uma 
única etapa
Expoentes = coeficientes
Reação não 
elementar
Ocorre em mais 
de uma etapa
Lei da Velocidade = etapa lenta
 • Velocidade instantânea é a velocidade em cada instante de tempo.
1616 Volume 6
Atividades
Velocidade de uma reação química e a teoria das colisões
1. Toda reação química necessita de certo tempo para ocorrer. Algumas reações são rápidas, como o acionamento 
de um airbag. Por outro lado, existem reações lentas, como a decomposição de um alimento. Para as situações do 
cotidiano, apresentadas a seguir, indique quais das reações se processam mais rapidamente e quais mais lentamente. 
 Queima de fogos de artifício
©
Sh
u
tt
er
st
oc
k/
Pa
lp
ita
tio
n
 Reação rápida 
 Dissolução de 
comprimido efervescente
©
Sh
u
tt
er
st
oc
k/
M
ar
aZ
e
 Reação rápida 
 Oxidação de um objeto
©
Sh
u
tt
er
st
oc
k/
Yu
an
g
en
g
 Z
h
an
g
 Reação lenta 
 Digestão de alimentos
©
Sh
u
tt
er
st
oc
k/
N
er
th
u
z
 Reação lenta 
2. As informações apresentadas no quadro a seguir estão relacionadas com a reação de decomposição da água 
oxigenada. 
Tempo 
(minutos)
Massa de H2O2 
(gramas)
0 408
2 306
4 238
6 170
Química 17
 Com base nesses valores, calcule: 
a) a velocidade média de decomposição de H2O2, expressa em g/min, no intervalo de 0 a 4 minutos. 
v
t
v
t
v
v
m H O
massa
m H O
massa
m H O
m H O
2 2
2 2
2 2
2
238 408
4 0
=
=
= −
−
| |
| |
| |
Δ
Δ
Δ
Δ
22
170
4
42 5= − =| | , /ming
b) a velocidade média de decomposição de H2O2, expressa em mol/min, no intervalo de 0 a 4 minutos. 
 Dados: H = 1 u; O = 16 u. 
1 minuto — 42,5 g de H2O2
1 mol de H2O2 — 34 g
 x — 42,5 g
x = 1,25 mol de H2O2
v molm H O2 2 125= , /min
c) a velocidade média de formação de O2, expressa em mol/min, no intervalo de 0 a 4 minutos, de acordo com a 
equação da decomposição da água oxigenada. 
H2O2(aq) H2O(ℓ) + 1/2 O2(g)
 H2O2(aq) H2O(ℓ) + 1/2 O2(g)
 1 mol de H2O2 — 0,5 mol de O2
1,25 mol de H2O2 — x
x = 0,625 mol de O2 0,625 mol/min
3. (UECE) Manchete do jornal o Estado de São Paulo em 23.04.2014: “Gás metano produzido por vacas é usado para 
abastecer veículos”. Cientistas argentinos desenvolveram tecnologia para aproveitar o gás metano gerado pelos bovi-
nos, que tem efeito estufa na atmosfera do planeta.
 Pesquisando o gás metano, um grupo de estudantes da UECE realizou, em laboratório, uma combustão e coletou os 
dados da tabela abaixo: 
Tempo (min) [CH4] (mol/L) [CO2] (mol/L)
0 0,050 0
10 0,030 0,020
20 0,020 ?
18 Volume 6
 Com os dados da tabela, a velocidade média da reação entre 0 e 20 minutos foi determinada com o valor
a) 1,2 ∙ 10–3 mol/ L–1 ∙ min–1
X b) 1,5 ∙ 10–3 mol/ L–1 ∙ min–1
c) 0,8 ∙ 10–3 mol/ L–1 ∙ min–1
d) 1,3 ∙ 10–3 mol/ L–1 ∙ min–1
−
−
−
Δ=−
Δ
−=− = ⋅ ⋅
−
+ → +
− ⋅=− = − =− ⋅ ⋅
4
4
4
4
m CH
3
m CH
4 2 2 2
3
m CH 3
m Reação
| [CH ] |
V
t
| 0,020 0,050 |
V 1,5 10 mol/L min
(20 0)
1CH 2O 1CO 2 H O
| V | | 1,5 10 |
V 1,5 10 mol / L min
coeficiente estequiométrico 1
Obs.: o sinal de menos indica que o reagente 
=− 2m COm Reação
2
é consumido.
Ou:
| V |
V
coeficiente estequiométrico
Porém, não há dados suficientes para determinar a velocidade média do CO .4. (UEPA) Preparar o sagrado cafezinho de todos os dias, assar o pão de queijo e reunir a família para almoçar no 
domingo. Tarefas simples e do cotidiano ficarão mais caras a partir desta semana. O preço do gás de cozinha será 
reajustado pelas distribuidoras pela segunda vez este ano, com isso, cozinhar ficará mais caro. A equação química 
que mostra a queima do butano (gás de cozinha), em nossas residências é: 
 C4H10(g) + 13/2 O2(g) 4 CO2(g) + 5 H2O(ℓ)
 O quadro abaixo ilustra a variação da concentração do gás butano em mols/L em função do tempo: 
[C4H10] (mol/L) 22,4 20,8 18,2 16,6 15,4 14,9
Tempo (horas) 0 1 2 3 4 5
 As velocidades médias da queima do gás de cozinha nos intervalos entre 0 a 5 e 1 a 3 horas são respectivamente:
a) –1,5 mols/L ∙ h e –2,1 mols/L ∙ h
X b) 1,5 mols/L ∙ h e 2,1 mols/L ∙ h
c) 1,5 mols/L ∙ h e –2,1 mols/L ∙ h
d) 2,1 mols/L ∙ h e 1,5 mol/L ∙ h
e) –1,5 mols/L ∙ h e 2,1 mols/L ∙ h
• Intervalo entre 0 e 5:
V
C H
t
V
V mol L
m C H
m C H
m C H
4 10
4 10
4 10
4 10
14 9 22 4
5 0
15
=
= −
−
=
| [ ] |
| , , |
, /
Δ
Δ
·· h
• Intervalo entre 1 e 3:
V
C H
t
V
V mol L
m C H
m C H
m C H
4 10
4 10
4 10
4 10
16 6 20 8
3 1
2 1
=
= −
−
=
| [ ] |
| , , |
, /
Δ
Δ
·· h
Química 19
5. (UFRGS – RS) Considere a reação abaixo.
 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
 Para determinar a velocidade da reação, monitorou-se a concentração de hidrogênio ao longo do tempo, obtendo-se 
os dados contidos no quadro que segue. 
Tempo (s) Concentração (mol L–1)
0 1,00
120 0,40
 Com base nos dados apresentados, é correto afirmar que a velocidade média de formação da amônia será
a) 0,10 mol L–1 min–1
X b) 0,20 mol L–1 min–1
c) 0,30 mol L–1 min–1
d) 0,40 mol L–1 min–1
e) 0,60 mol L–1 min–1
V
H
t
V
V mol L min
m H
m H
m H
2
2
2
2
1 1
0 4 10
2 0
0 3
=
= −
−
=
| [ ] |
| , , |
,
Δ
Δ
 − −
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
 3 mols de H2 — 2 mols de NH3
0,3 mol de H2 — x
x = 0,2 mol de NH3 0,2 mol L
–1 min–1 
6. (FEPECS – DF) A sacarose é um dissacarídeo encontrado nos vegetais fotossintéticos, que pode ser obtido a partir da 
cana-de-açúcar ou da beterraba. A hidrólise da sacarose produz glicose e frutose, de acordo com a equação:
 C12H22O11(aq) + H2O(ℓ) 2 C6H12O6(aq)
 A tabela a seguir apresenta a variação da concentração de sacarose (mol · L−1) em função do tempo (min) nas con-
dições ambientes: 
[C12H22O11] (mol ∙ L
–1) Tempo (min)
0,50 0
0,45 60
0,35 150
0,20 300
0,15 400
 A velocidade média da reação de hidrólise da sacarose, nas primeiras cinco horas de experimento, determinada com 
os dados da tabela, é igual a:
a) 5 · 10−1 mol ∙ L−1 ∙ min−1
b) 6 · 10−2 mol ∙ L−1 ∙ min−1
X c) 1 · 10−3 mol ∙ L−1 ∙ min−1
d) 9 · 10−4 mol ∙ L−1 ∙ min−1
e) 4 · 10−5 mol ∙ L−1 ∙ min−1
V
C H O
t
V
V
m C H O
m C H O
m
12 22 11
12 22 11
12 22 11
300 0
=
−
−
=
| [ ] |Δ
Δ
|0,20 0,50|
CC H O mol L min12 22 11 0 001 1 10
3 1 1= = ⋅ ⋅ ⋅− − −,
20 Volume 6
7. (ESPCEX – SP) Considere a equação balanceada:
 4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O
 Admita a variação de concentração em mol por litro (mol · L–1) do monóxido de nitrogênio (NO) em função do tempo 
em segundos (s), conforme os dados, da tabela abaixo:
[NO] (mol · L–1) 0 0,15 0,25 0,31 0,34
Tempo (s) 0 180 360 540 720
 A velocidade média, em função do monóxido de nitrogênio (NO), e a velocidade média da reação acima representada, 
no intervalo de tempo de 6 a 9 minutos (min), são, respectivamente, em mol · L–1 · min–1:
X a) 2 · 10–2 e 5 · 10–3
b) 5 · 10–2 e 2 · 10–2
c) 3 · 10–2 e 2 · 10–2
d) 2 · 10–2 e 2 · 10–3
e) 2 · 10–3 e 8 · 10–2
V
NO
t
V
V mol L min
m NO
m NO
m NO
=
= −
−
= = ⋅ ⋅ ⋅− −
Δ
Δ
[ ]
| , , |
,
0 31 0 25
9 6
0 02 2 10 2 1 −−1
4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O
m NO
m Reação
2
m Reação
2 3 1 1
m Reação
V
V
4
2 · 10
V
4
V 0,5 · 10 5 · 10 mol · L · min
−
− − − −
=
=
= =
8. (UFCG – PB) Durante muitos anos, a gordura saturada foi considerada a grande vilã das doenças cardiovasculares.
 Agora, o olhar vigilante de médicos e nutricionistas volta-se contra a prima dela, cujos efeitos são ainda piores: a 
gordura trans (que é um composto com ligação dupla). Durante a hidrogenação catalítica que transforma o óleo de 
soja em margarina, ligações duplas tornam-se ligações simples. O gráfico a seguir representa a variação da massa 
da gordura trans em função do tempo.
Tempo (minuto)
Massa (g)
Química 21
 Interprete o gráfico e assinale a alternativa INCORRETA.
a) A velocidade média entre os pontos B e C é de 2 g/min.
X b) A velocidade média da reação, para um mesmo intervalo de tempo, aumenta com a passagem do tempo.
c) A velocidade média entre os pontos A e B é maior do que a entre os pontos D e E.
d) A velocidade média entre os pontos B e C é diferente da velocidade média entre os pontos B e D.
e) A velocidade no início da reação é diferente de zero.
Massa (g) Tempo (min)
A 16 0
B 8 2
C 4 4
D 2 6
E 1 8
• Velocidade média entre os pontos A e B:
V gm =
−
−
=| | /min8 16
2 0
4
• Velocidade média entre os pontos B e C:
V gm =
−
−
=| | /min4 8
4 2
2
• Velocidade média entre os pontos B e D:
V gm =
−
−
=| | , /min2 8
6 2
15
• Velocidade média entre os pontos C e D:
V gm =
−
−
=| | /min2 4
6 4
1
• Velocidade média entre os pontos D e E:
V gm =
−
−
=| | , /min2 1
8 6
0 5
Para um mesmo intervalo de tempo, a velocidade média da rea-
ção diminui com o decorrer da reação.
9. Para os gráficos apresentados a seguir, indique com R aquele que corresponde à reação mais rápida, e com L, a mais 
lenta.
( ) 
Energia
Caminho de reação
( L ) 
Energia
Caminho de reação
( ) 
Energia
Caminho de reação
( R ) 
Energia
Caminho de reação
A reação mais lenta é aquela que apresenta a 
maior energia de ativação.
A reação mais rápida é aquela que apresenta a 
menor energia de ativação.
22 Volume 6
10. (FATEC – SP) Uma indústria necessita conhecer a mecânica das reações para poder otimizar sua produção.
 O gráfico representa o mecanismo de uma reação hipotética:
A2 + B2 2 AB
30 kJ
–40 kJ
caminho 
da reação
produtos
complexo ativado
A — B
A — B
reagentes
A2 e B2
H (kJ)
60
3030
–10
A A
B B
 A análise do gráfico permite concluir corretamente que
a) temos uma reação endotérmica, pois apresenta ΔH = –10 kJ. A reação é exotérmica, com ΔH = –40 kJ. 
b) temos uma reação exotérmica, pois apresenta ΔH = +10 kJ. A reação é exotérmica, com ΔH = –40 kJ. 
c) a energia do complexo ativado é 30 kJ. A energia do complexo ativado é de 60 kJ. 
X d) a energia de ativação para a reação direta é 30 kJ. 
e) a energia de ativação para a reação é 40 kJ. A energia de ativação para a reação direta é 30 kJ, e para a reação inversa, 70 kJ. 
11. (IFSul – RS) Acredita-se que vastas quantidades de gás metano estejam presentes no interior da terra (manto). A 
migração até níveis menos profundos ou na superfície é dada através de grandes estruturas geológicas (falhas), 
sobretudo nos limites de placas tectônicas. Nas áreas vulcânicas, o metano reage com o oxigênio formando o dióxido 
de carbono, que é expelido pelos vulcões. Essa reação é descrita pela seguinte equação:
CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(g)
 E pode ser esquematizada pelo diagrama abaixo:
 Sobre esse processo químico, é correto afirmar que a
a) variação de entalpia é 1 140 kJ/mol e, portanto, ele é endotérmico.
b) energia de ativação é 1 140 kJ/mol. A energia de ativação da reação direta é inferior a 250 kJ. 
X c) variação de entalpia é –890 kJ/mol e, portanto, ele é exotérmico. 
d) entalpia de ativação é 890 kJ/mol. A energia de ativação da reação direta é inferior a 250 kJ. 
ΔH = HProdutos – HReagentes
ΔH = 75 – 965 = –890 kJ
A variação de entalpia corresponde a –890 kJ. Por-
tanto, o processo é exotérmico. 
progresso da reação
en
ta
lp
ia
 (
kJ
/m
ol
)
1215
965
75
CH4 + 2O2
CO2 + 2H2O
Química 23
Fatores que influenciam a velocidade de uma reação
12. Diversos são os fatores que podem influenciar a velocidadede uma reação química. Entre eles, destacam-se: superfície 
de contato, temperatura, pressão, catalisador e concentração do(s) reagente(s). Indique e explique o fator que está 
relacionado com a taxa de desenvolvimento da reação para as situações a seguir. 
a) Alimentos no freezer (–18 ºC) duram mais tempo do que quando armazenados na geladeira (5 ºC).
Temperatura. O aumento da temperatura, nesse caso, favorece a deterioração dos alimentos, pois, quanto maior a temperatura, 
maior a velocidade da reação. 
b) O cozimento dos alimentos em uma panela de pressão (em média, 7 min) é mais rápido do que em uma panela 
comum (em média, 20 min). 
Temperatura. Na panela de pressão, a água ferve em temperatura maior que na panela comum. Por isso, o cozimento é mais rápido
na panela de pressão. 
13. Em relação aos fatores que podem influenciar a velocidade das reações químicas, tornando-as mais rápidas ou mais 
lentas, marque V para as afirmativas verdadeiras e F para as falsas. 
( F ) Um sólido, quando triturado, diminui a velocidade da reação, se comparado com um inteiro.
( F ) O catalisador tem a função de diminuir a energia de ativação e, consequentemente, sua velocidade.
( V ) A reação química que apresenta energia de ativação alta será mais lenta que a reação com menor energia de 
ativação.
( V ) A pressão interfere na velocidade da reação de substâncias gasosas na mesma proporção que a concentração.
( F ) Um aumento na temperatura do sistema reacional provoca maior agitação das moléculas e, por isso, diminui a 
velocidade da reação.
14. (UFSM – RS) Os sais estão presentes nos shows pirotécnicos. Os fogos de artifício utilizam sais pulverizados de di-
ferentes íons metálicos como, por exemplo, o sódio (cor amarela) e o potássio (cor violeta), misturados com material 
explosivo, como a pólvora. Quando a pólvora queima, elétrons dos metais presentes sofrem excitação eletrônica, 
liberando a energia na forma de luz. Sobre a cinética da reação, é correto afirmar: 
X a) Quanto maior a superfície de contato entre os reagentes, mais rápida é a reação; assim, quanto mais dividido o 
reagente sólido, mais a reação será acelerada. 
b) A queima dos fogos de artifício é facilitada pelo uso de sais pulverizados, pois estes diminuem a energia de ativação 
da reação. 
c) A temperatura gerada na queima de fogos de artifício reduz a frequência dos choques entre as partículas de rea-
gentes, tornando a reação mais rápida. 
d) A reação é mais rápida, pois, ao se utilizar o sal pulverizado, a frequência das colisões é menor, favorecendo, assim, 
a reação. O sal pulverizado aumenta a frequência entre as partículas e, consequentemente, a velocidade da reação.
e) A pólvora age como um catalisador, diminuindo a energia de ativação total da reação química.
O sólido triturado aumenta a superfície de contato. Isso favorece o número de colisões efetivas e aumenta a velocidade da reação. 
O catalisador aumenta a velocidade da reação ao diminuir a energia de ativação.
O aumento de temperatura possibilita um aumento no número de colisões efetivas e, conse-
quentemente, aumenta a velocidade da reação.
A queima dos fogos de artifício é facilitada pelo uso de sais pulverizados que fornecem maior área de contato entre os 
reagentes e, consequentemente, maior número de colisões eficazes.
A elevada temperatura favorece a frequência dos choques entre as partículas, 
aumentando a velocidade da reação.
A pólvora é um dos reagentes da reação.
24 Volume 6
15. A água oxigenada é uma solução de peróxido de hidrogênio (H2O2) que sofre decomposição formando gás oxigênio 
(O2) e água (H2O). Essa solução é muito utilizada como descolorante de pelos e também na limpeza de ferimentos. 
Com base nessas informações, responda às questões a seguir.
a) Qual é a equação química balanceada da reação de decomposição da água oxigenada?
2 H2O2(aq) O2(g) + 2 H2O(ℓ) 
b) Normalmente, esta(s) solução é vendida em frascos opacos. Justifique essa característica.
O peróxido de hidrogênio sofre decomposição com mais rapidez na presença de catalisadores, como calor, luz e outros agentes 
químicos. Assim, para diminuir a velocidade desse processo, essa solução é vendida em frascos opacos.
16. (ESPCEX – SP) 
 
“Uma amostra de açúcar exposta ao oxigênio do ar pode demorar muito tempo para reagir. 
Entretanto, em nosso organismo, o açúcar é consumido em poucos segundos quando entra em 
contato com o oxigênio. Tal fato se deve à presença de enzimas que agem sobre as moléculas do 
açúcar, criando estruturas que reagem mais facilmente com o oxigênio...”. 
(Referência: adaptado de Usberco e Salvador,Química, vol 2, FTD, SP, pág 377, 2009.) 
 Baseado no texto acima, a alternativa que justifica corretamente a ação química dessas enzimas é:
a) As enzimas atuam como inibidoras da reação, por ocasionarem a diminuição da energia de ativação do processo 
e, consequentemente, acelerarem a reação entre o açúcar e o oxigênio.
b) As enzimas atuam como inibidoras da reação, por ocasionarem o aumento da energia de ativação do processo e, 
consequentemente, acelerarem a reação entre o açúcar e o oxigênio.
c) As enzimas atuam como catalisadores da reação, por ocasionarem o aumento da energia de ativação do processo, 
fornecendo mais energia para a realização da reação entre o açúcar e o oxigênio.
X d) As enzimas atuam como catalisadores da reação, por ocasionarem a diminuição da energia de ativação do proces-
so, provendo rotas alternativas de reação menos energéticas, acelerando a reação entre o açúcar e o oxigênio.
e) As enzimas atuam como catalisadores da reação, por ocasionarem a diminuição da energia de ativação do proces-
so ao inibirem a ação oxidante do oxigênio, desacelerando a reação entre o açúcar e o oxigênio.
17. (PUC-Rio – RJ) 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.
X c) à diminuição da energia de ativação para que a colisão entre as moléculas, no início da 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.
18. (UERJ) No preparo de pães e bolos, é comum o emprego de fermentos químicos, que agem liberando gás carbônico, 
responsável pelo crescimento da massa. Um dos principais compostos desses fermentos é o bicarbonato de sódio, 
que se decompõe sob a ação do calor, de acordo com a seguinte equação química:
 2 NaHCO3(s) Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g)
 Considere o preparo de dois bolos com as mesmas quantidades de ingredientes e sob as mesmas condições, dife-
rindo apenas na temperatura do forno: um foi cozido a 160 ºC e o outro a 220 ºC. Em ambos, todo o fermento foi 
consumido.
As enzimas são exemplos de catalisadores que 
diminuem a energia de ativação da reação e aumentam 
sua velocidade. Nesse caso, a enzima acelera a reação 
entre o açúcar e o oxigênio.
A presença de um catalisador causa a diminuição da energia de ativação 
– diferença entre a energia dos reagentes e a do complexo ativado – e não 
provoca variação de entalpia da reação.
Química 25
 O gráfico que relaciona a massa de CO2 formada em função do tempo de cozimento, em cada uma dessas tempera-
turas de preparo, está apresentado em:
a) 
b) 
c) 
X d) 
19. Observe o gráfico. 
a
b
c
d
e
f
g
A
D
B
C
I II
III
a) Quais etapas são exotérmicas? Justifique sua resposta. 
Etapas II e III, pois HP < HR. 
b) Qual segmento correspondente ao ΔH da etapa mais lenta?
e – b 
c) Qual segmento correspondente à energia de ativação com maior velocidade? 
d – c
d) Qual etapa determina a velocidade da reação? Justifique sua resposta. 
A etapa I determinaa velocidade da reação, pois corresponde à etapa lenta.
18. De acordo com o enunciado, os preparos dos dois bolos foram 
feitos com as mesmas quantidades de ingredientes, sob as 
mesmas condições e em ambos todo o fermento foi consumi-
do. Portanto, a quantidade de CO2 formada foi igual nas duas 
temperaturas. Porém, quanto maior a temperatura, maior a 
velocidade da reação química. Logo, o bolo cozido a 220 oC 
apresenta um intervalo de tempo menor que o bolo cozido a 
160 oC. 
26 Volume 6
20. Considere este gráfico.
20
25
30
35
45
40
50
55
60
H (kcal)
A + B
C + D
Desenvolvimento da reação
ΔH
 I. Em relação à reação direta, determine:
a) a variação de entalpia. 
ΔH = HP – HR
ΔH = 20 – 45
ΔH = –25 kcal
b) se o processo é exotérmico ou endotérmico. Justifique sua resposta. 
O processo é exotérmico, pois a energia dos reagentes é maior que a energia dos produtos. 
c) a energia de ativação na ausência de catalisador. 
Ea = 60 – 45
Ea = 15 kcal
d) a energia de ativação na presença de catalisador. 
Ea = 50 – 45
Ea = 5 kcal
e) a diferença entre a energia de ativação sem catalisador e com catalisador. 
ΔEa = 15 – 5
ΔEa = 10 kcal
II. Em relação à reação inversa, determine:
a) a variação de entalpia. 
ΔH = HP – HR
ΔH = 45 – 20
ΔH = +25 kcal
Química 27
b) se o processo é exotérmico ou endotérmico. Justifique sua resposta. 
O processo é endotérmico, pois a energia dos reagentes é menor que a energia dos produtos. 
c) a energia de ativação na ausência de catalisador. 
Ea = 60 – 20
Ea = 40 kcal
d) a energia de ativação na presença de catalisador. 
Ea = 50 – 20
Ea = 30 kcal
e) a diferença entre a energia de ativação sem catalisador e com catalisador. 
ΔEa = 40 – 30
ΔEa = 10 kcal
21. (PUCSP) Considere uma reação genérica em que os reagentes D e G transformam-se no produto J. A cinética dessa 
reação pode ser estudada a partir do gráfico a seguir que representa a entalpia de reagentes e produtos, bem como 
das espécies intermediárias formadas durante o processo. No gráfico, estão representados os caminhos da reação na 
presença e na ausência de catalisador. 
 Um aluno ao analisar esse gráfico fez algumas afirmações a respeito da reação D + G J:
 I. z representa a variação de entalpia (ΔH) dessa reação.
 II. y representa a energia de ativação dessa reação na presença de catalisador.
 III. x + z representa a energia de ativação dessa reação na ausência de catalisador.
 IV. Essa reação corresponde a um processo endotérmico. 
 Estão corretas apenas as afirmações
X a) I e II.
b) I e III.
c) II e III.
d) II e IV. e) I, III e IV.
x + z representa a energia de ativa-
ção da reação inversa na ausência de 
catalisador.
Trata-se de uma reação exotérmica, já que a entalpia dos reagen-
tes é maior que a dos produtos. (ΔH < 0). 
28 Volume 6
22. (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 catalisador. Com base no gráfico, é possível afirmar que:
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. A curva 2 representa uma reação não catalisada, com energia de ativação indicada por E2. 
X e) A curva 1 representa a reação catalisada, que ocorre com liberação de calor e a sua energia de ativação é dada 
por E1.
23. (UEM – PR) Os conversores catalíticos automotores, baseados em ligas metálicas sólidas contendo ródio, paládio ou 
molibdênio, são dispositivos antipoluição existentes na maioria dos carros. Sua função é absorver moléculas de gases 
poluentes e, através de um processo chamado catálise, oxidar ou decompor esses gases, como mostra o exemplo 
abaixo. Para a reação global 2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g), na qual NO2 atmosférico é gerado a partir de NO expelido dos 
escapamentos de automóveis, é proposto o seguinte mecanismo, em duas etapas: 
 2 NO(g) N2O2(g) (etapa rápida)
 N2O2(g) + O2(g) 2 NO2(g) (etapa lenta)
 Considerando essas afirmações, assinale o que for correto.
(01) A Lei de Velocidade da etapa lenta é igual a v = k [O2] [NO]
2.
X (02) As reações das etapas rápida e lenta podem ser chamadas de reações bimoleculares. 
(04) A catálise descrita acima é um exemplo de catálise homogênea. 
(08) À temperatura e à concentração de NO(g) constantes, se a concentração de O2(g) duplicar, a reação global será 4 vezes 
mais rápida. Ao duplicar a concentração de O2, à temperatura e à concentração de N2O2(g) constantes, a velocidade de reação duplica. 
X (16) Sendo a Lei de Velocidade da etapa lenta, obtida experimentalmente, igual a v = k [N2O2] [O2], sua ordem de 
reação é igual a 2. A ordem de reação é igual à soma dos expoentes, portanto, igual a 2. 
A curva 1 representa a reação catalisada, que ocorre com liberação de calor. 
A curva 2 representa a reação não catalisada, que ocorre com liberação de calor. 
A curva 1 representa a reação catalisada, com energia de ativação indicada por E1. 
A Lei de Velocidade é determinada pela etapa lenta da reação e corresponde a: v = k ⋅ [N2O2] ⋅ [O2]. 
As reações são bimoleculares, pois apresentam dois mols de moléculas de reagentes. 
A catálise descrita é heterogênea, pois os reagentes e o catalisador apresentam estados físicos diferentes. 
Química 29
24. (VUNESP – SP) A oxidação do íon iodeto pelo peróxido de hidrogênio em meio ácido ocorre segundo a equação 
química balanceada: H2O2 + 3 I
– + 2 H+ 2 H2O + (I3)
–. Medidas de velocidade de reação indicaram que o processo 
é de primeira ordem em relação à concentração de cada um dos reagentes.
a) Escreva a equação da velocidade da reação.
v = k ⋅ [H2O2] ⋅ [I
–] ⋅ [H+] 
b) Trata-se de uma reação elementar ou não elementar? Justifique. 
De acordo com as medidas de velocidade de reação e, consequentemente, da equação da velocidade da reação, trata-se de uma 
reação não elementar – ocorre em várias etapas. 
25. (CEFET – PR) A reação: NO2 + CO CO2 + NO é de segunda ordem em relação ao NO2 e de ordem zero em relação 
ao CO. Em determinadas condições de pressão e temperatura, essa reação ocorre com velocidade v. Se triplicarmos 
a concentração de NO2 e duplicarmos a concentração de CO, qual será a nova velocidade da reação?
v = k ⋅ [NO2]
2 ⋅ [CO]0
v = k ⋅ [3 NO2]
2 ⋅ [2 CO]0
v = k ⋅ [9 NO2] a velocidade será 9 vezes maior
26. (FGV – PR) Para otimizar as condições de um processo industrial que depende de uma reação de soluções aquosas 
de três diferentes reagentes para a formação de um produto, um engenheiro químico realizou um experimento que 
consistiu em uma série de reações nas mesmas condições de temperatura e agitação. Os resultados são apresenta-
dos na tabela: 
Experimento
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 estudada 
é igual a
a) 1 b) 2 X c) 3 d) 4 e) 5 
Com base nas informações da tabela, é possível afirmar que: 
• ao dobrar a concentração do reagente A, mantendo as demais concentrações constantes (experimentos I e II), a velocidade da 
reação também duplica. Portanto, a velocidade é proporcional à concentração de A, ou seja, é de primeira ordem ou de ordem 1.
• ao dobrar a concentração do reagente B, mantendo as demais concentrações constantes (experimentos I e III), a velocidade da 
reação aumenta 4 vezes. Logo, a velocidade é proporcional ao quadrado da concentração de B, ou seja, é de segunda ordem ou 
de ordem2.
• ao dobrar a concentração do reagente C, mantendo as demais concentrações constantes (experimentos I e IV), a velocidade da 
reação não se altera. Ou seja, o reagente C não participa da Lei da Velocidade da reação, sendo de ordem zero.
Com as observações, conclui-se que a Lei da Velocidade será: v = k · [A] · [B]2, com ordem global igual a 3.
30 Volume 6