Cinética química leis de velocidade e equações integradas AULAS 39 A 42

Prévia do material em texto

QUÍMICA
F B O N L I N E . C O M . B R
//////////////////
Professor(a): Antonino Fontenelle
assunto: CinétiCA QuímiCA
frente: QuímiCA ii
003.315 – 129516/18
AULAS 39 A 42
EAD – ITA/IME
Leis de Velocidade e Ordens de Reação
Foi estudado que para haver reação química é necessário que 
ocorra a colisão entre as partículas reagentes, ou seja, a velocidade de 
uma reação depende da frequência de colisões entre as moléculas. 
Quanto maior a frequência de choques maior a probabilidade de 
uma colisão ser efetiva. Esse efeito nos mostra que a velocidade 
depende da concentração das espécies reagentes. Pensando dessa 
forma, ainda no século passado, dois cientistas noruegueses, 
Guldberg e Waage, enunciaram a lei da ação das massas, que 
procura explicar o comportamento da velocidade de reações menos 
complexas em função da concentração dos reagentes a cada instante. 
Eles propuseram que, para cada temperatura dada, a velocidade de 
uma reação deveria ser proporcional ao produto das concentrações 
dos reagentes, estando cada um elevado a um expoente determinado 
a partir de dados experimentais. 
Matematicamente, a exposição acima fica mais clara. Observe 
a reação genérica a A + b B → produtos. Nessa situação, a lei de 
velocidade poderia ser escrita como:
v = k · [A]α · [B]β
Onde:
• k: constante de velocidade que só depende da temperatura;
• α e β: expoentes determinados experimentalmente.
Os expoentes α e β serão denominados de ordem de 
reação em relação a cada reagente e a soma dos expoentes será 
chamada ordem global de reação. Assim, teremos reações de 
1ª ordem (quando o expoente for igual a 1), de 2ª ordem (quando 
o expoente for igual a 2), de ordem zero etc. Resumindo, usando o 
mesmo exemplo anterior, temos:
• α: ordem de reação em relação ao reagente A;
• β: ordem de reação em relação ao reagente B;
• (α+β): ordem global de reação.
Observação:
A ordem de reação pode ser um valor inteiro, 
fracionário, negativo ou, ainda, zero. Tudo depende dos 
dados experimentais.
Mecanismos de reação
Como já foi visto, a lei de velocidade é baseada em dados 
experimentais. Buscando uma explicação teórica para mostrar como 
determinada reação possui uma lei de velocidade em particular, 
são propostos os mecanismos de uma reação. Logicamente, não 
estudaremos os mecanismos um por um, e sim divididos em grupos 
com semelhanças em suas aplicações. Veja a seguir.
Reação elementar (simples)
É aquela que se processa em única etapa. Em uma reação 
elementar, os expoentes de lei de velocidade são iguais aos coeficientes 
da equação balanceada.
Reação não elementar
É aquela que se processa em mais de uma etapa. Não importa 
quantas etapas a reação tenha, a etapa determinante da velocidade é a 
etapa lenta do processo. Nesse caso, a lei de velocidade será dada pelos 
reagentes e pelos coeficientes da etapa lenta e não da reação global.
Observações:
Molecularidade é definida como o número de 
partículas reagentes (moléculas, íons etc) que colidem em 
uma reação elementar ou em uma etapa de uma reação não 
elementar. Caso a reação ocorra em mais de uma etapa, não 
se define a sua molecularidade.
• Quando há um intermediário de reação como reagente da 
etapa lenta, ele deve ser eliminado da lei de velocidade com 
a utilização de artifícios matemáticos. Aqui utilizaremos 
a teoria do pré-equilíbrio ou a aproximação de estado 
estacionário, que estabelece que antes da etapa lenta há 
um equilíbrio rápido (onde a velocidade da reação direta é 
igual à da reação inversa). Utilizando esse equilíbrio rápido, 
é possível se eliminar o intermediário da lei de velocidade 
e obter-se a expressão algébrica final. Veja o exemplo:
 para a reação N
2(g)
 + 2 O
2(g)
  2 NO
2(g)
, o mecanismo 
proposto é:
 1. N O N O
k
k2 2 2 2
1
1
+
–
(equil brio r pido)   í á ;
 2. N O NOk2 2 2
2 2+  → (etapa lenta).
 A lei de velocidade fica: v = k
2
 · [N
2
O
2
] · [O
2
]
 Como N
2
O
2
 é intermediário, então devemos usar o equílibrio 
rápido: v
dir
 = v
inv
 ⇒ k
1
 · [N
2
] · [O
2
] = k
–1
 · [N
2
O
2
] ⇒ [N
2
O
2
] 
= k
k
1 2 2
1
⋅ ⋅
−
[N ] [O ] . Daí:
 substituindo na primeira equação, a lei de velocidade fica:
 
v
k k
k
N O= ⋅
−
⋅[ ]⋅[ ]1 2 2 2 2
1
.
• Chamamos de molecularidade de uma reação ao número 
mínimo de partículas reagentes que precisam colidir para 
que ocorra uma reação elementar ou uma etapa de uma 
reação não elementar.
• Não se define molecularidade para uma reação global se 
esta for não elementar (mais de uma etapa).
2F B O N L I N E . C O M . B R
//////////////////
Módulo de estudo
003.315 – 129516/18
Equações integradas para 
equações de 1ª e 2ª ordens
Equação integrada de 1ª ordem
Uma reação do tipo A → produtos, de 1ª ordem, tem a lei de 
velocidade dada por:
v = k · [A]
e a concentração do reagente A, calculada a qualquer instante, é dada 
matematicamente por:
In
A
A
k tt
[ ]
[ ]





 = ⋅
0
–
Observe ainda que o gráfico ln[A] versus t é uma reta de 
inclinação negativa, com coeficiente angular – k. Peça ao seu professor 
para realizar essa demonstração.
Outro dado importante em relação às reações de 1ª ordem 
se refere ao seu tempo de meia-vida (t
1/2
). O tempo de meia-vida é o 
tempo necessário para que a quantidade de reagente decresça pela 
metade. Em reações de 1ª ordem, o tempo de meia-vida é dado por:
t
k
onden n1 2
2
2 0 693/ , ,= =


Como o tempo de meia-vida de uma reação de 1ª ordem 
não depende da concentração inicial, o tempo necessário para que 
uma reação atinja valores insignificantes de reagente (ou seja, chega 
praticamente ao final) não depende da concentração inicial. Essa é 
uma característica peculiar das reações de 1ª ordem.
Equação integrada de 2a ordem
Uma reação do tipo A → produtos, de 2ª ordem, tem a lei de 
velocidade dada por:
v = k · [A]2
E a concentração do reagente A, calculada a qualquer instante, 
é dada matematicamente por:
1 1
0[A] [A]t
= + ⋅k t
Observe ainda que o gráfico 1/[A] versus t é uma reta de 
inclinação positiva, com coeficiente angular k. Peça novamente ao 
seu professor para realizar essa demonstração.
Para complementar nossos estudos em relação às reações 
de 2ª ordem, precisamos calcular seu tempo de meia-vida t1 2/( ) . 
Em reações de 2a ordem, o tempo de meia-vida é dado por:
t
k A
1/2 = ⋅[ ]
1
0
Veja que o tempo de meia-vida depende da concentração inicial 
a cada instante e o tempo que leva para chegar ao final depende da 
concentração inicial.
Observe que o gráfico de Ink versus 1/T é uma reta de 
inclinação negativa, com coeficiente angular (– Ea/R).
Essa é uma técnica experimental de determinação de 
valores de energias de ativação: encontram-se as constantes 
de velocidade k para um conjunto de temperaturas T, plota-se 
o gráfico e encontra-se o coeficiente angular da reta formada 
pelos pontos. Veja:
�
�
�
�
�
�����
∆(Ink)
∆(I/T)
In
k
Fatores que influenciam na velocidade
Vários fatores podem exercer influência na velocidade das 
reações. Alguns, no entanto, são mais importantes, pois atuam em 
quase todos os tipos de reações. Esses serão analisados com maior 
riqueza de detalhes.
Influência da concentração dos reagentes
O aumento na concentração dos reagentes em reações que 
ocorram em solução líquida ou gasosa gera o aumento na possibilidade 
de colisões entre as partículas reagentes, aumentando, portanto, 
a frequência de colisões. Assim, a velocidade dessas reações também 
será aumentada.
Na verdade, é uma conclusão natural: um pedaço de ferro metálico 
será consumido mais rapidamente se colocado em um ácido clorídrico 5 M 
do que se colocado no mesmo ácido em concentração 1 M.
Influência da temperatura
O aumento na temperatura de ocorrência de uma reação 
química aumenta a energia do sistema e provoca um aumento na 
frequência de colisões. Esse fato já seria suficiente para explicar 
por que o aumento da temperatura aumenta a velocidade de uma 
reação química. No entanto, uma explicação melhor pode ser colocada 
pelaanálise das curvas de distribuição de Maxwell-Boltzmann, cujo 
perfil é mostrado a seguir.
T
1
N
úm
er
o 
de
 p
ar
tíc
ul
as
T
2
T
1
 < T
2
 
Energia
E
at
E
at
3 F B O N L I N E . C O M . B R
//////////////////
003.315 – 129516/18
Módulo de estudo
Primeiramente, perceba que a temperatura maior não é a 
que sugere uma curva mais alta, e sim a que sugere uma curva mais 
extensa, que cobre maior região ao longo do eixo x. Logo, T
2
 > T
1
. 
Uma maior temperatura implica em maior agitação de partículas e, 
portanto, maior energia cinética. Uma maior energia cinética, por 
sua vez, implica em maior número de partículas com energia superior 
à energia de ativação, gerando mais colisões efetivas e, finalmente, 
possibilitando maior velocidade de reação.
Observações:
1. Um aumento de 10 °C na temperatura geralmente duplica 
a velocidade das reações químicas. Isso é conhecido como 
Regra de Van’t Hoff;
2. Quando se comparam reações submetidas às mesmas 
condições operacionais (temperatura, pressão e concentração), 
a reação que mais é influenciada pela temperatura é a de 
maior energia de ativação. Esse fato pode ser comprovado 
ao se analisar o número de partículas com energia superior 
à energia de ativação no gráfico de Maxwell-Boltzmann.
Influência da pressão (para reagentes em 
fase gasosa)
O aumento da pressão, quando se trata de reagentes em 
fase gasosa, tem comportamento semelhante ao do aumento da 
concentração. Aumentar a pressão de um gás significa submetê-lo a 
um menor volume e, portanto, a uma maior possibilidade de colisões 
entre as partículas reagentes. Isso gera um aumento na frequência de 
colisões, sem alterar a energia envolvida nessas colisões. Mesmo assim, 
há um consequente aumento na velocidade das reações.
Influência da superfície de contato (para 
reagentes em fase sólida)
O aumento da área superficial de um sólido aumenta o número 
de partículas em condições de sofrerem colisões, possibilitando maior 
chance de ocorrência de colisões efetivas. Assim, teremos maior 
frequência de colisões ao se aumentar a superfície de contato de 
um sólido. Mais uma vez, tem-se uma conclusão bem cotidiana: um 
comprimido efervescente reage mais rapidamente quando pulverizado 
(em pó, com maior área superficial) do que inteiro.
Influência do catalisador
A presença de catalisadores aumenta a velocidade das reações, 
pois o catalisador é uma espécie química que cria um novo caminho 
reacional de mais baixa energia de ativação e, consequentemente, de 
maior velocidade nas mesmas condições operacionais.
São características clássicas de um catalisador:
1. Apesar de criar um novo mecanismo reacional de mais baixa energia 
de ativação, o catalisador não é consumido no processo global. Nas 
catálises homogêneas, o catalisador é consumido em suas etapas 
iniciais e regenerado ao final;
2. As reações que ocorrem na presença de catalisadores não modificam 
os valores de seu DH, DS e DG, pois os mesmos são funções de 
estado;
3. O catalisador não modifica a posição de equilíbrio, pois acelera as 
reações direta e inversa com a mesma intensidade. Por isso, um 
catalisador eficiente para uma determinada reação direta também 
será eficiente em sua reação inversa.
Veja o gráfico de uma reação exotérmica, que ocorre em uma 
única etapa, mostrando a influência do catalisador.
H (entalpia)
E
at
 sem catalisador
E
at
 com catalisador
reagentes
produtos
curva com catalisador
caminho da reação
∆H < 0
curva sem catalisador
Em relação aos tipos de catálise, as reações se dividem em:
1. Catálise homogênea: ocorre quando o catalisador e os reagentes 
estão na mesma fase. É comum para reações em fase gasosa e em 
solução aquosa:
2 22 2 2 2H O H O Oaq g
I aq
( ) ( ) ( )
( )
−
 → +
2. Catálise heterogênea: ocorre quando catalisador e reagentes 
estão em fases distintas. É o caso mais comum na indústria. Observe 
o exemplo:
CO H CH + H O(g) 2(g) (g) 2 (g)
Fe(s)+  →3 4
Observação:
Reações de autocatálise são aquelas em que um de seus 
produtos atua como catalisador. A reação inicia lenta. 
À medida que os produtos vão aparecendo, ela vai 
tornando-se mais rápida.
Exercícios
01. A equação 4 HBr + O
2
 → 2 H
2
O + 2 Br
2 
pode ser mostrada nas 
seguintes etapas
I. HBr + O
2 
→ HOOBr (lenta)
II. HOOBr + HBr → 2 HBrO
 
(rápida)
III. 2 HBrO + 2 HBr
 
 → 2 H
2
O + 2 Br
2
 (rápida)
 A expressão que determina a velocidade da reação principal é 
a da alternativa
A) v = k[HOOBr] [HBr] 
B) v = k[HBrO]2 [HBr]2
C) v = k[H
2
O]2 [Br
2
]2 
D) v = k[HBr]4 [Br
2
]2
E) v = k[HBr] [O
2
]
4F B O N L I N E . C O M . B R
//////////////////
Módulo de estudo
003.315 – 129516/18
02. Para a reação CO
(g)
 + C
2(g)
 → COC
2(g)
, dois mecanismos são 
propostos:
I. C
2
 + CO → CC
2
 + O (lento)
 O + C
2
 → C
2
O (rápido)
 C
2
O + CC
2
 → COC
2
 + C
2
 (rápido)
II. C C
C CO COC
C COC COC C
  
  
   
2
2 2
2
+
+ → +
(rápido)
(rápido)
(lento)
 Que mecanismo é coerente com a equação de velocidade 
observada v = k[CO] · [C
2
]3/2? Justifique.
03. A reação entre os reagentes NO e O
2
 para produzir NO
2
 foi 
estudada em função da velocidade inicial de consumo de O
2
, 
de acordo com a tabela a seguir.
Experimento [NO], mol/L [O2], mol/L
Velocidade 
(mol/L·s)
1 0,10 0,20 2,0 · 10–4
2 0,10 0,40 4,0 · 10–4
3 0,30 0,20 1,8 · 10–3
A) Obtenha a lei de velocidade para a reação descrita.
B) Um mecanismo proposto foi:
 
2
2
1
1
2
2 2
2 2 2 2
NO N O
N O O NO
k
k
k
−
+  →
  
 Obtenha a lei de velocidade sugerida por esse mecanismo de 
acordo com a teoria de estado estacionário.
C) Qual a simplificação necessária para que o mecanismo em (B) 
seja compatível com a lei de velocidade (A)?
D) Dentre os gráficos a seguir, escolha, justificando, qual o que 
melhor representa comportamento de reação:
en
er
gi
a
coordenada de reação 
en
er
gi
a
coordenada de reação
en
er
gi
a
coordenada de reação
en
er
gi
a
coordenada de reação
en
er
gi
a
coordenada de reação
en
er
gi
a
coordenada de reação
A) B) C)
D) E) F)
04. A reação expressa pela equação 2 PQ + 2 R
2
 → P
2
 + 2 R
2
Q, a 100 ºC, 
apresenta o seguinte mecanismo:
I. 2 PQ + R
2
 → P
2
Q + R
2
Q (etapa lenta)
II. P
2
Q + R
2
 → P
2
 + R
2
Q (etapa rápida)
De acordo com o enunciado, assinale o item falso.
A) Dobrando a concentração do PQ, a velocidade da reação será 
quadruplicada.
B) Dobrando a concentração do R
2
, a velocidade da reação 
também dobrará.
C) Triplicando a concentração do PQ e do R
2
, a velocidade da 
reação ficará nove vezes maior.
D) A equação da velocidade da reação é V = K · [PQ]2 · [R
2
].
E) A ordem global da reação é de terceira ordem.
05. (UFPE) A cinética da reação entre o óxido nítrico e o oxigênio
2 NO + O
2
 → 2 NO
2
 (equilíbrio rápido)
é compatível com o seguinte mecanismo:
NO +O
2
 → OONO (equilíbrio rápido)
NO + OONO → 2 NO
2
 (etapa lenta)
A lei de velocidade para essa reação
( ) é de primeira ordem em relação ao NO.
( ) não depende da concentração do intermediário OONO.
( ) é de segunda ordem em relação ao NO
2
.
( ) é de segunda ordem em relação a ambos os reagentes.
( ) não apresenta constante de velocidade.
06. (UFPE) Um determinado defensivo agrícola, quando exposto ao 
meio ambiente, decompõe-se através de uma reação química. 
Considerando que a velocidade de decomposição, medida em 
laboratório, apresentou os resultados a seguir:
Concentração 
inicial (g/L)
Velocidade inicial de 
decomposição (g/L · mês)
0,1 0,002
0,2 0,004
0,6 0,012
 Analise as afirmativas a seguir e assinale o item incorreto.
A) A decomposição desse defensivo segue uma cinética de 
primeira ordem.
B) O tempo para que a concentração do defensivo se reduza a valores 
desprezíveis independe da sua concentração inicial.
C) A constante de decomposição do defensivo é de 0,02 mês–1.
D) O tempo de meia vida do defensivo é de [0,02/ln(2)] mês.
E) A velocidade inicial de decomposição do defensivo é de0,006 g/L.mês para uma concentração inicial de 0,3 g/L.
07. (ITA) Considere as seguintes equações que representam reações 
químicas genéricas e suas respectivas equações de velocidade:
I. A → produtos; v
I
 = k
I
 [A] 
II. 2 B → produtos; v
II
 = k
II
 [B]2 
 Considerando que, nos gráficos, [X] representa a concentração de 
A e de B para as reações I e II, respectivamente, assinale a opção 
que contém o gráfico que melhor representa a lei de velocidade 
das reações I e II.
A) 1
[x] II
I
tempo
1
[x]
II
I
tempo
II
I
tempo
II
I
tempo
[x]
[x]
II
I
tempo
�n[x]
B) 1
[x] II
I
tempo
1
[x]
II
I
tempo
II
I
tempo
II
I
tempo
[x]
[x]
II
I
tempo
�n[x]
5 F B O N L I N E . C O M . B R
//////////////////
003.315 – 129516/18
Módulo de estudo
C) 
1
[x] II
I
tempo
1
[x]
II
I
tempo
II
I
tempo
II
I
tempo
[x]
[x]
II
I
tempo
�n[x]
D) 
1
[x] II
I
tempo
1
[x]
II
I
tempo
II
I
tempo
II
I
tempo
[x]
[x]
II
I
tempo
�n[x]E) 
1
[x] II
I
tempo
1
[x]
II
I
tempo
II
I
tempo
II
I
tempo
[x]
[x]
II
I
tempo
�n[x]
• Texto para as questões 08 e 09. As questões a seguir se referem 
aos dados experimentais abaixo para a reação em fase gasosa 
2A + B → C:
Experimento [A]0 (mol/L) [B]0 (mol/L)
Velocidade 
inicial 
(mol/L.s)
1 2,0 3,0 9,0 · 101
2 3,0 4,0 2,4 · 102
3 4,0 5,0 5,0 · 102
08. O valor numérico da constante de velocidade para a reação 
anterior, utilizando as unidades expostas na tabela, é de
A) 2,0 B) 2,5
C) 3,0 D) 4,0
E) 5,0
09. Em qual alternativa está expresso um mecanismo coerente com 
a lei de velocidade da reação anterior.
A) A + B → I (etapa lenta)
 A + I → C (etapa rápida)
B) A + B  I (equilíbrio rápido) 
 A + I → C (etapa lenta)
C) 2 B  I (equilíbrio rápido)
 A + I → X + B (lenta)
 A + X → C (muito rápida)
D) 2 A  I (equilíbrio rápido) 
 I + B → C (lenta)
E) reação elementar: 2 A + B → C
10. Considere a reação de 2ª ordem com lei de velocidade v = k · [A]2, 
onde A é o reagente. A variação na concentração de A com o 
tempo é dada na tabela abaixo:
tempo (s) 0 400
[A] (mol/L) 0,5 0,1
Diante dos dados fornecidos, assinale a única alternativa falsa. 
A) A constante de velocidade é 2 · 10–2 L · mol–1 · s–1.
B) O tempo de meia-vida para o reagente A, a partir do momento 
inicial, é 100 s. 
C) A concentração de A, no tempo 900 s, será 0,05 mol/L.
D) A meia-vida da reação diminui com o consumo do reagente, 
indicando maior velocidade de reação com a evolução da reação.
E) Se a reação corresponder a um processo elementar, pode-se 
afirmar que se trata de uma reação bimolecular.
11. Para a reação A → produtos, com concentração inicial 
[A]
0
 = 0,6 mol · L–1, são tabelados os valores de ([A]/[A]
0
) ao longo 
do tempo. Veja:
tempo (s) [A]/[A]0
0 1
100 0,8290
200 0,6872
300 0,5697
400 0,4723
600 0,3246
1000 0,1533
De posse desses dados, determine, justificando
A) a ordem de reação;
B) a expressão matemática numérica (não é necessário calcular) 
que fornece o valor da constante de velocidade, com sua 
unidade.
12. A reação de decomposição do peróxido de hidrogênio, em 
solução aquosa, pode ocorrer de acordo com o seguinte diagrama 
energético e com o mecanismo:
1a etapa: H
2
O
2(aq)
 + I–
(aq)
 → H
2
O
() + IO
–
(aq)
2a etapa: H
2
O
2(aq)
 + IO–
(aq)
 → H
2
O
() + O2(g) + I
–
(aq)
H (kJ)
A
B
C
coordenada de reação
 Sobre o gráfico e o mecanismo anteriores, assinale a afirmação 
correta.
A) A se refere ao reagente H
2
O
2(aq)
.
B) A espécie I–, por ser catalisadora, não deve aparecer na lei de 
velocidade.
C) B se refere às espécies H
2
O
() e IO
–
(aq)
.
D) A espécie IO– 
(aq)
, que atua como catalisador, não é consumida 
no processo global.
E) A lei de velocidade pode ser expressa por v = k·[H
2
O
2
]·[I–].
13. (ITA) Considere quatro séries de experimentos em que quatro 
espécies químicas (X, Y, Z e W) reagem entre si, à pressão e 
temperatura constantes. Em cada série, fixam-se as concentrações 
de três espécies e varia-se a concentração (C
0
) da quarta. Para 
cada série, determina-se a velocidade inicial da reação (v
0
) em 
cada experimento. Os resultados de cada série são apresentados 
na figura, indicados pelas curvas x, y, z e w, respectivamente. 
6F B O N L I N E . C O M . B R
//////////////////
Módulo de estudo
003.315 – 129516/18
Com base nas informações fornecidas, assinale a opção que 
apresenta o valor correto da ordem global da reação química.
A) 3 
B) 4
C) 5
D) 6
E) 7
14. A reação entre os reagentes A e B é regida pela lei de velocidade 
v = k · [A]2 · [B]. De acordo com a tabela a seguir, a velocidade do 
experimento 2 deve ser:
Experimento [A], mol/L [B], mol/L
Velocidade 
(mol/L · s)
1 0,10 0,20 R
2 0,30 0,40 ????
A) 3R B) 6R
C) 12R D) 18R
E) 24R
15. (ITA) A figura apresenta cinco curvas (I, II, III, IV e V) da concentração 
de uma espécie X em função do tempo. Considerando uma reação 
química hipotética representada pela equação X (g) → Y (g), assinale 
a opção correta, que indica a curva correspondente a uma reação 
química que obedece a uma lei de velocidade de segunda ordem 
em relação à espécie X.
Tempo (s)
12
10
8
6
4
2
0
0 2 4 6 8 10
C
on
ce
nt
ra
çã
o 
de
 x
 (m
m
ol
L–
1 )
III
IV
V II I
A) Curva I
B) Curva II
C) Curva III
D) Curva IV
E) Curva V
16. A primeira explicação bem-sucedida das reações unimoleculares foi 
a oferecida por Frederick Lindemann, em 1921, e aperfeiçoada por 
Cyril Hinshelwood. No mecanismo de Lindemann-Hinshelwood, 
admite-se que a molécula do reagente A fica inicialmente ativada, 
formando a espécie A*, antes de se formar o produto final P. 
Observe o mecanismo completo:
A A A A
A P
k
k
k
a
a
b
+ +
 →
−
∗
∗
  
 A respeito da velocidade de formação de produtos, são feitas as 
seguintes afirmações:
I. A velocidade de formação do produto P é dada por 
V
k k
k k
P
a b
b a
= ⋅ ⋅
+ ⋅−
[A]
[A]
.
2
;
II. Se a 2a etapa é lenta, a reação pode ser descrita como 
1a ordem em A;
III. Se a [A] se torna muito baixa, a reação assume uma cinética 
de 2a ordem.
São corretas, apenas,
A) I B) II
C) II e III D) I e II
E) I, II e III
–0,2
–0,4
–0,6
–0,8
–1,0
–1,0 –0,9 –0,8 –0,7
w
z
y
x
log C
0
lo
g 
v 0
17. Um mecanismo proposto para a reação CHC
3(g)
 + C
2(g)
 → CC
4(g)
 
+ HC
(g)
 é dado por:
C
2(g)
  2 C
(g)
 
C
(g)
 + CHC
3(g)
 → CC
3(g)
 + HC
(g)
C
2(g)
 + CC
3(g)
 → CC
4(g)
 + C
(g)
 
 A lei de velocidade associada ao consumo de CHC
3
 é
A) v = k.[C
2
] 
B) v = k.[C].[CHC
3
]
C) v = k.[C
2
].[CHC
3
] 
D) v = k.[C
2
]1/2.[CHC
3
]
E) v = k.[C
2
]3/2.[CHC
3
]
18. Em relação aos conceitos sobre cinética química e equilíbrio 
químico, assinale a única alternativa falsa.
A) Se a curva log[A] versus tempo é uma reta de inclinação 
negativa, a reação A → produtos é de 1ª ordem.
B) Em uma reação elementar e em fase gasosa do tipo 
A + B → produtos, se a lei de velocidade pode ser escrita por 
v = k.[A], significa que a reação se comporta como reação de 
pseudo 1ª ordem.
C) Em uma reação de ordem zero do tipo A → produtos, 
a velocidade se mantém constante em relação a [A] e, portanto, 
o tempo de meia vida diminui com a evolução da reação.
D) Em reações de 2ª ordem do tipo A → produtos, o gráfico [A] 
versus tempo é uma parábola com concavidade voltada para 
cima.
E) Em reações de 1ª ordem do tipo A → produtos, o gráfico [A] 
versus tempo possui perfil exponencial.
19. Uma amostra contendo, inicialmente, apenas a espécie A, sofre 
a sequência de reações a seguir, todas de 1ª ordem, semelhantes 
a decaimentos radioativos:
A 
k
1 B 
k
2 C
 A reação é realizada, sob temperatura constante, em reator de 
volume fixo. Os valores de k
1
 e k
2
 são tais que as porcentagens 
de cada espécie, em mol, são fornecidas no gráfico a seguir.
0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 55 60 65 70
10
20
30
40
50
60
70
80
90
100
megatnecrop
tempo (minutos)
A
B
C
 Sabendo que ln2 = 0,7,assinale a única alternativa incorreta em 
relação às reações anteriores.
A O tempo de meia-vida para o consumo de A é de 
aproximadamente 23 minutos.
B) A constante de velocidade para a transformação de A em B 
é de 0,03 min–1, aproximadamente.
C) A velocidade de formação de C é a mesma que a de consumo 
de B.
D) O tempo de meia-vida para o consumo de B é menor que 
o de consumo de A.
E) A constante k
1
 é maior que a constante k
2
.
7 F B O N L I N E . C O M . B R
//////////////////
003.315 – 129516/18
Módulo de estudo
20. A reação do ozônio com átomos de oxigênio na presença de 
átomos de cloro pode ocorrer mediante o mecanismo de duas 
etapas elementares mostrado abaixo, junto com suas respectivas 
constantes de velocidade:
O
3(g)
 + C
(g)
 → O
2(g)
 + CO
(g)
 k
1
 = 5,2.109 L · mol–1 · s–1.
O
(g)
 + CO
(g)
 → O
2(g)
 + C
(g)
 k
2
 = 2,6.1010 L · mol–1 · s–1.
 O valor mais próximo para a constante de velocidade (k) para a 
reação global, expresso em L.mol–1.s–1, é
A) 5,2 · 109 B) 2,6 · 1010
C) 1,4 · 1020 D) 2,1 · 108
E) 3,1 · 1010
21. (Fuvest) Foram realizados quatro experimentos. Cada um deles 
consistiu na adição de solução aquosa de ácido sulfúrico, de 
concentração 1 mol/L, a certa massa de ferro. A 25 °C e 1 atm, 
mediram-se os volumes de hidrogênio desprendido em função 
do tempo. No final de cada experimento, sempre sobrou ferro 
que não reagiu. A tabela a seguir mostra o tipo de ferro usado 
em cada experimento e a temperatura e o volume da solução 
de ácido sulfúrico usado. O gráfico mostra os resultados.
 As curvas de 1 a 4 correspondem, respectivamente, aos experimentos.
Tempo
Vo
lu
m
e 
de
 h
id
ro
gê
ni
o
2
3
4
1
Experimento Material Temperatura/ ºC
Volume 
da solução 
de H2SO4/mL
A pregos 60 50
B limalha 60 50
C limalha 60 80
D limalha 40 80
A) 1-D; 2-C; 3-A; 4-B B) 1-D; 2-C; 3-B; 4-A
C) 1-B; 2-A; 3-C; 4-D D) 1-C; 2-D; 3-A; 4-B
E) 1-C; 2-D; 3-B; 4-A
22. (UFC) Uma das etapas da produção industrial de ácido nítrico 
envolve a reação de combustão da amônia (T = 1123 K) que, 
dependendo das condições, pode originar, além de água, NO ou 
N
2
 como produto principal, conforme representado no gráfico de 
energia versus caminho da reação, ilustrado abaixo.
En
er
gi
a 
Po
te
nc
ia
l
Caminho de Reação
∆H = –958kjmol–1
∆H = –1306 kjmol–1
4N
2
4NH
2
4NH
2
4NO
(I)
(II)
Sabendo-se que todas as espécies encontram-se no estado gasoso, 
a partir das informações contidas no gráfico e no enunciado da 
questão
A) a equação termoquímica do caminho reacional cuja velocidade 
é mais afetada pelo aumento de temperatura;
B) a velocidade de consumo de oxigênio em relação à velocidade 
de formação do produto principal da reação de maior energia 
de ativação, sabendo-se que a variação da concentração desse 
é de 10,0 mol · L–1, a cada cinco (05) minutos. Justificar através 
de cálculos numéricos.
23. (Fac. Albert Einstein - Medicin) Um comprimido efervescente, 
de 4,0 g de massa, contém bicarbonato de sódio, carbonato de 
sódio, ácido cítrico e ácido acetilsalicílico, todos sólidos, brancos, 
solúveis em água. Ao adicionar o comprimido à água, o ácido 
cítrico reage com o carbonato e o bicarbonato de sódio, gerando 
gás carbônico.
 Foram realizados 4 experimentos para estudar a cinética da reação 
envolvendo os reagentes presentes no comprimido efervescente, 
sendo que a condição de cada experimento encontra-se descrita 
seguir.
 Experimento 1. O comprimido inteiro foi dissolvido em 
200 mL de água a 25 ºC.
 Experimento 2. Dois comprimidos inteiros foram dissolvidos em 
200 mL de água a 25 C.
 Experimento 3. O comprimido triturado (4,0 g) foi dissolvido em 
200 mL de água a 25 ºC.
 Experimento 4. O comprimido inteiro foi dissolvido em 
200 mL de água a 50º C.
 Em cada experimento, recolheu-se gás carbônico, produzido 
nas mesmas condições de temperatura e pressão, até se obter 
100 mL de gás, registrando-se o tempo decorrido (t).
 A alternativa que apresenta adequadamente a comparação entre 
esses tempos é
A) t
1
 < t
2
t
1
 = t
3
t
1
 > t
4
B) t
1
 = t
2
t
1
 > t
3
t
1
 < t
4
C) t
1
 < t
2
t
1
 > t
3
t
1
 > t
4
D) t
1 
> t
2
t
1
 < t
3
t
1
 = t
4
24. (UFPE) Você está cozinhando batatas e fazendo carne grelhada, 
tudo em fogo baixo, em um fogão a gás. Se você passar as duas 
bocas do fogão para o fogo alto, o que acontecerá com o tempo 
de preparo?
A) Diminuirá para os dois alimentos.
B) Diminuirá para a carne e aumentará para as batatas.
C) Não será afetado.
D) Diminuirá para as batatas e não será afetado para a carne.
E) Diminuirá para a carne e permanecerá o mesmo para as batatas.
8F B O N L I N E . C O M . B R
//////////////////
Módulo de estudo
003.315 – 129516/18
25. (ITA) A figura a seguir representa o resultado de dois experimentos 
diferentes (I) e (II) realizados para uma mesma reação química 
genérica (reagentes → produtos). As áreas hachuradas sob as curvas 
representam o número de partículas reagentes com energia cinética 
igual ou maior que a energia de ativação da reação (E
at
). Baseado 
nas informações apresentadas nessa figura, é correto afirmar que
I
II
N
úm
er
o 
de
 p
ar
tíc
ul
as
Energia cinética
das partículas
E
at
A) a constante de equilíbrio da reação, nas condições do experimento I , 
é igual à da reação nas condições do experimento II.
B) a velocidade medida para a reação, nas condições do experimento I, 
é maior que a medida nas condições do experimento II.
C) a temperatura do experimento I é menor que a temperatura 
do experimento II.
D) a constante de velocidade medida nas condições do experimento 
I é igual à medida nas condições do experimento II.
E) a energia cinética média das partículas, medida nas condições 
do experimento I, é maior que a medida nas condições do 
experimento II.
26. (Fatec) Magnésio interage com ácidos, segundo a equação
Mg
(s)
 + 2 H+
(aq)
 → Mg2+
(aq)
 + H
2(g)
 Para o estudo da reação, duas experiências foram realizadas, tendo-se 
usado massas iguais de magnésio e volumes iguais de HC 1 mol/L 
e CH
3
COOH 1 mol/L. Os volumes de hidrogênio liberado foram 
medidos a cada 30 s. Os resultados foram projetados em gráfico, 
como se mostra a seguir.
Vo
lu
m
e 
de
 h
id
ro
gê
ni
o 
(c
m
2 )
180
150
120
90
60
30
30 40 60 80 100 1200
Exp. 1
Exp. 2
Tempo (s)
 Das afirmações feitas sobre esse estudo, todas estão corretas, 
exceto uma. Assinale-a.
A) A rapidez de liberação de H
2
 foi maior na exp. 1 do que na 2.
B) Na solução ácida usada na exp. 1, havia maior concentração 
de íons H+.
C) O ácido utilizado na exp. 1 foi CH
3
COOH 1 mol/.
D) Pode-se estimar que, na exp. 1, todo o magnésio foi consumido 
ao fim de 55 s, aproximadamente.
E) Pode-se estimar que, em ambas as experiências, o volume total 
de H
2
 liberado foi 150 cm3, embora em tempos diferentes.
27. Em duas condições distintas, a decomposição do NH
4
NO
3
, por 
aquecimento, conduz a diferentes produtos.
(1) Com NH
4
NO
3
 puro: 
NH
4
NO
3(s)
 aquecimento → N2O(g) + 2 H2O(g) + 169 kJ.
(2) NH
4
NO
3
 em presença de impurezas de cloreto:
 NH
4
NO
3(s)
 aquecimento → N2(g) + 2 H2O(g) + 1/2 O2(g) + 273 kJ.
As seguintes afirmações são feitas:
I. O caminho reacional (2), por ser mais exotérmico, deve ser o 
de menor energia de ativação;
II. O caminho reacional mais favorecido pelo aumento de temperatura 
é o caminho (2), por possuir maior energia de ativação;
III. As impurezas de cloreto atuam como catalisadores da reação da 
decomposição do NH
4
NO
3(s)
, segundo o caminho reacional (2);
IV. Sem as impurezas de cloreto, o caminho reacional (2) assume 
caráter não espontâneo;
V. Sem as impurezas de cloreto, a formação de N
2
 é menos 
favorecida, apesar de mais exotérmica.
São corretas
A) I, II, III e IV, apenas. 
B) II, III, IV e V, apenas
C) II, III e V, apenas. 
D) I, II, IV e V, apenas.
E) III, IV e V, apenas.
28. (ITA) Considere as seguintes afirmações relativas a reações 
químicas ocorrendo sob as mesmastemperatura e pressão e 
mantidas constantes.
I. Uma reação química, realizada com a adição de um catalisador, 
é denominada heterogênea se existir uma superfície de contato 
visível entre os reagentes e o catalisador;
II. A ordem de qualquer reação química, em relação à 
concentração do catalisador, é igual a zero;
III. A constante de equilíbrio de uma reação química realizada com 
a adição de um catalisador tem valor numérico maior do que 
o da reação não catalisada;
IV. A lei de velocidade de uma reação química realizada com a 
adição de um catalisador, mantidas constantes as concentrações 
dos demais reagentes, é igual àquela da mesma reação não 
catalisada;
V. Um dos produtos de uma reação química pode ser o catalisador 
dessa mesma reação.
Das afirmações feitas, estão corretas
A) apenas I e III. 
B) apenas I e V.
C) apenas I, II e IV. 
D) apenas II, IV e V.
E) apenas III, IV e V.
29. (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 NaHCO
3(s)
 → Na
2
CO
3(s)
 + H
2
O
(g)
 + CO
2(g)
9 F B O N L I N E . C O M . B R
//////////////////
003.315 – 129516/18
Módulo de estudo
 Considere o preparo de dois bolos com as mesmas quantidades 
de ingredientes e sob as mesmas condições, diferindo, apenas, 
na temperatura do forno: um foi cozido a 160 ºC e o outro, 
a 220 ºC. Em ambos, todo o fermento foi consumido.
 O gráfico que relaciona a massa de CO
2
 formada em função 
do tempo de cozimento, em cada uma dessas temperaturas de 
preparo, está apresentado em 
A) 
 a) 
B) 
 b) 
C) 
 c) 
D) 
 
d) 
30. (Unesp) Em um laboratório de química, dois estudantes realizam 
um experimento com o objetivo de determinar a velocidade da 
reação apresentada a seguir.
MgCO
3(s)
 + 2 HC
(aq)
 → MgC
2(aq)
 + H
2
O
() +CO2(g)
 Sabendo que a reação ocorre em um sistema aberto, o 
parâmetro do meio reacional que deverá ser considerado para 
a determinação da velocidade dessa reação é 
A) a diminuição da concentração de íons Mg2+. 
B) o teor de umidade no interior do sistema. 
C) a diminuição da massa total do sistema. 
D) a variação da concentração de íons C–. 
E) a elevação da pressão do sistema. 
Gabarito
01 02 03 04 05 06 07 08 09 10
E – – 4 – D A E C D
11 12 13 14 15 16 17 18 19 20
– E C D E E D D D A
21 22 23 24 25 26 27 28 29 30
E – C E C C C B D C
– Demonstração.
Anotações
SUPERVISOR/DIRETOR: MARCELO PENA – AUTOR: ANTONINO FONTENELLE
DIG.: Zilmar – REV.: SARAH