Capitulo - IX - CINETICA_QUIMICA

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PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Cinética Química – Capítulo IX 111
CINÉTICA QUÍMICA
 1. Definição:
 
	 Um	dos	ramos	da	química,	mais	especificamente	da	físico-química,	que	estuda	a	velocidade	de	uma	reação	
química.
	 Estuda	o	consumo	do	decorrer	do	tempo	dos	reagentes	e	automaticamente	a	formação	dos	produtos	
neste	mesmo	intervalo	de	tempo.
 2. Velocidade de Reação
 
	 A	velocidade	de	uma	reação	química	se	estabelece	pela	medida	da	quantidade	de	um	dos	reagentes	que	
desaparece	em	um	dado	intervalo	de	tempo,	ou	de	formação	de	um	dos	produtos	da	reação.	(Adamian	&	
Almendra,	2002)
 2.1. Velocidade Média Reacional
 
	 A	velocidade	média	de	uma	reação	segue	o	mesmo	sentido	físico	dado	à	velocidade	média.
 Vreação	=	ΔC/Δt
 ∆C	indica	a	variação	da	concentração	final	menos	a	concentração	inicial	de	um	reagente	ou	de	um	produto	
e ∆t representa	o	intervalo	de	tempo	no	qual	ocorreu	a	variação	de	concentração.
	 A	Figura	1,	a	seguir,	representa	a velocidade	média	da	decomposição	da	água	oxigenada	(H2O2),	que	ocorre	
segundo	a	reação	química:
 2 H2O2(aq) → 2 H2O(l) + O2(g)
	 Podemos	calcular	que	a	velocidade	média	nos	30	primeiros	minutos	é	dada	por:
 V(0 – 30) =	(0,2	–	0,8)	mol.L–1	/	30	min	=	–	0,02	mol.L–1.min–1.
	 O	sinal	negativo	indica	que	se	trata	de	um	reagente,	que	no	caso	refere-se	a	água	oxigenada,	e	ao	longo	do	
tempo	a	concentração	diminui.	
	 Da	mesma	forma,	a	velocidade	média	de	decomposição	da	água	oxigenada	nos	15	primeiros	minutos	será:
 V15 =	(0,4	–	0,8)	mol.L–1/	(15	–	0)	min	=	–	0,027	mol.L–1.min–1.
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Cinética Química – Capítulo IX112
Concentração	de	Água	Oxigenada
tempo	(min)
0 5 10 15 20 25 30
0.2
0.4
0.6
0.8
1
(Figura	1)
 Os	valores	de	velocidade	sempre	variam	proporcionalmente	de	acordo	com	os	coeficientes	estequiométricos	
da	reação.
 2.2. Fatores que Influenciam a Velocidade de uma Reação
 Superfície de Contato: Quanto	maior	for	a	superfície	de	contato	entre	os	reagentes,	mais	rápida	será	a	
velocidade	de	reação.
 Temperatura:	Quanto	maior	for	a	temperatura,	mais	rápida	será	a	reação.	
Observação:	A	temperatura	afeta	diretamente	na	constante	cinética	(k).
 Concentração dos Reagentes:	Quanto	maior	for	a	concentração	dos	reagentes,	maior	será	o	número	de	
colisões,	ocasionando	uma	maior	velocidade	de	reação.
 Pressão:	Válido	para	reagentes	gasosos.	Se	aumentarmos	a	pressão	(diminuindo	o	volume),	teremos	uma	
maior	superfície	de	contato	entre	as	moléculas,	favorecendo,	assim,	o	aumento	da	velocidade	reacional.
 Energia de ativação: A	energia	de	ativação	é	a	menor	quantidade	de	energia	necessária	que	deve	ser	
fornecida	aos	reagentes	para	a	formação	do	complexo	ativado	e	para	a	ocorrência	da	reação.	Quanto	maior	
for	a	energia	de	ativação	mais	lenta	será	a	reação.
 Estado Físico da matéria:	 Trata-se	 de	 um	dos	 fatores	 que	 está	 diretamente	 ligada	 ao	 estudo	 da	
cinética	química.	Quanto	maior	o	grau	de	liberdade	entre	as	moléculas,	maior	será	a	cinética	média	entre	
elas.	Podemos	relacionar	a	velocidade	por	grau	de	liberdade	da	seguinte	maneira:	 gás líquido sólidoV V V .> >
 Catalisador:	Tem	como	objetivo	diminuir	a	energia	de	ativação	da	reação,	e	consequentemente	aumenta	
a	velocidade	de	reação.	
	 Catalisadores	 são	 substâncias	 capazes	de	 acelerar	uma	 reação,	 sendo	 consumidas	durante	 a	mesma.	
Essa	aceleração	da	reação	deve-se,	principalmente,	à	diminuição	da	energia	de	ativação.	Os	exemplos	mais	
tradicionais	de	catalisadores	são	as	enzimas	–	catalisadores	biológicos	presentes	em	diversos	organismos	
vivos.	
	 A	Figura	2	representa	um	gráfico	que	relaciona	Energia	x	Caminho	da	reação,	em	que,	na	utilização	do	
catalisador,	há	uma	diminuição	da	energia	de	ativação.	(Feltre,	R.,	2004)
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Cinética Química – Capítulo IX 113
Figura 2 – Gráfico cinético que relaciona energia versus caminho da reação.
reação	sem	catalisador
reação	com	catalisador
Energia
Ea
Ea
∆H
Caminho	da	reação
 2.3. Equação Geral da Velocidade Reacional
	 De	acordo	com	a	 lei	da	ação	das	massas,	a	taxa	de	reação	varia	de	acordo	com	as	concentrações	dos	
reagentes	e	produtos.	Especificamente,	a	taxa	é	proporcional	as	concentrações	molares.	A	taxa	de	formação	
ou	a	conversão	da	substância	A	é	representada	de	várias	formas,	tais	como:
[ ]d AdCArA, , .
dt dt
		A	taxa	de	reação	é	frequentemente	proporcional	as	concentrações	dos	reagentes	elevada	a	
uma	determinada	potência.	
	 Exemplo:	Para	uma	reação	genérica,	do	tipo:	aA	+	bB	→	cC,	temos	a	seguinte	expressão	para	a	velocidade	
de	reação:	 x yv k.[A] .[B]= 	,	onde:
	 −		 v	=	velocidade	de	reação;
	 −		 [A]	e	[B]	=	concentrações	dos	reagentes	A	e	B;
	 −		 k	=	constante	de	velocidade	ou	constante	cinética	ou	também	conhecida	como	velocidade	específica;
	 −		 ‘x’	e	‘y’	=	ordem	de	reação.
 Observações a serem consideradas:
	 1.	 A	equação	do	 tipo	v = k.[A].[B]	 é	determinado	de	 forma	experimental	→	 chamada	de	 lei	de	 taxa	
da	reação.	Mais	formalmente	,	uma	lei	de	taxa	é	uma	equação	que	expressa	a	taxa	de	reação	como	função	
das	 concentrações	 de	 todas	 as	 espécies	 presentes	 na	 equação	 global	 para	 a	 reação	 em	 algum	 tempo:	 
v = f([A],[B],...);
 
	 2.	 Para	 reações	 homogêneas	 (única	 fase),	 é	 bem	mais	 conveniente	 expressar	 a	 taxa	 em	 termos	 das	
pressões	parciais.	Com	isso	a	velocidade	vai	estar	em	unção	da	seguinte	relação:	v = f(PA, PB,...);
 
	 3.	 A	lei	de	taxa	de	uma	determinada	reação	química	é	determinada	de	forma	experimental,	conforme	
mencionado	anteriormente,	e	não	pode	em	geral	ser	inferida	da	equação	química	para	a	reação.	Um	dos	
exemplos	que	podemos	mencionar	trata-se	da	síntese	do	brometo	de	hidrogênio,	em	que	os	coeficientes	
estequiométricos	 não	 são	 as	 ordens	 de	 reação.	 Equação	 química	 balanceada:	 H2(g)+	 Br2(g)→	 2HBr(g). 
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Cinética Química – Capítulo IX114
Equação	da	taxa	de	reação:		
3/2
a 2 2
2 b
k .[H ].[Br ]v
[Br ] k .[HBr]
=
+
.
Através	desta	equação	de	taxa,	observa-se	que	em	certos	casos,	a	lei	de	taxa	reflete	a	estequiometria	da	reação,	
mas	isso	é	uma	mera	coincidencia	ou	reflete	uma	determinada	característica	de	mecanismo	fundamenta	da	
reação.
4.	 Quando	uma	reação	ocorre	em	uma	única	etapa,	dizemos	que	se	trata	de	uma	reação	elementar.	Nesse	
caso,	os	expoentes	‘x’	e	‘y’	correspondem	aos	coeficientes	estequiométricos	‘a’	e	‘b’.	
	 Dessa	forma:	v = k . [H2]1 . [Br2]1.
	 Torna-se	necessário	ressaltar	alguns	conceitos	importantes:
 1. Ordem de uma reação:	soma	dos	expoentes	aos	quais	estão	elevadas	as	concentrações	dos	reagentes	
que	participam	da	etapa	determinante	da	velocidade	da	reação.	(Nabuco	&	Barros,	1979)
 Ordem da reação relativa ao reagente A:	‘x’	(para	reação	elementar	‘x’	=	a).
 Ordem de reação relativa ao reagente B:	‘y’	(para	reação	elementar	‘y’	=	b).
 Ordem global da reação:	‘x’	+	‘y’	(para	reação	elementar	‘x’	+	‘y’=		a	+	b	).	(Nabuco	&	Barros,	1979)
 2. Molecularidade:	número	de	moléculas	que	figuram	entre	os	reagentes	da	reação	elementar.
Reação	unimolecular:	reação	elementar	que	envolve	uma	única	molécula	de	reagente.
Reação	bimolecular:	são	os	mais	comuns.	É	a	reação	elementar	que	envolve	duas	moléculas	do	reagente.
 Observação: 
	 a)	 Algumas	reações	que	se	encontram	na	fase	gasoso,	talvez	sejam	reações	trimoleculares,	que	envolvem	
três	moléculas	do	reagente.
	 b)	Não	se	conhecem,	no	estudo	da	cinética	química,	molecularidades	mais	elevadas,	possivelmente	por	
ser	muito	pequena	a	possibilidade	(probabilidade)	do	encontro	de	quatro	moléculas	apropriadas	para	se	dar	
a	reação.
 3. Reação elementar:	Para	a	reação	elementar,	a	velocidade	da	reação	é	proporcional	ao	produto	das	
concentrações	dos	reagentes	elevado	aos	seus	respectivos	coeficientes	estequiométricos.	
 4. A	etapa	determinante	da	velocidade	é	a	etapa	lenta	da	reação.	
 5.	 Mecanismo	de	uma	reação:	conjunto	das	reações	elementares	pelas	quais	passa	uma	reação	global.	
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Cinética Química – Capítulo IX 115
 2.4. Estudo Sobreo Comportamento Cinético de uma Reação
 1° Caso:	Sabe-se	que	a	reação	2A + B → A2B ocorre	em	duas	etapas	que	podem	ser	observadas	a	seguir:
 Etapa Lenta: A	+	A	→ A2
 Etapa Rápida:	A2	+	B	→ A2B
	 Diz-se	que	a	etapa	lenta	é	a	etapa	determinante	para	o	cálculo	da	velocidade	reacional.	Isso	ocorre	porque	
o	tempo	total	da	reação	depende	fundamentalmente	dessa	etapa	da	reação.	Dessa	forma,	para	o	exemplo	
dado,	temos	que:
 V = k. [A]. [A] ou V = k.[A]2
 
 2° Caso: Nesse	caso,	nos	é	dada	apenas	a	equação	da	reação	global	juntamente	com	alguns	dados	relativos	
à	velocidade	da	reação	para	diferentes	concentrações	de	reagente.	O	estudo	da	velocidade	da	reação	é	um	
pouco	mais	trabalhoso	e	torna-se	necessária	uma	atenção	especial	aos	dados	oferecidos.	
 Exemplo 01 – (PUC – RJ) 
	 Dados	experimentais	sobre	a	reação	do	brometo	de	t-butila	com	hidroxila,	a	55°C,	são	apresentados:
Concentração Inicial	(mol.L–1) Velocidade
(CH3)3CBr (OH)– Mol.L
–1.s–1
1 0,10 0,10 0,001
2 0,20 0,10 0,002
3 0,30 0,10 0,003
4 0,10 0,20 0,001
5 0,10 0,30 0,001
 
	 A	reação	pode	ser	vista	abaixo:
 (CH3)3CBr + (OH)
- →	(CH3)3COH + (Br)-
	 Determine	a	expressão	da	velocidade	reacional.
 Resolução: 
	 A	resolução	deste	tipo	de	problema	consiste	em	análise	dos	dados	oferecidos	pela	tabela.	Essa	análise	deve	
ser	feita	da	seguinte	forma:
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Cinética Química – Capítulo IX116
 1– Análise Geral:	Observe	que,	nos	3	primeiros	ensaios	realizados,	a	concentração	de	(OH)– não	varia,	
enquanto	a	variação	da	concentração	inicial	de	(CH3)3CBr	é	elevada	gradativamente.	Observe	ainda	que	nos	
2	últimos	ensaios	ocorre	justamente	o	contrário.
 2– Análise Individual: Nesse	tipo	de	análise	devemos	primeiramente	levar	em	consideração	a	equação	
geral	da	velocidade	de	reação:
 V = k . [A]x . [B]y
	 A	partir	da	equação	acima	e	da	tabela	dada	no	problema,	analisaremos	de	que	forma	a	variação	de	cada	
um	dos	reagentes	afeta	a	velocidade	da	reação.	Analisemos,	primeiro,	o	reagente	(CH3)3CBr.
Para	isso,	utilizaremos	os	3	primeiros	ensaios.	Nos	2	primeiros,	vemos	que	a	duplicação	da	concentração	
original	de	(CH3)3CBr	resultou	numa	duplicação	da	velocidade	global	da	reação.
Observando	a	equação	da	velocidade	de	reação,	vemos	que	essa	dependência	diretamente	proporcional	só	
pode	ser	verificada	se	x = 1.
	 Tal	conclusão	também	pode	ser	obtida	matematicamente:
 V1 = k . [A]1x . [B]1y ( = 0,001) (1)
 V2 = k . [A]2x . [B]2y (= 0,002) (2)
	 Mas	como	já	foi	dito:
	 [A]2	=	2[A]1 ,
	 [B]2	=	[B]1 e
 
 V2	=	2V1
	 Dessa	forma	a	equação	(2)	pode	se	escrita	como	se	segue:
 2V1 = k . (2 [A]1)x . [B]1y (= 0,002) (3)
	 Dividindo	a	equação	(3)	pela	equação	(1),	temos:
 2 = ( 2 [A]1 )x / ( [A]1 )x =
 2 = 2x . [A]1x / [A]1x =
 2 = 2x
	 Logo	x = 1.
 
	 Utilizando	o	1°	e	o	3°	ensaios,	verificamos	que	a	triplicação	da	concentração	original	de	(CH3)3CBr	resultou	
numa	triplicação	da	velocidade	global	da	reação.	Esse	dado	serve	apenas	como	uma	comprovação	de	que	 
x = 1.	A	demonstração	matemática	é	análoga	à	anterior.	
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Cinética Química – Capítulo IX 117
	 Analisemos,	agora,	a	hidroxila	envolvida	na	reação:
	 Observando	os	2	últimos	 ensaios	 verificamos	que	 a	 concentração	de	 (CH3)3CBr	 é	mantida	 constante	
enquanto	a	concentração	da	hidroxila	é	multiplicada	por	um	fator	3/2.	Todavia,	verifica-se	que	nenhuma	
alteração	na	velocidade	reacional	pode	ser	percebida.	Isso	indica	que	a	equação	da	velocidade	independe	da	
concentração	de	(OH)–. Desse modo, y = 0.
	 Uma	verificação	matemática	também	pode	ser	feita:
 V4 = k . [A]4x . [B]4y ( = 0,001) (4)
 V5 = k . [A]5x . [B]5y (= 0,001) (5)
	 Mas:
	 [A]5	=	[A]4 ,
	 [B]5	=	(	3/2	.	[B]4	)			e		V5	= V4.
	 E	a	equação	(5)	pode	ser	escrita	como	se	segue:
 4 = k . [A]4x . (3/2 . [B]4 ) y (= 0,001) (6)
	 Dividindo	a	equação	(6)	pela	equação	(4)	temos:
 1 = ( 3/2 . [B]4 )y / ( [B]4 )y =
 1 = (3/2)y . [B]4y / [B]4y =
 1 = (3/2)y
	 Logo,	y = 0.
 Exemplo 02 – (UERJ – 2016) 
 Considere	a	equação	química	global	entre	os	compostos	HBr	e	NO2:
	 2	HBr	+	NO2	→	H2O	+	NO	+	Br2
	 Para	desenvolver	um	estudo	cinético,	foram	propostos	os	mecanismos	de	reação	I	e	II,	descritos	na	tabela,	
ambos	contendo	duas	etapas:
Etapa
Mecanismo
I II
Lenta HBr	+	NO2	→	HBrO	+	NO 2	HBr	→	H2	+	Br2
Rápida HBr	+	HBrO	→	H2O	+	Br2 H2	+	NO2	→	H2O	+	NO
 
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Cinética Química – Capítulo IX118
	 Realizou-se,	então,	um	experimento	no	qual	foi	medida	a	velocidade	da	reação	em	função	da	concentração	
inicial	dos	reagentes,	mantendo-se	constante	a	temperatura.	Observe	os	resultados	obtidos:
Experimento
Concentração inicial 
(mol.L-1) Velocidade 
(mol.L–1.min–1)
HBr NO2
1 0,01 0,01 0,05
2 0,02 0,01 0,10
3 0,01 0,02 0,10
	 Determine	a	ordem	global	da	reação.	Em	seguida,	indique	qual	dos	dois	mecanismos	propostos	representa	
essa	reação	global,	justificando	sua	resposta.
 Resolução:
 – Cálculo	da	ordem	de	reação	em	relação	ao	reagente	HBr:	Entre	o	experimento	1	e	2:	2ª	=	2	→	a	=	1.
 
 – Cálculo	da	ordem	de	reação	em	relação	ao	reagente	NO2:	Entre	o	experimento	1	e	3:	2b	=	2	→	b	=	1.
 
 – Determinação	da	ordem	de	reação	global	da	reação:	a	+	b	=	1	+	1	=	2	(segunda	ordem).
 
 – Equação	da	velocidade:	v	=	k.[HBr]1.[NO2]1
	 O	mecanismo	proposto	que	representa	a	reação	global	é	o	mecanismo	II	(etapa	lenta).	Vale	ressaltar	que	a	
etapa	lenta	é	a	etapa	determinante	no	estudo	cinético	de	um	processo	químico.
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Cinética Química – Capítulo IX 119
Exercício de Fixação
01. (ITA) 
A	equação:	2A	+	B	→	PRODUTOS	representa	uma	determinada	reação	química	que	ocorre	no	estado	gasoso.	
A	lei	de	velocidade	para	esta	reação	depende	da	concentração	de	cada	um	dos	reagentes,	e	a	ordem	parcial	
desta	reação	em	relação	a	cada	um	dos	reagentes	é	igual	aos	respectivos	coeficientes	estequiométricos.	Seja	
v1	a	velocidade	da	reação	quando	a	pressão	parcial	de	A	e	B	é	igual	a	pA e pB,	respectivamente,	e	v2	a	velocidade	
da	reação	quando	essas	pressões	parciais	são	triplicadas.	A	opção	que	fornece	o	valor	CORRETO da	razão	 
v2	/v1	é:
a)	 1
b)	 3
c)	 9
d)	 27
e)	 81
02. (IME) 
Considere	a	seguinte	reação:	2A	+	B	à	C.	A	partir	dos	dados	fornecidos	na	tabela	abaixo,	calcule	a	constante	
de	velocidade	da	reação	e	o	valor	da	concentração	X.	(Considere	que	as	ordens	de	reação	em	relação	aos	
reagentes	são	iguais	aos	respectivos	coeficientes	estequiométricos.)
Teste [A] (mol/L)
[B] 
(mol/L)
Velocidade 
da reação 
(mol/L.s)
1 10 X v
2 X 20 2v
3 15 30 13.500
03. (ITA – 2013) 
Velocidades	 iniciais	 (vi)	 de	 decomposição	 do	 peróxido	 de	 hidrogênio	 foram	 determinadas	 em	 três	
experimentos	(A,	B	e	C),	conduzidos	na	presença	de	I–	(aq)	sob	as	mesmas	condições,	mas	com	diferentes	
concentrações	iniciais	de	peróxido	[H2O2],	de	acordo	com	os	dados	abaixo:
Experimento [H2O2] (mol.L–1) Vi (10
–3 mol.L–1.s–1)
A 0,750 2,745
B 0,500 1,83
C 0,250 0,915
Com	base	nestes	dados,	para	a	reação	de	decomposição	do	peróxido	de	hidrogênio,:
a)	 escreva	a	equação	estequiométrica	que	representa	a	reação;
b)	 indique	a	ordem	desta	reação;
c)	 escreva	a	lei	de	velocidade	da	reação;
d)	 determine	o	valor	numérico	da	constante	de	velocidade;
e)	 indique	a	função	do	I-	(aq)	na	reação.
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Cinética Química – Capítulo IX120
04. (IME) 
A	reação	em	fase	gasosa:	aA	+	bB	→	cC	+	dD	foi	estudada	em	diferentes	condições,	tendo	sido	obtidos	os	
seguintes	resultados	experimentais:
Concentração inicial 
(mol.L–1) Velocidade inicial
(mol.L–1.h–1)[A] [B]
1	x	10–3
2	x	10–3
2	x	10–3
1	x	10–3
1	x	10–3
2	x	10–3
3	x	10–5
12	x	10–5
48	x	10–5
A	partir	dos	dados	acima,	determine	a	constante	de	velocidade	da	reação.
05. (IME) 
Uma	mistura	gasosa	ideal	de	propano	e	ar	é	queimada	a	pressão	constante,	gerando	720	litros	de	CO2 por 
hora,	medidos	a	20°C.	Sabe-se	que	o	propano	e	o	ar	encontram-se	em	proporção	estequiométrica.	Determine	
a	velocidade	média	de	reação	da	mistura	em	relação	ao	ar,	considerandoa	composição	do	ar	21%	de	oxigênio	
e	79%	de	nitrogênio,	em	volume.	
06. (IME) 
No	estudo	da	cinética	da	reação	2	NO(g)	+	H2(g)	→	N2O(g)	+	H2O(g),	à	temperatura	de	700°C,	foram	obtidos	os	
dados	constantes	da	tabela	abaixo:
Concentração inicial (mol.L–1) 
Velocidade Inicial (mol.L–1.s–1)
[NO] [H2]
0,025 0,01 2,40	x	10–6
0,025 0,005 1,20	x	10–6
0,0125 0,01 0,60	x	10–6
Pede-se:
a)	 a	ordem	global	da	reação;
b)	 a	constante	de	velocidade	nessa	temperatura.
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Cinética Química – Capítulo IX 121
07. (IME – 1997 – 1998) 
A	decomposição	do	aldeído	acético	ocorre	segundo	a	reação	representada	por	CH3CHO(g)	→	CH4(g)	+	CO(g).	 
A	 velocidade	 inicial	 da	 reação	 foi	 medida	 na	 mesma	 temperatura	 para	 duas	 concentrações	 do	 aldeído,	
fornecendo	os	resultados	abaixo:
[CH3CHO] 
(mol.L–1)
Velocidade da reação 
(mol/L.s)
0,10 0,020
0,20 0,081
Determine	a	constante	de	velocidade	e	a	ordem	dessa	reação.	
08. (UFF – 2009) 
O	decaimento	de	isótopos	radioativos	pode	ser	usado	para	medir	a	idade	de	fósseis.	A	equação	que	rege	o	
processo	é	a	seguinte:	N = No.e-λt.	Sendo	N0	>	0	o	número	inicial	de	núcleos	radioativos,	N	o	número	de	núcleos	
radioativos	no	tempo	t	e	λ	>	0	a	taxa	de	decaimento.	O	intervalo	de	tempo	necessário	para	que	o	número	de	
núcleos	radioativos	seja	reduzido	à	metade	é	denominado	tempo	de	meia-vida.	Pode-se	afirmar	que	o	tempo	
de	meia-vida:
a)	 é	igual	a	ln(2)/ λ
b)	 é	igual	a	½
c)	 é	igual	a	2
d)	 é	igual	a	-	ln(2)/ λ
e)	 depende	de	N0.
09. (UERJ – 1997) 
A	reação	expressa	pela	equação	x	X	+	y	Y	→	z	Z	+	w	W	foi	realizada	em	diversas	experiências	nas	quais	se	
manteve	constante	a	 temperatura.	As	velocidades	de	reação	 foram	medidas,	variando-se	a	concentração	
molar	de	um	dos	reagentes	e	mantendo-se	a	do	outro	constante.	Os	resultados	obtidos	estão	representados	
no	gráfico	abaixo:
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Cinética Química – Capítulo IX122
4,0
3,5
3,0
2,5
2,0
1,5
1,0
0,5
0 0,5 1,0 1,5 2,0 [		]		mol.L–1
curva		I:	[Y]	⇒	constante	e	[X]	⇒	variável
curva	II:	[X]	⇒	constante	e	[Y]	⇒	variável
Ve
lo
ci
da
de
	in
ic
ia
l	m
ol
.L
–1
 . s
–1
Em	função	dos	dados	apresentados.	
a)	 Determine	a	ordem	da	reação	em	relação	aos	reagentes	X	e	Y,	respectivamente;
b)	 Calcule	 o	 número	 de	 vezes	 em	 que	 a	 velocidade	 da	 reação	 aumenta	 quando	 se	 duplica	 a	
concentração	molar	de	Y	e	se	triplica	a	concentração	molar	de	X.
10. (UERJ – 1999) 
A	sabedoria	popular	indica	que,	para	acender	uma	lareira,	devemos	utilizar	inicialmente	lascas	de	lenha	e	
só	depois	colocarmos	as	toras.	Em	condições	reacionais	idênticas	e	utilizando	massas	iguais	de	madeira	em	
lascas	e	em	toras,	verifica-se	que	madeira	em	lascas	queima	com	mais	velocidade.	O	fator	determinante,	para	
essa	maior	velocidade	da	reação,	é	o	aumento	da:
a)	 pressão
b)	 temperatura
c)	 concentração
d)	 superfície	de	contato
11. (UERJ – 2001) 
A	água	oxigenada	é	empregada,	frequentemente,	como	agente	microbicida	de	ação	oxidante	local.	A	liberação	
do	oxigênio,	que	ocorre	durante	a	sua	decomposição,	é	acelerada	por	uma	enzima	presente	no	sangue.	Na	
limpeza	de	um	ferimento,	esse	microbicida	liberou,	ao	se	decompor,	1,6	g	de	oxigênio	por	segundo.	Nessas	
condições,	a	velocidade	de	decomposição	da	água	oxigenada,	em	mol.min–1,	é	igual	a:
a)	 6,0
b)	 5,4
c)	 3,4
d)	 1,7
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Cinética Química – Capítulo IX 123
Exercício Medicina
01. (Universidade São Francisco – medicina – vestibular de inverno – 2013) 
A	velocidade	de	 ação	de	um	 fármaco	no	organismo	está	diretamente	 relacionada	à	 concentração	desse	
composto,	 assim	 como	 da	 sua	 interação	 com	 o	 nosso	 organismo.	 Um	 bom	 remédio	 deve	 aliviar	 a	 dor	
rapidamente	 ao	mesmo	 tempo	que	mantenha	uma	 concentração	 razoavelmente	 constante	no	 corpo	da	
pessoa	doente,	caso	contrário	o	tempo	para	se	tomar	as	doses	seria	muito	curto	e	não	de	algumas	horas,	como	
estamos	habituados.	Na	preparação	de	um	novo	remédio,	foram	realizados	cinco	ensaios	químicos	para	uma	
reação	hipotética	do	tipo	A	+	2	B	→	C.	Os	resultados	encontrados	são	apresentados	na	tabela	a	seguir.
Número	do	Experimento [A]inicial	em	mol.L–1 [B]inicial	em	mol.L–1 Velocidade	em	mol.L–1 . s–1
I 0,1 0,1 5,50.10–5
II 0,2 0,1 2,20.10–5
III 0,4 0,1 8,80.10–5
IV 0,1 0,3 1,65.10–6
V 0,1 0,6 3,30.10–6
De	acordo	com	os	resultados	encontrados	para	a	variação	da	velocidade	de	reação	em	relação	às	diferentes	
concentrações	utilizadas,	é	possível	afirmar	que	a	Lei	da	velocidade	para	essa	reação	é:
a)	 v	=	k.[A]2	/	[B]	
b)	 v	=	k.[A]2.[B]	
c)	 v	=	k.[A]2.[B]3 
d)	 v	=	k.[A].[B]	
e)	 v	=	k.[A].[B]2
02. (Universidade São Francisco – medicina – vestibular de inverno – 2011) 
O	óxido	de	nitrogênio	(NO),	um	dos	poluentes	da	atmosfera,	pode	ser	formado	durante	a	combustão	dos	
veículos	automotores.	No	diagrama	de	energia	versus	coordenada	de	reação,	representado	abaixo,	responda	
ao	que	se	pede:
Coordenada	da	Reação
En
er
gi
a
M
O
N
P
Q 2NO(g)
N2(g)	+	O2(g)
a) O	que	significam,	em	um	processo	de	cinética	química,	as	letras	M,	N,	O,	P	e	Q?
b)	 Se	tivéssemos	um	catalisador	nessa	reação,	onde	teríamos	uma	alteração	no	gráfico	apresentado?
c)	 Qual	é	a	expressão	para	lei	da	velocidade	dessa	reação?
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Cinética Química – Capítulo IX124
03. (Souza Marques – 2012 – Primeiro semestre) 
O	tolueno	ou	metil	benzeno,	substância	empregada	como	solvente	para	pinturas	e	revestimentos,	pode	ser	
obtido	por	meio	de	uma	reação	de	substituição	eletrofílica	aromática	entre	o	benzeno	e	um	haleto	de	metila.	
Essa	reação	envolve	o	emprego	do	cloreto	de	alumínio	(AlCl3),	o	que	reduz	sensivelmente	o	tempo	de	reação.
Com	base	nessas	informações,	é	correto	afirmar	que	a	função	do	cloreto	de	alumínio	no	processo	descrito	é:
a)	 fazer	com	que	o	valor	da	diferença	entre	a	entalpia	dos	produtos	e	reagentes	seja	reduzido;
b)	 fazer	com	que	o	valor	da	energia	mínima	necessária	para	ativar	as	moléculas	dos	reagentes	para	
iniciar	a	reação	seja	reduzido;
c)	 criar	dificuldade	de	contato	direto	entre	moléculas	do	haleto	orgânico	e	moléculas	de	benzeno;
d)	 estabilizar	as	ligações	sigma	existentes	entre	os	átomos	de	carbono	e	de	hidrogênio	nas	moléculas	
de	benzeno;
e)	 fazer	com	que	o	contato	entre	as	moléculas	de	benzeno	e	as	moléculas	do	haleto	ocorra	sempre	
com	orientação	espacial	desfavorável	a	formação	do	tolueno.
04. (UNIFESO – 2010) 
A	tabela	a	seguir	fornece	dados	experimentais	obtidos	a	partir	do	estudo	cinético	da	reação	de	decomposição	
de	uma	substância	R,	cuja	lei	de	velocidade	pode	ser	expressa	por	v	=	k.[R]²,	onde	k	representa	a	constante	
de	velocidade	da	reação;
[R] (mol.L–1) Velocidade da reação
9	x	10–3 v1
3	x	10–3 v2
Indique	o	valor	da	razão	v1/v2:
a)	 9
b)	 3
c)	 1
d)	 1/3
e)	 1/9
05. (Estácio de Sá – segundo semestre – 2012) 
Os	catalisadores	automotivos	foram	desenvolvidos	na	década	de	70	para	as	montadoras	norte-americanas.		
São	responsáveis	por	reduzir	em	até	95%	a	poluição	causada	pelos	automóveis	e	foram	adotados	no	Brasil	na	
década	de	90.	Uma	das	reações	catalisadas	nos	veículos	com	motor	de	combustão	interna	é:	2CO(g)	+	O2(g)	→	
2CO2(g).	Se	essa	reação	segue	a	lei	cinética,	quando	a	concentração	molar	de	monóxido	de	carbono	é	duplicada	
a	velocidade	da	reação	fica	multiplicada	por:
a)	 0
b)	 1
c)	 2
d)	 3
e)	 4
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Cinética Química – Capítulo IX 125
06. (Unigranrio – 2015 – Primeira etapa) 
Observe	o	gráfico	a	seguir	e	leia	as	afirmações	atentamente.
H	(kJ)
Caminho	da	Reação
C2H2	(g)
H2(g)	+	2C	(grafite)
560
226
			0
I.	 A	entalpia	da	reação	é	igual	a	+226	kJ;
II.	 A	energia	de	ativação	da	reação	é	igual	a	560	kJ;
III.	 O	gráfico	corresponde	a	um	processo	endotérmico.
De	acordo	com	as	afirmações	acima,	assinale	a	única	opção	verdadeira.
a)	 Apenas	a	opção	I	é	verdadeira;
b)	 Apenas	as	opções	I	e	II	são	verdadeiras;
c)	 Todas	as	opções	são	verdadeiras;
d)	 Apenas	a	opção	II	é	verdadeira;
e)	 Apenas	as	opções	II	e	III	são	verdadeiras.
07. (UNIFESO – 2014) 
Natemperatura	de	700	K,	a	reação	de	decomposição	do	pentóxido	de	dinitrogênio	pode	ser	representada	
pela	equação	química	a	seguir:	2	N2O5(g)	→	4	NO2(g)	+	O2(g).	Considerando	que	essa	reação	segue	uma	cinética	de	
primeira	ordem,	o	gráfico	que	melhor	representa	a	variação	da	velocidade	da	reação	(v)	com	a	concentração,	
em	mol.L–1,	do	pentóxido	é:
a)			
 
v
[N2O5]
b)
 
v
[N2O5]
c)
 
v
[N2O5]
d)
 
v
[N2O5]
e)
 
v
[N2O5]
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Cinética Química – Capítulo IX126
08. (Vassouras – medicina – 2015 – segundo semestre) 
Um	laboratório	conduziu	um	estudo	cinético	da	seguinte	reação	química:	2	ICl(g)	+	H2(g)	→	I2(g)	+	2	HCl(g).	
Para	determinar	a	expressão	da	velocidade	da	reação	v,	foram	realizados	três	experimentos,	com	medidas	
dessa	variável	em	função	da	constante	de	velocidade	k	e	das	concentrações	iniciais	dos	reagentes	[ICl]	e	[H2].	
Os	resultados	desses	experimentos	estão	apresentados	na	tabela:
Experimento v (mol.L–1.s–1) [ICl] (mol.L–1)
[H2] 
(mol.L–1)
1 2	x	10–5 1,5 1,5
2 4	x	10–5 3,0 1,5
3 4	x	10–5 1,5 3,0
A	expressão	de	v,	obtida	no	estudo,	é	representada	por:
a)	 k	x	[ICl]	x	[H2]
b)	 k	x	[ICl]²	x	[H2]
c)	 k	x	[ICl]	x	[H2]²
d)	 k	x	[ICl]²	x	[H2]²
09. (Vassouras – medicina – 2016 – primeiro semestre) 
Em	um	experimento,	 foi	 produzido	oxigênio	molecular	por	meio	da	 reação	de	decomposição	do	KClO3, 
representada	a	seguir:	2	KClO3(s)	→	2	KCl(s)	+	3	O2(g).	Observou-se	que	a	velocidade	média	de	formação	de	
oxigênio	molecular,	na	reação,	é	 igual	a	24	g.min–1.	Desse	modo,	a	velocidade	de	consumo	do	KClO3, em 
mol.min–1,	equivale	a:
a)	 0,25
b)	 0,50
c)	 0,75
d)	 1,00
10. (FUVEST) 
O	estudo	cinético,	em	fase	gasosa,	da	reação	representada	por	NO2	+	CO	→	CO2	+	NO	mostrou	que	a	velocidade	
da	reação	não	depende	da	concentração	de	CO,	mas	depende	da	concentração	de	NO‚	elevada	ao	quadrado.	
Esse	resultado	permite	afirmar	que:
a)	 o	CO	atua	como	catalisador.	
b)	 o	CO	é	desnecessário	para	a	conversão	de	NO‚	em	NO.	
c)	 o	NO2	atua	como	catalisador.
d)	 a	reação	deve	ocorrer	em	mais	de	uma	etapa.	
e)	 a	velocidade	da	reação	dobra	se	a	concentração	inicial	de	NO‚	for	duplicada.
11. (UERJ) 
Air-bags	são	dispositivos	de	segurança	de	automóveis	que	protegem	o	motorista	em	caso	de	colisão.	Consistem	
em	uma	espécie	de	balão	contendo	130	gramas	de	azida	de	sódio	em	seu	interior.	A	azida,	submetida	a	
aquecimento,	 decompõe-se	 imediata	 e	 completamente,	 inflando	 o	 balão	 em	 apenas	 30	 milissegundos.	 
A	equação	abaixo	representa	a	decomposição	da	azida:
2	NaN3(s) →	3	N2(g)	+	2	Na(s)
Considerando	o	volume	molar	igual	a	24,0	L/mol,	calcule	a	velocidade	da	reação,	em	L/s,	de	nitrogênio	gasoso	
produzido.
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Cinética Química – Capítulo IX 127
12. (UERJ) 
Os	dados	da	tabela	a	seguir	referem-se	à	decomposição	do	aldeído	acético	(etanal):
X	CH3CHO	→	Produtos,	onde	X	é	o	coeficiente	do	aldeído	acético.
[CH3CHO]	mol/L Velocidade	de	Reação	(Mol/L.s)
0,1 0,2
0,2 0,8
0,3 1,8
0,6 7,2
A	equação	da	velocidade	desta	reação	é:
a)	 v	=	k.[CH3CHO]
b)	 v	=	k.[CH3CHO]3
c)	 v	=	k.[CH3CHO]2
d)	 v	=	k.[CH3CHO]4
13. (UNICAMP) 
Numa	reação	que	ocorre	em	solução	(reação	I),	há	o	desprendimento	de	oxigênio	e	a	sua	velocidade	pode	
ser	medida	pelo	volume	do	O2(g)	desprendido.	Uma	outra	reação	(reação	II)	ocorre	nas	mesmas	condições,	
porém	consumindo	O2(g)	e	este	consumo	mede	a	velocidade	desta	reação.	O	gráfico	representa	os	resultados	
referentes	às	duas	reações:
Temperatura e Pressão constantes
Reação I
Reação IIVO
LU
M
E	
DE
	O
2	(
g)
	/
(u
ni
da
de
s	a
rb
itr
ár
ia
s)
6
5
4
3
2
1
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
TEMPO	/	horas
Considerando	as	duas	horas	iniciais,	qual	das	reações	tem	velocidade	maior?	Justifique	sua	resposta.
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Cinética Química – Capítulo IX128
14. (UERJ) 
Reações	químicas	ocorrem,	geralmente,	como	resultado	de	colisões	entre	partículas	reagentes.	Toda	reação	
requer	 um	 certo	mínimo	 de	 energia,	 denominada	 energia	 de	 ativação.	 Os	 gráficos	 abaixo	 representam	
diferentes	reações	químicas,	sendo	R	=	reagente	e	P	=	produto.
energia
R P
andamento	da	reação
1
energia
R
P
andamento	da	reação
2
energia
R
P
andamento	da	reação
3
energia
R P
andamento	da	reação
4
Aquele	que	representa	um	processo	químico	exotérmico	de	maior	energia	de	ativação	é	o	de	número:
a)	 1
b)	 2
c)	 3
d)	 4
15.
Observe	o	gráfico	a	seguir.
400
300
200
100
En
er
gi
a	
(k
J)
B
A
Caminho	da	reação
O	perfil	da	reação	genérica	A	e	B,	nele	representado,	indica	que	a	energia	de	ativação	do	processo,	em	kJ,	e	
igual	a:
a)	 100.
b)	 150.
c)	 250.
d)	 300.
e)	 400.
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Cinética Química – Capítulo IX 129
16.
Em	uma	reação,	o	complexo	ativado:
a)	 possui	mais	energia	que	os	reagentes	ou	os	produtos.
b)	 é	um	dos	produtos.
c)	 sempre	forma	produtos.
d)	 É	um	composto	estável.
e)	 Possui	menos	energia	que	os	reagentes	ou	os	produtos.	
17. (UFRJ) 
A	figura	a	seguir	apresenta	a	variação	da	entalpia	ao	longo	do	caminho	de	uma	reação.
Reagente
Produto
Caminho	da	Reação
600
550
500
450
400
350
300
250
200
150
100
50
0
En
ta
lp
ia
	(k
J/
m
ol
	d
e	
pr
od
ut
o)
a)		 Determine	o	valor	da	entalpia	desta	reação,	classificando-a	como	endotérmica	ou	exotérmica.
b)		 Explique	qual	o	efeito	de	um	catalisador	sobre	a	energia	de	ativação	e	sobre	a	entalpia	da	reação.
18. 
A	reação	(CH3)3COH	+	Br	- →	(CH3)3C+	+	OH-		ocorre	segundo	as	etapas:	
	 	 	 	 	 	 	 	 (CH3)3COH	→	+	OH-		 	 	 	 	 (Etapa	lenta)	
	 	 	 	 	 	 	 	 (CH3)3C+	+	Br	- →	(CH3)3CBr		 	 (Etapa	rápida)	
A	lei	de	velocidade	da	reação	pode	ser	dada	por:	
a)		 v	=	k.	[(CH3)3COH][Br-]	
b)		 v	=	k.	[(CH3)3COH]	
c)		 v	=	k.	[(CH3)3CBr]	[OH-]
d)		 v	=	k.	[(CH3)3C+][OH-]	
e)		 v	=	k.	[(CH3)3C+][Br-]
19.	(UFRRJ)	
Se	a	pressão	do	hidrogênio	for	duplicada	na	reação	H2(g)	+	Cl2(g)	→		2	HCl(g)	a	certa	temperatura,	a	velocidade	
da	reação	será:
a)	 Duplicada
b)	 diminuída	a	metade
c)	 Triplicada
d)	 diminuída	a	terça	parte
e)	 Quadruplicada
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Cinética Química – Capítulo IX130
20. (FUVEST) 
A	lei	de	velocidade	para	a	reação	2NO(g)	+	O2(g)	→2NO2(g)	é:	v=	k.[NO]2.[O2].	Se	triplicarmos	as	concentrações	de	
NO	e	O2‚	ao	mesmo	tempo,	quantas	vezes	mais	rápida	será	a	reação?
21. (FUVEST) 
O	gráfico	mostrado	a	seguir	 foi	construído	com	dados	obtidos	no	estudo	da	decomposição	de	 iodeto	de	
hidrogênio,	à	temperatura	constante.	Em	qual	dos	quatro	trechos	assinalados	na	curva	a	reação	ocorre	com	
maior	velocidade	média?
tempo	(min)
I
II
III
IV
[HI]
22. (UERJ) 
O	açúcar	invertido	é	composto	por	uma	mistura	de	glicose	e	frutose;	já	o	açúcar	comum	é	constituído	somente	
por	sacarose.	A	solução	aquosa	do	açúcar	invertido	mantém-se	no	estado	líquido	sob	condições	ambientes,	
pois	possui	menor	temperatura	de	congelamento	do	que	a	do	açúcar	comum.	Observe	a	equação	química	que	
representa	a	produção	do	açúcar	invertido:
C12H22O11	+	H2O H+
sacarose
C6H12O6					+				C4H12O4
glicose frutose
Em	 um	 processo	 de	 fabricação	 de	 açúcar	 invertido,	 a	 velocidade	 da	 reação	 foi	 medida	 em	 função	 da	
concentração	de	sacarose,	uma	vez	que	a	concentração	de	água	não	afeta	essa	velocidade.	O	gráfico	abaixo	
indica	os	resultados	obtidos:
ve
lo
ci
da
de
	d
a
re
aç
ão
	(m
ol
L-
1 h
-1
) 7,5	x	10-6
5,0	x	10-6
2,5	x	10-6
0 0,5 1 1,5
concentração	de	sacarose	(molL-1)
Determine	a	constante	cinética	dessa	reação.
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Cinética Química – Capítulo IX 131
23. (FUVEST) 
Hidrogênio	gasoso	reage	com	quase	todos	os	elementos.	Sua	reação	com	nitrogênio	produz	amônia	(NH3).	
Industrialmente	essa	reação	é	realizada	na	presença	de	um	catalisador.	
a)	 Explique	para	que	serve	o	catalisador.
b)	 Calcule	a	porcentagem	em	massa	de	hidrogênio	na	amônia.
24.	(UNICAMP)	
Soluções	aquosas	de	água	oxigenada,	H2O2,	decompõem-se	dando	água	e	gás	oxigênio.	A	 figura	a	seguir	
representa	a	decomposição	de	três	soluções	de	água	oxigenada	em	função	do	tempo,	sendo	que	uma	delas	
foicatalisada	por	óxido	de	ferro	(III),	Fe2O3. 
a)		 Qual	das	curvas	representa	a	reação	mais	lenta?	Justifique	em	função	do	gráfico.	
b)		 Qual	das	curvas	representa	a	reação	catalisada?	Justifique	em	função	do	gráfico.
Tempo
Co
nc
en
tr
aç
ão
1
2
3
25.
Num	laboratório,	foram	efetuadas	diversas	experiências	para	a	reação:	2	H2(g)	+	2	NO(g) →	N2(g)	+	2	H2O(g).	Com	
os	resultados	das	velocidades	iniciais	obtidos,	montou-se	a	seguinte	tabela:
Experimento [H2] (mol.L-1) [NO] (mol.L-1) Velocidade (mol.L-1.s-1)
1 0,10 0,10 0,10
2 0,20 0,10 0,20
3 0,10 0,20 0,40
Escreva	a	equação	da	lei	da	velocidade	e	determine	a	constante	cinética.
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Cinética Química – Capítulo IX132
26. 
Considere	o	diagrama	abaixo	para	a	seguinte	reação:
caminho	da	reação
energia	potencial	(kcal/mol)
HBr	+	H
Br	+	H2
28
25
0
[X,	Y]
Br	+	H2 HBr	+	H
A	entalpia	da	reação	e	a	energia	de	ativação	representadas	são,	respectivamente:
a)	 3	kcal/mol	e	28	kcal/mol.
b)	 28	kcal/mol	e	25	kcal/mol.
c)	 28	kcal/mol	e	3	kcal/mol.
d)	 25	kcal/mol	e	28	kcal/mol.
e)	 25	kcal/mol	e	3	kcal/mol.
27. (UFMG) 
As	curvas	I	e	II	representam	caminhos	possíveis	para	a	reação	de	hidrogenação	do	propeno:
CURVA	II
CURVA	I
H3CCH2CH3
H2C	=	CHCH3+
H2
coordenada	da	reação
∆H
a)	 Indique	a	curva	que	corresponde	ao	caminho	da	reação	mais	rápida.	
b)	 Escreva	o	fator	responsável	por	essa	diferença	de	velocidade.	
c)	 Compare	os	complexos	ativados	formados	nos	dois	caminhos	da	reação.	
d)	 A	reação	ocorre	pelos	dois	caminhos	no	mesmo	sistema?	JUSTIFIQUE	sua	resposta.
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Cinética Química – Capítulo IX 133
Gabarito –Fixação
01. D. 
Calculando	a	concentração	([	])	em	função	da	pressão	parcial,	temos:	
p.V	=	n.R.T	⇒ 
p	=	(n/V)	.RT	⇒ 
p	=	[	].RT	⇒ 
p/RT	=	[	].	
Logo,	a	relação	entre	a	concentração	com	a	pressão	é	dada	pela	seguinte	equação	matemática:	[	]	=	p/RT.
Equação	da	velocidade:	v	=	k	.	[A]2.[B]	=	k	
2
A B A B
3
p p k.p .p.
RT RT (RT)
  = 
 
.
Portanto:
Situação I:	
2
A B
1 3
k.p .pv
(RT)
= 	para	pressões	parciais	pA e pB.
Situação II:	 Triplicando	 ambas	 as	 pressões	 parciais,	 temos:	
2
A B
2 3
k.(3p ) .3pv
(RT)
= 	 para	 pressões	 parciais	
triplicadas.	
Relacionando	a	situação	I	com	a	II,	temos:	
2
A B
3
2
2
1 A B
3
27.k.p .p
v (RT) 27
v k.p .p
(RT)
= = .
02. Como	as	ordens	de	reação	são	as	mesmas	que	os	coeficientes	estequiométricos,	o	que	caracteriza	que	a	
reação	é	elementar,	a	equação	da	velocidade	ficará	da	seguinte	maneira:	v	=	k.[A]².[B]¹.
– Cálculo	da	constante	cinética	através	do	teste	3:	Substituindo	dados	do	teste	3,	temos:	
13500	mol.L-1.s-1	=	k.	(15	mol.L–1)²	x	30	mol.L–1
2 2 1k 2.L mol s− −⇒ = ⋅ ⋅ . 
– Cálculo	da	concentração	X:	Substituindo	os	dados	dos	testes	2	e	3,	temos:
Teste	(2):	v	=	k.[A]².[B]¹	=	2	x	(10)²	.	X
Teste	(3):	v	=	k.[A]².[B]¹	=	
2
2 1 22 X 202V 2 X 20 V 20.X
2
⋅ ⋅
= ⋅ ⋅ ⇒ = = 
Igualando	os	testes	(2)	e	(3):	 22 10 X 20.X²⋅ ⋅ = ⇒X = 10 mol.L–1.
03.
a)	
 Equação	química	de	decomposição	do	peróxido	de	hidrogênio:	H2O2(l)	→	H2O(l)	+1/2	O2(g);
b)	
 Cálculo	da	ordem	de	reação	do	peróxido	de	hidrogênio:	entre	os	experimentos	A	e	C,	temos:
	 (0,250/0,750)a	=	(0,915/2,745)
	 (1/3) a	≈	(1/3)
	 a	=	1	(reação	de	decomposição	com	cinética	de	primeira	ordem).
c)	
	 v	=	k.[H2O2]¹
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Cinética Química – Capítulo IX134
d)	
	 Através	do	experimento	A,	temos:	v	=	k.[H2O2]¹
	 2,745	x	10–3	mol.L–1.s–1	=	k.	(0,750)	mol.L–1
	 k	=	0,0036	s-1.
e)	
	 A	função	do	I-	é	atuar	como	um	catalisador	para	a	referida	reação	de	decomposição	do	peróxido	
de	hidrogênio.
04. 
– Determinação	da	ordem	de	reação	em	relação	ao	reagente	A:	Entre	o	experimento	I	e	II:	2ª	=	4	→	a	=	2.
– Determinação	da	ordem	de	reação	em	relação	ao	reagente	B:	Entre	o	experimento	II	e	III:	2b	=	4	→	b	=	2.
– Determinação	da	ordem	de	reação	global	da	reação:	a	+	b	=	2	+	2	=	4.
– Equação	da	velocidade:	v	=	k.[A]2.[B]2
– Cálculo	da	constante	cinética:	Através	do	experimento III,	a	constante	de	velocidade	será:	
2 2
5 3 2 3 2
7
v k.[A] .[B]
48x10 mol /L.h k.(2x10 mol /L) .(2x10 mol /L) .
k 3x10 L³.h /mol³.
− − −
+
=
=
=
05. 
– Equação	balanceada	completa	de	combustão	completa	do	propano:	C3H8(g)	+	5O2(g)	→	3CO2(g)	+	4H2O(g)
– Determinação	do	número	de	mol	de	gás	nitrogênio:	
5	mol	de	O2	---------------	21%
nN2	mol	de	N2	------------	79%
nN2	=	18,81	mol	de	N2.
– Equação	química	completa	de	combustão	completa	do	propano	na	presença	de	gás	nitrogênio:	
C3H8(g)	+	5	O2(g)	+	18,81	N2(g)	→	18,81	N2(g)	+ 3	CO2(g)	+	4	H2O(g).
– Determinação	da	velocidade	média	do	ar	a	partir	do	gás	carbônico:	Através	da	estequiometria,	temos:
(5	mol	de	O2	+	18,81	N2)	mol	de	ar	atmosférico	-----------------------	3	mol	de	CO2
Velocidade	média	do	ar	atmosférico	-------------------------------------	720	L/h
Var = 5714,28 L/h de ar.
06.
a)	
 – Determinação	da	ordem	de	reação	em	relação	ao	monóxido	de	nitrogênio	(NO):	(1/2)ª	=	1/4	→	
a	=	2.
 – Determinação	da	ordem	de	reação	em	relação	ao	hidrogênio	(H2):	(1/2)b	=	1/2	→	b	=	1.
 – Determinação	da	ordem	de	reação	global	da	reação:	a	+	b	=	2	+	1	=	3.
b)	
 – Equação	da	velocidade:	v	=	k.[NO]2.[	H2]1.
 – Cálculo	da	constante	cinética:
	 v	=	k.[NO]2.[	H2]1.
	 2,40	x	10–6	mol.L–1.s–1	=	k.	(0,025	mol.L–1)²	x	(0,01	mol.L–1)
	 k	=	0,384	L².s–1.mol-2.
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Cinética Química – Capítulo IX 135
07.
– Determinação	da	ordem	de	reação	em	relação	ao	aldeído	acético:	(2)ª	≈	4	→	a	=	2.
– Equação	da	velocidade:	v	=	k.[CH3CHO]2.
– Cálculo	da	constante	cinética:	
v	=	k.[CH3CHO]2
0,020	mol.L–1s–1	=	k.	(0,10	mol.L–1)²
k = 2,0 L.s–1.mol–1.
08. A. 
Meia	–	Vida	(t1/2)	de	uma	partícula	radioativa	é	o	tempo	necessário	para	que	N	núcleos	radioativos	caiam	
à	metade	de	seus	valores	iniciais.	A	expressão	para	o	tempo	de	meia-vida	é	dada	pela	seguinte	expressão	
matemática:	t1/2	=	ln(2)/ λ, onde	λ	é	a	constante	de	desintegração.
09. 
a)	
 – Determinação	da	ordem	de	reação	em	relação	ao	reagente	X,	através	da	curva	I:	(2)x	=	4	→	x	=	2.
 – Determinação	da	ordem	de	reação	em	relação	ao	reagente	Y,	através	da	curva	II:	(2)x	=	2	→	x	=	1.
 – Equação	da	velocidade:	v	=	k.[X]2.[Y]
b)	
 – Situação	I:	vI	=	k.[X]2.[Y]
 – Situação	II:	vII	=	k.[3.X]2.[2Y]	=	18.	k.[X]2.[Y]
	 Dividindo	vII	por	vI,	temos:
	 vII	/	vI	=	18.
10. D.
Quanto	menor	a	superfície	de	contato,	maior	a	velocidade.	Por	isso,	diminuindo	a	área	de	queima	da	madeira,	
na	forma	de	lascas,	a	velocidade	fica	maior	se	for	comparada	as	toras,	levando	em	consideração	a	mesma	
massa.	A	esta	propriedade	define-se	como	superfície	de	contato.	
11. A.
– Equação	química	de	decomposição	da	água	oxigenada:
H2O2(l)	→	H2O(l)	+	½	O2(g)
– Cálculo	da	velocidade	de	H2O2:
H2O2(l)	→	H2O(l)	+	½	O2(g)
1	mol	de	H2O2(l)	----------	½	mol	de	O2(g)
34	g.mol–1	------------------	½	mol	x	32	g.mol–1
vH2O2	------------------------	1,6	g.s–1
vH2O2	=	3,4	g.s–1.
– Cálculo	da	velocidade	em	mol.min–1:
vH2O2	=	[3,4	g	/	s]	x	[1	mol	/	34	g]	x	[60	s	/	1	min]	=	6,0 mol.min–1.
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Cinética Química – Capítulo IX136
Gabarito –Medicina
01.	B.	
– Determinação	da	ordem	de	reação	em	relação	ao	reagente	A: Através	do	experimento	I	e	II,	a	concentração	
inicial	do	reagente	B	permanece	constante,	logo	observa-se	que	a	concentração	inicial	do	reagente	A	dobra	e	
sua	velocidade	quadruplica,	então:
2ª	=	4
a = 2.
– Determinação	da	ordem	de	reação	em	relação	ao	reagente	B: Através	do	experimento	IV	e	V,	a	concentração	
inicial	do	reagente	A	permanece	constante,	logo	observa-se	que	a	concentração	inicial	do	reagente	B	dobra	e	
sua	velocidade	também	dobra,	então:
2b	=	b
b = 1.
– Determinação	da	lei	de	velocidade	para	a	reação	de	síntese: 
v	=	k.[A]².[B].
02. 
a)	
	 M	=	energia	dos	reagentes	(entalpia	dos	reagentes,	Hr);
	 N	=	Energia	de	ativação	da	reação	direta;
 O = Complexo ativado;
	 P	=	Variação	de	entalpia	da	reação	direta	(∆H	=	Hprodutos	–	Hreagentes);
	 Q	=	Energia	de	ativação	para	a	reação	reversa.
b)	
	 Com	a	presença	de	um	catalisador,	há	uma	diminuição	na	energiade	ativação,	logo,	ocasiona	uma	
mudança	na	letra	N	(energia	de	ativação	para	a	reação	direta)	e	Q	(energia	de	ativação	para	a	
reação	reversa).	
c)	
	 v	=	k.[N2].[O2].
03.	B.
Abaixo,	apresentamos	a	reação	de	substituição	eletrofílica	aromática	entre	o	benzeno	e	um	haleto	de	metila,	
tendo	o	cloreto	de	alumínio	como	catalisador.
H3C		CVAlCl3
CH3
+HCl+
O	 catalisador	para	 esta	 reação	 representada	 acima	propõe	um	 caminho	 alternativo,	 conforme	pode	 ser	
observado	a	seguir	no	seguinte	gráfico:
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Cinética Química – Capítulo IX 137
coordenada	da	reação
I
II
∆H
Esse	novo	caminho,	II,	apresenta	uma	nova	energia	de	ativação.	Vale	ainda	ressaltar,	que	o	catalisador	NÂO 
modifica	a	variação	da	energia	de	entalpia	(ΔH)	da	reação	química.
04. A.
– Equação	da	velocidade:	v	=	k.[R]²
– Para	a	velocidade	da	reação	1:	v1	=	k.[	9	x	10–3]²	=	k.	81	x	10–6
– Para	a	velocidade	da	reação	2:	v2	=	k.[	3	x	10–3]²	=	k.	9	x	10–6
Então	a	razão	v1/v2	será:	v1/v2	=	k.	81	x	10–6/	k.	9	x	10–6	=	9.
05. E.
Situação I:
Equação	da	velocidade	para	a	reação	de	formação	do	dióxido	de	carbono:
vI	=	k.[CO]².[O2]	 	 (Equação	I)
Situação II:
Duplicando	a	concentração	de	monóxido	de	carbono,	temos:
vII	=	k.[2.CO]².[O2]
vII	=	4.k.[CO]².[O2]	(Equação	II)
Dividindo	a	equação	II	pela	equação	I,	temos:
vII	=	4.k.[CO]².[O2]
vI	=	k.[CO]².[O2]	 	
VII	/	VI = 4.
06.	C.
H	(kJ)
Caminho	da	Reação
C2H2	(g)
H2(g)	+	2C	(grafite)
560
226
			0
(II)
(I)
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Cinética Química – Capítulo IX138
I.		 Verdadeiro.	A	entalpia	do	processo	é	igual	a	ΔH	=	Hp	–	Hr	=	226	–	0	=	226	kJ.
II.	 Verdadeiro.	A	energia	de	ativação	é	igual	a	Eat	=	560	–	0	=	560	kJ.
III.	 Verdadeiro.	Para	uma	variação	de	entalpia	positiva,	ΔH	>	0,	o	processo	é	endotérmico.
07. B.
– Equação	da	velocidade	para	a	reação	de	decomposição	do	pentóxido	de	dinitrogênio:	v	=	k.[N2O5]¹.
Através	 da	 equação	 cinética,	 observa-se	 que	 a	 velocidade	 da	 reação	 (v)	 é	 diretamente	 proporcional	 a	
concentração	molar	 do	 pentóxido	 de	 dinitrogênio,	 [N2O5]¹.	 Logo,	 o	 gráfico	 que	melhor	 representa	 este	
comportamento,	trata-se	da	alternativa	B.
08. A.
– Determinação	da	ordem	de	reação	em	relação	ao	reagente	cloreto	de	iodo: Através	do	experimento	1	e	2,	a	
concentração	inicial	do	gás	hidrogênio	permanece	constante,	logo	observa-se	que	a	concentração	inicial	do	
reagente	ICl	dobra	e	sua	velocidade	também	dobra,	então:
2ª	=	2
a = 1.
– Determinação	da	ordem	de	reação	em	relação	ao	reagente	hidrogênio: Através	do	experimento	1	e	3,	a	
concentração	inicial	do	reagente	cloreto	de	iodo	permanece	constante,	logo	observa-se	que	a	concentração	
inicial	do	gás	hidrogênio	dobra	e	sua	respectiva	velocidade	também	dobra,	então:
2b	=	b
b = 1.
– Determinação	da	lei	de	velocidade	para	a	reação	de	síntese: v	=	k.[ICl].[H2].
09. B.
– Cálculo	da	velocidade	de	formação	de	O2	em	mol.min–1:
VO2	=	24	
g 1molx 0,75
min 32g
= mol.min–1
– Cálculo	da	velocidade	de	consumo	do	clorato	de	potássio	(KClO3):
2	KClO3(s)	→	2	KCl	(s)	+	3	O2(g)
2	mol	de	KClO3(s)	----------	3	mol	de	O2(g)
2	mol	de	KClO3(s)	----------	3	mol	
VKClO3	-------------------------	0,75	mol.min-1
VKClO3	=	0,50	mol.min–1.
10. D.
A	reação	química	apresentada	trata-se	da	reação	global,	o	que	caracteriza	que	a	reação	apresentada	é	o	
resultado	de	mais	de	uma	etapa.
11. Cálculo	do	número	de	azida:	 azida
massa 130 130n 2mol.
MM (23 42) 65
= = = =
< > +
Cálculo	da	velocidade	em	realção	a	azida:	 1azidaazida 3
n 2 2000V 66,67mol.s .
t 30x10 30
−
−= = = =∆Cálculo	da	velocidade	da	reação:	
2	NaN3(s)	→	3	N2(g)	+	2	Na(s)
2	mol	de	NaN3	----------	3	mol	de	N2
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Cinética Química – Capítulo IX 139
66,67	mol.s-1	------------	VN2
VN2	=	100	mol.s-1
Considerando	que	o	volume	molar	do	sistema	seja	igia	a	24,0	L.s-1,	a	velocidade	de	nitrogênio	em	L.s-1,	será:	
1
N2
mol LV 100 x24 2400L.s .
s mol
−= =
12. C.
Determinação	da	ordem	de	reação	(a)	para	o	referido	processo	cinético:	Entre	o	experimento	1	e	2,	temos:
( ) ( )
a
a
0,2 0,8
0,1 0,2
2 4
a 2.
   =   
   
=
=
Equação	da	velocidade:	 3v k.[CH CHO]².=
13. Observando	o	diagrama	que	relaciona	volume	de	O2(g)	com	o	tempo	em	horas,	a	velocidade	da	reação	II	é	
maior	do	que	a	velocidade	da	reação	I,	isso	porque	a	velocidade	está	sendo	medida	pelo	volume	de	oxigênio	
nas	reações.	
14. C.
Gráfico	1	=	processo	endotérmico;
Gráfico	2	=	processo	exotérmico;
Gráfico	3	=	processo	exotérmico;
Gráfico	4	=	processo	atérmico.
Logo,	os	gráficos	que	apresentam	um	processo	exotérmico	tratam-se	do	número	2	e	3.	Dentre	estes	dois,	o	
que	apresenta	maior	energia	de	ativação	trata-se	do	gráfico	de	número	3.
15. D.
Através	do	gráfico	abaixo,	a	energia	de	ativação	será:	Eat	=	400	kJ	–	100	kJ	=	300	kJ.
400
300
200
100
En
er
gi
a	
(k
J)
B
A
Caminho	da	reação
Energia	de
ativação
16. A.
Através	 do	 gráfico	 abaixo,	 observa-se	 que	 o	 ponto	 circulado	 refer-se	 ao	 complexo	 ativado.	 O	 complexo	
ativado	é	o	estado	intermediário	formado	entre	reagentes	e	produtos,	em	cuja	estrutura	existem	ligações	
enfraquecidas	e	a	formação	de	novas	ligações.
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Cinética Química – Capítulo IX140
En
er
gi
a	
(k
J)
B
A
Caminho	da	reação
Energia	de
ativação
Complexo	ativado
17.
a)	A	entalpia	para	este	processo	será	exotérmico,	pois	a	entalpia	dos	reagentes	(Hr)	é	maior	que	a	entalpia	dos	
produtos	(Hp).
Reagente
Produto
Caminho	da	Reação
600
550
500
450
400
350
300
250
200
150
100
50
0
En
ta
lp
ia
	(k
J/
m
ol
	d
e	
pr
od
ut
o)
reação produtos reagentes
reação
reação
H H H
H 100kJ 300kJ
H 200kJ.
∆ = −
∆ = −
∆ = −
∑ ∑
b)	A	partir	do	momento	que	um	catalisador	é	utilizado	em	um	determinado	processo,	consequentemente	a	
energia	de	ativação	diminui,	enquanto	a	entalia	da	reação	não	sofre	nenhuma	mudança.
18.	B.
A	etapa	lenta	é	a	etapa	determinante	para	o	estudo	cinético.	Logo,	a	expressão	da	velocidade	será:	v	=	k.	
[(CH3)3COH].
19. A.
Equação	da	velocidade	em	função	das	pressões	parciais:	 H2 Cl2v k.p .p=
Analisando	a	primeira	situação:	 I H2 Cl2v k.p .p=
Analisando	a	segunda	situação:	 ( )II H2 Cl2v k. 2.p . p=
Relacionando	a	velocidade	II	pela	velocidade	I,	temos:
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Cinética Química – Capítulo IX 141
H2 Cl2II
I H2 Cl2
II
I
k.(2.p ).pv
v k.p .p
v 2.
v
=
=
Logo,	a	velocidade	duplica.
20. 
Equação	da	velocidade	em	função	das	pressões	parciais:	 2v k.[NO]².[O ]=
Analisando	a	primeira	situação:	 I 2v k.[NO]².[O ]=
Analisando	a	segunda	situação:	 II 2v k.[3NO]².[3O ]=
Relacionando	a	velocidade	II	pela	velocidade	I,	temos:
II 2
I 2
II
I
v k.27.[NO]².[O ]
v k.[NO]².[O ]
v 27.
v
=
=
Logo,	a	velocidade	aumenta	vinte	e	sete	vezes	(VII	=	27.VI).
21. 
Observando	os	intervalos	de	tempo	para	cada	trecho	e	também	a	quantidade	de	HI	consumido	(conforme	
pode	ser	observado	no	gráfico),	percebe-se	que	a	quantidade	de	HI	(mol)	é	praticamente	constante,	mas	os	
intervalos	de	tempo	não,	respeitando	a	seguinte	relação:	tI	<	tII	<	tIII	e	tIV.	Logo,	quanto	menor	o	tempo,	maior	
a	velocidade.	Portanto,	temos:	vI	>	vII	>	vIII	>	vIV.
22.
Equação	da	velocidade	para	este	processo	químico:	v	=	k.[C12H22O11]x,	onde	x	representa	a	ordem	de	reação.
Cálculo	da	ordem	de	reação:	A	figura	abaixo	mostra	a	relação	direta	da	concentração	com	a	velocidade	para	a	
determinação	da	ordem	de	reação	(x).
ve
lo
ci
da
de
	d
a
re
aç
ão
	(m
ol
L-
1 h
-1
) 7,5	x	10-6
5,0	x	10-6
2,5	x	10-6
0 0,5 1 1,5
concentração	de	sacarose	(molL-1)
( )
x 6
6
x
1 5,0x10
0,50 2,5x10
2 2
x 1.
−
−
  = 
 
=
=
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Cinética Química – Capítulo IX142
Observação:	O	processo	apresenta	cinética	de	primeira	ordem.	
Cálculo	da	ordem	de	reação:
v	=	k.[C12H22O11]1
6
6 1
mol mol2,50x10 k.(0,50 )
L.s L
k 5,00x10 s .
−
− −
=
=
23.
a)	O	uso	do	catalisador	em	um	processo	químico	serve	para	aumentar	a	velocidade	da	reação	química,	em	
decorrência	da	diminuição	da	energia	de	ativação.
b)	Informação	importante	do	problema:N	=	14	u	e	H	=	1	u.
Cálculo	da	massa	molar	da	amônia	(<MM>):
<MM>NH3	=	(1	x	14)	+	(1x3)	=	17	g,mol-1.
17	g.mol-1	----------	100%
3,0	g.mol-1	---------	X
X	=	17,65%.
24.
a)	A	curva	que	representa	a	reação	mais	lenta	trata-se	da	curva	3.	Isso	é	explicado	pelo	fato	desta	curva	
apresentar	a	menor	concentração.
b)	A	curva	que	representa	a	reação	catalisada	é	a	Curva	2	-	Final	da	reação	num	tempo	menor.
25.
Determinação	 da	 ordem	 de	 reação	 (a)	 em	 relação	 ao	 Hidrogênio:	 Entre	 o	 experimento	 1	 e	 2,	 temos:	
a0,20 0,20
0,10 0,10
a 1.
   =   
   
=
Determinação	da	ordem	de	reação	(b)	em	relação	ao	monóxido	de	nitrogênio:	Entre	o	experimento	1	e	3,	
temos:
b
b
0,20 0,40
0,10 0,10
2 4
b 2.
   =   
   
=
=
Equação	da	velocidade:	 2v k.[H ].[NO]²= 
Cálculo	da	constante	cinética	(k):	Através	do	experimento	1,	temos:
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Cinética Química – Capítulo IX 143
2
2 1
v k.[H ].[NO]²
mol mol mol0,10 k.(0,10 ).(0,10 )²
L.s L L
k 100L².mol .s .− −
=
=
=
26. E.
A	entalpia	para	este	processo	será	endotérmico,	pois	a	entalpia	dos	produtos	(Hp)	é	maior	que	a	entalpia	dos	
reagentes	(Hr).
reação produtos reagentes
reação
reação
H H H
H 25kcal 0kcal
H 25kcal.
∆ = −
∆ = −
∆ =
∑ ∑
caminho	da	reação
energia	potencial	(kcal/mol)
HBr	+	H
Br	+	H2
28
25
0
[X,	Y]
Br	+	H2 HBr	+	H
Variação de 
entalpia.
Energia de ativação.
Energia	de	ativação	=	28	kcal	–	25	kcal	=	+	3	kcal.
27.
a)	A	curva	que	apresenta	o	caminho	da	reação	mais	rápida	é	aquela	que	apresenta	a	presença	do	catalisador.	
Logo	trata-se	da	curva	I.
b)	O	fator	responsável	por	essa	diferença	de	velocidade	é	a	presença	do	catalisador.
c)	A	seguir	está	representada	na	figura	a	localização	do	complexo	ativado	de	cada	curva:
CURVA	II
CURVA	I
H3CCH2CH3
H2C	=	CHCH3+
H2
coordenada	da	reação
∆H Complexo	ativado
da	curva	I.
Complexo	ativado	da	curva	II.
Logo,	o	complexo	ativado	da	curva	II	é	maior	a	curva	I.
d)	Não,	pois	a	reação	I	é	catalisada.
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