CINÉTICA QUÍMICA

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CINÉTICA QUÍMICA 
 
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CINÉTICA QUÍMICA 
Professor Alexandre Vargas Grillo 
 
 
 
 
 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
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QUESTÕES OBJETIVAS 
 
Questão 11.1 
(JEE - ADVANCED) A lei de taxa diferencial para a reação H2(g) + I2(g) → 2 HI(g). 
 
a) −
𝑑 [𝐻2]
𝑑𝑡
= −
𝑑 [𝐼2]
𝑑𝑡
= −
𝑑 [𝐻𝐼]
𝑑𝑡
 
 
b) 
𝑑 [𝐻2]
𝑑𝑡
=
𝑑 [𝐼2]
𝑑𝑡
=
1
2
𝑑 [𝐻𝐼]
𝑑𝑡
 
 
c) 
𝑑 [𝐻2]
𝑑𝑡
=
1
2
𝑑 [𝐼2]
𝑑𝑡
= −
𝑑 [𝐻𝐼]
𝑑𝑡
 
 
d) −2 
𝑑 [𝐻2]
𝑑𝑡
= −2
𝑑 [𝐼2]
𝑑𝑡
=
𝑑 [𝐻𝐼]
𝑑𝑡
 
 
Questão 11.2 
(JEE - ADVANCED) A taxa de reação dobra quando a temperatura aumenta de 300 K para 310 K. A energia de 
ativação desta reação será: (R = 8,314 J.mol-1.K-1; log 2 = 0,0301). 
a) 53,6 kJ.mol-1 
b) 48,6 kJ.mol-1 
c) 58,5 kJ.mol-1 
d) 60,5 kJ.mol-1 
 
Questão 11.3 
(JEE - ITT) Em uma reação de primeira ordem, a concentração do reagente diminui de 800 mol/dm³ para 50 mol/dm³ 
em 200 segundos. A constante de reação em s-1 é: 
a) 2 x 104 s-1 
b) 3,45 x 105 s-1 
c) 1,386 x 10-2 s-1 
d) 2 x 10-4 s-1 
 
Questão 11.4 
(ENADE) Em um laboratório, foram efetuadas diversas experiências para a reação: 2 H2(g) + 2 NO(g) → N2(g) + 2 H2O(g). 
Os resultados das velocidades iniciais obtidos estão representados na tabela a seguir. 
Experiência 
Concentração 
de H2 (mol.L-1) 
Concentração 
de NO (mol.L-1) 
Velocidade Inicial 
da reação (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 
4 0,30 0,10 0,30 
5 0,10 0,30 0,90 
Com base nesses dados, a equação da velocidade para a reação é: 
a) v = k.[H2] 
b) v = k.[NO] 
c) v = k.[H2].[NO] 
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d) v = k.[H2]².[NO] 
e) v = k.[H2].[NO]² 
 
Questão 11.5 
(OLIMPÍADA BRASILEIRA DE QUÍMICA) Obtém-se uma reta quando, para uma reação A → B, de primeira ordem, 
constrói-se um gráfico de: 
a) ln[A] versus t 
b) ln[A] versus 1/t 
c) [A] versus t 
d) [A] versus 1/t 
e) 1/[A] versus t 
 
Questão 11.6 
(OLIMPÍADA CEARENSE DO ENSINO SUPERIOR DE QUÍMICA) A decomposição térmica da fosfina (PH3) em 
fósforo e hidrogênio molecular trata-se de uma reação de primeira ordem. A meia vida da reação é 35,0 s à 680°C. 
Determine o tempo necessário para a decomposição de 95% da fosfina. 
a) t = 151,3 s 
b) t = 250 s 
c) t = 50 s 
d) t = 15,01 s 
e) t = 500 s 
 
Questão 11.7 
(OLIMPÍADA BRASILEIRA DE QUÍMICA) Assinale a opção que corresponde à fração de substrato que reagiu, em 
uma reação de primeira ordem, após um período de quatro vezes a meia-vida: 
a) 15/16 
b) 1/16 
c) 7/8 
d) ¾ 
e) ¼ 
 
Questão 11.8 
(OLIMPÍADA CEARENSE DO ENSINO SUPERIOR DE QUÍMICA) Um recipiente contém uma mistura dos compostos 
A e B que se decompõem segundo uma cinética de primeira ordem. As meias-vidas são de 50,0 minutos para A e 
18,0 minutos para B. Se as concentrações de A e B forem iguais no início, que tempo será necessário para que a 
concentração de A seja quatro vezes a concentração de B? 
a) 62 min 
b) 56 min 
c) 68 min 
d) 32 min 
e) 45 min 
 
Questão 11.9 
(GRILLO) A reação de decomposição do monóxido de dinitrogênio fornece nitrogênio gasoso e oxigênio também na 
fase gasosa, a 750°C. Este processo ocorre com cinética de primeira ordem, com constante cinética igual a 2,25 x 
10-2 h-1. Considerando que a pressão inicial seja igual a 375 torr, assinale a pressão de equilíbrio aproximado, ao final 
de 2,50 horas. 
a) 355 torr 
b) 400 torr 
c) 455 torr 
d) 500 torr 
e) 555 torr 
 
 
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Questão 11.10 
(GRILLO) Considere a reação representada pela decomposição do reagente A → B + C. Este processo se caracteriza 
por apresentr cinética de primeira ordem, com uma velocidade específica igual a 2,08×10–2 s–1. Calcule o tempo 
necessário para que o reagente A sofra uma diminuição de 0,100 mol x L-1 para 0,0450 mol x L-1? 
a) 0,0166 s 
b) 16,7 s 
c) 38,4 s 
d) 207 s 
 
Questão 11.11 
 (OLIMPÍADA DE QUÍMICA DO RIO DE JANEIRO) A constante de reação depende da: 
a) concentração de reagentes 
b) temperatura 
c) pressão 
d) energia de ativação 
e) concentração dos produtos 
 
Questão 11.12 
(GRILLO) As substâncias X e Y reagem para formar W e Z, sabendo que a reação é de segunda ordem em X. A 
constante de velocidade em 300 K é 0,500 L.mol-1.min-1. Qual é a meia-vida de X (em min) quando 4,0 x 10-2 mol.L-1 
de X é misturado com excesso de Y? 
a) 10 min 
b) 20 min 
c) 30 min 
d) 40 min 
e) 50 min 
 
Questão 11.13 
(OLIMPÍADA DE QUÍMICA DO RIO DE JANEIRO) O isótopo 131 do iodo é largamente empregado na medicina. A 
radiação emitida por este radioisótopo é utilizada em terapias no tratamento, por exemplo, de hipertiroidismo, do 
cancro da tiroideia e doença de Plummer. Seu período de meia vida é de 193 horas. A partir de uma massa inicial de 
1,0 g, quanto tempo levaria para que a massa deste radioisótopo se reduzisse a 0,3 g? 
a) 1,74 h 
b) 193 h 
c) 396 h 
d) 336 h 
e) 2,89 h 
 
Questão 11.14 
(OLIMPÍADA DE QUÍMICA DO RIO DE JANEIRO) Em tese, toda reação química está sujeita à condição de equilíbrio, 
na qual: 
a) a energia de ativação da reação direta é igual a zero. 
b) as reações direta e inversa são totalmente inibidas. 
c) o sistema reacional está deslocado para o sentido dos produtos. 
d) as concentrações dos reagentes e dos produtos se igualam. 
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e) as velocidades das reações direta e inversa são equivalentes. 
 
Questão 11.15 
 (OLIMPÍADA DE QUÍMICA DO RIO DE JANEIRO) Uma certa reação gasosa apresenta cinética de primeira ordem, 
apresentando um tempo de meia-vida igual a 25 minutos. Sabendo que o logaritmo neperiano de 2 é igual a 0,693; 
assinale a alternativa aproximada da velocidade específica desta reação. 
a) 4,62 x 10-3 s-1 
b) 6,4 x 10-3 s-1 
c) 1,65 h-1 
d) 3,78 min-1 
e) Nenhuma das respostas anteriores. 
 
Questão 11.16 
(GRILLO) As constantes de velocidade para a reação de segunda ordem de produção de iodo gasoso e de cloreto de 
hidrogênio, 2 ICl(g) + H2(g) → I2(g) + 2 HCl(g), são 0,163 e 0,348 L.mol-1.s-1, a 503 K e 513 K, respectivamente. Assinale 
a alternativa que apresenta o valor aproximado do fator de frequência para este processo cinético. 
a) 1,30 x 1016 L x mol-1 x s-1 
a) 1,30 x 1015 L x mol-1 x s-1 
a) 1,20 x 1013 L x mol-1 x s-1 
a) 1,35 x 1012 L x mol-1 x s-1 
a) 1,35 x 1010 L x mol-1 x s-1 
 
Questão 11.17 
(OLIMPÍADA AMERICANA DE QUÍMICA) A 651,5 K, o tempo de meia-vida para a decomposição de primeira ordem 
um determinado óxido é de aproximadamente 6,03 minutos, e uma energia de ativação igual a 52 kcal.mol-1. A partir 
desta informação, assinale a alternativa do tempo aproximado em segundos, necessário para que o referido óxido se 
decomponha em 75%, a 723 K. 
a) 10,0 segundos 
b) 10,5 segundos 
c) 12,4 segundos 
d) 12,8 segundos 
e) 13,8 segundos 
 
Questão 11.18 
(OLIMPÍADA AMERICANA DE QUÍMICA) A taxa de formação de O3(g) é igual a 2,0 x 10-7 mol.L-1.s-1 para a seguinte 
reação 3 O2(g) → 2 O3(g). Qual é a taxa de desaparecimento de O2(g) em mol.L-1s-1? 
a) 1,3 x 10-7 
b) 2,0 x 10-7 
c) 3,0 x 10-7 
d) 4,5 x 10-7 
 
 
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Questão 11.19 
(OLIMPÍADA BRASILEIRA DE QUÍMICA) Considere as assertivas abaixo, que se referem à ação dos catalisadores: 
I) Alteram a velocidade da reação; 
II) Diminuem a energia de ativação; 
III) Transformam as reações em reações espontâneas; 
IV) Deslocam o equilíbrio da reação para o lado dos produtos. 
Estão corretas, somente as assertivas: 
a) I e II 
b) I e III 
c) I e IV 
d) II e III 
e) III e IV 
 
Questão 11.20 
(OLIMPÍADA AMERICANA DE QUÍMICA) O ozônio na atmosfera da Terra se decompõe de acordo com a equação: 
2O3(g) → 3O2(g). Esta reação ocorre através de dois mecanismos: 
Passo 1: O3(g) = O2(g) + O(g) (Rápido, reversível) 
Passo 2: O3(g) + O(g) → 2 O2(g). (Lento) 
Qual a lei da taxa é consistente com este mecanismo? 
a) –∆[O3]/∆t = k[O3] 
b) –∆[O3]/∆t = k[O3]2 
c) –∆[O3]/∆t = k[O3]2 /[O2] 
d) –∆[O3]/∆t = k[O3]2 /[O2]3 
 
Questão11.21 
(OLIMPÍADA AMERICANA DE QUÍMICA) A energia de ativação de uma certa reação é 87 kJ.mol-1. Qual é a 
proporção das constantes de taxa para esta reação quando a temperatura diminui de 37°C para 15°C? 
a) 5/1 
b) 8,3/1 
c) 13/1 
d) 24/1 
 
Questão 11.22 
(GRILLO) Uma reação elementar do tipo W + Z → X foi realizada a uma temperatura ambiente com concentrações 
iniciais iguais a dois reagentes, [W]0 e [Z]0, de 10-3 mol.L-1 e obteve-se uma constante cinética, k = 8 x 10-3 (unidade). 
Assinale a alternativa correta que apresenta de forma aproximada o tempo de meia-vida. 
a) 34,7 horas 
b) 36 horas 
c) 38,90 horas 
d) 44,2 horas 
e) nenhuma das respostas anteriores 
 
Questão 11.23 
(GRILLO) Considere a reação de segunda ordem do tipo A(aq) + 2B(aq) → P(aq). Este processo apresentou inicialmente 
0,075 mol.L-1 em A e 0,080 mol.L-1 em B. Após um período de aproximadamente uma hora, a concentração da 
quantidade de matéria de A foi igual a 0,045 mol.L-1. Através destas informações, assinale a alternativa que apresenta 
o valor da constante de velocidade em L.mol-1.s-1. 
a) 0,10 
b) 0,15 
c) 0,20 
d) 0,25 
e) 0,30 
 
 
 
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Questão 11.24 
(GRILLO) A decomposição em fase gasosa do aldeído acético, também conhecido como acetaldeído, ocorre através 
de uma cinética de segunda ordem com velocidade específica de aproximadamente 0,30 L.mol-1.s-1. A partir destas 
informações, assinale o tempo necessário para que a concentração deste composto diminua de 0,50 mol.L-1 para 0,10 
mol.L-1. 
a) 26,7 segundos 
b) 30,2 segundos 
c) 35,0 segundos 
d) 44,5 segundos 
e) nenhuma das respostas anteriores 
 
Questão 11.25 
(GRILLO) A reação química do tipo 3A(gás) → P(gás), apresenta cinética de terceira ordem, com constante cinética na 
ordem de 3,50 x 10-4 L².mol-2.s-1. Sabendo que a espécie gasosa apresenta um decréscimo de concentração igual a 
7,70 x 10-2 mol.L-1 para 2,1 x 10-2 mol.L-1, assinale a alternativa correta que apresenta do tempo aproximado, 
necessário para esta diminuição de concentração. 
a) 27 dias 
b) 29 dias 
c) 31 dias 
d) 33 dias 
e) 35 dias 
 
Questão 11.26 
(GRILLO) Através da equação química hipotética apresentada a seguir: 4A(g) + 3B(g) → 2W(g), e sabendo que a 
velocidade da reação seja igual a 1,5 mol.L-1.h-1, assinale a alternativa que apresenta de forma correta as velocidades 
de formação e de consumo dos participantes gasosos A, B e W, respectivamente, da referida reação. 
a) 4,50; 3,00 e 6,0 
b) 6,0; 4,50 e 3,0 
c) 3,0; 4,50 e 6,0 
d) 3,0; 6,0 e 4,50 
e) nenhuma das respostas anteriores 
 
Questão 11.27 
(OLIMPÍADA PERUANA DE QUÍMICA) O N2O5 se decompõe segundo a seguinte equação química: 2 N2O5(g) → 4 
NO2(g) + O2(g), mediante uma cinética de primeira ordem, sendo sua constante de velocidade de 8,5 x 10-3 s-1. Se a 
pressão inicial do N2O5(g) é de 240 mmHg, qual é a pressão depois de 5 minutos? 
a) 12,7 mmHg 
b) 18,7 mmHg 
c) 25,5 mmHg 
d ) 36,6 mmHg 
 
Questão 11.28 
(OLIMPÍADA PERUANA DE QUÍMICA) Determine como verdadeiro (V) ou falso (F) as seguintes afirmações: 
I) A constante de velocidade, de qualquer reação química pode ser expressa em mol-1∙L∙s-1; 
II) As unidades da constante k, depende da reação ou da lei de velocidade; 
III) A constante de velocidade sempre é o mesmo valor durante toda a reação; 
IV) O valor da constante k é independente da temperatura a que a reação se realiza; 
V) A ordem total da reação é sempre igual a soma dos coeficientes estequiométricos dos reagentes. 
VI) A ordem total de qualquer reação química é sempre um número inteiro. 
a) VVVFFF 
b) FVFVFV 
c) FFVVVF 
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d) FVVFFF 
 
Questão 11.29 
Considere uma reação hipotética em fase aquosa que apresenta cinética de segunda ordem, do tipo Q(aq) + R(aq) → 
P(aq). Este processo foi conduzido inicialmente em 0,050 mol.L-1 de Q e 0,080 mol.L-1 em B. Após o decorrer da reação, 
a concentração da quantidade de matéria de A caiu para 0,020 mol.L-1 em um período de uma hora. Assinale a 
alternativa que apresenta o valor aproximado da constante cinética. 
 
a) 0,0041 
b) 0,0062 
c) 0,0089 
d) 0,0099 
e) 0,0120 
 
Questão 11.30 
(GRILLO) Considere a seguinte tabela cinética apresentada a seguir. 
 
Experimento [P] (mol.L-1) [Q] (mol.L-1) Velocidade de reação (mol.L-1.s-1) 
I 0,10 0,10 2,0 x 10-3 
II 0,20 0,20 8,0 x 10-3 
III 0,10 0,20 4,0 x 10-3 
 
Assinale a alternativa que apresenta o valor da velocidade específica. 
a) 0,20 s-1 
b) 0,20 L x mol-1 x min-1 
c) 0,20 min-1 
d) 0,20 L² x mol² x min-1 
e) nenhuma das respostas anteriores 
 
 
 
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QUESTÕES DISCURSIVAS 
Questão 11.1 
(CONCURSO PARA DOCENTE - IFRJ) A decomposição química de um composto A apresenta cinética de primeira 
ordem. Um estudo sobre o decréscimo de concentração do composto versus o tempo é mostrado na seguinte tabela: 
[A] (mol.L-1) Tempo (horas) 
25,00 0 
18,95 1 
10,88 3 
6,25 5 
De acordo com os dados obtidos, calcule: 
a) o tempo de meia-vida para o decaimento do composto; 
b) o valor da constante de velocidade; 
c) a concentração da substância A, decorridos 4 horas de reação; 
d) o tempo necessário para a decomposição de 99% do composto. 
 
Questão 11.2 
(CONCURSO PARA DOCENTE - IFRJ) A reação de decomposição do pentóxido de dinitrogênio (N2O5) possui uma 
constante de velocidade a 25°C igual a 3,38 x 10-4.s-1. Considerando que a equação que representa a reação é: 
2 N2O5(g) → 4 NO2(g) + O2(g). 
a) Calcule o tempo de meia vida do N2O5. 
b) Construa um gráfico qualitativo, do qual possa extrair o valor da constante. 
 
Questão 11.3 
(CONCURSO PARA DOCENTE - IFRJ) Esta reação, expressa na equação a seguir, foi realizada na temperatura de 
20°C, com concentração inicial de NO3(g), igual a 0,05 mol.L-1. Decorridos 60 minutos, foi verificado que a concentração 
de NO3 passou a ser de 0,0358 mol.L-1. NO3(g) → NO2(g) + ½ O2(g). Sabendo que a decomposição de NO3(g) segue uma 
cinética de segunda ordem, determine o seguinte: 
a) O valor da constante cinética; 
b) A concentração de NO3(g) decorridos 145 minutos; 
c) O tempo necessário para que reste 1% da concentração inicial do reagente. 
 
Questão 11.4 
(OLIMPÍADA BRASILEIRA DE QUÍMICA) Na reação abaixo ocorre à transferência de um átomo de oxigênio do NO2 
para o CO: CO(g) + NO2(g) → CO2(g) + NO(g). Esta reação foi estudada a 267°C obtendo-se os seguintes dados: 
 
 
 
 
 
 
A partir destes dados, determine: 
a) a expressão da velocidade. 
b) a ordem de reação em relação a cada reagente. 
c) Calcule a constante de velocidade, expressando-a com suas unidades. 
 
 
Exp. 
Concentração (mol.L-1) Velocidade inicial 
(mol.L-1.s-1) [CO] [NO2] 
1 5,0 x 10-4 0,35 x 10-4 5,65 x 10-10 
2 5,0 x 10-4 0,70 x 10-4 1,13 x 10-9 
3 1,0 x 10-3 0,35 x 10-4 1,13 x 10-9 
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Questão 11.5 
(EXAME NACIONAL DE CURSOS – ENGENHARIA QUÍMICA) Dados experimentais obtidos a partir de uma reação 
A → B são apresentados na tabela abaixo: 
Tempo 
(s) 
Concentração de A 
(mol.L-1) 
100 0,50 
200 0,25 
300 0,20 
Determine: 
a) A ordem de reação. 
b) O valor da constante de velocidade. 
c) O tempo de meia-vida para uma concentração inicial de 1 mol.L-1. 
Questão 11.6 
(OLIMPÍADA BRASILEIRA DE QUÍMICA) Uma das reações que ocorrem nos motores de carro e sistemas de 
exaustão é: NO2(g) + CO(g) → NO(g) + CO2(g). Os dados experimentais para esta reação são os seguintes: 
Experimento 
[NO2] inicial 
(mol.dm-3) 
[CO] inicial 
(mol.dm-3) 
Velocidade inicial 
(mol.dm-3.s-1) 
1 0,10 0,10 0,0050 
2 0,40 0,10 0,0800 
3 0,10 0,20 0,0050 
a) Escreva a equação da lei de velocidade desta reação, considerando o seguinte mecanismo para esta reação: 
Etapa 1: NO2 + NO2 → NO3 + NO 
Etapa 2: NO3 + CO → NO2 + CO2 
b) Qual a etapa determinante da reação? Justifique. 
c) Desenhe um diagrama de energia (energia versus caminho da reação) para esta reação. 
 
Questão 11.7 
(OLIMPÍADA PORTUGUESA DE QUÍMICA) Considere o seguinte mecanismo proposto para a decomposiçãodo 
peróxido de hidrogênio: 
H2O2(aq) + I-(aq) → H2O(l) + IO-(aq) 
H2O2(aq) + IO-(aq) → H2O(l) + I-(aq) + O2(g) 
a) Escreva a reação global. 
b) Diga qual é o catalisador desta decomposição. Justifique. 
c) Quais são os intermediários desta reação? Justifique. 
 
Questão 11.8 
(EXAME NACIONAL DE CURSOS – ENGENHARIA QUÍMICA) Para a reação de decomposição do ozônio 2 O3(g) → 
3 O2(g) foi proposto um mecanismo em duas etapas, a primeira envolvendo a reação de equilíbrio O3 ⇄ O2 + O e a 
segunda envolvendo a reação irreversível O + O3 → 2 O2. 
a) Desenvolva a equação da velocidade de reação em termos de O2 para o mecanismo proposto. 
b) Mostre que a cinética da reação é de segunda ordem em relação ao O3 e de ordem -1 em relação ao O2. 
 
Questão 11.9 
(EXAME NACIONAL DE CURSOS – ENGENHARIA QUÍMICA) Calcule a constante de equilíbrio a 350°C para a 
reação H2(g) + I2(g) ⇄ 2 HI(g), a partir dos dados abaixo. 
Reação Eat (kJ.mol-1) A (L.mol-1.s-1) 
Sentido 1 165,1 1,6 x 1011 
Sentido 2 186,0 1,2 x 1010 
Eat é a energia de ativação e A é o fator de frequência ou pré-exponencial. 
 
 
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Questão 11.10 
(GRILLO) Considere a seguinte reação de formação do dióxido de nitrogênio, representado pela seguinte equação 
química, 2 NO + O2 → 2 NO2. Sabendo que o mecanismo proposto está representado da seguinte maneira: 
NO + NO →⏞
𝑘1
 N2O2 
N2O2 →⏞
𝑘2
 2 NO 
N2O2 + O2 →⏞
𝑘3
 2 NO2 
Deduza uma equação da taxa de velocidade em relação a formação de NO2, utilizando a aproximação do estado 
estacionário em relação à espécie estacionária. 
 
Questão 11.11 
(CONCURSO PARA DOCENTE - IFRJ – MODIFICADA) O seguinte mecanismo foi proposto para a obtenção do 
ácido hipobromoso: 
 
1) HBr + O2 ⇌⏞
𝑘1
⏟
𝑘1
´
 HOOBr 
 
2) HOOBr + HBr →⏞
𝑘2
 2 HOBr 
 
Onde k1 e k´1 são, respectivamente, na etapa 1, as constantes de velocidade das reações direta e inversa e k2 é a 
constante de velocidade da reação na etapa 2. Baseando-se no mecanismo proposto, determine a lei de velocidade 
da reação de formação de HOBr. 
 
Questão 11.12 
(OLIMPÍADA BRASILEIRA DE QUÍMICA - MODIFICADA) Moléculas de butadieno podem acoplar para formar C8H12. 
A expressão da velocidade para esta reação é v = k.[C4H6]² e a constante de velocidade estimada é 0,014 L.mol-1.s-1. 
Se a concentração inicial de butadieno é 0,016 mol.L-1, determine o tempo necessário para que a concentração decaia 
para 0,0016 mol.L-1. 
 
Questão 11.13 
(GRILLO) Deduza a expressão matemática do tempo de meia-vida para um processo químico com cinética de terceira 
ordem. 
 
Questão 11.14 
(GRILLO) Deduzir a equação da velocidade da decomposição térmica do composto gasoso A3(g), através da seguinte 
equação química balanceada: A3(g) → 3/2 B2(g), sugerindo o seguinte mecanismo proposto a seguir: 
A3(g) 
𝑘𝑎
→ B2(g) + C 
B2(g) + C 
𝑘𝑏
→ A3(g) 
C + A3(g) 
𝑘𝑐
→ 2 B2(g) 
Considere que a condição do estado estacionário seja a espécie intermediária gasosa C. 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
12 
 
Questão 11.15 
(OLIMPÍADA BRASILEIRA DE QUÍMICA) O iodoetano é um líquido incolor usado como precursor em reações 
orgânicas de alquilação na indústria farmacêutica e na produção representada de defensivos agrícolas. A 
decomposição do iodoetano é representada pela equação abaixo: C2H5I(g) → C2H4(g) + HI(g). 
 
T(K) 660 680 720 760 
k 7,2 x 10-4 2,2 x 10-3 1,70 x 10-2 0,110 
 
a) Determine a energia de ativação de Arrhenius para a reação citada e o valor do fator A. 
b) Determine o valor da constante de velocidade da reação à temperatura de 400°C. 
c) Explique como um catalisador influencia na variação da entalpia e na constante de equilíbrio de uma reação 
química. 
d) Indique a geometria de cada carbono tanto para os reagentes quanto para os produtos. 
e) Faça uma previsão comparativa das polaridades do iodoetano, do eteno e do iodeto de hidrogênio. 
 
 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
13 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
GABARITO 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
14 
 
QUESTÕES OBJETIVAS 
 
Questão 11.1 
(JEE - ADVANCED) Alternativa D. 
 
A lei de taxa diferencial para a reação H2(g) + I2(g) → 2 HI(g). 
 
−
d [H2]
dt
= −
d [I2]
dt
= +
1
2
d [HI]
dt
 
 
Multiplicando por dois a relação acima: −2 
d [H2]
dt
= −2
d [I2]
dt
=
d [HI]
dt
 
 
Questão 11.2 
(JEE - ADVANCED) Alternativa A. 
Informações do problema: 
K1; T1 = 300 K 
K2 = 2 x K1; T2 = 310 K 
Para o cálculo da energia de ativação, será necessário utilizar a equação de Arrhenius. 
ln (
k1
k2
) =
Eat
R
 x [
1
T2
−
1
T1
] 
ln (
k1
2 x k1
) =
Eat
8,314
 x [
1
310
−
1
300
] 
− ln(2) x 8,314 = Eat x (− 1,07 x 10
−4) 
Eat =
− 1,07 x 10−4
−0,693 x 8,314
= 210147,84
J
mol
 
Eat = 53582 
J
mol
 
Questão 11.3 
(JEE - ITT) Alternativa C. 
A partir da equação cinética de primeira ordem, temos: ln (
[𝐴]Final
[𝐴]Inicial
) = −𝑘𝑡 
ln (
50
800
) = −200 x k 
k = 1,39 x 10−2 𝑠−1 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
15 
 
Questão 11.4 
(ENADE) Alternativa E. 
Primeira maneira de resolução: 
Aplicando o método das velocidades iniciais. 
Equação da velocidade: v = k.[H2]α.[NO]β, onde α e β correspondem as ordens de reação dos reagentes A e B, 
respectivamente. Aplicando a função logarítmica na equação acima, temos: 
Log v = log k + α.log[H2] + β.log[NO] 
Através do experimento 1, temos: 
Log (0,10) = log k + α.log(0,10) + β.log(0,10) 
-1 = log k – α – β 
log k = α + β -1 (Equação 1) 
Através do experimento 2, temos: 
Log (0,20) = log k + α.log(0,20) + β.log(0,10) 
-0,70 = log k – 0,70α – β 
log k = 0,70α + β - 0,70 (Equação 2) 
Através do experimento 3, temos: 
Log (0,40) = log k + α.log(0,10) + β.log(0,20) 
-0,40 = log k – α – 0,70β 
-0,40 = log k – 1 – 0,70β 
log k = 0,70β + 0,60 (Equação 3) 
Igualando as equações (1) e (2): 
α + β -1 = - 0,70 + 0,70α + β 
α - 0,70α = - 0,70 + 1 
0,30.α = 0,30 
α = 1,0. 
Igualando as equações (1) e (3), temos: 
α + β -1 = 0,60 + 0,70α 
1 + β -1 = 0,60 + 0,70α 
β = 0,60 + 0,70α 
0,30 x β = 0,60 
β = 2,0 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
16 
 
A ordem de reação para o gás hidrogênio é igual a 1 e a ordem de reação em relação ao monóxido de nitrogênio é 
igual a 2. 
Equação da velocidade: v = k.[H2].[NO]². 
É possível resolver a questão de uma maneira mais rápida e direta. Vamos a esta resolução... 
Segunda maneira de resolução: 
Determinação da ordem de reação em relação ao gás hidrogênio (α): Observa-se que entre o experimento 1 e o 2, a 
concentração da quantidade de matéria do monóxido de nitrogênio encontra-se constante, enquanto a concentração 
de gás hidrogênio dobra e a velocidade também dobra. Logo: 
(
0,20
0,20
)
𝛼
=
0,20
0,10
 
2𝛼 = 2 
𝛼 = 1 
Determinação da ordem de reação em relação ao monóxido de nitrogênio (β): Observa-se que entre o experimento 1 
e o 3, a concentração da quantidade de matéria do gás hidrogênio encontra-se constante, enquanto a concentração 
de monóxido de nitrogênio dobra, e a velocidade quadruplica. Logo: 
(
0,20
0,10
)
𝛽
=
0,40
0,10
 
2𝛽 = 4 
𝛽 = 2 
Equação da velocidade: v = k.[H2].[NO]². 
Questão 11.5 
(OLIMPÍADA BRASILEIRA DE QUÍMICA) Alternativa A.
 
Reação química hipotética do tipo A → B. Fazendo a integração da concentração do reagente A em função do tempo, 
temos: 
−
𝒅[𝑨]
𝒅𝒕
= 𝒌 𝒙 [𝑨] (Equação diferencial para uma cinética de primeira ordem) 
 
Separando as variáveis, temos: 
𝟏
[𝑨]
𝒅[𝑨] = − 𝒌 𝒙 𝒅𝒕 
 
∫
𝟏
[𝑨]
[𝑨]𝑭𝒊𝒏𝒂𝒍
[𝑨]𝑰𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍
𝒅[𝑨] = − 𝒌 𝒙 ∫ 𝒅𝒕
𝒕
𝟎
 
 
𝒍𝒏[𝑨]𝑭𝒊𝒏𝒂𝒍 − 𝒍𝒏[𝑨]𝑰𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍 = − 𝒌 𝒙 (𝒕 − 𝟎) 
 
𝒍𝒏[𝑨]𝑭𝒊𝒏𝒂𝒍 − 𝒍𝒏[𝑨]𝑰𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍 = − 𝒌 𝒙 𝒕 
 
A equação em negrito é uma equação de primeiro grau, onde ln[A]Final é o eixo y, ln[A]Inicial é o coeficiente linear, (– k) 
é o coeficiente angular e t é o eixo x. 
 
Análise gráfica. 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
17 
 
 
Questão 11.6 
(OLIMPÍADA CEARENSE DO ENSINO SUPERIOR DE QUÍMICA) Alternativa A. 
Equação química: 4 PH3(g) → P4(g) + 6 H2(g) 
Cálculo da constante cinética (k), apartir do tempo de meia-vida (t1/2): 𝑡1
2⁄
=
𝑙𝑛2
𝑘
 
35,0 =
𝑙𝑛2
𝑘
 
𝑘 = 1,98 𝑥 10−2 𝑠−1 
Informação fornecida pelo problema: [Óxido]FINAL = 0,05 x [Óxido]INICIAL; ln (
[óxido]Final
[óxido]Inicial
) = −k x tempo 
𝑙𝑛 (
0,05 𝑥 [ó𝑥𝑖𝑑𝑜]𝐼𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
[ó𝑥𝑖𝑑𝑜]𝐼𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
) = −0,0198 𝑥 𝑡𝑒𝑚𝑝𝑜 
𝑡𝑒𝑚𝑝𝑜 =
𝑙𝑛(0,05 )
−0,0198
= 151,3 𝑠 
Questão 11.7 
(OLIMPÍADA BRASILEIRA DE QUÍMICA) Alternativa B. 
Informação fornecida pelo problema: tempo = 4 x (t1/2). 
Sabendo que o processo cinético para uma reação de primeira ordem é dada por: 𝑙n
[substrato]Final
[substrato]Inicial
= −k x tempo 
Sabendo que o tempo de meia-vida para uma cinética de primeira ordem é definida a partir da seguinte expressão 
matemática: 𝑡1
2⁄
=
𝑙𝑛2
𝑘
. 
Cálculo da fração de substrato que sofreu reação: 𝑙𝑛
[𝑠𝑢𝑏𝑠𝑡𝑟𝑎𝑡𝑜]𝐹𝑖𝑛𝑎𝑙
[𝑠𝑢𝑏𝑠𝑡𝑟𝑎𝑡𝑜]𝐼𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
= −𝑘 𝑥 𝑡𝑒𝑚𝑝𝑜 
ln
[substrato]Final
[substrato]Inicial
= −k x 4 x t1
2⁄
 
ln
[substrato]Final
[substrato]Inicial
= −k x 4 x (
ln 2
k
) 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
18 
 
ln
[substrato]Final
[substrato]Inicial
= −4 x ln 2 
[substrato]Final
[substrato]Inicial
= e−2,772 
[substrato]Final
[substrato]Inicial
= 0,0625 
[substrato]Final
[substrato]Inicial
=
625
10000
 
[substrato]Final
[substrato]Inicial
=
1
16
 
Questão 11.8 
(OLIMPÍADA CEARENSE DO ENSINO SUPERIOR DE QUÍMICA) Alternativa B. 
 
Cálculo da velocidade específica (k) para o gás A: t1
2⁄
=
ln2
k651,5 K
 
kA =
ln2
t1
2⁄
=
ln2
50 min
= 1,39 x 10−2 min−1 
Cálculo da velocidade específica para o gás B: 𝑡1
2⁄
=
𝑙𝑛2
𝑘651,5 𝐾
 
𝑘𝐵 =
𝑙𝑛2
𝑡1
2⁄
=
𝑙𝑛2
18 𝑚𝑖𝑛
= 3,85 𝑥 10−2 𝑚𝑖𝑛−1 
Dividindo a equação do gás A, [𝐴]𝐹𝑖𝑛𝑎𝑙 = [𝐴]𝐼𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 𝑥 𝑒
−𝑘 𝑥 𝑡𝑒𝑚𝑝𝑜 , pela equação do gás B, 
 [B]Final = [B]Inicial x e
−k x tempo, temos: 
[A]Final
[B]Final
=
[A]Inicial x e
−k x tempo
[B]Inicial x e
−k x tempo
 
Informação do problema: [𝐴]𝐼𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 = [𝐵]𝐼𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 e [𝐴]𝐹𝑖𝑛𝑎𝑙 = 4 𝑥 [𝐵]𝐹𝑖𝑛𝑎𝑙 
[A]Final
[B]Final
=
[B]Inicial x e
−k x tempo
[B]Inicial x e
−k x tempo
 
4 x [B]Final
[B]Inicial
=
[B]Inicial x e
−1,39 x 10−2 x tempo
[B]Inicial x e
−3,85 x 10−2 x tempo
 
4 =
e−1,39 x 10
−2 x tempo
e−3,85 x 10
−2 x tempo
 
4 = e(−1,39 x 10
−2+ 3,85 x 10−2) x tempo 
Aplicando o logaritmo neperiano, temos: ln4 = 𝑙𝑛{𝑒(−1,39 𝑥 10
−2+ 3,85 𝑥 10−2) 𝑥 𝑡𝑒𝑚𝑝𝑜} 
1,386= 2,47 x 10−2 x tempo 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
19 
 
tempo =
1,386
2,47 x 10−2
= 56,11 min 
Questão 11.9 
(GRILLO) Alternativa A. 
Equação química: N2O(g) → N2(g) + ½ O2(g) 
Equação química com cinética de primeira ordem: ln
[NO2]Final
[NO2]Inicial
= −k x tempo 
Em função da pressão parcial do dióxido de nitrogênio, a equação acima fica da seguinte maneira: 
ln
pNO2
Final
pNO2
Inicial
= −k x tempo 
Substituindo na equação cinética de primeira ordem, temos: ln
pNO2
Final
pNO2
Inicial = −k x tempo 
ln
pNO2
Final
375 torr
= −2,25 x 10−2 x 2,50 
pNO2
Final
375 torr
= e(−0,05625) 
pNO2
Final = 375 torr x e(−0,05625) = 354,49 torr 
Questão 11.10 
(GRILLO) Alternativa C. 
ln (
[A]final
[A]inicial
) = −k x tempo 
 
ln (
0,0450
0,100
) = −2,08 x 10−2 x tempo 
 
tempo =
ln(0,450)
−2,08 x 10−2
= 38,38 s 
 
Questão 11.11 
(OLIMPÍADA DE QUÍMICA DO RIO DE JANEIRO) Alternativa B. 
 
A constante de velocidade ou também definida como velocidade específica é dependente da temperatura, conforme 
o estudo de Svante Arrhenius. Equação que relaciona a constante de velocidade com a temperatura: 
dlnk
dT
=
Eat
RT²
. 
 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
20 
 
Questão 11.12 
(GRILLO) Alternativa E. 
 
O problema trata de uma reação de pseudo segunda ordem, pois um dos reagentes encontra-se em excesso. Logo, 
a equação da velocidade ficará da seguinte maneira: vreação = k x [X]
2. Cálculo do tempo de meia-vida para uma 
cinética de segunda ordem: t1/2 =
1
k x [X]inicial
=
1
0,500 x 0,04
= 50 min 
 
Questão 11.13 
(OLIMPÍADA DE QUÍMICA DO RIO DE JANEIRO) Alternativa D. 
 
Cálculo da constante cinética (k), a partir da equação do tempo de meia-vida de cinética de primeira ordem: 
t1/2 =
ln 2
k
 
 
k =
0,693
193 h
= 3,59 x 10−3 h−1 
 
Cálculo do tempo (t): ln (
mfinal
minicial
) = − k x tempo 
ln (
0,30
1,0
) = − 3,59 x 10−3 x tempo 
tempo =
ln(0,30)
− 3,59 x 10−3
=
−1,20
− 3,59 x 10−3
= 334,26 h 
 
Questão 11.14 
(OLIMPÍADA DE QUÍMICA DO RIO DE JANEIRO) Alternativa E. 
 
O equilíbrio químico é estudado a partir do momento em que a velocidade da reação direta for igual a velocidade da 
reação inversa. 
 
Questão 11.15 
(OLIMPÍADA DE QUÍMICA DO RIO DE JANEIRO) Alternativa C. 
Cálculo da constante cinética. Sabendo que o tempo de meia-vida é igual a 25 minutos, temos: 25 min =
ln2
k
 
k =
ln2
25
=
0,693
25 min
= 2,77 x 10−2 min−1 
k = 2,77 x 10−2 min−1 x (
60 min
1 h
) = 1,66 h−1 
Questão 11.16 
(GRILLO) Alternativa A. 
Dados do problema: k1 (503 K) = 0,163 L.mol-1.s-1 e k2 (513 K) = 0,348 L.mol-1.s-1. 
Cálculo da energia de ativação (Eat), a partir da equação de Arrhenius: ln (
k1
k2
) =
Eat
R
 x [
1
T2
−
1
T1
] 
ln (
0,163
0,348
) =
Eat
8,314
 x [
1
513
−
1
503
] 
Eat = 1,63 x 10
5 kJ.mol−1 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
21 
 
Determinação do fator pré-exponencial (A): k1 = A. e
(−
Eat
R.T
)
 
0,163 = A x e
(−
1,63 x 105
8,314 x 503
)
 
0,163 = A x e(−38,91) → A = 1,29 x 1016 L.mol−1. s−1 
Questão 11.17 
(OLIMPÍADA AMERICANA DE QUÍMICA) Alternativa E. 
 
Cálculo da constante cinética para um tempo de meia-vida igual a 6,03 minutos a 651,50 K: k651,5 K =
ln2
t1
2⁄
=
ln 2
6,03 min
= 0,115 min−1 
 
Cálculo da velocidade específica a 723 K, utilizando a equação de Arrhenius: 
k1 (651,50 K) = 0,115 min-1 e k2 (723 K) = ? 
ln (
k651,5 K
k723 K
) =
Eat
R
x [(
1
723
) − (
1
651,5
)] 
ln (
0,115
k723 K
) =
52000
1,987
x [(
1
723
) − (
1
651,5
)] 
ln (
0,115
k723 K
) = −3,97 
0,115
k723 K
= e−3,97 
k723 K =
0,115
1,88 x 10−2
= 6,12 min−1 
Informação fornecida pelo problema: [Óxido]Final = 0,25 x [Óxido]Inicial 
Cálculo do tempo (t) em minutos, a partir da cinética de primeira ordem: ln (
0,25 x [óxido]Inicial
[óxido]Inicial
) = −k x tempo 
ln(0,25) = − 6,12 x tempo 
tempo =
ln(0,25)
−6,12
= 0,226minx (
60 s
1 min
) = 13,56 s 
Questão 11.18 
(OLIMPÍADA AMERICANA DE QUÍMICA) Alternativa C. 
 
Equação química: 3 O2(g) → 2 O3(g) 
 
vreação = −
1
3
x 
d[O2]
dt
= +
1
2
x 
d[O3]
dt
 
 
−
1
3
x 
d[O2]
dt
= +
1
2
x (2,0 x 10−7) 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
22 
 
−
1
3
x vO2 = +
1
2
x (2,0 x 10−7) 
 
vO2 = 3,0 x 10
−7
mol
L x s
 
 
Questão 11.19 
(OLIMPÍADA BRASILEIRA DE QUÍMICA) Alternativa A. 
 
I) Correto. Com a utilização do catalisador, a velocidade da reação aumenta. 
II) Correto. Com a utilização do catalisador, a energia de ativação diminui. 
III) Incorreto. A utilização do catalisador não influencia em reações a serem ou não espontâneas. 
IV) Incorreto. A utilização do catalisador não desloca o equilíbrio da reação para nenhum dos lados, apenas deixa a 
reação em equilíbrio mais rapidamente. 
As alternativas corretas são os itens I e II. 
Questão 11.20 
(OLIMPÍADA AMERICANA DE QUÍMICA) Alternativa C. 
Equação da constante de equilíbrio através da reação reversível: K =
[O2] x [O] 
[O3]
 
 Através da equação da constante de equilíbrio, será necessário isolar o intermediário, [O]: K =
[O2] x [O] 
[O3]
 
[O] = 
K x [O3]
[O2]
 
Equação de taxa de velocidade: vreação = kax [O3] x [O] 
 
Substituindo a equação do intermediário na equação da taxa: vreação = ka x [O3] x [O] 
vreação = ka x [O3] x 
K x [O3]
[O2]
 
vreação = ka x 
K x [O3]²
[O2]
 
vreação =
ka x K x [O3]²
[O2]
 
Analisando a velocidade da reação em função da decomposição de ozônio e definindo o produto ka x K = k, temos: 
vreação =
ka x K x [O3]²
[O2]
 
vreação =
k x [O3]²
[O2]
 
−
d[O3]
dt
=
k x [O3]²
[O2]
 
 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
23 
 
Questão 11.21 
(OLIMPÍADA AMERICANA DE QUÍMICA)Alternativa C. 
Através da aplicação da equação de Arrhenius, temos: ln (
k37°C
k15°C
) =
Eat
R
x [
1
T2
−
1
T1
] 
ln (
k37°C
k15°C
) =
87000
8,314
x [
1
(15 + 273)
−
1
(37 + 273)
] 
k37°C
k15°C
= e(+2,58) = 13,18 
Questão 11.22 
(GRILLO) Alternativa A. 
 
Como o problema afirma que se trata de uma reação elementar, logo a equação da velocidade química é dada pela 
seguinte equação: 
vreação = k x [W]x [Z]
 
Ordem de reação em relação ao reagente W = 1 
Ordem de reação em relação ao reagente Z = 1 
Ordem de reação global: 1 + 1 = 2 (cinética de segunda ordem) 
 
Cálculo do tempo de meia-vida com cinética de segunda ordem: t1
2⁄
=
1
k x [W]0
=
1
0,008 x 0,001
=
125000 s (34,72 horas) 
 
Questão 11.23 
(GRILLO) Alternativa A. 
 
Tabela de equilíbrio químico: 
 A(aq) (mol.L-1) 2B(aq) (mol.L-1) 
→ 
P(aq) (mol.L-1) 
Início 0,075 0,080 0 
Reage 0,030 = α 2 x 0,030 = 0,060 0,030 
Equilíbrio 0,045 0,020 0,030 
 
Sabendo que a cinética de segunda ordem para uma reação do tipo A(aq) + B(aq) → P(aq) em que as concentrações dos 
reagentes são distintas é dada pela equação matemática abaixo: 
 
k x tempo =
2α
(2 x [A]0 − [B]0) x ([B]0 − 2α) x [B]0
+
1
(2 x [A]0 − [B]0)
2
 x ln [
[A]0 x ([B]0 − 2α)
([A]0 − α) x [B]0
] 
 
Cálculo da constante cinética: 
 
k x tempo =
2α
(2 x [A]0 − [B]0) x ([B]0 − 2α) x [B]0
+
1
(2 x [A]0 − [B]0)
2
 x ln [
[A]0 x ([B]0 − 2α)
([A]0 − α) x [B]0
] 
 
k x 1 =
2 x (0,030)
(2 x 0,075 − 0,080) x (0,080 − 2 x 0,030) x 0,080
+
1
(2 x 0,075 − 0,080)2
 x ln [
0,075 x (0,080 − 2 x 0,030)
(0,075 − 0,030) x 0,080
] 
 
k =
0,060
(0,070) x (0,020) x 0,080
+
1
(0,070)2
 x ln [
0,075 x (0,080 − 0,060)
(0,045) x 0,080
] 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
24 
 
k =
0,060
(0,070) x (0,020) x 0,080
+
1
(0,070)2
 x ln [
0,075 x 0,020
(0,045) x 0,080
] 
 
k =
3
0,0056
+
1
0,0049
 x ln [
0,075
(0,045) x 4
] 
 
k = 357,04
L
mol x h
 x
1 h
3600 s 
= 0,099
L
mol x s
 
 
Questão 11.24 
(GRILLO) Alternativa A. 
Equação química: C2H4 O(g) → CH4(g) + CO(g) 
Cálculo do tempo (t), sabendo que a cinética é de segunda ordem. 
1
[A]Final
=
1
[A]Inicial
+ k x t 
1
0,10
=
1
0,50
+ 0,30 x t 
1
0,10
−
1
0,50
= 0,30 x t 
t = 26,67 s 
Questão 11.25 
(GRILLO) Alternativa E. 
Pela velocidade específica, a ordem do processo cinético é de terceira. 
Cálculo do tempo (t), considerando a cinética de terceira ordem: 
1
[A]Final
2 −
1
[A]Inicial 
2 = 2 x k x t 
1
(0,021)²
−
1
(0,077)²
= 2 x (3,50 x 10−4) x t 
t = 2998444,56 segundos (≅ 34,70 dias) 
Questão 11.26 
(GRILLO) Alternativa B. 
 
Equação química hipotética: 4 A(g) + 3 B(g) → 2 W(g) 
 
Velocidade da reação = 1,5 mol.L-1.h-1 
 
Vreação = −
1
4
 x 
d[A]
dt
= −
1
3
 x 
d[B]
dt
= +
1
2
 x 
d[W]
dt
 
1,50
mol
L. h
= −
1
4
 x 
d[A]
dt
= −
1
3
 x 
d[B]
dt
= +
1
2
 x 
d[W]
dt
 
1,50
mol
L. h
= −
1
4
 x VA = −
1
3
 x VB = +
1
2
 x VW 
VA = − 6,0
mol
L x h
 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
25 
 
 VB = − 4,50
mol
L x h
 
 VW = + 3,00 
mol
L x h
 
Questão 11.27 
(OLIMPÍADA PERUANA DE QUÍMICA) Alternativa B. 
 
Equação química: 2 N2O5(g) → 4 NO2(g) + O2(g) 
 
A partir da equação cinética de primeira ordem: ln (
Pfinal
Pinicial
) = −k x tempo 
ln (
Pfinal
240 𝑚𝑚𝐻𝑔
) = −k x tempo 
ln (
Pfinal
240 mmHg
) = −8,50 x 10−3 𝑥 5 𝑚𝑖𝑛 𝑥
60 𝑠
1 𝑚𝑖𝑛
 
Pfinal = 18,74 mmHg 
Questão 11.28 
(OLIMPÍADA PERUANA DE QUÍMICA) Alternativa D. 
 
I) Falso. A constante de velocidade depende da ordem de reação determinada. 
II) Verdadeiro. 
III) Verdadeiro. 
IV) Falso. Segundo o sestudo de Svante Arrhenius, a constante de velocidade é dependente da temperatura. 
V) Falso. Caso a reação seja elementar a afirmativa é verdadeira. Caso seja uma reação não – elementar, a afirmativa 
torna-se falsa. 
VI) Falso. A ordem de reação pode sim ser um número fracionário. 
 
Questão 11.29 
Alternativa A. 
 
Tabela de equilíbrio químico: 
 
 Q(aq) (mol.L-1) R(aq) (mol.L-1) 
→ 
P(aq) (mol.L-1) 
Início 0,050 0,080 0 
Reage 0,030 = α 0,030 0,030 
Equilíbrio 0,020 0,050 0,030 
 
Sabendo que a equação matemática que expressa a cinética de segunda ordem, em que as concentrações de ambos 
os reagentes são distintas, temos: 
 
k x tempo =
1
[B]0 − [A]0 
 x ln [
[A]0 x ([B]0 − α)
([A]0 − α) x [B]0
] 
 
k x 1 =
1
0,080 − 0,050 
 x ln [
0,050 x (0,080 − 0,030)
(0,050 − 0,030) x 0,080
] 
 
k x 1 =
1
0,030 
 x ln [
0,050 x (0,080 − 0,030)
(0,050 − 0,030) x 0,080
] 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
26 
 
k =
1
0,030 
 x ln [
 (0,050)2
0,020 x 0,080
] 
 
k = 33,33 x ln [
0,00250 
0,0016
] 
 
k = 33,33 x ln(1,5625) 
 
k = 14,38
L
mol x h
x (
1 h
3600 s
) = 0,00413
L
mol x s
 
 
Questão 11.30 
(GRILLO) Alternativa B. 
 
Cálculo da ordem de reação em relação ao reagente A, entre o experimento II e III: (
0,10
0,20
)
𝑎
=
4,0 𝑥 10−3
8,0 𝑥 10−3
 
a = 1 
 
Cálculo da ordem de reação em relação ao reagente B, entre o experimento I e III: (
0,20
0,10
)
𝑏
=
4,0 𝑥 10−3
2,0 𝑥 10−3
 
b = 1 
 
Item a) Equação da velocidade da reação química: v = k.[A].[B] 
 
Item b) Cálculo da constante cinética (k), através do experimento I: 
 
𝟐, 𝟎 𝒙 𝟏𝟎−𝟑 = 𝒌 𝒙 𝟎, 𝟏𝟎 𝒙 𝟎, 𝟏𝟎 
 
𝒌 = 𝟎, 𝟐𝟎
𝑳
𝒎𝒐𝒍.𝒎𝒊𝒏
 
 
 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
27 
 
QUESTÕES DISCURSIVAS 
 
Questão 11.1 
(CONCURSO PARA DOCENTE - IFRJ) 
Item a) Cálculo do tempo de meia-vida para o composto A: 𝒕𝟏
𝟐⁄
=
𝒍𝒏𝟐
𝒌
=
𝒍𝒏𝟐
𝟎,𝟐𝟐𝟕
= 𝟐, 𝟓𝟎 𝒉 
 
Item b) Cálculo da constante de velocidade ou também conhecido como velocidade específica (k): 
 
𝒍𝒏 (
𝟔, 𝟐𝟓
𝟐𝟓, 𝟎
) = −𝒌 𝒙 𝟓 
 
k = 0,277 h−1 
 
Item c) Cálculo da concentração da quantidade de matéria de A, decorridos 4 horas: 
 
𝒍𝒏 (
[𝑨]𝑭𝒊𝒏𝒂𝒍
𝟐𝟓, 𝟎
) = −𝟎, 𝟐𝟕𝟕 𝒙 𝟒 
 
[𝑨]𝑭𝒊𝒏𝒂𝒍 = 𝟐𝟓 𝒙 𝒆
− (𝟒 𝒙 𝟎,𝟐𝟕𝟕) = 𝟖, 𝟐𝟓
𝒎𝒐𝒍
𝑳
 
 
Item d) Cálculo do tempo para uma decomposição de 99%. Para uma decomposição de 99%, a diferença é de 1%. 
 
[A]Final = 0,01 x [A]Inicial. 
 
ln (
0,01 x [A]Inicial
[A]Inicial
) = −0,277 x tempo 
 
ln(0,01) = −0,277 x tempo 
 
tempo = 16,62 h 
 
Questão 11.2 
(CONCURSO PARA DOCENTE - IFRJ) 
 
Item a) Cálculo do tempo de meia-vida para o composto A: t1
2⁄
=
ln 2
k
=
ln 2
3,38 x 10−4
= 2050,73 s 
 
Item b) ln[N2O5]Final − ln[N2O5]Inicial = −k x tempo 
 
Chamando: 
ln[N2O5]Final de eixo y; ln[N2O5]Inicial como o coeficiente linear; t como o eixo x e k (constante cinética) será o coeficiente 
angular. O gráfico qualitativo ficará da seguinte maneira: 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
28 
 
 
Questão 11.3 
(CONCURSO PARA DOCENTE - IFRJ) 
 
Item a) Cálculo da constante cinética para uma reação com cinética de segunda ordem: 
 
1
[NO3]Final
−
1
[NO3]Inicial
= k x tempo 
 
1
0,0358
−
1
0,05
= k x 60 
 
k = 0,132
L
mol.min
 
 
Item b) Cálculo da concentração da quantidade de matéria após 145 min: 
 
1
[NO3]Final
−
1
0,05
= 0,132 x 143 
 
[NO3]Final = 2,55 x 10
−2
mol
L
 
 
Item c) Informação do problema: [NO3]Final = 0,01 x [NO3]Inicial 
 
1
[NO3]Final
−
1
[NO3]Inicial
= k x tempo 
 
1
0,01 x [NO3]Final
−
1
[NO3]Inicial
= 0,132 x tempo 
 
99
 [NO3]Final
= 0,132 x tempo 
 
99
0,05
= 0,132 x tempo 
 
tempo = 15000 min 
 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
29 
 
Questão 11.4 
(OLIMPÍADA BRASILEIRA DE QUÍMICA) 
 
Item a) Cálculo da ordem de reação para o monóxido de carbono, entre o experimento I e III: 
 
(
1,0 x 10−3
5,0 x 10−4
)
a
=
1,13 x 10−9
5,65 x 10−10
 
 
(2)a = 2 
 
a = 1 
 
Cálculo da ordem de reação para o dióxido de nitrogênio, entre o experimento I e II: 
 
(
0,35 x 10−4
0,70 x 10−4
)
b
= 
5,65 x 10−10
1,13 x 10−9
 
 
(
1
2
)
b
=
1
2
 
 
b = 1 
 
Equação da velocidade da reação: vreação = k x [CO] x [NO2] 
 
Item b) 
 
Ordem de reação em relação ao monóxido de carbono = 1 
Ordem de reação em relação ao dióxido de nitrogênio = 1 
Ordem de reação global = 1 + 1 = 2 
 
Item c) Cálculo da constante cinética (k), através do experimento I: 
 
vreação = k x [CO]x [NO2] 
 
5,65 x 10−10 = k x 5,0 x 10−4 x 0,35 x 10−4 
 
k = 3,23 x 10−2
L
mol x min
 
 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
30 
 
Questão 11.5 
(EXAME NACIONAL DE CURSOS – ENGENHARIA QUÍMICA) 
 
Cálculo da constante cinética entre 100 e 300 segundos: 
 
0,25 − 0,50 = −k x 200 
 
k = 1,25 x 10−3
mol
L x s
 
 
Cálculo da constante cinética entre 100 e 400 segundos: [A]Final − [A]Inicial = −k x t 
 
0,20 − 0,50 = −k x 300 
 
k = 10−3
mol
L x s
 
 
Observando as constantes cinéticas, em diferentes intervalos, concluímos que não se trata de uma reação com 
cinética de ordem zero. 
 
Analisando a reação para uma cinética de primeira ordem. Ajustando a tabela para uma reação de primeira ordem, 
temos: 
 
Tempo (s) 100 200 300 
Concentração de A (mol.L-1) 0,50 0,25 0,20 
ln[A] - 0,693 - 1,386 - 1,609 
 
Cálculo da constante cinética entre 100 e 300 segundos: ln
[A]Final
[A]Inicial
= − k x tempo 
− 1,386 − (−0,693) = − k x 200 
 
k = 3,46 x 10−3 s−1 
 
Cálculo da constante cinética entre 300 e 400 segundos: ln
[A]Final
[A]Inicial
= − k x tempo 
 
ln[A]Final − ln[A]Inicial = − k x tempo 
 
− 1,609 − (−1,386) = − k x 100 
 
k = 2,23 x 10−3 s−1 
 
Observando as constantes cinéticas, em diferentes intervalos, concluímos que não se trata de uma reação com 
cinética de primeira ordem. 
 
Analisando a reação para uma cinética de segunda ordem. Fazendo uma tabela para uma reação de primeira ordem, 
temos: 
 
Tempo (s) 100 200 300 
Concentração de A (mol.L-1) 0,50 0,25 0,20 
1/[A] 2 4 5 
 
Cálculo da constante cinética entre 100 e 300 segundos: 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
31 
 
1
[A]Final
−
1
[A]Inicial
= k x t 
 
4 − 2 = k x 200 
 
k = 10−2
L
mol x s
 
 
Cálculo da constante cinética entre 300 e 400 s: 
 
1
[A]Final
−
1
[A]Inicial
= k x t 
 
5 − 4 = k x 100 
 
k = 10−2
L
mol x s
 
 
Item a) Observando as constantes cinéticas, em diferentes intervalos, concluímos que a reação apresenta cinética de 
segunda ordem. 
 
Item b) Constante cinética (k) = 10-2 L,mol-1.s-1. 
 
Item c) Cálculo do tempo de meia-vida para uma reação com cinética de segunda ordem: 
 
t1
2⁄
=
1
k x [A]0
=
1
10−2 x 1
= 100 s 
 
Questão 11.6 
(OLIMPÍADA BRASILEIRA DE QUÍMICA) 
 
Item a) Cálculo da ordem de reação em relação ao dióxido de nitrogênio, entre o experimento 1 e 2: 
 
(
0,40
0,10
)
a
=
0,0800
0,0050
 
 
(4)a = 16 
 
a = 2 
 
Cálculo da ordem de reação em relação ao monóxido de carbono, entre o experimento 1 e 3: 
 
(
0,20
0,10
)
b
=
0,0050
0,0050
 
 
b = 0 
 
Equação da velocidade: vreação = k x [NO2]
2 
 
Item b) A etapa 1 é a determinante, uma vez que nesta etapa o catalisador encontra-se como reagente (NO2) e o 
intermediário (NO3) é o produto da equação química. 
 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
32 
 
Item c) Gráfico que representa a Energia versus caminho da reação (C.R.). 
 
Questão 11.7 
(OLIMPÍADA PORTUGUESA DE QUÍMICA) Item a) Determinação da equação química global, somando as etapas 
apresentadas pela questão. 
 
H2O2(aq) + I-(aq) → H2O(l) + IO-(aq) 
H2O2(aq) + IO-(aq) → H2O(l) + I-(aq) + O2(g) + 
2 H2O2(aq) → 2 H2O(l) + O2(g) (Equação química global) 
 
Item b) O catalisador para este determinado mecanismo trata-se do I-(aq). A identificação do catalisador consiste em 
ser um reagente na primeira equação química e como produto na segunda. Significa dizer que toda quantidade de 
iodeto inserido na primeira reação, será consumido na segunda. 
O intermediário presente neste mecanismo trata-se do IO-(aq). O intermediário “liga” uma etapa a outra, não aparecendo 
na equação química global. O intermediário consiste em ser um produto da primeira equação e reagente na segunda. 
 
Questão 11.8 
(EXAME NACIONAL DE CURSOS – ENGENHARIA QUÍMICA) 
 
Item a) Analisando a primeira reação (equação reversível): 
 
Expressão da constante de equilíbrio: K =
[O2] x [O]
[O3]
=
k1
k1
′ 
 
Isolando o intermediário ([O]): [O] =
K x [O3]
[O2]
 
 
[O] =
k1
k1
′ x
 [O3]
[O2]
 (Equação A) 
 
Analisando a segunda reação (equação irreversível): 
 
Expressão da velocidade da reação: vreação = k x [O] x [O3] (Equação B) 
 
Substituindo a equação A na equação B, temos: vreação = k2 x [O] x [O3] 
 
vreação = k2 x 
k1
k1
′ x
 [O3]
[O2]
 x [O3] 
 
vreação = k2 x 
k1
k1
′ x
 [O3]
2
[O2]
 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
33 
 
Sabendo que a velocidade da reação em relação ao O2 é dada por vreação = +
1
2
x
d[O2]
dt
 
 
Sabendo que vreação = k2 x 
k1
k1
′ x
 [O3]
2
[O2]
, temos: 
 
+
1
2
x
d[O2]
dt
= k2 x 
k1
k1
′ x
 [O3]
2
[O2]
 
 
d[O2]
dt
=
2 x k1 x k2 x [O3]
2 
k1
′ x [O2]
 
 
Item b) Observando a equação em relação a velocidade de formação do oxigênio, é observado que: 
 
d[O2]
dt
=
2 x k1 x k2 x [O3]
2 
k1
′ x [O2]
. 
 
A ordem de reação em relação ao [O3] é igual a dois e em relação ao [O2] é igual a -1. 
 
Questão 11.9 
(EXAME NACIONAL DE CURSOS – ENGENHARIA QUÍMICA) 
 
Cálculo da constante cinética para a reação direta, ou seja, H2(g) + I2(g) 
k1
→ 2HI(g) 
 
k1 = A1 x e
(−
Eat
R x T
)
= 1,6 x 1011 x e
(−
165100
8,314 x (350+273)
)
 
 
k1 = 1,6 x 10
11 x e(−31,87) = 2,30 x 10−3
L
mol x s 
 
 
Cálculo da constante cinética para a reação inversa, ou seja, 2HI(g) 
k2
→ H2(g) + I2(g) 
 
k2 = A2 x e
(−
Eat
R.T
)
 
 
k2 = (1,20 x 10
10) x e
(−
186000
8,314 x (350+273)
)
 
 
k2 = (1,20 x 10
10) x e(−35,91) = 3,04 x 10−6
L
mol x s 
 
 
Cálculo da constante de equilíbrio (K): K =
k1
k2
=
2,30 x 10−3
L
mol x s 
3,04 x 10−6
L
mol x s 
= 756,58 
 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
34 
 
Questão 11.10 
(GRILLO) Determinação da taxa temporal em relação ao composto intermediário (N2O2): 
 
d[N2O2]
dt
= + k1 x [NO]x [NO] − k2 x [N2O2] − k3 x [N2O2] x [O2] 
 
d[N2O2]
dt
= + k1 x [NO]
2 − k2 x [N2O2] − k3 x [N2O2] x [O2] 
 
Como a concentração do intermediário, [N2O2], é praticamente constante ao longo do processo, temos: 
𝑑[𝑁2𝑂2]
𝑑𝑡
= 0 
, logo: 
 
d[N2O2]
dt
= + k1 x [NO]
2 − k2 x [N2O2] − k3 x [N2O2] x [O2] 
 
0 = + k1 x [NO]
2 − k2 x [N2O2] − k3 x [N2O2] x [O2] 
 
 k1 x [NO]
2 = k2 x [N2O2] + k3 x [N2O2] x [O2] 
 
k1 x [NO]
2 = [N2O2] x {k2 + k3 x [O2]} 
 
[N2O2] =
k1 x [NO]
2
k2 + k3 x [O2]
 
 
Através da equação química balanceada N2O2 + O2 → 2 NO2, a taxa temporal em relação ao dióxido de nitrogênio 
será igual a: 
 
1
2
x
d[NO2]
dt
= + k3 x [N2O2] x [O2] 
 
d[NO2]
dt
= 2 x k3 x [N2O2] x [O2] 
 
d[NO2]
dt
= 2 x k3 x 
k1 x [NO]
2
k2 + k3 x [O2]
 x [O2] 
 
d[NO2]
dt
= 
2 x k3 x k1 x [NO]
2x [O2]
k2 + k3 x [O2]
 
 
Questão 11.11 
(CONCURSO PARA DOCENTE - IFRJ – MODIFICADA) Analisando a cinética do intermediário, HOOBr: 
 
d[HOOBr]
dt
= + k1 x [HBr] x [O2] − k1
′ x [HOOBr] − k2 x [HOOBr] x [HBr] 
 
Admitindo que a espécie intermediária, 
𝑑[𝐻𝑂𝑂𝐵𝑟] 
𝑑𝑡
 não apresente variação ao longo do processo cinético, temos: 
d[HOOBr]
dt
= 0.
 
 
d[HOOBr]
dt
= + k1 x [HBr] x [O2] − k1
′ x [HOOBr] − k2 x [HOOBr] x [HBr] 
 
0 = + k1 x [HBr] x [O2] − k1
′ x [HOOBr] − k2 x [HOOBr] x [HBr] 
 
+ k1 x [HBr] x [O2] = k1
′ x [HOOBr] + k2 x [HOOBr] x [HBr] 
 
+ k1 x [HBr] x [O2] = [HOOBr] x {k1
′ + k2 x [HBr]} 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
35 
 
[HOOBr] =
 k1 x [HBr] x [O2]
{k1
′ + k2 x [HBr]}
 
 
Cálculo da taxa cinética d[HOOBr]/dT, substituindo expressão do intermediário na equação da taxa em função do 
HOOBr: 
 
+
1
2
x
d[HOOBr]
dt
= +k2 x [HOOBr] x [HBr] 
 
Sabendo que [HOOBr] =
+ k1 x [HBr] x [O2]
{k1
′+ k2 x [HBr]}
, temos: +
1
2
x
d[HOOBr]
dt
=
k2 x k1 x [HBr]² x [O2]
{k1
′+ k2 x [HBr]}
 
 
d[HOOBr]
dt
=
2 x k2 x k1 x [HBr]² x [O2]
{k1
′ + k2 x [HBr]}
 
 
Questão 11.12 
(OLIMPÍADA BRASILEIRA DE QUÍMICA - MODIFICADA) 
 
Cálculo do tempo levando em consideração que a cinética seja de segunda ordem. 
 
1
[C4H6]Final
=
1
[C4H6]Inicial
+ k x t 
 
1
0,0016
=
1
0,016
+ 0,014 x t 
 
t = 40178,57 s 
 
Questão 11.13 
(GRILLO) 
 
Equação química: A(g) → Produtos(g). 
Equação da velocidadeda reação: vreação = k x [A]
3 
Logo, para uma reação química com esta característica, temos: −
d[A]
dt
= k x [A]3 
 
d[A]
dt
= − k x [A]3 (Equação diferencial para cinética de terceira ordem) 
 
Separando as variáveis, temos: 
d[A]
dt
= − k x [A]3 
d[A]
[A]3
= − k x dt 
 
[A]−3 x d[A] = − k x dt 
 
∫ [A]−3 x d[A]
[A]Final
[A]Inicial
= −k x∫ dt
tfinal
tinicial
 
 
[A]−3+1
−3 + 1
|
[A]Inicial
[A]Final
= −k x∫ dt
tfinal
tinicial
 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
36 
 
[A]−2
−2
|
[A]Inicial
[A]Final
= −k x∫ dt
tfinal
tinicial
 
 
−
1
2 x [A]2
|
[A]Inicial
[A]Final
= −k x (tfinal − tinicial) 
 
−
1
2 x [A]Final
2 +
1
2 x [A]Inicial
2 = −k x (t − 0) 
 
−
1
2 x [A]Final
2 +
1
2 x [A]Inicial
2 = −k x t 
 
1
2 x [A]Final
2 −
1
2 x [A]Inicial
2 = + k x t 
 
1
2 
x [
1
[A]Final
2 −
1
[A]Inicial
2 ] = + k x t 
 
[
1
[A]Final
2 −
1
[A]Inicial
2 ] = 2 x k x t (Lei de velocidade integrada para uma cinética de terceira ordem) 
 
Determinação do tempo de meia-vida para uma cinética de terceira ordem. 
 
Condição inicial: [A]inicial →⏞
𝑡1/2
[A]inicial
2⏟ 
[A]final
 . 
1
[A]Final
2 −
1
[A]Inicial
2 = 2 x k x t 
 
1
(
[A]inicial
2
)
2 −
1
[A]Inicial
2 = 2 x k x t1/2 
 
1
[A]Inicial
2
4
−
1
[A]Inicial
2 = 2 x k x t1/2 
 
4
[A]Inicial
2 −
1
[A]Inicial
2 = 2 x k x t1/2 
 
𝐭𝟏/𝟐 =
𝟑
𝟐 𝐱 𝐤 𝐱 [𝐀]𝐈𝐧𝐢𝐜𝐢𝐚𝐥
𝟐 
 (Equação do tempo de meia – vida para cinética de terceira ordem) 
 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
37 
 
Questão 11.14 
(GRILLO) Através do mecanismo apresentado, as duas primeiras reações químicas representa uma reação 
reversível, que pode ser representado da seguinte forma: 
A3(g) ⇌ B2(g) + C 
O processo reversível refere-se da etapa rápida. Para a terceira reação química trata-se da etapa lenta, ou seja, a 
etapa determinante. 
Equação da velocidade: vreação = kc x [C] x [A3] 
Conforme o enunciado do problema, será considerado que o estado estacionário seja o composto C. 
d[C]
dt
= +ka x [A3] − kb x [B2] x [C] − kc x [C] x [A3] 
Como a concentração da quantidade de matéria do estado estacionário é muito pequena, 
𝑑[𝐶]
𝑑𝑡
= 0, logo: 
d[C]
dt
= +ka x [A3] − kb x [B2] x [C] − kc x [C] x [A3] 
+ ka x [A3] = kb x [B2] x [C] + kc x [C] x [A3] 
+ ka x [A3] = [C] x {kb x [B2] + kc x [A3]} 
[C] =
ka x [A3]
{kb x [B2] + kc x [A3]}
 
Multiplicando a reação química por dois, temos: 2 A3(g) → 3 B2(g) 
vreação = −
1
2
 x
d[A3]
dt
= kc x [C] x [A3] 
−
1
2
 x
d[A3]
dt
= kc x [C] x [A3] 
Substitutindo a equação da concentração da quantidade de matéria do intermediário, temos: 
−
1
2
 x
d[A3]
dt
= kc x [C] x [A3] 
−
1
2
 x
d[A3]
dt
= kc x 
ka x [A3]
{kb x [B2] + kc x [A3]}
 x [A3] 
−
d[A3]
dt
=
2 x ka x kc x [A3]²
{kb x [B2] + kc x [A3]}
 
 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
38 
 
Questão 11.15 
(OLIMPÍADA BRASILEIRA DE QUÍMICA) 
Item a) A partir dos valores que estão no extremo da tabela apresentada, temos: 
k1 (660 K) = 7,20 x 10-4 e k2 (760 K) = 0,110 
Aplicando a equação de Arrhenius para a determinação da energia de ativação (Eat): 
ln (
k1
k2
) =
Eat
R
 x [
1
T2
−
1
T1
] 
ln (
7,20 x 10−4
0,110
) =
Eat
8,314
 x [
1
760
−
1
660
] 
ln(6,54 x 10−3) x 8,314 = Eat x (− 1,99 x 10
−4) 
Eat =
−5,03 x 8,314
(− 1,99 x 10−4)
= 210147,84
J
mol
 
Eat = 210,15 
kJ
mol
 
Cálculo do fator de frequência (A): 𝑘 = 𝐴 𝑥 𝑒
(−
𝐸𝑎𝑡
𝑅 𝑥 𝑇
)
 
ln k = lnA + ln e
(−
Eat
R x T
)
 
ln k = lnA −
Eat
R x T
 
Para T = 760 K: ln A = ln(0,110) +
210147,84
8,314 x 760
 
ln A = −2,21 + 33,26 
ln A = + 31,05 
A = e(+31,05) = 3,06 x 1013 
Item b) Informação do problema: k1 (660 K) = 7,20 x 10-4 e k2 (673 K) = ? 
 
Cálculo da constante cinética à 400°C (673 K): ln (
k1
k3
) =
Eat
R
 x [
1
T2
−
1
T1
] 
ln (
7,20 x 10−4
k3
) =
210147,84
8,314
 x [
1
673
−
1
660
] 
ln (
7,20 x 10−4
k3
) = 25276,38 x (− 2,93 x 10−5) 
ln (
7,20 x 10−4
k3
) = −0,740 
7,20 x 10−4
k3
= e(−0,740) 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
39 
 
7,20 x 10−4
k3
= 0,477 
 
k3 =
7,20 x 10−4
0,477
= 1,51 x 10−3 
 
Item c) A utilização de um catalisador para um processo é de aumentar a velocidade da reação química, diminuindo 
a energia de ativação, não havendo influência na variação de entalpia e nam da constante de equilíbrio (Keq). 
 
Item d) Equação química: C2H5I(g) → C2H4(g) + HI(g) 
C2H5I(g) → Para o iodoetano a configuração geométrica é tetraédrica (109° 28’) com hibridização sp³. 
 
C2H4(g) → Para o eteno a configuração geométrica é trigonal plana com hibridização sp². 
 
Item e) Iodeto de hidrogênio (HI) → ligação covalente polar caracterizando uma molécula polar. 
Iodoetano (C2H5I) → Sua molécula apresenta uma parte polar, pois apresenta o iodo em sua estrutura e apolar entre 
os átomos de carbono. 
 Eteno (C2H4) → ligação covalente polar caracterizando uma molécula apolar.