Cinética química conceitos iniciais AULAS 35 A 38

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QUÍMICA
F B O N L I N E . C O M . B R
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Professor(a): Antonino Fontenelle
assunto: CinétiCA QuímiCA
frente: QuímiCA ii
003.230 – 129404/18
AULAS 35 A 38
EAD – ITA/IME
Resumo Teórico
Conceito de velocidade de reação
O que é a cinética química?
É a parte da Química que estuda as velocidades de reação e 
os fatores que nelas influem.
No cotidiano, sabe-se que existem reações que gostaríamos 
de acelerar, tornar mais rápidas: é o caso da formação do petróleo. 
Não seria maravilhoso se pudéssemos formar petróleo em apenas 
1 dia, ao invés de milhões de anos?
Inversamente, também há reações que desejamos que fiquem 
mais lentas, como a ferrugem.
Aqui veremos os conceitos de velocidade de reação e alguns 
fatores que influenciam essas velocidades.
Noções de velocidade de reação
Velocidade média de reação em relação a um 
componente
Seja a reação genérica: pP + qQ → mM + nN, onde as letras 
maiúsculas significam os componentes (reagentes ou produtos) e as 
minúsculas representam os coeficientes.
Então:
Velocidade média:
• Em relação a P: V
P
t
P = -
D
D
[ ]
Podemos realizar raciocínio semelhante em relação aos outros 
componentes. Veja:
• Em relação a Q: V
Q
t
Q = -
D
D
[ ]
• Em relação a M: V
M
t
M = +
D
D
[ ]
• Em relação a N: V
N
t
N = +
D
D
[ ]
Esses valores de velocidade média acima não necessariamente 
coincidem, devido à proporção entre os coeficientes. Isso vai gerar um 
novo conceito. Veja a seguir.
Velocidade média de uma reação
Na reação genérica, pP + qQ → mM + nN, temos:
Velocidade média da reação:
↓
V
Q
p t
Q
q t
M
m t
N
n t
rea oçã = -
×
= -
×
= +
×
= +
×
D
D
D
D
D
D
D
D
[ ] [ ] [ ] [ ]
Ou ainda:
V
V
p
V
q
V
m
V
n
rea ª o
P Q M N= = = =V
reação
 =
Velocidade instantânea
Normalmente, expressamos a velocidade de determinada 
reação como sendo aquela que ocorre naquele exato instante, e não 
em relação a um intervalo de tempo determinado. Essa notação se 
refere à velocidade instantânea. A partir desse momento, sempre que 
nos referirmos à velocidade de uma reação sem menção alguma em 
particular, será a velocidade instantânea. 
Sua definição matemática para uma reação qualquer é:
v
inst
 = lim
[ .]
lim
∆
∆
∆
∆
∆t
reag
t t→
−




 =





 =0
[Prod.]
= coeficiente angular da reta tangente à curva no ponto =
(do triângulo retângulo formado pela 
reta tangente à curva no ponto)
= 
cateto oposto
cateto adjacente
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Módulo de estudo
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Graficamente, a velocidade instantânea no tempo t, para 
uma curva mostrando a concentração de um produto em função 
do tempo, é dada pela inclinação (coeficiente angular) da reta 
tangente r. Veja:
P
t
r
Teoria das colisões e do complexo 
ativado
Como ocorrem as reações químicas?
Vejamos a reação H2(g) + I2(g) → 2HI(g), ocorrendo em altas 
temperaturas (em torno de 500 °C) . A teoria das colisões nos mostra 
que só haverá reação quando as partículas reagentes (moléculas, 
íons etc.) se chocarem. Mas não é qualquer colisão que gera reação 
química. Para uma colisão ser efetiva ou eficaz (conseguir realmente 
formar produtos) devemos ter:
• Geometria favorável: orientação espacial apropriada;
• Energia suficiente: choques com pouca energia não geram reações 
químicas.
Outro fator que também deve influenciar na ocorrência e na 
velocidade de uma reação é a frequência de colisões: quanto maior 
o número de colisões na unidade de tempo, maior a velocidade das 
reações.
Esquematicamente, o processo ocorre da seguinte forma:
1) Os reagentes, H
2
 e I
2
, moléculas gasosas que se movem em grandes 
velocidades, podem, em algum momento, se aproximar:
01
20
-Q
12
-B
G
H
H I
I
2) Uma vez conseguindo a aproximação, pode ocorrer uma colisão 
(quando a colisão forma produtos, é dita efetiva ou eficaz). 
A colisão deve ter energia suficiente e geometria favorável:
01
21
-Q
12
-B
G
I
I
H
H
3) Ao final, os produtos formados (duas moléculas de 2HI gasosas) se 
afastam, prosseguindo em movimento com alta velocidade:
01
22
-Q
12
-B
G
I I
H
H
Um aperfeiçoamento da Teoria das Colisões é a teoria do 
complexo ativado. Essa nos sugere que, ao colidirem, as partículas 
reagentes busquem a formação de uma espécie intermediária instável, 
de mais alta energia, chamada estado de transição ou complexo 
ativado. Após a formação do complexo ativado, os produtos 
finalmente são gerados. Observe o esquema abaixo:
1) É o mesmo passo inicial do esquema anterior, ou seja, os reagentes, 
H
2
 e I
2
, moléculas gasosas que se movem em grandes velocidades, 
podem, em algum momento, se aproximar e colidir:
01
23
-Q
12
-B
G
H
H I
I
2) Ocorre a formação de um estado de transição, também conhecido 
como complexo ativado, uma espécie de menor estabilidade entre 
reagentes e produtos e, portanto, de maior energia. A formação do 
complexo ativo será determinante para a velocidade de uma reação 
e a energia necessária para alcançá-lo é denominada energia de 
ativação:
01
24
-Q
12
-B
G
I
IH
H
3) Finalmente, o complexo ativado é desfeito e os produtos são 
formados. Observe que, no complexo ativado, as ligações dos 
reagentes ainda não foram completamente desfeitas nem as dos 
produtos foram totalmente formadas:
01
25
-Q
12
-B
G
I
H
I
H
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Módulo de estudo
Graficamente, temos a seguinte interpretação:
complexo ativado
Energia de ativação
E
at
 = 40 kcal/mol
Entalpia (kcal)
H
H
2
 + I
2
∆H
 
= –6 kcal/mol
Caminho da reação
2 HI
reagentes
H produtos
Note que existe uma “barreira energética” a ser vencida para 
a formação do complexo ativado, chamada de energia de ativação 
(E
at
). Podemos usar a seguinte definição:
“Energia de ativação é a energia mínima necessária para que 
ocorra uma colisão efetiva entre as partículas reagentes visando à 
formação de produtos.”
Observações:
• Normalmente, reações mais rápidas são as de menores valores 
em suas energias de ativação;
• A função do catalisador é criar um novo caminho reacional 
de mais baixa energia de ativação sem ser consumido durante 
o processo e sem alterar o valor de ∆H da reação;
• Uma reação é dita de autocatálise quando um de seus produtos 
atua como catalisador. A reação inicia lenta. À medida que os 
produtos vão aparecendo, ela vai tornando-se mais rápida;
• Inibidor, antigamente chamado catalisador negativo, é uma 
substância que tem ação inversa à de um catalisador, ou seja, 
diminui a velocidade da reação. Alguns autores justificam tal fato 
alegando que o inibidor cria uma reação paralela à reação principal, 
diminuindo a velocidade desta última pela redução da frequência 
de colisões da reação original. Veja que o inibidor é consumido na 
reação em que participa. A função principal dos inibidores, porém, 
encontra-se na ação como conservante de alimentos, bebidas, 
cosméticos e toda espécie de produtos perecíveis;
• Promotores ou ativadores são substâncias que aumentam 
a eficácia do processo catalítico sem, contudo, atuarem 
isoladamente na reação original. Assim, só atuam na presença 
de um catalisador já existente. A síntese da amônia pode ser 
catalisada por ferro. Se adicionarmos ao ferro K
2
O, a ação 
catalítica do ferro será mais eficiente. Então, dizemos que 
o K
2
O atua como promotor ou ativador;
• Veneno é uma espécie química que diminui a atividade 
catalítica, podendo até mesmo anulá-la por completo. Como 
exemplo, podemos utilizar arsênio junto ao ferro do exemplo 
anterior. Ele diminui a eficiência do catalisador e, portanto, 
é chamado veneno (ou anticatalisador).
Exercícios
01. (UFMG) Uma chama queima metano, completamente, na razão de 
2 L / min, medidos nas CNTPs. O calor de combustão do metano 
é 882 kJ/mol.
Dado: O = 16
A) Calcule a velocidade de liberação de energia;
B) Calcule, em mol/min, a velocidade de produção de gás carbônico;
C) Calcule a massa de oxigênio consumidaem 20 minutos.
02. (UFC) A exposição do propileno ao óxido nítrico (NO) conduz à 
formação do peroxiacilnitrato (PAN). Esse produto é considerado 
um agente da poluição ambiental, por ser originado, também, da 
combustão incompleta da gasolina. Analise as curvas da figura 
abaixo, que ilustram o comportamento da cinética dessa reação.
3,0
2,0
1,0
0 100 200 400
NO
NO
2
PAN
CM
Propileno
tempo (min)
Assinale a alternativa correta.
A) O NO é consumido para formar o intermediário NO
2
, o qual 
reage com o propileno para formar o produto PAN.
B) O propileno e o dióxido de nitrogênio são reagentes iniciais e 
conduzem à formação do PAN e NO.
C) O propileno e NO são consumidos para formar NO
2
 e PAN como 
produtos da reação.
D) Após 100 minutos de reação, a concentração do reagente NO 
é máxima, indicando a formação do intermediário NO
2
.
E) Após 240 minutos de reação, observa-se o consumo total dos 
reagentes iniciais NO, NO
2
 e propileno, com a máxima formação 
do PAN.
03. (UFMG) A decomposição de água oxigenada, H
2
O
2(aq)
, produz água 
líquida, H
2
O
(), e oxigênio gasoso, O2(g), conforme representado 
nesta equação: H
2
O
2(aq)
 → H
2
O
() + 1/2O2(g). Para estudar a cinética 
dessa decomposição, um estudante realizou um experimento, 
em que acompanhou a reação, na presença do catalisador 
FeC
3(aq)
, determinando, periodicamente, a concentração da 
água oxigenada. O gráfico a seguir representa a variação da 
concentração de H
2
O
2(aq)
 em função do tempo.
(A linha cheia foi obtida a partir dos dados experimentais.)
Cinética de decomposição da água oxigenada catalisada
por cloreto férrico
C
on
ce
nt
ra
çã
o 
da
 á
gu
a
ox
ig
en
ad
a 
/ m
ol
/L
0,1500
0,1000
0,0500
0,0000
500 750 1000 1250 1500
Tempo/s
 A linha tracejada no gráfico mostra a reta tangente para o tempo 
de 950 s. Utilizando a tangente tracejada, calcule a velocidade 
instantânea da reação de decomposição da água oxigenada no 
tempo de 950 s.
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Módulo de estudo
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04. (UFC) Os constantes aumentos dos preços dos combustíveis 
convencionais dos veículos automotores têm motivado a utilização 
do gás natural (CH
4
) como combustível alternativo. Analise 
o gráfico abaixo, que ilustra as variações de entalpia para a 
combustão do metano.
4(g)
4(g)
Coordenada da reação
estado de transição
∆H(kJ)
100,0
0,0
CH4(g) + 2O2
CO2(g) + 2H2O
Assinale a alternativa correta.
A) A entalpia de combustão do metano, ∆Hc = –890,4 kJ/mol, 
equivale ao valor da somatória das entalpias de formação de 
um mol de CO
2(g)
 e 2 moles de H
2
O
(g).
B) A energia calorífica consumida para a ativação da reação, 
175 kJ/mol, é consideravelmente menor do que a energia 
liberada na combustão do metano, ∆H = –890,4 kJ/mol.
C) A reação de combustão do CH
4
 bem exemplifica um processo 
exotérmico, com liberação de 965,4 kJ, quando um mol desse 
gás é consumido para produzir 3 moles de produtos gasosos.
D) A formação do estado de transição envolve uma variação 
de entalpia de 100 kJ/mol e o calor de combustão do CH
4
 
corresponde ao valor ∆H = –965,4 kJ/mol.
E) O cálculo termodinâmico, rigorosamente correto, do calor de 
combustão do CH
4
 envolve todas as etapas representadas no 
gráfico, isto é: ∆H = (–75 + 100 – 965,4) = 940,4 kJ/mol.
05. (UFMG) Um palito de fósforo não se acende, espontaneamente, 
enquanto está guardado. Porém, basta um ligeiro atrito com 
uma superfície áspera para que ele, imediatamente, entre em 
combustão, com emissão de luz e calor. Considerando-se essas 
observações, é correto afirmar que a reação
A) é endotérmica e tem energia de ativação maior que a energia 
fornecida pelo atrito.
B) é endotérmica e tem energia de ativação menor que a energia 
fornecida pelo atrito.
C) é exotérmica e tem energia de ativação maior que a energia 
fornecida pelo atrito.
D) é exotérmica e tem energia de ativação menor que a energia 
fornecida pelo atrito.
06. (UFRS) As figuras a seguir representam as colisões entre as 
moléculas reagentes de uma mesma reação em três situações.
Situação I
Situação II
1
1
NO
2
 CO 2 3
NO
2
 CO 2 3
Situação III
1
NO
2
 CO 2 3
Pode-se afirmar que
A) na situação I, as moléculas reagentes apresentam energia 
maior que a energia de ativação, mas a geometria da colisão 
não favorece a formação dos produtos.
B) na situação II, ocorreu uma colisão com geometria favorável e 
energia suficiente para formar os produtos.
C) na situação III, as moléculas reagentes foram completamente 
transformadas em produtos.
D) nas situações I e III, ocorreram reações químicas, pois as colisões 
foram eficazes.
E) nas situações I, II e III, ocorreu a formação do complexo ativado, 
produzindo novas substâncias.
07. (UFU) Acredita-se que a decomposição do peróxido de 
hidrogênio, na presença de íons iodeto, acontece pelo seguinte 
mecanismo:
H
2
O
2(aq)
 + I–
(aq)
 → H
2
O
() + IO
–
(aq)
 
H
2
O
2(aq)
 + IO–
(aq)
 → H
2
O
() + O2(g) + I
–
(aq)
Na proposta de mecanismo, I–
(aq)
 é
A) um produto da reação global.
B) um reagente da reação global.
C) o complexo ativado do mecanismo.
D) um catalisador.
08. (PUC-MG) Considere o gráfico a seguir, no qual estão representados 
o tempo e a evolução das concentrações das espécies B, C, D e E, 
que participam de uma reação química.
A forma correta de representar essa reação é
A) B + 3 C → D + 2 E
B) D + 2 E → B + 3 C 
C) B + 2 C → D + 3 E
D) D + 3 E → B + 2 C
09. (PUC-MG) Durante a decomposição da água oxigenada, ocorre 
a formação de água e oxigênio, de acordo com a equação
2 H
2
O
2(aq)
 → 2 H
2
O
() + O2(g)
Se a velocidade de liberação de oxigênio é 1 × 10–4 mol · s–1, 
a velocidade de consumo da água oxigenada em mol · s–1 é
A) 0,5 × 10–4
B) 1 × 10–4
C) 2 × 10–4
D) 3 × 10–4
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Módulo de estudo
10. (PUC-MG) Em uma experiência, estuda-se a velocidade de reação 
em uma determinada temperatura, entre os íons persulfato e 
iodeto. A estequiometria da reação entre esses íons é a seguinte: 
S O I I SO2 8
2
2 4
22 2- - -+ ® + .
É correto afirmar que as curvas 1 e 2 representam, respectivamente, 
a evolução das concentrações das espécies
A) iodo e íon sulfato.
B) íon persulfato e íon iodeto.
C) íon iodeto e íon persulfato.
D) íon sulfato e iodo.
11. (Uerj) As fitas de gravação contêm, na sua composição, 
acetato de celulose, que se decompõe sob a ação da umidade 
atmosférica, liberando ácido acético.
A curva que representa o aumento do teor desse ácido em função 
do tempo está indicada no gráfico a seguir.
A velocidade da reação de decomposição do acetato de celulose 
pode ser determinada a partir da equação da reta r, tangente à 
curva no ponto P, que é definida por y t=
1
50
, na qual t representa 
o tempo em minutos.
A velocidade dessa reação no instante t, em mol · L–1 · min–1, 
e sua classificação estão indicadas em:
A) 0,002 – oxidação
B) 0,002 – esterificação
C) 0,020 – dupla-troca
D) 0,200 – neutralização 
12. (UFMG) A água oxigenada, H
2
O
2
, decompõe-se para formar água 
e oxigênio, de acordo com a equação
H
2
O
2(aq)
 → H
2
O
() + 
1
2
 O
2(g)
A velocidade dessa reação pode ser determinada recolhendo-se 
o gás em um sistema fechado, de volume constante, e medindo-se 
a pressão do oxigênio formado em função do tempo de 
reação.
Em uma determinada experiência, realizada a 25 ºC, foram 
encontrados os resultados mostrados no gráfico a seguir.
Considerando-se o gráfico, pode-se afirmar que a velocidade de 
decomposição da água oxigenada
A) é constante durante todo o processo de decomposição.
B) aumenta durante o processo de decomposição.
C) tende para zero no final do processo de decomposição.
D) é igual a zero no início do processo de decomposição.
13. (UPE) Analise as afirmativas abaixo:
I. A energia de ativação das reações endotérmicasaumenta com 
o aumento da temperatura;
II. Quando a energia potencial do estado de transição é alta, 
é necessária uma grande quantidade de energia durante a 
colisão para formar o complexo ativado;
III. Todas as colisões que ocorrem entre as moléculas das 
substâncias reagentes no estado gasoso são efetivas, razão 
pela qual os gases são bastante reativos;
IV. Ação catalítica, em última análise, é proporcionar à reação 
química um mecanismo alternativo de mais baixa energia de 
ativação para a formação dos produtos.
São verdadeiras
A) I, II, III e IV
B) II e IV
C) I, II e IV
D) I, III e IV
E) I e IV
14. (UFSCar) Não se observa reação química visível com a simples 
mistura de vapor de gasolina e ar atmosférico, à pressão e 
temperatura ambientes, porque
A) a gasolina não reage com o oxigênio à pressão ambiente.
B) para que a reação seja iniciada, é necessário o fornecimento de 
energia adicional aos reagentes.
C) a reação só ocorre na presença de catalisadores heterogêneos.
D) o nitrogênio do ar, por estar presente em maior quantidade no 
ar e ser pouco reativo, inibe a reação.
E) a reação é endotérmica.
15. (ITA) Dentre as afirmações abaixo, todas relativas à ação de 
catalisadores, assinale a errada.
A) Um bom catalisador para uma certa polimerização também 
é um bom catalisador para a respectiva despolarização.
B) Enzimas são catalisadores, via de regra, muito específicos.
C) Às vezes, as próprias paredes de um recipiente podem catalisar 
uma reação em uma solução contida no mesmo.
D) A velocidade de uma reação catalisadora depende da 
natureza do catalisador, mas não de sua concentração na 
fase reagente.
E) Fixadas as quantidades iniciais dos reagentes postos em 
contato, as concentrações no equilíbrio final independem da 
concentração do catalisador adicionado.
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Módulo de estudo
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16. Muitos itens alimentícios devem ser refrigerados para evitar 
deterioração. O rótulo de um produto manufaturado estabelece 
que ele deve ser estocado a 0 ºC para ser consumido em 1 dia 
e a –5 ºC para ser consumido em uma semana. Assumindo que 
a deterioração do alimento se deva a uma reação química de 
oxidação, determine a temperatura em que o alimento deve ser 
armazenado para que esteja bom para o consumo em um mês 
(30 dias).
Dados: R = 8,0 J · mol–1 · K–1; ln7 = 2,0; ln30 = 3,0.
A) – 5,4 ºC B) – 6,3 ºC 
C) – 7,4 ºC D) – 8,6 ºC
E) – 9,6 ºC
17. (Mack) Etapas:
1. HCOOH + H+ → (HCOOH
2
)+
2. (HCOOH
2
)+ → (HCO)+ + H
2
O
3. (HCO)+ → CO + H+
 No mecanismo de decomposição do ácido metanoico, dado pelas 
etapas acima, o catalisador reage com um reagente em uma etapa 
e é regenerado em outra. Então:
A) o catalisador é o monóxido de carbono.
B) a equação total é HCOOH → (HCO)+ + H+.
C) o ácido sulfúrico pode ser o catalisador.
D) a fórmula do metanoico é (HCO)+.
E) com o catalisador a reação é mais rápida, pois há um aumento 
da energia de ativação.
18. (PUC-SP) A decomposição do peróxido de hidrogênio (H
2
O
2
) em 
solução aquosa (água oxigenada) é catalisada pela adição de uma 
gota de bromo (Br
2
) à solução.
 Br
2
 2 H
2
O
2(aq)
 → 2 H
2
O
() + O2(g)
 O mecanismo proposto para o processo ocorre em duas etapas:
Br
2() + H2O2(aq) → 2 Br
–
(aq) 
+ 2H+
(aq)
 + O
2(g)
2 Br–
(aq) 
+ 2 H+
(aq)
 + H
2
O
2(aq)
 → Br
2() + 2 H2O()
 O caminho da reação na presença e na ausência de catalisador 
é representado no gráfico a seguir.
Energia ausência de Br
2(�)
presença de Br
2(�)
2H
2
O
(�) + O2(g)
2H
2
O
(�) + O2(aq)
Coordenação de reação
 Sobre a decomposição do peróxido de hidrogênio em solução 
aquosa, é incorreto afirmar que
A) independentemente da ação do catalisador, a reação é 
exotérmica.
B) apesar de o bromo (Br
2
) reagir com o H
2
O
2
 na primeira etapa 
do mecanismo proposto, ele é totalmente regenerado durante 
a segunda etapa, não sendo consumido durante o processo.
C) a presença do bromo altera a constante de equilíbrio do 
processo, favorecendo a formação do oxigênio e da água.
D) na primeira etapa do mecanismo proposto, o Br
2() é reduzido a 
Br–
(aq)
 e, na segunda etapa, o ânion Br–
(aq)
 é oxidado a Br
2().
E) a ação do catalisador possibilita um novo mecanismo de reação, 
que apresenta menor energia de ativação, aumentando a 
velocidade do processo.
19. (ITA) A equação de Arrhenius k = Aex, sendo o expoente 
x = –Ea/RT, mostra a relação de dependência da constante de 
velocidade (k) de uma reação química com a temperatura (T), 
em Kelvin (K), a constante universal dos gases (R), o fator 
pré-exponencial (A) e a energia de ativação (Ea). A curva, a seguir, 
mostra a variação da constante de velocidade com o inverso 
da temperatura absoluta, para uma dada reação química que 
obedece à equação anterior. A partir da análise desse gráfico, 
assinale a opção que apresentar o valor da razão Ea/R para essa 
reação.
6,0
5,0
4,0
3,0
2,0
1,0
0,0
0,0 0,5 1,0 1,5 2,0 2,5
�n
(k
)
A) 0,42 B) 0,50
C) 2,0 D) 2,4
E) 5,5
20. Segundo Fogler et al., a regra de van’t Hoff, que estabelece que a 
velocidade de uma reação duplica quando a temperatura aumenta 
em 10 ºC, é valida para todas as reações, bastando que se descubra 
em que temperatura ela é válida. Determine qual a energia de 
ativação, em kJ/mol, para que uma determinada reação obedeça 
à regra de van’t Hoff na temperatura inicial de 17 °C.
 Use, se necessário, In2 = 0,7 e R = 8 J.mol–1 · K–1 = 
= 0,08 L atm· mol–1 · K–1.
A) 81,32
B) 66,40
C) 48,72 
D) 32,48
21. (Fuvest) Pilocarpina (P) é usada no tratamento do glaucoma. Em 
meio alcalino, sofre duas reações simultâneas: isomerização, 
formando isopilocarpina (i – P) e hidrólise, com formação de 
pilocarpato (PA–). Em cada uma dessas reações, a proporção 
estequiométrica entre o reagente e o produto é de 1 para 1.
 Em um experimento, a 25 °C, com certa concentração inicial 
de pilocarpina e excesso de hidróxido de sódio, foram obtidas 
as curvas de concentração de i – P e PA– em função do tempo, 
registradas no gráfico a seguir.
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8
7
6
5
4
3
2
1
0
0 50 100 150 200
PA–
I-P
t/s
co
nc
.
10
–3
 ×
 m
ol
 L
–1
Temos 0 100 200
[i-P] / 10–3 molL–1
[PA] / 10–3 molL–1
[P] / 10–3 molL–1
 Considere que, decorridos 200 s, a reação se completou, com 
consumo total do reagente pilocarpina.
A) Para os tempos indicados na tabela acima, complete-a com as 
concentrações de i – P e PA–.
B) Complete a tabela acima com as concentrações do reagente 
P.
C) Analisando as curvas do gráfico, qual das duas reações, a de 
isomerização ou a de hidrólise, ocorre com maior velocidade? 
Explique.
22. (ITA) Considere a reação química representada pela seguinte 
equação
4 NO
2(g)
 + O
2(g)
  2 N
2
O
5(g)
 Em um determinado instante de tempo t da reação, verifica-
se que o oxigênio está sendo consumido a uma velocidade de 
2,4 × 10– 2 molL–1s–1. Nesse tempo t, a velocidade de consumo 
de NO
2
 será de
A) 6,0 × 10– 3 molL–1s–1
B) 1,2 × 10– 2 molL–1s–1
C) 2,4 × 10– 2 molL–1s–1
D) 4,8 × 10– 2 molL–1s–1
E) 9,6 × 10– 2 molL–1s–1
23. (Uerj) A água oxigenada consiste em uma solução aquosa de 
peróxido de hidrogênio que se decompõe, sob a ação da luz e 
do calor, segundo a equação química
2H
2
O
2(aq)
 → 2H
2
O
() + O2(g)
 Em um experimento, foi monitorada a quantidade de peróxido 
de hidrogênio em três frascos idênticos – A, B e C – de 1L 
de água oxigenada, mantidos em diferentes condições de 
luminosidade e temperatura.
 Observe os resultados no gráfico.
24
22
20
12
10
qu
an
tid
ad
es
 d
e 
H
2O
2 
(m
ol
s)
A
B
C
tempos (anos)
10
A ausência de luz (10 ºC)
B ausência de luz (25 ºC)
C presença de luz (25 ºC)
 Na condição em que ocorreu a menor taxa de decomposição do 
peróxido de hidrogênio, a velocidade média de formação de O
2
, 
em mol.ano–1, foi igual a
A) 1
B) 2
C) 6
D) 12
24. (UFMG) Uma solução aquosa de água oxigenada, H
2O
2
, 
decompôs-se, à temperatura e pressão ambiente, na presença 
do catalisador FeC
3
, formando água e gás oxigênio.
 Verificou-se, então, que o volume de O
2
 formado variava 
conforme mostrado neste gráfico.
Vo
lu
m
e 
de
 O
2/
m
L
4,0
3,5
3,0
2,5
2,0
1,5
1,0
0,5
0,0
0 10 20 30 40
Tempo/min
 Considerando-se a cinética dessa reação, é incorreto afirmar que:
A) a rapidez dessa reação diminui à medida que a concentração 
de H
2
O
2
 diminui.
B) o volume de O
2 
produzido até 10 minutos seria menor na 
ausência do catalisador.
C) a rapidez de formação de O
2 
diminui à medida que o tempo 
passa.
D) a quantidade de H
2
O
2
 decomposta por minuto, durante o 
experimento, é constante.
25. (Fuvest) O eugenol, extraído de plantas, pode ser transformado em 
seu isômero isoeugenol, muito utilizado na indústria de perfumes. 
A transformação pode ser feita em solução alcoólica de KOH.
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Módulo de estudo
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 Foram feitos três experimentos de isomerização, à mesma 
temperatura, empregando-se massas iguais de eugenol e 
volumes iguais de soluções alcoólicas de KOH de diferentes 
concentrações. O gráfico a seguir mostra a porcentagem de 
conversão do eugenol em isoeugenol em função do tempo, para 
cada experimento.
 Analisando-se o gráfico, pode-se concluir corretamente que 
A) a isomerização de eugenol em isoeugenol é exotérmica. 
B) o aumento da concentração de KOH provoca o aumento da 
velocidade da reação de isomerização. 
C) o aumento da concentração de KOH provoca a decomposição 
do isoeugenol. 
D) a massa de isoeugenol na solução, duas horas após o início 
da reação, era maior do que a de eugenol em dois dos 
experimentos realizados.
E) a conversão de eugenol em isoeugenol, três horas após o 
início da reação, era superior a 50% nos três experimentos.
26. (IME) Considere a reação catalisada descrita pelo mecanismo a 
seguir.
 
 Primeira etapa: A + BC → AC + B
 Segunda etapa: AC + D → A + CD
 
 O perfil energético dessa reação segue a representação do gráfico 
abaixo.
 Diante das informações apresentadas, é correto afirmar que 
A) os intermediários de reação são representados por (2) e (3) 
e equivalem, respectivamente, aos compostos BC e AC
B) os reagentes, representados por (1), são os compostos A e D.
C) o complexo ativado representado por (4) tem estrutura 
A-----C-----D.
D) o produto, representado por (5), é único e equivale ao 
composto CD.
E) a presença do catalisador A torna a reação exotérmica.
27. (IME) 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. Esses 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 E
1
 + E
3
.
D) A curva 2 representa a reação não catalisada, que ocorre com 
liberação de calor, e a sua energia de ativação é dada por 
E
2
 + E
3
.
E) A curva 1 representa a reação catalisada, que ocorre com 
liberação de calor, e a sua energia de ativação é dada por E
1
. 
28. A sacarose hidrolisa em meio ácido, produzindo dois 
monossacarídeos. A reação é de pseudo primeira ordem em 
relação à concentração da sacarose em solução aquosa. Sabe-se, 
ainda, que a reação é 8 vezes mais rápida a 57 ºC que a 27 ºC. 
Determine, em J/mol, a energia de ativação da reação de hidrólise 
da sacarose.
Dados: R = 8,0 J · mol–1 · K–1; ln(2) = 0,7.
29. De acordo com a equação de Arrehnius, são feitas as seguintes 
afirmações:
I. Uma alta energia de ativação implica em reações, em geral, 
rápidas;
II. A constante de velocidade aumenta com o aumento da 
temperatura por causa do aumento do número de partículas 
com energia superior à energia de ativação;
III. Quanto maior a energia de ativação, maior a dependência da 
constante de velocidade com a temperatura;
IV. O fator pré-exponencial é uma medida da velocidade em que 
as colisões ocorrem, independentemente de sua temperatura.
São corretas, apenas:
A) I, II e III
B) I, III e IV
C) II e IV
D) II, III e IV
E) III e IV.
30. A constante de velocidade, a energia de ativação e o parâmetro de 
Arrhenius de uma reação química são, a 25°C, respectivamente, 
3,0·10–4 s–1, 104,4 kJ/mol e 6,0 · 1014 s–1. Qual o valor da constante 
de velocidade quando T → ∞?
A) 2,0·1018 s–1 B) 6,0·1014 s–1
C) Infinito. D) Zero.
E) 3,6·1030 s–1
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Módulo de estudo
Gabarito
01 02 03 04 05 06 07 08 09 10
– A – B D B D C C A
11 12 13 14 15 16 17 18 19 20
C C B B B C C C C C
21 22 23 24 25 26 27 28 29 30
– E A D B C C – D B
– Demonstração.
Anotações
SU
PE
RV
IS
O
R(
A
)/D
IR
ET
O
R(
A
): 
M
A
RC
EL
O
 P
EN
A
 –
 A
U
TO
R(
A
): 
A
N
TO
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.: 
C
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