6 Termoquímica - Cinética - alunos

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QUÍMICA
CIÊNCIAS DA NATUREZA 
E SUAS TECNOLOGIAS
Antonio César Baroni Santoro
Neste caderno estudaremos as relações entre trocas de calor e fenômenos físico-químicos, em um ramo da Química 
denominado Termoquímica. Também serão avaliados como e quais são os fatores que interferem na rapidez dos processos 
químicos.
TERMOQUÍMICA E CINÉTICA QUÍMICA
Capítulo 1 Introdução à Termoquímica 2
Capítulo 2 Lei de Hess / Energia de ligação 24
Capítulo 3 Cinética química I 40
Capítulo 4 Cinética química II 59
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 ► Avaliar aspectos qualitativos 
e quantitativos que 
envolvem os processos 
termoquímicos.
Principais conceitos 
que você vai aprender:
 ► Processos endotérmicos e 
exotérmicos
 ► Entalpia
 ► Variação de entalpia
 ► Calor de formação (ou 
entalpia de formação)
 ► Calor de combustão
2
OBJETIVOS
DO CAPÍTULO
O
livier Le Q
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1
INTRODUÇÃO À 
TERMOQUÍMICA
Dessalinizador que usa energia solar torna 16 litros de água 
salobra em potável e ganha prêmio nacional
Um dessalinizador de baixo custo, desenvolvido a partir da captação de energia solar, foi 
premiado nacionalmente no Prêmio Fundação Banco do Brasil de Tecnologia Social 2017. [...]
Custando até R$ 1 mil para produzir o dessalinizador, a fase de experiência implemen-
tou 28 unidades em três assentamentos em Pedra Lavrada, Cubati e São Vicente do Seridó. 
O professor da Universidade Estadual da Paraíba (UEPB) Francisco Loureiro, que capitea-
neou o projeto, recebeu o prêmio em 23 de novembro. [...] 
Segundo Francisco, o dessalinizador foi projetado a partir de um trabalho de construção 
participativa, envolvendo alunos e agricultores da região. A ideia surgiu diante da necessi-
dade de facilitar o acesso à água potável para as famílias que vivem em regiões com escassez 
de água. [...]
Dessalinizador
O modelo do dessalinizador foi projetado em uma caixa construída com placas pré-molda-
das de concreto, com uma cobertura de vidro, que possibilita a passagem da radiação solar. 
Os processos de dessalinização e desinfecção da água, segundo o professor, ocorrem quando 
a alta temperatura no interior do dessalinizador provoca a evaporação da água, que entra em 
contato com a superfície resfriada e faz o condensamento, retirando os sais antes existentes. 
O método também elimina bactérias que podem causar doenças. Cada unidade do dessali-
nizador produz um volume de água potável de 16 litros por dia. [...]
Disponível em: <https://g1.globo.com/pb/paraiba/noticia/dessalinizador-de-agua-da-uepb-que-usa-
energia-solar-ganha-premio-nacional.ghtml>. Acesso em: 9 maio 2018.
• O equipamento desenvolvido para purifi car água do Sertão usa energia solar. Você se 
lembra de outras fontes de energia limpa e renovável?
Dessalinizador de água da UEPB 
ganha prêmio nacional.
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Esses são exemplos da relação existente entre o calor e os diversos tipos de trans-
formações físicas e químicas; o estudo dessa relação é chamado Termoquímica. Vamos 
entender o que acontece em cada exemplo, começando pelo “esquenta-ração”.
Como visto, a reação entre magnésio e água libera calor. Podemos representar essa 
reação com a seguinte equação:
Mg
(s)
 + 2H
2
O
(,) 
w Mg(OH)
2(s)
 + H
2(g) 
+ calor
Transformações que ocorrem com liberação de calor são chamadas exotérmicas. 
Outro exemplo de transformações exotérmicas são as reações de combustão, como a 
do metano (componente do gás natural). Observe a equação da combustão completa:
CH
4(g) 
+ 2O
2(g) 
w CO
2(g) 
+ 2H
2
O
(g)
 + calor
Já as transformações que ocorrem com absorção de calor são chamadas endotérmi-
cas. É uma transformação desse tipo que ocorre na bolsa de gelo instantâneo. Ao se dis-
solver na água, o nitrato de amônio absorve calor da vizinhança, ou seja, da própria água, 
causando a diminuição da temperatura do sistema.
NH
4
NO
3(s) 
+ calor 
H O2
 → NH
4(aq.)
+ + NO
3(aq.)
Ð
A fusão do gelo é outro exemplo de transformação endotérmica, porque é um proces-
so que ocorre com absorção de calor: 
H
2
O
(s) 
+ calor w H
2
O
(,)
No dia a dia, a palavra calor está relacionada a temperaturas elevadas, como quando 
dizemos num dia quente: “Nossa, que calor!” Na química e na física, porém, calor signifi ca 
energia térmica transferida de um corpo para outro, acompanhada de variação de tem-
peratura. 1
Defi nição
 Exo : do grego éxo, “para fora, 
fora de”.
 Endo : do grego éndon, “para 
dentro, dentro de”.
Atenção
1 As unidades mais usadas para 
quantidade de calor são:
Caloria (cal): 1 caloria é a 
quantidade de calor necessária 
para elevar a temperatura de 
1 g de água em 1 °C (de 14,5 °C 
para 15,5 °C). Também se 
utiliza a quilocaloria (kcal), que 
corresponde a 1 000 cal 
(ou 1 Cal, com letra maiúscula);
Joule (J): seu uso é 
recomendado pelo Sistema 
Internacional de Unidades (SI), 
assim como o uso do quilojoule 
(kJ), que corresponde a 1 000 J.
A relação entre essas unidades é: 
1 cal = 4,18 J ou 1 kcal = 4,18 kJ
Termoqu’mica
Você já ouviu falar em “bolsa de gelo” sem gelo? E em esquentar comida sem fogo e 
sem colocá-la no forno de micro-ondas? Pois saiba que isso é possível.
Quando um atleta sofre 
contusão, costuma-se 
colocar gelo no local. 
Atualmente, existe um 
produto chamado “bolsa 
de gelo instantâneo” 
que, na verdade, 
consiste em nitrato 
de amônio (NH
4
NO
3
) 
e água dentro de um 
invólucro plástico 
dividido em duas 
partes, separadas por 
uma película. Para usar 
essa bolsa, deve-se 
romper a película de 
separação, fazendo com 
que as duas substâncias 
entrem em contato. 
Rapidamente, a bolsa 
fi ca gelada. Depois, é 
só colocá-la no local da 
contusão.
Quando um atleta sofre 
contusão, costuma-se 
colocar gelo no local. 
Atualmente, existe um 
produto chamado “bolsa 
de gelo instantâneo” 
que, na verdade, 
romper a película de 
separação, fazendo com 
que as duas substâncias 
entrem em contato. 
Rapidamente, a bolsa 
fi ca gelada. Depois, é 
só colocá-la no local da 
contusão.
Quanto a aquecer as refeições sem 
fogo, soldados em campanha, por 
exemplo, utilizam um dispositivo 
chamado “esquenta-ração sem 
chama”. Esse dispositivo também é 
uma bolsa plástica dividida em duas 
partes, separadas por uma película. 
Uma das partes contém magnésio 
sólido, e a outra, água. Ao se 
romper a película, o magnésio entra 
em contato com a água. Ocorre, 
então, uma reação que libera calor, 
deixando a bolsa quente, o que 
permite aquecer a comida.
Além das bolsas de gelo 
instantâneo, existem bolsas para 
compressas quentes. Basicamente, 
a diferença entre elas é a 
substância empregada: nitrato de 
amônio no primeiro tipo e cloreto 
de cálcio no segundo.
Bolsa 
de gelo 
instantâneo
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4 CAPÍTULO 1
Entalpia (H)
Durante uma transformação exotérmica, parte da energia que estava armazenada 
no sistema é liberada para o meio ambiente. Ao falarmos do conteúdo de energia de um 
sistema – medido a pressão constante –, estamos falando da sua entalpia, a qual repre-
sentaremos pela letra H. A defi nição completa de entalpia vai além dos objetivos deste 
curso; assim, por simplifi cação, vamos considerar a entalpia como uma forma de medir a 
energia armazenada em um sistema.
Como um sistema armazena energia? A entalpia está relacionada a diversos fatores, 
como o movimento das partículas – átomos e moléculas – que formam as substâncias, 
o movimento dos elétrons ao redor do núcleo de cadaátomo, as ligações químicas, as 
atrações intermoleculares, entre outros. Por causa dessa variedade de fatores, não é pos-
sível medir a entalpia de um sistema; entretanto, podemos medir quanto ela varia numa 
transformação que ocorre à pressão constante (num recipiente aberto, por exemplo): seu 
valor é igual ao calor – liberado ou absorvido – durante a transformação. Geralmente, con-
sidera-se a pressão igual a 1 atm.
Para as transformações que não ocorrem à pressão constante, o cálculo da variação 
de entalpia é mais complicado; assim, não se costumam estudar essas transformações no 
Ensino Médio. 1
Determinação do calor envolvido 
numa transformação
Para determinar o calor envolvido numa transformação, utiliza-se um equipamento 
chamado calorímetro.
Para entender como o calorímetro funciona, veja como é feita a determinação do calor 
envolvido na dissolução de uma substância.
1. Primeiramente, coloca-se uma quantidade conhecida de água no calorímetro e anota-
-se a temperatura indicada no termômetro.
2. Adiciona-se, então, certa massa da substância e fecha-se o calorímetro.
3. Agita-se a mistura cuidadosamente até a completa dissolução da substância.
4. Anota-se a temperatura fi nal indicada no termômetro. Numa transformação exotér-
mica, o calor liberado aquece a água, e a temperatura fi nal será maior que a inicial. Já 
numa transformação endotérmica, a temperatura diminuirá.
5. Determina-se a quantidade de calor envolvida na transformação, sabendo-se que ela 
é proporcional à variação da temperatura da água.
A expressão que relaciona quantidade de calor (Q) e variação de temperatura (∆θ) é:
Q = m ⋅ c ⋅ ∆θ
Nessa expressão, m é a massa da amostra e c é o calor específi co (quantidade de 
calor que deve ser fornecida a 1 g de material para elevar sua temperatura em 1 °C). 
O calor específi co é característico de cada substância (o da água, por exemplo, é igual a 
1 cal/g ⋅ °C).
Um exemplo prático é a determinação do calor envolvido na dissolução do clo-
reto de cálcio. Vamos considerar que a dissolução de uma pequena quantidade de 
cloreto de cálcio em água – inicialmente a 25 °C – fez com que a temperatura final 
chegasse a 33 °C. A dissolução do cloreto de cálcio é, portanto, exotérmica. Vamos 
calcular o calor liberado nessa dissolução, considerando que a massa da solução 
seja 100 g.
Dados: m = 100 g; c = 1 cal/g ⋅ °C (O calor específi co de uma solução diluída é pratica-
mente igual ao da água.)
∆θ = θ
fi nal
 - θ
inicial
 = 33 - 25 = 8 °C
Observação
1 Numa transformação à 
pressão constante, a variação 
de entalpia é igual ao calor 
liberado ou absorvido durante a 
transformação.
Termômetro
Água
Copo de
espuma de 
poliestireno 
(interno)
A fi gura mostra um calorímetro 
simples usado para transformações 
em solução aquosa.
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Assim:
Q = m ⋅ c ⋅ ∆θ = 100 ⋅ 1 ⋅ 8 = 800 cal
Portanto, o calor liberado nessa dissolução é igual a 800 cal, que correspondem a 3 344 J 
ou 3,344 kJ.
A unidade mais adequada nesse caso, de acordo com o SI, é o J. 1
Vimos que a quantidade de calor (Q) é proporcional à variação da temperatura (∆θ), 
como nos mostra esta equação: Q = m ⋅ c ⋅ ∆θ. De acordo com ela, percebemos também que 
o calor é proporcional à quantidade de substância (logo, a entalpia é uma propriedade 
extensiva); assim, quanto mais cloreto de cálcio for dissolvido, maior será a quantidade 
de calor liberada. Por isso, nesse caso, referimo-nos aos valores correspondentes à disso-
lução de 1 mol de substância. O calor liberado na dissolução de 1 mol de cloreto de cálcio 
em água a 25 °C é igual a 81,3 kJ. 1
Varia•‹o de entalpia de um sistema
A variação de entalpia de um sistema (∆H) é igual à diferença entre as entalpias fi nal 
(depois da transformação) e inicial (antes da transformação):
∆H = H
fi nal
 - H
inicial
Transformação endotérmica
Ocorre com absorção de calor; a entalpia fi nal é maior que a inicial: ∆H . 0
H
Entalpia final
Entalpia inicial
Absorve calor
do meio:
Hf > Hi
H
f
H
i
∆H > 0
Transformação exotérmica
Ocorre com liberação de calor; a entalpia fi nal é menor que a inicial: ∆H , 0
H
Entalpia inicial
Entalpia final
Libera calor
para o meio:
H
i
 > H
f
H
i
H
f
∆H < 0
Como visto, numa transformação à pressão constante, a variação de entalpia é igual 
ao calor liberado ou absorvido durante a transformação. Assim, a variação de entalpia 
ocorrida na dissolução de cloreto de cálcio em água, por exemplo, é:
∆H = - 81,3 kJ/mol
É comum nos referirmos à variação de entalpia como calor ou, simplesmente, ental-
pia. Assim, se a variação de entalpia da dissolução de cloreto de cálcio é - 81,3 kJ/mol, 
dizemos que a entalpia de dissolução do cloreto de cálcio é - 81,3 kJ.
Observação
1 Nos cálculos apresentados, 
consideramos que todo o calor 
liberado durante a dissolução 
foi absorvido pela água. Isso foi 
possível porque a perda de calor 
para o meio ambiente e o calor 
absorvido pelo calorímetro são 
desprezíveis.
Atenção
1 Propriedades intensivas: são 
aquelas que não dependem da 
quantidade de matéria, como 
pontos de fusão e ebulição.
Propriedades extensivas: são 
aquelas que dependem da 
quantidade da matéria, como 
a massa de uma amostra 
qualquer.
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6 CAPÍTULO 1
Equa•‹o termoqu’mica
A dissolução do cloreto de cálcio em água pode ser representada pela seguinte equação:
CaCl
2(s)
 
H O2 → Ca
(aq.)
2+ + l2C
(aq.)
– + calor
Como o calor liberado na dissolução de 1 mol de cloreto de cálcio é igual a 81,3 kJ, temos:
CaCl
2(s)
 
H O2 → Ca
(aq.)
2+ + l2C
(aq.)
– + 81,3 kJ
Um diagrama de entalpia dessa dissolução seria:
H (kJ)
CaCl
2(s)
Ca2+
 
+ 2Cl –
(aq.)
H
i
H
f
∆H = –
 
81,3 kJ/mol
(aq.)
A forma mais empregada para representar essa equação é:
CaCl
2(s)
 H O2 → Ca(aq.)
2+ + l2C
(aq.)
– ∆H = - 81,3 kJ/mol
O sinal negativo indica que a dissolução é exotérmica.
Por causa do calor liberado, esse pode ser um material para ser colocado em uma bol-
sa térmica para aquecimento.
Essa é a equação termoquímica da dissolução do cloreto de cálcio, ou seja, é a equa-
ção da dissolução acompanhada da variação de entalpia correspondente. Outro exemplo 
de equação termoquímica é a que representa a dissolução do nitrato de amônio (a reação 
que ocorre nas bolsas de “gelo instantâneo”) e poderia ser representada da seguinte forma:
NH
4
NO
3(s)
 + 25,7 kJ H O2 → NH4(aq.)
+ + NO
3(aq.)
–
ou mais usualmente:
NH
4
NO
3(s)
 H O2 → NH4(aq.)
+ + NO
3(aq.)
– ∆H = +25,7 kJ/mol
O sinal positivo indica que a dissolução é endotérmica.
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Veja como fi caria em um diagrama de entalpia:
H (kJ)
NH+ 
 
+ NO–
NH
4
NO
3(s) 
H
f
H
i
∆H = +25,7 kJ/mol
4(aq.) 3(aq.)
A variação de entalpia indicada está relacionada aos coefi cientes dos participantes na 
equação termoquímica. Portanto, durante a dissolução de 1 mol de nitrato de amônio, são 
absorvidos 25,7 kJ. Da mesma maneira, se a quantidade dissolvida for igual a 2 mol, serão 
absorvidos 51,4 kJ:
2NH
4
NO
3(s)
 H O2 → 2NH4(aq.)
+ + 2NO
3(aq.)
Ð ∆H = +51,4 kJ
Algumas observações importantes sobre a variação de entalpia de um sistema.
1. O calor envolvido na dissolução de uma substância também depende da quantidade 
de água presente. Em todos os casos que estudarmos, vamos sempre considerar que 
temos soluções diluídas.
2. A temperatura infl ui no grau de agitação das partículas e, portanto, infl ui na sua ener-
gia. Por isso, devemos indicar a temperatura em que ocorre a transformação, pois o ca-
lor envolvido depende dela. Neste estudo, todos os processos estarão nas condições 
ambientais (25 °C e 1 atm).
3. O estado físico também deverá ser fornecidoporque infl ui na entalpia do sistema. 
Nesse caso, não se esquecer de que:
SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO
Aumenta a energia, logo aumenta a entalpia.
4. A variedade alotrópica das substâncias também infl ui. Sabemos que:
Abundância
na natureza
Estabilidade
Energia (ou
entalpia)
 
1
Forma mais estável Forma menos estável Grafi camente
C
(grafi te)
 + O
2(g)
 w CO
2(g)
∆H = -94 kcal
(a 25 °C e 1 atm)
C
(diamante)
 + O
2(g)
 w CO
2(g)
 
∆H = -94,5 kcal
(a 25 °C e 1 atm)
C
(diamante)
 + O
2(g)
C
(grafite)
 + O
2(g)
∆H = –94 kcal ∆H = –94,5 kcal
CO
2(g)
menos estável
mais estável
H
Como determinar qual é a forma mais estável quando temos duas substâncias dife-
rentes formadas pelo mesmo elemento químico, sabendo-se que não é possível medir a 
entalpia de um sistema (ou de uma substância)?
Para algumas substâncias, como grafi te e diamante, é fácil; porém, se considerarmos 
as formas alotrópicas do enxofre, é mais complicado. É preciso saber se o enxofre mais 
estável é o rômbico ou o monoclínico.
Atenção
1 Analise a combustão (reação 
exotérmica) do gás hidrogênio 
em diferentes estados físicos e 
note que seria liberada maior 
quantidade de calor se a água 
formada estivesse no estado 
sólido.
H
2(g) 
+ 
1
2
O
2(g) 
w H
2
O
1
2
H H
2(g) 
+ O
2(g)
H
i
sólido
líquido
gás
A
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ta
lp
ia
H
2
O
(g)
∆H
(g)
∆H
(,)
∆H
(g)
< ∆H
(,)
< ∆H
(s)
Aumenta o calor
liberado!
Note:
∆H
(s)
H
2
O
(,)
H
2
O
(s)
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8 CAPÍTULO 1
Para resolver esse problema, observe a equação a seguir, em que a variação de entalpia (∆H) foi determinada experimen-
talmente a 25 °C e 1 atm.
S
(r)
 + O
2(g) 
w SO
2(g)
 ∆H = -296,8 kJ
Nessa reação acima, o dióxido de enxofre foi obtido pela reação entre oxigênio e enxofre rômbico (S
(r)
). O enxofre mono-
clínico é outra forma alotrópica do enxofre encontrada na natureza. A equação termoquímica da produção de dióxido de 
enxofre a partir do enxofre monoclínico (S
(m)
) é, a 25 °C e 1 atm:
S
(m)
 + O
2(g)
 w SO
2(g)
 ∆H = -297,1 kJ
Representando essas duas equações em um mesmo diagrama, temos:
S
(m)
 + O
2(g)
S
(r)
 + O
2(g)
∆H
2
 = –297,1 kJ ∆H
1
 = –296,8 kJ
SO
2(g)
H (kJ)
Progresso da reação
A desigualdade entre ∆H
1
 e ∆H
2
 está na diferença de entalpia entre as formas alotrópicas do enxofre. A partir do gráfi co, 
concluímos que a forma de enxofre que apresenta menor entalpia, ou seja, que é mais estável, é o enxofre rômbico. 
Portanto, a entalpia de formação do SO
2
 é igual a - 296,8 kJ/mol (entalpia da reação do enxofre rômbico com o oxigênio).
Elemento Forma mais estável (mais abundante na natureza) Forma menos estável (menos abundante na natureza)
Carbono Grafi te Diamante
Oxigênio O
2(g) 
– gás oxigênio O
3(g)
 – gás ozônio
Enxofre S(α) – enxofre rômbico S(β) – enxofre monoclínico
Fósforo P
n
 – fósforo vermelho P
4
 – fósforo branco
Atividades
 1. (Unimontes-MG) A nutrição parenteral é usada em pacien-
tes incapazes de ingerir uma nutrição adequada, oralmente. 
Os lipídios podem ser utilizados para fornecer energia quan-
do o corpo não pode obter toda a necessidade energética dos 
carboidratos. A proporção de calorias providas por lipídios é 
normalmente 30% das calorias diárias totais. Os lipídios 
provêm 9 cal de energia por grama, e o limite máximo de 
gordura para uma dieta saudável deve ser inferior a 65 g. 
Foi preparada para um paciente uma dieta de 3 000 calo-
rias diárias. Considerando os padrões de limites aceitáveis, 
pode-se afi rmar que a quantidade de lipídios na dieta é:
a) aceitável, inferior a 50 g.
b) aceitável, igual a 64 g.
c) indesejável, superior a 100 g.
d) indesejável, igual a 100 g.
 2. (Ufes) Uma pessoa com febre de 38,5 °C deve perder cerca 
de 4,18 ⋅ 105 J de calor para que sua temperatura corporal 
volte ao normal (36,5 °C). Supondo que a única forma de 
o corpo perder calor seja através da transpiração, a massa 
de água, em gramas, a ser perdida para abaixar a febre 
em 2 °C é:
Dados: ∆H = 43,4 kJ ⋅ mol-1 (calor de vaporização da 
água); MH
2
O = 18 g/mol
a) 9,6
b) 43,4
c) 96,0
d) 173,4
e) 1 734,0
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 3. (Vunesp) Em uma cozinha, estão ocorrendo os seguintes 
processos:
 I. gás queimando em uma das “bocas” do fogão; e
 II. água fervendo em uma panela que se encontra sobre 
essa “boca” do fogão.
Com relação a esses processos, pode-se afi rmar que:
a) I e II são exotérmicos.
b) I é exotérmico e II é endotérmico.
c) I é endotérmico e II é exotérmico.
d) I é isotérmico e II é exotérmico.
e) I é endotérmico e II é isotérmico.
 4. (Fuvest-SP) Considere os seguintes dados:
Reagente Produto ∆H condições padrão
1) C
(gr)
w C
(diam)
+ 0,5 kcal/mol de C
2) I
(g)
w
1
2
I
2(g) - 25 kcal/mol de I
3) 
1
2
Cl
2(g)
w Cl
(g)
+ 30 kcal/mol de Cl
Pode-se afi rmar que o reagente tem maior energia do 
que o produto somente em:
a) 1
b) 2
c) 3
d) 1 e 2
e) 1 e 3
 5. (UPM-SP) Observe a reação a seguir.
Fe
2
O
3(s)
 + 3C
(s)
 + 491,5 kJ w 2Fe
(s)
 + 3CO
(g)
Da transformação do óxido de ferro III em ferro metálico, 
segundo a equação dada, pode-se afi rmar que:
a) é uma reação endotérmica.
b) é uma reação exotérmica.
c) é necessário 1 mol de carbono para cada mol de 
Fe
2
O
3(s)
 transformado.
d) o número de mols de carbono consumido é diferente 
do número de mols de monóxido de carbono produzi-
do.
e) a energia absorvida na transformação de 2 mol de 
Fe
2
O
3(s)
 é igual a 491,5 kJ.
 6. (UFMG) O gás natural (metano) é um combustível utiliza-
do, em usinas termelétricas, na geração de eletricidade, a 
partir da energia liberada na combustão.
CH
4(g)
 + 2O
2(g)
 w CO
2(g)
 + 2H
2
O
(g)
 ∆H = - 800 kJ/mol
Em Ibirité, região metropolitana de Belo Horizonte, está 
em fase de instalação uma termelétrica que deveria ter, 
aproximadamente, uma produção de 2,4 ⋅ 109 kJ/hora de 
energia elétrica. Considere que a energia térmica liberada 
na combustão do metano é completamente convertida 
em energia elétrica. Nesse caso, a massa de CO
2
 lançada 
na atmosfera será, aproximadamente, igual a:
Dado: Massa molar do CO
2
 = 44 g/mol.
a) 3 toneladas/hora.
b) 18 toneladas/hora.
c) 48 toneladas/hora.
d) 132 toneladas/hora.
 7. (FMU-SP) Em um texto encontramos a seguinte frase: 
“Quando a água funde, ocorre uma reação exotérmica”. 
Na frase há: 
a) apenas um erro, porque a água não funde.
b) apenas um erro, porque a reação química é endotérmica.
c) apenas um erro, porque não se trata de reação quími-
ca, mas de processo físico.
d) dois erros, porque não se trata de reação química nem 
o processo físico é exotérmico.
e) três erros, porque a água não sofre fusão, não ocorre 
reação química e o processo físico é endotérmico.
 8. +Enem [H17] No estudo da Termoquímica, a variação de 
entalpia de uma reação é um importante dado a respeito 
do caráter energético das reações. O próprio conceito de 
entalpia é fundamental para o entendimento das relações 
energéticas existentes na natureza.
A reação:
2CO
2
 w 2CO + O
2
apresenta ∆H positivo. Essa informação revela que a reação: 
a) ocorre com contração de volume, evidenciada pela di-
ferença energética entre reagentes e produtos. 
b) libera energia térmica sem que ocorra de fato uma 
reação química. 
c) é catalisada, ou seja, ocorre com velocidade maior que 
uma reação de ∆H negativo. 
d) é endotérmica, ou seja, apresenta produtos com ental-
pia maior que a entalpia dos reagentes. 
e) é espontânea, não necessitando de energia para iniciar-se.
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10 CAPÍTULO 1
Complementares Tarefa proposta 1 a 12
 9. (Uninove-SP) A reação de queima do etanol, um combus-
tível de uso amplo, pode ser representada pela equação 
termoquímica:
C
2
H
6
O
(,)
 + 3O
2(g)
 w 2CO
2(g)
 + 3H
2
O
(g)
 ∆H = - 1 366 kJ
Considerando-se essas informações,pode-se afi rmar que 
na queima de 138,0 g desse combustível ocorre a:
(Dado: massas molares (g ⋅ mol-1): H = 1; C = 12 e O = 16)
a) liberação de 455,6 kJ, pois a reação é exotérmica.
b) liberação de 1 366,9 kJ, pois a reação é endotérmica.
c) liberação de 1 136,1 kJ, pois a reação é endotérmica.
d) liberação de 3 044,7 kJ, pois a reação é exotérmica.
e) liberação de 4 098,0 kJ, pois a reação é exotérmica.
 10. (UPM-SP) Observando-se os dados a seguir, pode-se dizer 
que o reagente apresenta menor energia que o produto 
somente em: 
 I. 
1
2
Cl
2(g)
 w Cl
(g)
 ∆H = + 30 kcal/mol de Cl 
 II. C
(diamante)
 w C
(grafi te)
 ∆H = - 0,5 kcal/mol de C 
 III. H
2
O
(g)
 w H
2
O
(,)
 ∆H = - 9,5 kcal/mol de H
2
O 
a) II 
b) III 
c) III e II 
d) III e I 
e) I
 11. (UFVJM-MG) A energia que os animais necessitam para 
sua sobrevivência vem de reações de oxidação que ocor-
rem no interior de suas células. Uma dessas reações é a 
da oxidação da molécula de glicose, descrita pela reação 
C
6
H
12
O
6
 + 6O
2
 w 6CO
2
 + 6H
2
O, que libera 686 kcal por 
mol de glicose.
Com base nessas informações e em seus conhecimentos, 
avalie estas afi rmações.
 I. 1 mol de glicose sofre combustão, produzindo 108 g 
de água.
 II. 686 kcal correspondem à energia cinética das molécu-
las de CO
2
 e de H
2
O.
 III. Cal é unidade física de potência.
 IV. A energia liberada nas reações da glicose é usada para 
manter os órgãos funcionando. Na forma de energia 
térmica, para manter o animal aquecido e na forma de 
energia mecânica, para locomoção do animal.
Assinale a alternativa que contém apenas as afi rmações 
corretas.
(Dado: MA(u): C = 12; H = 1; O = 16)
a) I e III
b) II e IV
c) I e IV
d) II e III
 12. (UFSM-RS) Considere o seguinte gr áfi co:
De acordo com o gráfi co, indique a opção que comple-
ta, respectivamente, as lacunas da frase: “A variação da 
entalpia, ∆H, é ....; a reação é .... porque se processa .... 
calor.” 
a) positiva, exotérmica, liberando. 
b) positiva, endotérmica, absorvendo. 
c) negativa, endotérmica, absorvendo. 
d) negativa, exotérmica, liberando. 
e) negativa, exotérmica, absorvendo.
R
e
p
ro
d
u
ç
ã
o
/U
F
S
M
-R
S
.
Atenção
1 Uma mesma substância 
apresenta entalpias diferentes 
em estados físicos diferentes, a 
uma mesma temperatura. Por 
isso, sempre devemos indicar o 
estado físico de cada substância 
numa equação termoquímica.
Variação de entalpia nas mudanças de 
estado f’sico
Vimos que a fusão do gelo é uma transformação endotérmica, pois é um processo que 
ocorre com absorção de calor. A variação de entalpia relacionada à fusão de 1 mol de água 
no estado sólido a 0 °C ou, simplesmente, a entalpia de fusão da água no estado sólido a 0 °C, 
determinada experimentalmente, é igual a 6,0 kJ/mol. Isso signifi ca que, para fundir 1 mol de 
água no estado sólido a 0 °C, devemos fornecer 6,0 kJ de energia na forma de calor. 1
A equação termoquímica para a fusão do gelo é:
H
2
O
(s)
 w H
2
O
(,)
 ∆H = + 6,0 kJ
No entanto, como visto antes:
∆H = H
fi nal
 - H
inicial
Assim, como ∆H . 0, a entalpia da água no estado líquido é maior que a entalpia da 
água no estado sólido.
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11
Q
U
ÍM
IC
A
Podemos representar essa transformação em um diagrama de entalpia:
H
2
O
(,)
H
2
O
(s)
∆H = +
 
6,0 kJ
H (kJ)
Progresso da transformação
O processo inverso à fusão é a solidifi cação. O diagrama de entalpia para a solidifi ca-
ção da água é:
H
2
O
(,)
H
2
O
(s)
∆H = –
 
6,0 kJ
H (kJ)
Progresso da transformação
A entalpia de solidifi cação da água a 0 °C é igual a - 6,0 kJ/mol, ou seja, durante a soli-
difi cação de 1 mol de água a 0 °C, são liberados 6,0 kJ de energia.
A vaporização, assim como a fusão, é um processo endotérmico. A entalpia de vapori-
zação da água a 100 °C é igual a + 40,7 kJ/mol. Observe a equação termoquímica e o diagra-
ma de entalpia para a vaporização da água:
H
2
O
(,)
 w H
2
O
(v)
 ∆H = + 40,7 kJ
H
2
O
(v)
H
2
O
(,)
∆H = +40,7 kJ
H (kJ)
Progresso da transforma•‹o
O processo inverso à vaporização é a liquefação (ou condensação). Observe a equa-
ção termoquímica e o diagrama de entalpia que indicam a entalpia de liquefação da 
água:
H
2
O
(v)
 w H
2
O
(,)
 ∆H = - 40,7 kJ
H
2
O
(v)
H
2
O
(,)
∆H = – 40,7 kJ
H (kJ)
Progresso da transformação
A vaporização, assim como a fusão, é um processo endotérmico. A entalpia de vapori-
zação da água a 100 °C é igual a +40,7 kJ/mol. Observe a equação termoquímica e o diagra-
ma de entalpia para a vaporização da água. 2 1
A fusão é um processo endotérmico. A 0 °C, a 
água no estado líquido apresenta entalpia 6,0 kJ 
maior que a da mesma quantidade de água no 
estado sólido, à mesma temperatura.
A solidifi cação é um processo exotérmico. 
Observe que a quantidade de calor liberada 
na solidifi cação é a mesma que a absorvida na 
fusão.
Para vaporizar 1 mol de água a 100 °C, devemos 
fornecer 40,7 kJ de energia.
Durante a liquefação de 1 mol de água, a 
100 °C, são liberados 40,7 kJ de energia. 1
Atenção
1 Note que a quantidade de 
calor necessária para a fusão da 
água (6 kJ/mol) é bem menor 
que a quantidade de calor 
necessário para a ebulição 
da água (40,7 kJ/mol). Isso 
acontece porque, na fusão, são 
rompidas algumas ligações de 
hidrogênio (lembre-se: ligações 
de hidrogênio são as forças 
intermoleculares mais intensas); 
e, na ebulição, são rompidas 
todas as ligações de hidrogênio.
2 A variação de entalpia para 
um processo inverso é igual 
à variação de entalpia para 
o processo direto à mesma 
temperatura, mas com o sinal 
trocado.
Observação
1 Como visto, a entalpia de 
vaporização da água a 100 °C 
é igual a 40,7 kJ/mol. Se a 
temperatura for menor que 
100 °C, a energia necessária à 
vaporização será maior. Se a 
água estiver a 25 °C, por exemplo, 
a entalpia de vaporização será 
igual a 44 kJ/mol.
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12 CAPÍTULO 1
Desenvolva
 H14 Identifi car padrões em fenômenos e processos vitais dos organismos, como manutenção do equilíbrio interno, defesa, relações 
com o ambiente, sexualidade, entre outros.
Leia o texto.
A água é a substância mais abundante dos tecidos vegetais e torna-se de grande importância o conhecimento de algumas de 
suas propriedades, bem como as diversas funções fi siológicas relacionadas com a água nas plantas. Sabemos que a água, apesar 
da abundância, torna-se um recurso bastante escasso quando se trata de sua disponibilidade para as plantas, pois, além de sua 
má distribuição em algumas regiões (áridas e semiáridas), as plantas são pouco ou nada efi cientes no seu uso, uma vez que a 
retém muito pouco para as suas necessidades (água de constituição, de transporte, reagente e de turgescência).
Ao longo do seu ciclo, desde a germinação da semente até a reprodução dela, as plantas aéreas absorvem grandes quantidades 
de água do solo, que é transportada através de suas partes e que passam à atmosfera, sem que intervenha em alguma função 
aparente. Esta perda de água ocorre, sobretudo, em forma de vapor, através de um processo chamado transpiração.
Disponível em: <www2.ufrb.edu.br/mapeneo/downloads/category/10-relacoes-hidricas?download>. Acesso em: 9 maio 2018.
Após a leitura do texto, responda às questões.
a) Qual é a função do processo descrito no texto?
b) Cite pelo menos três fatores externos que infl uem no processo descrito no item a.
c) Se um vegetal, em um ambiente natural a 20 °C, apresentando 105 folhas com área média de 0,5 dm2/ folha, está 
perdendo água para a atmosfera através dos estômatos, em uma média de 5 g/dm2/h, qual será o calor absorvido entre 
10 horas e 14 horas? Apresente o resultado em kcal.
 (Dado: calor latente de vaporização da água = 600 cal/g)
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13
QU
ÍM
IC
A
Entalpia de reação
Entalpia de reação (∆H) é o nome dado à variaçãode entalpia observada em uma rea-
ção química. A entalpia de uma reação é igual à diferença entre as entalpias fi nal (produ-
tos) e inicial (reagentes):
∆H = H
produtos
 - H
reagentes
De acordo com o tipo de reação envolvida, a entalpia de reação recebe denominação 
específi ca para cada caso analisado. 1
Entalpia de combust‹o
Como visto no começo deste capítulo, toda reação de combustão é exotérmica. Expe-
rimentalmente, determinou-se que a combustão de 1 mol de metano, por exemplo, libera 
890 kJ a 25 °C e 1 atm. Assim, a equação termoquímica da combustão do metano pode ser 
representada por:
CH
4(g)
 + 2O
2(g)
 w CO
2(g)
 + 2H
2
O
(,)
 ∆H = - 890 kJ
O valor de ∆H que aparece em uma equação termoquímica está relacionado aos coefi cien-
tes estequiométricos de cada substância participante. Assim, ocorre liberação de 890 kJ por mol 
de metano consumido, ou seja, a entalpia de combustão do metano é igual a 890 kJ/mol. 1
Observe as equações termoquímicas a seguir, referentes à combustão completa de al-
guns combustíveis a 25 °C e 1 atm (as entalpias foram determinadas experimentalmente):
• Octano (presente na gasolina)
C
8
H
18(,)
 + 
25
2
 O
2(g)
 w 8CO
2(g)
 + 9H
2
O
(,)
 ∆H = -5 471 kJ/mol
• Etanol
C
2
H
6
O
(,)
 + 3O
2(g)
 w 2CO
2(g)
 + 3H
2
O
(,)
 ∆H = -1 368 kJ/mol
• Hidrogênio
H
2(g)
 + 
1
2
 O
2(g)
 w H
2
O
(,)
 ∆H = -286 kJ/mol
Interação
A energia não é criada nem destruída. Em Física, os processos de propagação de calor entre dois 
corpos são tratados no caderno 5, capítulo 3. A energia liberada nas reações de combustão será 
usada na obtenção de trabalho, como será visto nos capítulos 3 e 4 do caderno 6.
E se fosse possível? Tema integrador Educação alimentar e nutricional
Especialistas falam sobre os riscos do açúcar para obesidade e diabetes
O açúcar não está presente apenas em doces, frutas e refrigerantes, mas também em alimentos salgados como pães e massas, 
que se transformam em glicose dentro do organismo. A diferença entre eles está na velocidade com que caem na corrente sanguí-
nea: o doce leva poucos segundos, enquanto as moléculas dos demais podem demorar até uma hora para serem quebradas.
Em excesso, o açúcar pode provocar obesidade e diabetes tipo 2, doenças que são facilmente evitadas, com atividade física e 
reeducação alimentar.
[...]
Tomar uma bola de sorvete é o mesmo que comer uma colher e meia de sopa de açúcar.
[...]
Apesar dos riscos, o açúcar não é apenas um vilão: a Organização Mundial da Saúde (OMS) recomenda que ele responda por 10% 
do consumo total de calorias diárias. Em colheres de sopa, a quantidade não deve passar de quatro, o equivalente a 50 gramas. [...]
Disponível em: <g1.globo.com/bemestar/noticia/2011/05/especialistas-falam-sobre-os-riscos-do-acucar-para-obesidade-e-diabetes.html>. 
Acesso em: 9 maio 2018.
A glicose é uma das principais fontes de energia do organismo, liberando, aproximadamente, 2 800 kJ a cada 180 g. Essa quantidade 
é liberada aos poucos conforme a necessidade fi siológica. O que aconteceria com o corpo humano se toda a energia contida na 
forma de glicose fosse liberada rapidamente?
Observação
1 A quantidade de calor 
liberado ou absorvido em 
um processo químico pode 
depender de diversos fatores, 
tais como estado físico e 
alotrópico das substâncias, 
condições de temperatura 
e pressão na qual o sistema 
está submetido e, por fi m, 
a quantidade de substância 
envolvida.
Atenção
1 A entalpia de combustão é 
o calor liberado por um mol 
de combustível nas condições 
padrão (25 oC e 1 atm).
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14 CAPÍTULO 1
Qual é o melhor combustível?
Na escolha de um combustível, podemos usar diferentes critérios de comparação, 
como seu preço, sua disponibilidade ou a poluição gerada por ele. Outra maneira, ainda, 
é analisarmos a quantidade de calor liberada na sua combustão. Uma das formas mais 
usuais para avaliarmos esses combustíveis é comparando o calor liberado na combustão 
de massas iguais entre eles. Assim, considerando 1 g de cada combustível, temos:
• Metano
Massa ——— Calor liberado
 16 g ——— 890 kJ
 1 g ——— x
x = 55,63 kJ/g
• Octano
Massa ——— Calor liberado
 114 g ——— 5 471 kJ
 1 g ——— y
y = 47,99 kJ/g
• Etanol
Massa ——— Calor liberado
 46 g ——— 1 368 kJ
 1 g ——— z
z = 29,74 kJ/g
• Hidrogênio
Massa ——— Calor liberado
 2 g ——— 286 kJ
 1 g ——— w
w = 143 kJ/g
Concluímos que o melhor combustível é o hidrogênio, pois é o que libera maior quan-
tidade de calor pa ra a mesma massa.
Podemos, então, generalizar que, em uma reação de combustão, temos a presença de 
uma substância química (combustível) que reage com o oxigênio (O
2
), chamado de combu-
rente, formando os produtos da combustão e liberando calor (reação exotérmica). Acom-
panhe o esquema a seguir.
Combustível
Hidrocarboneto
ou composto 
orgânico
oxigenado
O
2(g)
CO
2
 + H
2
O s Completa
(chama azul)
CO + H
2
O s Incompleta
(chama amarela)
C
(s)
 + H
2
O s Incompleta
(chama amarela)
Comburente Produtos da combustão ∆H < O
Nesse sentido
aumenta 
a quantidade
de calor 
liberado.
Fuligem, carvão ou negro de fumo 
Interação
Reações de combustão relacionam-se intimamente com fontes de energia. Carvão e petróleo 
são dois materiais usados, principalmente, como combustíveis. Esses são assuntos que ocupam 
toda o caderno 4 de Geografi a.
As espaçonaves do tipo shuttle, 
como a Challenger – que explodiu 
em pleno voo em 1986 –, utilizam 
a mistura hidrogênio oxigênio para 
a obtenção de energia de seus 
propulsores. 1
Observações
1 O hidrogênio também é o 
combustível menos poluente 
(tanto que muitas vezes ele é 
chamado de combustível limpo), 
pois o único produto formado 
na sua combustão é a água.
2 Quando há formação 
de CO
2
, a combustão é 
dita completa porque essa 
substância não é combustível; 
muito pelo contrário, ela 
extingue a chama. Formando 
CO ou C
(s)
, a combustão é dita 
incompleta porque ambas as 
substâncias são combustíveis, 
ou seja, reagem com oxigênio, 
liberando calor.
2
 E
v
e
re
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 H
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S
h
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rs
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c
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15
Q
U
ÍM
IC
A
Decifrando o enunciado Lendo o enunciado
Qual é a relação estabelecida 
pelo exercício: Este item envolve 
relação entre quantidade de 
energia liberada e quantidade 
de CO
2
 produzido.
De que depende a quantidade 
de CO
2
? A quantidade de 
CO
2
 produzido depende 
da quantidade de átomos 
de carbono presentes no 
combustível. Assim, deve-se 
compor a equação da reação de 
combustão.
Como resolver na prática: 
O processo terá de ser repetido 
nas cinco alternativas.
(Enem) Um dos problemas dos combustíveis que contêm carbono é que sua queima 
produz dióxido de carbono. Portanto, uma característica importante, ao se escolher um 
combustível, é analisar seu calor de combustão ( )∆HC
0 , defi nido como a energia liberada 
na queima completa de um mol de combustível no estado padrão. O quadro seguinte 
relaciona algumas substâncias que contêm carbono e seu ( )∆HC
0 .
Substância Fórmula ( )∆HC0 (kJ/mol)
benzeno C
6
H
6(,)
-3 268
etanol C
2
H
5
OH
(,)
-1 368
glicose C
6
H
12
O
6(s)
-2 808
metano CH
4(g)
-890
octano C
8
H
18(,)
-5 471
Neste contexto, qual dos combustíveis, quando queimado completamente, libera mais 
dióxido de carbono no ambiente pela mesma quantidade de energia produzida? 
a) Benzeno
b) Metano
c) Glicose
d) Octano
e) Etanol
Resolução
Resposta: C
As reações de combustão são:
C
6
H
6(,)
 + 
15
2
O
2(g)
 w 6CO
2(g)
 + 3H
2
O
(,) 
 ∆HC
0 = -3 268 kJ
C
2
H
5
OH
(,)
 + 3O
2(g)
 w 2CO
2(g)
 + 3H
2
O
(,) 
 ∆HC
0
= -1 368 kJ
C
6
H
12
O
6(s)
 + 6O
2(g)
 w 6CO
2(g)
 + 6H
2
O
(ℓ)
 ∆HC
0 = -2 808 kJ
CH
4(g)
 + 2O
2(g)
 w CO
2(g)
 + 2H
2
O
(ℓ)
 H∆ C
0 = -890 kJ
C
8
H
18(,)
 + 
25
2
O
2(g)
 w 8CO
2(g)
 + 9H
2
O
(,)
 H∆C
0
= -5 471 kJ
Para uma mesma quantidade de energia liberada (Q), teremos;
• Para o benzeno:
 1 mol de benzeno forma 6 mol de CO
2
 ——— 3 268 kJ
 a mol de CO
2
 ——— Q
 a = 0,0018Q mol de CO
2
• Para o etanol:
 1 mol de etanol forma 2 mol de CO
2
 ——— 1 368 kJ
 b mol de CO
2
 ——— Q
 b = 0,0014Q mol de CO
2
• Para a glicose:
 1 mol de glicose forma 6 mol de CO
2
 ——— 2 808 kJ
 c mol de CO
2
 ——— Q
 c = 0,0021Q mol de CO
2
• Para o metano:
 1 mol de metano forma 1 mol de CO
2
 ——— 890 kJ
 d mol de CO
2
 ——— Q
 d = 0,0011Q mol de CO
2
• Para o octano:
 1 mol de octano forma 8 mol de CO
2
 ——— 5 471 kJ
 e mol de CO
2
 ——— Q
 e = 0,0014Q mol de CO
2
Analisando-se os valores, nota-se que, para uma mesma quantidade de energia liberada, 
a glicose libera maior quantidade de CO
2
.
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16 CAPÍTULO 1
Contextualize
Movido a urina e fezes: o potencial dos dejetos humanos como 
combustíveis do futuro
O nosso planeta tem um problema. Os humanos, 
como todas as outras criaturas vivas, produzem mui-
to... bem, muitos restos desagradáveis. [...]
Mas talvez estejamos olhando para nosso esgoto 
pelo lado errado – ele pode ser uma commodity pre-
ciosa, em vez de um subproduto malcheiroso das nos-
sas vidas diárias.
Vários engenheiros criativos estão encontrando 
maneiras de aproveitar o potencial dos nossos dejetos 
corporais, transformando-os em energia para ilumi-
nar nossas casas e dar combustível aos nossos carros. 
[...]
O poder do xixi
[...]
Pesquisadores da Universidade do Oeste da In-
glaterra criaram estações compactas de eletricidade 
conhecidas como pilhas de combustível microbiótico 
capazes de transformar xixi em energia elétrica que 
pode ser usada para iluminar salas pequenas ou ligar 
pequenos aparelhos eletrônicos.
As pilhas de combustíveis são únicas por conter bactéria que geralmente é encontrada na parte de baixo de navios ou plata-
formas de petróleo no oceano. Elas crescem em eletrodos e se alimentam do material orgânico presente na urina conforme ele 
passa por elas, produzindo uma pequena corrente de energia.
[...]
Os pesquisadores já usaram as pilhas movidas a xixi para recarregar um smartphone, apesar de ter demorado cerca de 64 horas 
para encher a bateria totalmente. [...]
O potencial do cocô
[...] 
“Sedimentos fecais” pode parecer uma frase estranha no contexto de energia limpa, mas esse não é o único projeto da área 
envolvendo o chamado número dois. [...]
Segundo um relatório feito pela Universidade das Nações Unidas no Japão, se todas as fezes humanas forem transformadas 
em biogás, isso poderia gerar eletricidade para 138 milhões de lares. [...]
Combustível de gordura
Em quase toda cidade do mundo, há bolhas coaguladas de gordura, óleo e sebo que formam “fatbergs” (“icebergs de gordura”, 
em português) que entopem canos.
Entre os maiores descobertos publicamente está um encontrado neste ano nos túneis vitorianos embaixo do bairro de Whitechapel, 
em Londres. 
O fatberg de 250 metros – o dobro do comprimento de um campo de futebol do Estádio de Wembley – pesava 130 toneladas 
e levou quase três semanas para ser limpo. Mas, em vez de ser despejado em um aterro, o bloco de gordura foi enviado a uma 
planta de processamento inovador e transformado em 10 mil litros de biodiesel que pode ser usado em ônibus e caminhões. [...]
O combustível resultante pode ser misturado com diesel normal para ser usado em motores. [...]
Disponível em: <www.bbc.com/portuguese/vert-fut-41743336>. Acesso em: 9 maio 2018.
 1. Cite um problema ambiental gerado pela falta de tratamento de esgoto das cidades.
 2. Avalie qual é o impacto social e econômico da produção de energia elétrica pelo processo descrito na reportagem.
 3. A respeito da produção de energia a partir dos dejetos sólidos:
a) Escreva a equação da reação de combustão do principal combustível produzido no tratamento do cocô.
b) Qual é o problema ambiental associado ao uso do combustível produzido a partir do fatberg?
 
Um técnico de esgoto segura um "fatberg" em um túnel de Londres.
A
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 F
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17
Q
U
ÍM
IC
A
Entalpia de neutralização
É o calor liberado na reação entre 1 mol de H+ proveniente de um ácido de Arrhenius e 
1 mol de OH- proveniente de uma base de Arrhenius.
A quantidade de calor liberada na reação entre um mol de ácido forte e um mol de 
base forte, a 25 °C e 1 atm, é constante e igual a 13,6 kJ/mol, pois se encontram totalmente 
ionizados (no caso dos ácidos) ou dissociados (no caso das bases).
Assim: +1H
(aq.)
 + 1OH
(aq.)
– w H
2
O
(,)
 ∆H = - 13,6 kJ
Entalpia de formação
Entalpia de formação é a quantidade de calor liberada ou absorvida na formação de 
1 mol de substância composta a partir de substâncias simples no estado-padrão.
Segue uma lista de entalpia-padrão de algumas substâncias inorgânicas e orgânicas.
Substância Fórmula ∆H f
0 (kJ ⋅ mol21)
Amônia NH
3(g)
- 46,11
Dióxido de carbono CO
2(g)
- 393,5
Monóxido de carbono CO
(g)
- 110,53
Tetróxido de dinitrogênio N
2
O
4(g)
+ 9,16
Cloreto de hidrogênio HCl
(g)
- 92,31
Fluoreto de hidrogênio HF
(g)
- 271,1
Dióxido de nitrogênio NO
2(g)
+ 33,18
Óxido nítrico NO
(g)
+ 90,25
Cloreto de sódio NaCl - 411,15
Água (líquida) H
2
O
(,)
- 285,83
Água (gás) H
2
O
(g)
- 241,82
Benzeno C
6
H
6
+ 49,0
Etanol C
2
H
5
OH
(,)
- 277,69
Etino (acetileno) C
2
H
2(g)
+ 226,73
Glicose C
6
H
12
O
6(g)
- 1 268
Metano CH
4(g)
- 74,81
Fonte: P. Atkins. Princ’pios de Qu’mica.
Estado-padr‹o
Como visto, não é possível determinar a entalpia de uma substância, mas é possí-
vel determinar experimentalmente a variação de entalpia de uma transformação. Assim, 
somente podemos conhecer a entalpia de uma reação química fazendo a reação. Como 
existem muitas reações possíveis, para facilitarem a determinação da entalpia, os quími-
cos passaram a defi nir valores arbitrários para a entalpia de algumas substâncias. Assim, 
defi niu-se que todas as substâncias simples apresentam entalpia igual a zero, em determi-
nadas condições, conhecidas como estado-padrão. 1
Portanto, substâncias simples, como H
2(g)
, O
2(g)
, C
(gr.)
, S
(r)
, Br
2(,)
 e Fe
(s)
, por convenção, apre-
sentam entalpia igual a zero no estado-padrão.
Determinamos agora as entalpias para outras substâncias, usando os valores de ental-
pia escolhidos como referência. Veja o exemplo.
Considere a equação a seguir, a 25 °C e 1 atm.
C
(gr.)
 + O
2(g) 
w CO
2(g) 
H
f
0∆ = - 393,5 kJ/mol
Na equação, H
f
0∆ é chamado entalpia-padrão de formação.
Como ∆H = H
produtos
 - H
reagentes
, temos:
H
f
0∆ = H
CO
0
2(g)
- ( )+H HC(gr.)0 O02(g) = - 393,5 kJ/mol
Como H
C
0
(gr .)
 = H
O
0
2(g)
 = 0, temos: H
CO
0
2(g)
 = - 393,5 kJ
Defi nição
 Estado-padr‹o : estado físico e 
alotrópico mais estáveis de uma 
substância sob pressão de 1 atm 
e temperatura de 25 °C.
Observação
1 Usamos entalpia-padrão 
somente se estamos nas 
condições padrão. É comum, 
porém, encontrarmos, em 
algumas questões e livros, o 
símbolo ∆H (e não ∆H0), mesmo 
para a entalpia-padrão.
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18 CAPÍTULO 1
A entalpia do gás carbônico é numericamente igual à sua entalpia-padrão de formação. As entalpias-padrão de forma-
ção das outras substâncias são determinadas da mesma forma que a do gás carbônico. Veja os exemplos.
H
2(g) 
+ O
2(g)
 w H
2
O
(,)
 H
f
0∆ = H
H O
0
2
 = - 285,8 kJ/mol
S
(r)
 + O
2(g)
 w SO
2(g)
 H
f
0∆ = H
SO
0
2
= - 296,8 kJ/mol
Cálculo da entalpia-padrão de uma reação
Podemos calcular a entalpia-padrão de uma reação a partir dos valores de entalpias-padrão de formação. Para isso, bas-
ta revermos alguns conceitos, tais como:
1. ∆H = H
fi nal
 - H
inicial
2. A entalpia-padrão de uma substância simples, nas condições padrão, porconvenção é zero.
3. A entalpia-padrão de uma substância composta é numericamente igual ao seu calor (entalpia) de formação. Em uma 
reação química, podemos pensar da seguinte forma:
Reagente(s) w Produto(s) ∆H = ?
ΣH
reagentes
H
inicial
ΣH
produtos
H
final
Então, o ∆H de uma reação poderá ser dado por:
∆H = ΣH
produtos
 - ΣH
reagentes
Atividades
 13. (UFMG) Um tubo de ensaio aberto, contendo acetona, é 
mergulhado em um béquer maior, isolado termicamente, 
o qual contém água, conforme mostrado na fi gura.
Acetona
Água
Termômetro
A temperatura da água é monitorada durante o processo 
de evaporação da acetona, até que o volume desta se 
reduz à metade do valor inicial. Assinale a alternativa cujo 
gráfi co descreve qualitativamente a variação da tempe-
ratura registrada pelo termômetro mergulhado na água, 
durante esse experimento.
a) 
0 Tempo
Te
m
p
e
ra
tu
ra
b) 
0 Tempo
Te
m
p
e
ra
tu
ra
c) 
0 Tempo
Te
m
p
e
ra
tu
ra
d) 
0 Tempo
Te
m
p
e
ra
tu
ra
14. (UFRGS-RS) Considere as transformações a que é subme-
tida uma amostra de água, sem que ocorra variação da 
pressão externa:
Vapor de água Água líquida Gelo
1
2
3
4
Pode-se afi rmar que:
a) as transformações 3 e 4 são exotérmicas.
b) as transformações 1 e 3 são endotérmicas.
c) a quantidade de energia absorvida em 3 é igual à 
quantidade liberada em 4.
d) a quantidade de energia liberada em 1 é igual à quan-
tidade liberada em 3.
e) a quantidade de energia liberada em 1 é igual à quan-
tidade absorvida em 2.
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19
Q
U
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A
15. (UFMG) Ao se sair molhado em local aberto, mesmo em 
dias quentes, sente-se uma sensação de frio. Esse fenô-
meno está relacionado com a evaporação da água que, no 
caso, está em contato com o corpo humano. Essa sensação 
de frio explica-se corretamente pelo fato de que a evapo-
ração da água: 
a) é um processo endotérmico e cede calor ao corpo.
b) é um processo endotérmico e retira calor do corpo.
c) é um processo exotérmico e cede calor ao corpo. 
d) é um processo exotérmico e retira calor do corpo.
 16. (UFV-MG) Considere as equações das reações de combus-
tão do metano e do propano:
CH
4(g)
 + 2O
2(g)
 w CO
2(g)
 + 2H
2
O
(,)
 ∆H0 = -890 kJ ⋅ mol-1
C
3
H
8(g)
 + 5O
2(g)
 w 3CO
2(g)
 + 4H
2
O
(,)
 ∆H0 = -2 220 kJ ⋅ mol-1
A combustão completa de 44 g de metano libera:
(Dado: massa molar do CH
4
 = 16 g/mol)
a) a mesma quantidade de gás carbônico que a combus-
tão completa de 1,0 mol de propano.
b) mais gás carbônico que a combustão completa de 44 g 
de propano.
c) a mesma quantidade de energia que a combustão 
completa de 44 g de propano.
d) mais energia que a combustão de 1,0 mol de propano.
e) menos energia que a combustão de 44 g de propano.
17. (PUC-MG) Sejam dados os processos abaixo:
 I. Fe
(s)
 w Fe
(,)
 II. H
2
O
(,)
 w H
2(g)
 + 
1
2
O
2(g)
 III. C
(s)
 + O
2(g)
 wCO
2(g)
 IV. H
2
O
(v)
 w H
2
O
(s)
A opção que representa somente fenômenos químicos 
endotérmicos é: 
a) I e II apenas. 
b) II e IV apenas. 
c) III e IV apenas. 
d) II, III e IV apenas.
18. (Uece) O sulfeto de zinco, usado por Ernest Rutherford no 
seu famoso experimento, emite luz por excitação causada 
por raios X ou feixe de elétrons e reage com o oxigênio, 
produzindo um óxido de zinco e dióxido de enxofre. Os 
calores de formação das diferentes substâncias estão na 
tabela a seguir.
Substância
Calor de formação 
(kcal/mol)
ZnS
(s)
- 43,90
SO
2(g)
- 69,20
ZnO
(s)
- 83,50
Utilizando-se os valores da tabela, o calor de combustão 
do sulfeto de zinco será:
a) - 217,6 kcal/mol
b) + 163,2 kcal/mol
c) - 108,8 kcal/mol
d) + 54,4 kcal/mol
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20 CAPÍTULO 1
19. (PUC-MG) Sejam dadas as seguintes equações termoquí-
micas (25 °C, 1 atm): 
 I. C
(grafi te)
 + O
2(g)
 w CO
2(g)
 ∆H
1
 = -393,5 kJ/mol 
 II. C
(diamante)
 + O
2(g)
 w CO
2(g)
 ∆H
2
 = -395,4 kJ/mol 
Com base nessas equações, todas as afi rmativas estão 
corretas, exceto: 
a) a formação de CO
2
 é um processo exotérmico. 
b) a equação II libera maior quantidade de energia, pois 
o carbono diamante é mais estável que o carbono 
grafi te. 
c) a combustão do carbono é um processo exotérmico. 
d) a variação de entalpia necessária para converter 1,0 mol 
de grafi te em diamante é igual a + 1,9 kJ. 
e) a reação de transformação de grafi te em diamante é 
endotérmica.
Nesse processo, certa quantidade de energia é fornecida 
ao organismo, cujo valor pode ser estimado a partir dos 
dados da tabela a seguir.
Substância
∆H reação
0
 
(a 298 K, em kJ/mol)
C
6
H
12
O
6(s)
- 1 277
CO
2(g)
- 394
H
2
O
(,)
- 286
Considerando essas informações, o valor da variação de 
entalpia-padrão da reação para a oxidação de 1 mol 
de glicose é:
a) - 1 957 kJ/mol
b) + 597 kJ/mol
c) + 2 803 kJ/mol
d) - 597 kJ/mol
e) - 2 803 kJ/mol
 24. Conhecem-se as equações termoquímicas: 
S
(r)
 + O
2(g)
 w SO
2(g)
 ∆H
2
 = -71,0 kcal/mol
S
(m)
 + O
2(g)
 w SO
2(g)
 ∆H
1
 = -71,1 kcal/mol
Sobre elas, julgue (V ou F) as afi rmações a seguir.
 I. A formação de SO
2
 é sempre endotérmica. 
 II. A conversão da forma rômbica na forma monoclínica 
é endotérmica. 
 III. A forma alotrópica estável do enxofre na temperatura 
da experiência é monoclínica. 
 21. (Ufl a-MG) Considere a seguinte reação ocorrendo à pres-
são constante:
H
2
O
(s)
 w H
2
O
(,)
 ∆H = 7,3 kJ
Sobre essa reação, é correto afi rmar:
a) A entalpia da água líquida é menor que a da água no 
estado sólido (gelo).
b) A solidifi cação da água é um processo que libera 
calor.
c) A variação entre a entalpia dos produtos e dos reagen-
tes é menor que zero.
d) A reação é exotérmica.
 22. (FCC-BA) Qual das reações a seguir exemplifi ca uma mu-
dança de estado que ocorre com liberação de energia 
térmica? 
a) H
2(,)
 w H
2(g)
b) H
2
O
(s)
 w H
2
O
(,) 
c) O
2(g)
 w O
2(,)
d) CO
2(s)
 w CO
2(,)
e) Pb
(s)
 w Pb
(,)
 23. (UFPB) A glicose, C
6
H
12
O
6
, é encontrada em vários frutos 
e pode ser obtida industrialmente pela hidrólise do ami-
do. No organismo, a glicose é oxidada em um processo 
metabólico que ocorre nas células, por meio de uma série 
de reações, cuja reação global pode ser representada pela 
equação a seguir.
C
6
H
12
O
6(s)
 + 6O
2(g)
 w 6CO
2(g)
 + 6H
2
O
(,)
 20. +Enem [H17] O fenômeno da combustão é comum a 
diversos tipos de substância e representa uma forma de o 
ser humano angariar energia de processos químicos para 
alimentar máquinas térmicas. Nos últimos anos, a busca 
por combustíveis capazes de gerar menos gases poluentes 
passou a ser encarada com prioridade pelas nações que 
se comprometeram a lutar pela defesa do meio ambiente. 
O gás hidrogênio está entre os combustíveis que cumprem 
essa missão, cuja combustão é evidenciada pela seguinte 
reação:
a) 2H
2(g)
 + C
(s)
 + 2O
2(g)
 w H
2
O
(g)
 + CO
2(g)
 ∆H = + 286 kJ/mol
b) 2H
2(g)
 + C
(s)
 + 2O
2(g)
 w H
2
O
(g)
 + CO
2(g)
 ∆H = - 286 kJ/mol
c) 2H
(g)
 + O
(g)
 w H
2
O
(g)
 ∆H = + 286 kJ/mol
d) 2H
2(g)
 + O
2(g)
 w 2H
2
O
(,)
 ∆H = - 286 kJ/mol
e) 2H
2(g)
 + O
2(g)
 w 2H
2
O
(,)
 ∆H = + 286 kJ/mol
Complementares Tarefa proposta 13 a 24
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21
QU
ÍM
IC
A
Tarefa proposta
 5. (Fuvest-SP) Experimentalmente observa-se que, quando 
se dissolve etanol na água, há aumento na temperatura 
da mistura. Com base nesse fato, demonstre ou refute a 
seguinte afi rmação: “A dissolução do etanol em água é 
um processo endotérmico”.
 6. (Unicamp-SP) Um botijão de gás de cozinha, contendo 
butano, foi utilizado em um fogão durante um certo tem-
po, apresentando uma diminuição de massa de 1,0 kg. 
Sabendo-se que:
C
4
H
10(g)
 + 6,5O
2(g)
 w 4CO
2(g)
 + 5H
2
O
(g)
 ∆H = -2 900 kJ/mol 
a) Qual a quantidade de calor que foi produzida no fogão 
devido à combustão do butano? 
b) Qualo volume, a 25 °C e 1,0 atm, de butano consu-
mido? 
 (Dados: o volume molar de um gás ideal a 25 °C e 
1,0 atm é igual a 24,51 litros. Massas atômicas relativas: 
C = 12; H = 1)
 7. (UFMG) As dissoluções de NaCl
(s)
 e de NaOH
(s)
 em água 
provocam diferentes efeitos térmicos. O quadro mostra as 
etapas hipotéticas do processo de dissolução desses dois 
sólidos.
Etapa Dissolução do NaCl Dissolução do NaOH
Dissociação 
do sólido
NaCl
(s)
 w +Na(g) + lC (g)
– NaOH
(s)
 w +Na(g) + OH(g)
–
Solvatação 
do cátion
+Na(g) w 
+Na(aq.)
+Na(g) w 
+Na(aq.)
Solvatação 
do ânion
lC (g)
– w lC (aq.)
– OH(g)
– w OH(aq.)
–
Processo 
global
NaCl
(s)
w +Na(aq.) + lC (aq.)
–
∆H = 5 kJ/mol
NaOH
(s)
 w +Na(aq.) + OH(aq.)
–
∆H = -44 kJ/mol
Considerando-se, em cada etapa, a formação e o rompi-
mento de ligações químicas, ou interações intermolecu-
lares, e as variações de entalpia, é incorreto afi rmar que:
a) a dissolução do sólido, em ambos os casos, consome 
energia.
b) a solução de NaCl
(aq.)
 tem mais energia que o sistema 
formado por NaCl
(s)
 e água.
c) a temperatura aumenta na dissolução de NaOH
(s)
.
d) o ânion OH- forma ligações de hidrogênio com a água.
 8. (Fuvest-SP) Quando 0,500 mol de etanol (C
2
H
6
O) líquido 
sofre combustão total sob pressão constante, produzindo 
CO
2
 e H
2
O, gasosos, a energia liberada é 148 kcal. Na 
combustão de 3,00 mol de etanol, nas mesmas condições, 
a entalpia dos produtos, em relação à dos reagentes, é:
a) 74 kcal menor.
b) 444 kcal menor.
c) 888 kcal menor.
d) 444 kcal maior.
e) 888 kcal maior.
 9. (UFRS) A dissolução de NaCl em água envolve basicamente 
a quebra da ligação iônica e a formação da interação íon-
-dipolo (solvatação). Como essa dissolução é endotérmica, 
é correto afi rmar que:
 1. (Unitau-SP) Observe as seguintes equações termoquímicas:
 I. C
(s)
 + H
2
O
(g)
 w CO
(g)
 + H
2(g)
 ∆H = 31,4 kcal
 II. CO
(g)
 + 
1
2
 O
2(g)
 w CO
2(g)
 ∆H = - 67,6 kcal
 III. H
2(g)
 + 
1
2
 O
2(g)
 w H
2
O
(g)
 ∆H = - 57,8 kcal
De acordo com a variação de entalpia, podemos afi rmar:
a) I é endotérmica, II e III exotérmicas.
b) I e III são endotérmicas, II exotérmica.
c) II e III são endotérmicas, I exotérmica.
d) I e II são endotérmicas, III exotérmica.
e) II é endotérmica, I e III exotérmicas.
 2. (Univaço-MG) Ao sair de uma piscina, em local aberto e 
ventilado, mesmo em dias quentes, sente-se uma sensação 
de frio. Esse fenômeno está relacionado com a evaporação 
da água que, no caso, está em contato com o corpo hu-
mano. Essa sensação de frio explica-se corretamente pelo 
fato de a evaporação da água ser:
a) um processo endotérmico e cede calor ao corpo.
b) um processo endotérmico e retira calor do corpo.
c) um processo exotérmico e cede calor ao corpo.
d) um processo exotérmico e retira calor do corpo.
 3. A “cal extinta” [Ca(OH)
2
] pode ser obtida pela reação 
entre óxido de cálcio (CaO) e água (H
2
O), com conse-
quente liberação de energia. O óxido de cálcio, ou “cal 
viva”, por sua vez, é obtido por forte aquecimento de 
carbonato de cálcio (CaCO
3
). As equações referentes às 
reações são:
 I. CaO + H
2
O w Ca(OH)
2
 + calor
 II. CaCO
3
 + calor w CaO + CO
2
Identifi que a afi rmativa correta:
a) A reação II é exotérmica.
b) Ambas as reações são endotérmicas.
c) A reação I é uma reação endotérmica.
d) Ambas as reações são exotérmicas.
e) A reação II é endotérmica.
 4. (PUC-MG) Sejam dadas as seguintes equações termoquí-
micas (∆H em kcal/mol (25 °C e 1 atm)
 I. Cu
(s)
 + 
1
2
O
2(g)
 w CuO
(s)
 ∆H = - 37,6 
 II. C
(s)
 + 
1
2
 O
2(g)
 w CO
(g)
 ∆H = - 26,0 
 III. 2 Al
(s)
 + 
3
2
O
2(g)
 w Al
2
O
3(s)
 ∆H = - 400,0 
 IV. 2Au
(s)
 + 
3
2
O
2(g)
 w Au
2
O
3(s)
 ∆H = + 20,0 
 V. F
2(g)
 + 
1
2
O
2(g)
 w F
2
O
(g)
 ∆H = + 5,0 
Nas condições citadas, a equação que representa a reação 
mais exotérmica é: 
a) I b) II c) III d) IV e) V
Et_EM_2_Cad6_QUI_c01_01a23.indd 21 5/17/18 4:14 PM
22 CAPÍTULO 1
a) a energia da ligação iônica é, em módulo, maior que a 
energia de interação íon-dipolo.
b) a energia da ligação iônica é, em módulo, menor que 
a energia da interação íon-dipolo.
c) a energia da ligação iônica é, em módulo, igual à ener-
gia da interação íon-dipolo.
d) a ligação iônica é mais fraca que a interação íon-dipolo.
e) o meio externo absorve energia durante a dissolução.
 10. (IFPI) As gorduras apresentam, em geral, um valor 
energético de 9 000 cal/g. A manteiga comum con-
tém 85% de gordura (em massa) e as manteigas light 
têm uma redução de 30% na quantidade de gorduras 
em relação às manteigas comuns. Teoricamente, para 
que uma pessoa aumente seu peso em 1 kg, ela deve 
acumular 7 700 cal além do mínimo necessário para 
o bom funcionamento do organismo. Considere uma 
pessoa que tenha uma dieta na qual não há excesso nem 
carência de calorias e que consuma semanalmente 2 g de 
manteiga light. Se essa pessoa decidir trocar a manteiga 
light por comum, mantendo o consumo de 2 g por se-
mana, quantos dias, aproximadamente, levaria para que 
ela engordasse 2 kg?
a) 4
b) 8
c) 24
d) 16
e) 20 
 11. (Unicamp-SP) Uma vela é feita de um material ao qual 
se pode atribuir a fórmula C
20
H
42
. Qual o calor liberado 
na combustão de 10,0 g desta vela à pressão constante? 
(Massas molares: C = 12 g/mol; H = 1 g/mol) 
C
20
H
42(s)
 + 
61
2
O
2(g)
 w 20CO
2(g)
 + 21H
2
O
(g)
 ∆H = - 13 300 kJ
12. +Enem [H17] Ao abrirmos a válvula de um botijão de gás 
de cozinha, percebemos que o sistema sofre resfriamento 
intenso. Isso porque a expansão é um processo endotérmico, 
que resulta em retirada de calor das vizinhanças do processo.
Quando se comprime o mesmo gás, em um botijão de 
menor volume que o inicial, pode-se observar:
a) absorção de luz na compressão do gás.
b) manutenção da temperatura do sistema.
c) aquecimento do sistema. 
d) a ocorrência de reação química entre as moléculas do 
gás e o ferro do botijão. 
e) a queda de pressão no interior do botijão por causa da 
repentina variação da quantidade de gás.
 13. (UFU-MG) São processos endotérmicos e exotérmicos, 
respectivamente, as mudanças de estado: 
a) fusão e ebulição.
b) solidificação e liquefação.
c) condensação e sublimação.
d) sublimação e fusão.
e) sublimação e solidificação.
 14. (Acafe-SC) Sessenta e quatro gramas de gás metano fo-
ram submetidos a combustão completa. A energia liberada 
nessa reação nas condições padrão (em módulo) é de:
(Dados: entalpias de formação nas condições padrão:
CH
4(g)
 = - 75 kJ/mol; CO
2(g)
 = - 394 kJ/mol; H
2
O
(,)
 = - 286 kJ/mol; 
massas molares: C: 12 g/mol, H: 1 g/mol; equação de 
combustão completa do gás metano (não balanceada): 
CH
4(g)
 + O
2(g)
 w CO
2(g)
 + H
2
O
(,)
)
a) 605 kJ
b) 891 kJ
c) 3 564 kJ
d) 755 kJ
 15. (UFJF-MG) Considere os processos a seguir.
 I. queima do carvão;
 II. fusão do gelo à temperatura de 25 ºC; 
 III. combustão da madeira.
a) Apenas o primeiro é exotérmico. 
b) Apenas o segundo é exotérmico. 
c) Apenas o terceiro é exotérmico. 
d) Apenas o primeiro é endotérmico. 
e) Apenas o segundo é endotérmico.
 16. (UFRGS-RS) A reação de formação da água é exotérmica. 
Qual das reações a seguir desprende a maior quantidade 
de calor? 
a) H
2(g)
 + 
1
2
 O
2(g)
 w H
2
O
(g)
b) H
2(g)
 + 
1
2
 O
2(g)
 w H
2
O
(,)
c) H
2(g)
 + 
1
2
 O
2(g)
 w H
2
O
(s)
d) H
2(g)
 + 
1
2
 O
2(,)
 w H
2
O
(,) 
e) H
2(,)
 + 
1
2
 O
2(,)
 w H
2
O
(,)
 17. (Fuvest-SP) Com relação aos combustíveis metanol (H
3
COH) 
e etanol (C
2
H
5
OH):
(Dados: massas atômicas (H = 1,0; C = 12; O = 16); 
calor de combustão do metanol = 640 kJ/mol; do etanol = 
= 1 240 kJ/mol)
a) calcule a massa de CO
2
 formada na queima completa 
de 1 mol de cada um dos álcoois;
b) para massas iguais dos combustíveis, em qual caso 
haverá liberação de maior quantidade de calor? Justi-
fique.
 18. (UEL-PR) Considere asseguintes entalpias de formação em 
kJ/mol: 
Al
2
O
3(s)
 = -1 670 e MgO
(s)
 = -604
Com essas informações, pode-se calcular a variação da 
entalpia da reação representada por:
3MgO
(s)
 + 2Al
(s)
 w 3Mg
(s)
 + Al
2
O
3(s)
Seu valor é igual a:
a) -1 066 kJ
b) -142 kJ
c) +142 kJ
d) +1 066 kJ
e) +2 274 kJ
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23
Q
U
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IC
A
 19. (Vunesp) Na fabricação de chapas para circuitos eletrôni-
cos, uma superfície foi recoberta por uma camada de ouro, 
por meio de deposição a vácuo.
(Dados: n = 6 ⋅ 1023; massa molar do ouro = 197 g/mol; 
1 g de ouro = R$ 17,00
(Folha de S.Paulo, 20 ago. 2000)
a) Sabendo que para recobrir essa chapa foram neces-
sários 2 ⋅ 1020 átomos de ouro, determine o custo do 
ouro usado nessa etapa do processo de fabricação.
b) No processo de deposição, o ouro passa diretamente 
do estado sólido para o estado gasoso. Sabendo que a 
entalpia de sublimação do ouro é 370 kJ/mol, a 298 K, 
calcule a energia mínima necessária para vaporizar 
essa quantidade de ouro depositada na chapa.
 20. (UFPR) Fulerenos são compostos de carbono que podem 
possuir forma esférica, elipsoide ou cilíndrica. Fulerenos 
esféricos são também chamados buckyballs, pois lembram 
a bola de futebol. A síntese de fulerenos pode ser realizada 
a partir da combustão incompleta de hidrocarboneto sem 
condições controladas.
a) Escreva a equação química balanceada da reação de 
combustão de benzeno (C
6
H
6
) a C
60
.
b) Fornecidos os valores de entalpia de formação na tabela 
a seguir, calcule a entalpia da reação padrão do item a.
Espécie ∆H f
0 (kJ ⋅ mol21)
H
2
O
(,)
- 286
C
6
H
6(,)
49
C
60(s)
2 327
21. (UFRS-RS) A reação cujo efeito térmico representa o calor 
de formação do ácido sulfúrico é:
a) H
2
O
(,)
 + SO
3(g)
 w H
2
SO
4(,)
b) H
2(g)
 + S
(m)
 + 2O
2(g)
 w H
2
SO
4(,)
c) H
2
O
(g)
 + S
(r)
 + O
2(g)
 w H
2
SO
4(,)
d) H
2
S
(g)
 + 2O
2(g)
 w H
2
SO
4(,)
e) H
2(g) 
+ S
(r)
 + 2O
2(g)
 w H
2
SO
4(,)
 22. (Fuvest-SP) Tanto gás natural como óleo diesel são 
utilizados como combustível em transportes urbanos. 
A combustão completa do gás natural e do óleo libera, 
respectivamente, 9 ⋅ 102 kJ e 9 ⋅ 103 kJ por mol de hi-
drocarboneto. A queima desses combustíveis contribui 
para o efeito estufa. Para igual energia liberada, quantas 
vezes a contribuição do óleo diesel é maior que a do 
gás natural?
Considere: gás natural = CH
4
; óleo diesel = C
14
H
30
a) 1,1
b) 1,2
c) 1,4
d) 1,6
e) 1,8
 23. (Fuvest-SP) Considere a reação de fotossíntese e a reação 
de combustão da glicose representadas a seguir. 
6CO
2(g)
 + 6H
2
O
(,)
 w C
6
H
12
O
6(s)
 + 6O
2(g) 
(fotossíntese)
C
6
H
12
O
6(s)
 + 6O
2(g)
 w 6CO
2(g)
 + 6H
2
O
(,) 
(combustão da glicose)
Sabendo que a energia envolvida na combustão de um 
mol de glicose é 2,8 ⋅ 106 J, ao sintetizar meio mol de gli-
cose, a planta irá liberar ou absorver energia? Determine 
o calor envolvido nessa reação.
 24. +Enem [H17] A nitroglicerina é um poderoso explosivo e 
produz quatro diferentes tipos de gás quando detonada. 
2C
3
H
5
(NO
3
)
3(,)
 w 3N
2(g)
 + 6CO
2(g)
 + 5H
2
O
(g)
 + 
1
2
O
2(g)
Dadas as entalpias-padrão das substâncias:
CO
2(g)
 = - 393,5 kJ/mol 
H
2
O
(g)
 = - 241,8 kJ/mol 
C
3
H
5
(NO
3
)
3
 = - 364 kJ/mol
tem-se que a energia liberada ao se fazer reagir 1 mol de 
nitroglicerina apresenta sinal:
a) positivo e é igual a 1 421 kJ. 
b) negativo e é igual a 364 kJ.
c) negativo e é igual a 182 kJ.
d) negativo e é igual a 1 421 kJ.
e) positivo e é igual a 2 842 kJ.
 Vá em frente 
Acesse
<https://phet.colorado.edu/pt_BR/simulation/legacy/energy-forms-and-changes>. Acesso em: 23 dez. 2017.
Neste site é possível fazer simulações de como acontecem as trocas de energia em diferentes sistemas químicos.
Autoavaliação:
V‡ atŽ a p‡gina 87 e avalie seu desempenho neste cap’tulo.
Et_EM_2_Cad6_QUI_c01_01a23.indd 23 5/17/18 4:14 PM
 ► Aplicar o conhecimento 
químico para a 
determinação da variação 
de energia em diferentes 
situações-problema.
Principais conceitos 
que você vai aprender:
 ► Calor de neutralização
 ► Lei de Hess
 ► Energia de ligação
OBJETIVOS
DO CAPÍTULO
PrasongTakh
am
/S
h
u
tte
rsto
ck 
24
2
LEI DE HESS / 
ENERGIA DE LIGAÇÃO
UDMH. Essa é a sigla do nome do combustível usado no controverso acionamento 
dos mísseis nucleares da Coreia do Norte. A dimetil-hidrazina assimétrica é um compos-
to de estrutura muito simples, um derivado mais estável da hidrazina. Sua chama é tão 
característica que, pelos vídeos de lançamento do primeiro míssil intercontinental norte-
-coreano, fi cou claro à comunidade científi ca internacional o combustível escolhido por 
Kim Jong-un. O UDMH consegue grande propulsão em relação ao peso de combustível 
que os mísseis precisam levar, funcionando muito bem ao papel de propulsor de mísseis 
de longo alcance.
N — N
CH
3
CH
3
H
H
Estrutura da dimetil-hidrazina
Afora seu papel em reações de combustão, a simples inalação dessa substância pode 
causar irritação na garganta, no nariz e nos olhos, além de náusea e vômito. O Centro de 
Controle e Prevenção de Doenças (EUA) alerta que o UDMH afeta os sistemas nervoso cen-
tral e respiratório, além de prejudicar o funcionamento do fígado, trato gastrointestinal, 
sangue, olhos e pele.
• Como é calculada a quantidade de calor liberado pelo combustível desses foguetes?
C
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25
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A
Lei de Hess
Podemos determinar experimentalmente a variação de entalpia de uma transforma-
ção, à pressão constante, usando um aparelho chamado calorímetro. Essa determina-
ção, porém, nem sempre é precisa e, em certos casos, não é possível. Veja por que isso 
acontece.
1. Numa reação muito lenta, o tempo necessário para que ocorra a transformação com-
pleta dos reagentes em produtos é muito grande; assim, as possibilidades de perda de 
calor para o meio ambiente são maiores, o que prejudica o resultado obtido.
2. Numa reação que não acontece de forma completa, devemos considerar a quantidade 
de reagente que não foi transformado em produto e corrigir o resultado obtido, o que 
será menos preciso.
3. Numa reação que apresente um valor de ∆H muito pequeno, mínimos detalhes na exe-
cução das medidas, ou até mesmo imprecisões características dos equipamentos uti-
lizados, podem determinar uma variação muito grande no resultado. Dizemos, nesse 
caso, que o erro experimental é grande.
4. Se ocorrerem reações secundárias, ou seja, reações diferentes que acontecem simul-
taneamente entre as substâncias presentes, a determinação experimental de ∆H de 
apenas uma delas se torna impossível. A quantidade de calor envolvida, nesse caso, 
estará relacionada a todas as reações que acontecerem no sistema.
Considere, por exemplo, a reação de formação do monóxido de carbono, cuja 
equação é:
C
(grafi te)
 + 
1
2
O
2(g)
 w CO
(g)
Experimentalmente, não conseguimos determinar com precisão a entalpia dessa rea-
ção, pois, ao misturarmos grafi te e oxigênio, também ocorre a formação de gás carbônico:
C
(grafi te)
 + O
2(g)
 w CO
2(g)
Além disso, parte do monóxido de carbono formado também reage com oxigênio, pro-
duzindo mais gás carbônico:
CO
(g)
 + 
1
2
O
2(g)
 w CO
2(g)
Em outra análise, a entalpia de combustão de 1 mol de hidrogênio no estado-padrão, 
determinada experimentalmente, é igual a -241,8 kJ/mol.
A equação termoquímica dessa reação é:
H
2(g)
 + 
1
2
O
2(g) 
w H
2
O
(g)
 ∆H0 = -241,8 kJ
Na prática, essa reação pode ocorrer em duas etapas:
H
2(g)
 + 
1
2
O
2(g) 
w H
2
O
(,)
 ∆H0 = -285,8 kJ
H
2
O
(,)
 w H
2
O
(g)
 ∆H0 = +44 kJ
Nessas situações pode-se usar a lei de Hess: A variação da entalpia em processos 
físicos e químicos é constante, independentemente da quantidade de etapas no qual 
o processoé realizado, pois a variação de energia depende somente das etapas inicial 
e final.
Observe que a adição dessas duas equações corresponde à equação de combustão do 
hidrogênio, produzindo H
2
O
(g). 
Observe, ainda, que a soma das entalpias de cada uma das 
etapas também é igual a -241,8 kJ, conforme estabelece a lei de Hess:
H
2(g)
 + –– O
2(g) w H2O(,)
H
2
O
(,)
 w H
2
O
(g)
H
2(g)
 + –– O
2(g)
 w H
2
O
(g)
∆H0 = –285,8 kJ
∆H0 = +44 kJ
∆H0 = –241,8 kJ
1
2
1
2
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26 CAPÍTULO 2
Graficamente obtemos:
H
2(g)
 + 
 
O
2(g)
H
2
O
(g)
H
2
O
(,)
∆H = – 241,8
∆H = 44
∆H = – 285,4
H (kJ)
1
2
––
Logo, podemos escrever que o ∆H de uma reação é a soma algébrica das equações 
químicas que representam o processo envolvido. Devemos lembrar que, para se obter o 
resultado, o que for feito com a equação química também deverá ser feito com seu res-
pectivo ∆H.
A lei de Hess é extremamente importante, pois possibilita a determinação de um 
valor desconhecido de entalpia para uma reação a partir de outras reações com ∆H 
conhecidos. 
E a entalpia de formação do CO?
Considere novamente a reação de formação do monóxido de carbono (CO
(g)
), apresen-
tada no início deste capítulo:
C
(grafite)
 + 
1
2
O
2(g)
 w CO
(g)
 ∆H0 = ?
Como visto, não conseguimos conhecer, experimentalmente, o ∆H0 dessa reação. En-
tretanto, como as duas reações a seguir têm entalpias-padrão conhecidas:
C
(grafite)
 + O
2(g)
 w CO
2(g) 
∆H0 = -393,5 kJ
CO
(g)
 + 
1
2
O
2(g)
 w CO
2(g) 
∆H0 = -283 kJ
podemos, aplicando a lei de Hess, determinar ∆H0 para a reação de formação do CO
(g)
:
w
w
w
C
1
2
O CO x
CO
1
2
O CO –283 kJ
C O CO –393,5 kJ
(grafite) 2(g) (g)
0
(g) 2(g) 2(g)
0
(grafite) 2(g) 2(g)
u xuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuuu
+ ∆ =
+ ∆ =
+ ∆ =
H
H
H
Da sequência apresentada, temos:
-393,5 = x + (-283) s
s x = -393,5 + 283 s
s x = -110,5 kJ
Portanto:
C
(grafite)
 + 
1
2
O
2(g)
 w CO
(g) 
∆H0 = -110,5 kJ
A reação de formação do monóxido de carbono (CO
(g)
) libera 110,5 kJ/mol.
Dissolução em água: exotérmica ou endotérmica?
A dissolução de alguns sólidos, como o CaCl
2
, é exotérmica, enquanto a dissolução de 
outros, como o NH
4
NO
3
, é endotérmica. Por que isso acontece?
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27
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A
A dissolução de uma substância consiste basicamente em duas etapas:
Primeira etapa: Ocorre a separação das partículas que formam o sólido. Para que isso 
ocorra, deve haver absorção de energia; trata-se, portanto, de uma transformação endo-
térmica. A energia absorvida nessa etapa é chamada energia reticular.
Segunda etapa: Ocorre a interação entre as partículas do soluto e da água. Quando 
isso ocorre, há liberação de energia, chamada energia de hidratação; trata-se, portanto, 
de uma transformação exotérmica.
É o balanço dessas duas etapas que defi ne se a dissolução é exotérmica ou endotérmica:
∆H
dissolução
 = energia reticular - energia de hidratação
Assim, se:
energia reticular . energia de hidratação ∆H
dissolução
 . 0 (endotérmica)
energia reticular , energia de hidratação ∆H
dissolução
 , 0 (exotérmica)
Decifrando o enunciado Lendo o enunciado
Atenção para que quantidade 
e substância o valor do ∆H deve 
ser calculado. Nesse caso, é por 
mol de FeO.
Para aplicarmos a lei de Hess, 
além das substâncias presentes 
na reação, que estão na mesma 
quantidade e estado físico, 
deve-se cancelar qualquer 
substância que não apareça na 
reação, que é o caso do Fe
3
O
4
.
Cuidado com os sinais dos 
valores do ∆H ao efetuar a 
adição. Faça uma expressão 
usando símbolos matemáticos, 
como parênteses e colchetes. 
Isso ajuda a minimizar os erros.
(Enem)
O ferro é encontrado na natureza na forma de seus minérios, tais como a hematita 
(α–Fe
2
O
3
), a magnetita (Fe
3
O
4
) e a wustita (FeO). Na siderurgia, o ferro-gusa é obtido pela 
fusão de minérios de ferro em altos fornos em condições adequadas. Uma das etapas nes-
se processo é a formação de monóxido de carbono. O CO (gasoso) é utilizado para reduzir 
o FeO (sólido), conforme a equação química:
FeO
(s)
 + CO
(g)
 w Fe
(s)
 + CO
2(g)
Considere as seguintes equações termoquímicas:
Fe
2
O
3(s)
 + 3CO
(g)
 w 2Fe
(s)
 + 3CO
2(g)
 ∆
r
Hθ = -25 kJ/mol de Fe
2
O
3
3FeO
(s)
 + CO
2(g)
 w Fe
3
O
4(s)
 + CO
(g) 
 ∆
r
Hθ = -36 kJ/mol de CO
2
2Fe
3
O
4(s)
 + CO
2(g)
 w 3Fe
2
O
3(s)
 + CO
(g)
 ∆
r
Hθ = +47 kJ/mol de CO
2
O valor mais próximo de ∆
r
Hθ em kJ/mol de FeO, para a reação indicada de FeO (sólido) 
com o CO (gasoso), é:
a) -14
b) -17
c) -50
d) -64
e) -100
Resolu•‹o
Resposta: B
Algumas alterações devem ser feitas nas equações fornecidas.
Dividir a 1a equação por 2:
1
2
Fe
2
O
3(s)
 + 
3
2
CO
(g)
 w 
2
2
Fe
(s)
 + 
3
2
CO
2(g)
 ∆
r
Hθ = –
25
2
 kJ
Dividir a 2a equação por 3:
FeO
(s)
 + 
1
3
CO
2(g)
 w 
1
3
Fe
3
O
4(s)
 + 
1
3
CO
(g)
 ∆ θHr 1 = –
36
3
 kJ
Dividir a 3a equação por 6:
2
6
Fe
3
O
4(s)
 + 
1
6
CO
2(g)
 w 
3
6
 Fe
2
O
3(s)
 + 
1
6
CO
(g) 
∆
r
Hθ = 
47
6
+ kJ
Adicionando as três equações e os respectivos ∆
r
Hθ, teremos:
+ + ∆ =
+ + ∆ =
+ + ∆ = +
+ + ∆ =
θ
θ
θ
θ
w
w
w
w
H
H
H
H
1
2
Fe O
3
2
CO 1Fe
3
2
CO –12,5 kJ
FeO
1
3
CO
1
3
Fe O
1
3
CO –12 kJ
1
3
Fe O
1
6
CO
1
2
Fe O
1
6
CO 7, 8 kJ
FeO CO Fe CO –16,7kJ
2 3(s) (g) (s) 2(g) r
(s) 2(g) 3 4(s) (g) r 1
3 4(s) 2(g) 2 3(s) (g) r
(s) (g) (s) 2(g) r
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28 CAPÍTULO 2
Conexões
Aluminotermia
É um processo de soldagem, baseado na liberação de calor, que acontece na reação química entre alumínio metálico 
pulverizado e um óxido metálico em uma reação de deslocamento, produzindo, além do óxido de alumínio, o metal que 
estava associado ao oxigênio no óxido. Esse método surgiu no fi m do século XIX, com o químico Hans Goldschmidt ob-
servando a alta quantidade de calor liberada na reação citada, que, após se iniciar com o fornecimento de calor, se torna 
autossustentada.
A patente foi feita em nome da empresa Goldschmidt AG com o nome de “Thermit®” ou “Thermite®”. 
Assim, na soldagem de uma peça, basta que o óxido metálico seja do mesmo metal que será obtido, fundido na sua 
forma metálica. Após o resfriamento do sistema soldado, o metal da peça se solidifi ca, unindo as partes desejadas.
Uma das reações utilizadas para a soldagem pode ser representada pela equação:
8Al + 3Fe
3
O
4
 w 4Al
2
O
3
 + 9Fe ∆H = -3 350 kcal
A liberação de calor dessa reação atinge a temperatura de 3 100 °C, que é muito superior à temperatura de fusão do 
ferro, que é de 1 535 °C. É lógico que parte do calor é perdida para o meio e para partes do sistema no qual ocorrem as 
reações químicas. A reação é iniciada adicionando-se à mistura um “pavio” de magnésio metálico, que fornece energia 
sufi ciente para o início da reação entre o alumínio e o óxido metálico.
Esse processo é usado para solda de trilhos em ferrovias, de cabos elétricos, artefatos bélicos, como bombas incen-
diárias e foguetes de longo alcance, e reciclagem de latas de alumínio.
Construção de trilho de trem com soldagem de Thermite®.
¥ A respeito desse processo, qual seria a quantidade de calor liberada por 540 g de alumínio metálico (massa molar =
= 27 g/mol)?
s
e
ra
to
/S
h
u
tt
e
rs
to
c
k
Et_EM_2_Cad6_QUI_c02_24a39.indd 28 5/17/18 4:15 PM
29
Q
U
ÍM
IC
A
Atividades
 1. (Unimontes-MG) O esquema a seguir ilustra a formação 
do gás metano (CH
4
) através da combinação direta dos 
elementos, nos seus estados normais, e a combinação 
dos gases monoatômicos dos elementos.
Assinale a alternativa correta.
a) 
4
0∆H = 
1
0∆H + 
2
0∆H
b) 
3
0∆H = 
1
0∆H + 
2
0∆H 
c) 
4
0∆H = 
1
0∆H + 
2
0∆H + 
3
0∆H
d) 
3
0∆H = 
4
0∆H
 2. (Univaço-MG) Observe as equações a seguir e responda 
ao que se pede.
C + O
2w CO
2
 ∆H = -94 kcal ⋅ mol-1
H
2
 + 
1
2
O
2
 w H
2
O ∆H = -68 kcal ⋅ mol-1
CH
4
 + 2O
2
 w CO
2
 + 2H
2
O ∆H = -212 kcal ⋅ mol-1
Determine o calor de formação do metano.
a) +212 kcal/mol
b) -212 kcal/mol
c) +18 kcal/mol
d) -18 kcal/mol
R
e
p
ro
d
u
ç
ã
o
/U
n
im
o
n
te
s
-M
G
.
 3. (Vunesp) Se grafi te e hidrogênio forem introduzidos num 
frasco para reagir, pode ocorrer a reação (a), mas o pro-
cesso não se completa e, portanto, a variação de entalpia 
∆H não pode ser determinada diretamente. O ∆H pode ser 
determinado indiretamente, aplicando-se a lei de Hess às 
equações (b), (c) e (d). Calcular ∆H da reação (a).
a) 3C
(grafi te)
 + 4H
2(g)
 w C
3
H
8(g)
b) C
3
H
8(g)
 + 5O
2(g)
 w 3CO
2(g)
 + 4H
2
O
(,)
 ∆H = -2 220,1 kJ
c) C
(grafi te)
 + O
2(g)
 w CO
2(g)
 ∆H = -393,5 kJ
d) H
2(g)
 + 
1
2
 O
2(g)
 w H
2
O
(,)
 ∆H = -285,9 kJ
 4. (FEI-SP) São dadas as seguintes variações de entalpia de 
combustão.
C
(s)
 + O
2(g)
 w CO
2(g)
 ∆H
1
= -94,0 kcal 
H
2(g)
 + 
1
2
O
2(g)
 w H
2
O
(,)
 ∆H
2
 = -68,0 kcal 
CH
4(g)
 + 2O
2(g)
 w CO
2
 + 2H
2
O
(,)
 ∆H
3
 = -212,0 kcal 
Considerando a formação do metano, segundo a equação:
C
(s)
 + 2H
2(g)
 w CH
4(g)
A quantidade em quilocalorias, em valor absoluto, envol-
vida na formação de 1 mol de metano é:
a) 442 
b) 50 
c) 18 
d) 254 
e) 348
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30 CAPÍTULO 2
 5. (UFMS) Dadas as equações termoquímicas a seguir.
CH
4(g)
 + 2O
2(g)
 w CO
2(g)
+ 2H
2
O
(,)
 ∆H = -820 kJ/mol
CH
4(g)
 + CO
2(g)
 w 2CO
(g)
 + 2H
2(g)
 ∆H = +206 kJ/mol
CH
4(g)
 + H
2
O
(g)
 w CO
(g)
+ 3H
2(g)
 ∆H = +247 kJ/mol
Calcule a variação de entalpia envolvida na reação a se-
guir, em kJ/mol de CH
4
. (Caso necessário, aproxime o re-
sultado para o inteiro mais próximo.)
2CH
4(g)
 + 3O
2(g)
 w 2CO
(g)
 + 4H
2
O
(,)
 ∆H = ?
 6. (Fatec-SP) A fermentação que produz o álcool das bebi-
das alcoólicas é uma reação exotérmica representada pela 
equação: 
C
6
H
12
O
6(s)
 w 2C
2
H
5
OH
(,)
 + 2CO
2(g)
 + x kJ
Considerando-se as equações que representam as com-
bustões da glicose e do etanol: 
C
6
H
12
O
6(s)
+ 6O
2(g)
 w 6CO
2(g)
 + 6H
2
O
(,)
 + 2 840 kJ
C
2
H
5
OH
(,)
+ 3O
2(g)
 w 2CO
2(g)
 + 3H
2
O
(,)
 + 1 350 kJ
pode-se concluir que o valor de x em kJ/mol de glicose é: 
a) 140 
b) 280 
c) 1 490 
d) 4 330 
e) 5 540
 7. (Fatec-SP) Considere as afirmações a seguir, segundo a lei 
de Hess:
 I. O calor de reação (∆H) depende apenas dos estados 
inicial e final do processo.
 II. As equações termoquímicas podem ser somadas 
como se fossem equações matemáticas.
 III. Podemos inverter uma equação termoquímica desde 
que inverta o sinal de ∆H.
 IV. Se o estado final do processo for alcançado por vários 
caminhos, o valor de ∆H dependerá dos estados inter-
mediários através dos quais o sistema pode passar.
Conclui-se que:
a) as afirmações I e II são verdadeiras.
b) as afirmações II e III são verdadeiras.
c) as afirmações I, II, III são verdadeiras.
d) todas são verdadeiras.
e) todas são falsas.
 8. +Enem [H23] Um atleta precisa entrar em forma após 
um longo período de recuperação de uma lesão. Para isso, 
precisa perder 4,5 kg de gordura localizada, no total. Foi 
aconselhado por seu preparador físico a exercitar-se de 
modo a ter um gasto calórico de 15 kcal/minuto, durante 
30 minutos por dia.
A tabela a seguir traz informações sobre o poder calórico 
genérico de alguns alimentos.
Substância Valor calórico (kcal/g)
Glicose 3,8
Carboidratos 4,1
Proteínas 4,1
Gorduras 9,3
O atleta calculou que o número de dias até a perda com-
pleta da gordura localizada, respeitando o treino mencio-
nado e uma dieta calórica de 2 500 kcal/dia, seria igual a:
a) 68 dias.
b) 93 dias.
c) 110 dias.
d) 207 dias.
e) 273 dias.
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31
QU
ÍM
IC
A
Complementares Tarefa proposta 1 a 12
a) - 58,0 kJ
b) + 58,0 kJ
c) - 77,2 kJ
d) + 77,2 kJ
e) + 648 kJ
 11. (Uerj) Um dos processos de controle de dióxido de car-
bono em atmosferas artifi ciais consiste na utilização do 
hidróxido de lítio, que, após a hidratação, seguida de 
carbonatação, elimina o referido gás do ambiente. São 
apresentadas a seguir duas das três equações que des-
crevem esse processo.
Primeira etapa:
LiOH
(s)
 + H
2
O
(g)
 w LiOH ⋅ H
2
O
(s)
 ∆H = - 14,5 kcal
Reação global:
2LiOH
(s)
 + CO
2(g)
 w Li
2
CO
3(s)
 + H
2
O
(g)
 ∆H = - 21,4 kcal
Escreva a equação termoquímica correspondente à se-
gunda etapa do processo descrito.
 12. (Fuvest-SP) A entalpia de combustão da grafi te a gás 
carbônico é -94 kcal/mol. A do monóxido de carbono 
gasoso a gás carbônico é -68 kcal/mol. Desses dados, 
pode-se concluir que a entalpia de combustão da grafi te 
a monóxido de carbono gasoso, expressa em kcal/mol, 
vale:
a) +13 
b) +26 
c) -13 
d) -26 
e) -162
 9. (UTFPR) O metanol é um excelente combustível alternati-
vo para motores de alta compressão, bem como um dos 
combustíveis usados em aviões a jato e foguetes. Ele pode 
ser produzido através da reação controlada do oxigênio do 
ar com metano do gás natural.
CH
4(g)
 + 
1
2
O
2(g)
 w H
3
COH
(,)
Dadas as equações a seguir:
CO
(g)
 + 3H
2(g)
 w CH
4(g) 
+ H
2
O
(g)
 ∆H = -206,1 kJ
2H
2(g)
 + CO
(g)
 w H
3
COH
(,)
 ∆H = -128,3 kJ
2H
2(g)
 + O
2(g)
 w 2H
2
O
(g)
 ∆H = -483,6 kJ
Podemos afi rmar que a entalpia-padrão de reação para 
a formação de 1 mol de metanol a partir de metano e 
oxigênio é igual a:
a) -164,0 kJ
b) -818,0 kJ
c) -405,8 kJ
d) -576,2 kJ
e) -92,6 kJ
 10. (Fuvest-SP) Com base nas variações de entalpia associadas 
às reações a seguir: 
N
2(g)
 + 2O
2(g)
 w 2NO
2(g)
 ∆H
1
 = + 67,6 kJ
N
2(g)
 + 2O
2(g)
 w N
2
O
4(g)
 ∆H
2
 = + 9,6 kJ
Pode-se prever que a variação de entalpia associada à rea-
ção de dimerização do NO
2
 será igual a:
2NO
2(g)
 w 1N
2
O
4(g)
Entalpia de liga•‹o
Uma reação química é uma transformação em que ocorre a formação de uma ou mais 
substâncias diferentes das iniciais. Durante essa transformação, ocorrem dois processos, 
como será visto a seguir.
Quebra das liga•›es existentes nos reagentes
Para que ocorra essa quebra, deve haver absorção de energia; trata-se, portanto, de um 
processo endotŽrmico. A quantidade de calor envolvida na quebra de ligações é chamada 
entalpia de ligação. 1
Veja os exemplos.
A entalpia de ligação de H
2(g)
 é: H
2(g)
 w 2H
(g)
 ∆H0 = +436 kJ
Ou, utilizando fórmulas estruturais: H — H
(g)
 w 2H
(g) 
∆H0 = +436 kJ
Assim, são necessários 436 kJ para quebrar 1 mol de ligações H — H do H
2(g) 
a 25 °C e 1 atm.
Grafi camente:
H
f
H
i
2H
(g)
H
2(g)
∆H = +436 kJ
Quebra de ligação
(processo endotérmico)
Defi nição
 Entalpia de ligação ou energia de 
ligação : variação de entalpia 
(∆H > 0) quando ocorre 
a quebra de 1 mol de 
determinado tipo de ligação, 
com a substância no estado 
gasoso, a 25 °C e 1 atm.
Observação
1 
 ► Lembre-se de que 1 mol 
faz referência ao número 
6 ⋅ 1023. Assim, a quebra de 
1 mol de ligações expressa 
essa quantidade de ligações 
a serem quebradas.
 ► Quanto mais fortemente os 
átomos estiverem ligados, 
maior será a energia de 
ligação.
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32 CAPÍTULO 2
O gráfi co a seguir mostra que a ruptura de ligação absorve calor e a formação da liga-
ção libera a mesma quantidade de calor.
2H
H
2
∆H = –436∆H = +436
H (kJ)
+
Veja a mesma situação, só que agora para o HF
(g)
:
A entalpia de ligação de HF
(g)
 é: HF
(g)
 w H
(g)
 + F
(g)
 ∆H0 = +565 kJ
Ou, utilizando fórmulas estruturais: H — F
(g)
 w H
(g)
 + F
(g)
 ∆H0 = +565 kJ
Assim, são necessários 565 kJ para quebrar 1 mol de ligações H — F do HF
(g)
 a 25 °C e 1 atm.
Grafi camente:
H
f
H
i
H
(g)
 + F
(g)
HF
(g)
∆H = +565 kJ
Quebra de ligação
(processo endotérmico)
No caso do HF, a ruptura e a formação daligação teriam os valores apresentados no 
gráfi co a seguir.
H
(g) 
+ F
(g)
HF
(g)
∆H = –565∆H = +565
H (kJ)
+
Analisando agora a molécula de água, tem-se:
A entalpia de ligação de H
2
O é: H
2
O
(g)
 w 2H
(g)
 + O
(g)
 ∆H0 = +926 kJ
Ou, utilizando fórmulas estruturais: 
O
H H
(g)
w 2H
(g)
 + O
(g) ∆H
0 = +926 kJ
Como cada molécula de água apresenta duas ligações H — O, então essa é a energia 
necessária para a quebra de 2 mol dessas ligações. Assim, são necessários 463 kJ, ou seja, a 
metade de 926 kJ, para quebrar 1 mol de ligações H — O no H
2
O
(g) 
a 25 °C e 1 atm.
A tabela a seguir mostra mais alguns exemplos de ligações e seus respectivos valores 
de entalpia de ligação.
Ligação Entalpia de ligação (kJ/mol)
H — Cl 431
C — H 412
O O 496
N — H 388
Cl — Cl 242 1
Observação
1 A entalpia de ligação entre 
dois átomos é praticamente a 
mesma em qualquer substância; 
assim, para 1 mol de ligações 
H — O, por exemplo, o ∆H0 será 
considerado igual a 463 kJ em 
qualquer substância.
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33
Q
U
ÍM
IC
A
Formação de novas ligações, originando os produtos
Quando átomos se juntam e formam uma ligação, ocorre liberação de energia, pois 
átomos ligados entre si são mais estáveis que átomos isolados; trata-se, portanto, de um 
processo exotérmico. A quantidade de energia liberada durante a formação de 1 mol de 
ligações “numericamente” igual à sua entalpia de ligação, mas com o sinal trocado. Por 
exemplo, ∆H0 para a formação de 1 mol de ligações H — H é igual a - 436 kJ:
2H
(g)
 w H
2(g)
 ∆H0 = - 436 kJ
H
i
H
f
2H
(g)
H
2(g)
∆H = – 436 kJ Formação de ligação
(processo exotérmico)
Adicionando as quantidades de energia envolvidas nesses dois processos, ou seja, a 
energia absorvida na quebra de ligações e a energia liberada na formação de novas liga-
ções, podemos calcular a variação de entalpia de uma reação, pois o ∆H da reação será o 
saldo de energia obtido nesses dois processos.
Podemos resumir esse procedimento no seguinte esquema:
Quebra ligação
Fenômeno
endotérmico
sinal
Forma ligação Saldo de
energia
Fenômeno
exotérmico
sinal
Reagente(s) Produto(s)
∆H = ?
+ Ð
Entropia e energia livre de Gibbs
Em Termoquímica, é comum fazer análise somente da quantidade de calor de um sis-
tema, medida a pressão constante, que é o somatório de todos os movimentos de uma 
partícula, denominado de entalpia (H). No entanto, existem outras funções termodinâ-
micas que poderão ser usadas se houver necessidade de uma análise mais detalhada da 
energia contida em um sistema. São elas a entropia e a energia livre de Gibbs. 
Entropia
É a função termodinâmica que avalia o grau de desorganização de um sistema, se-
gundo a qual, por defi nição, o aumento da desordem de um sistema provoca aumento da 
entropia. Assim, para um sistema no qual ocorra troca de calor, podemos escrever:
passa para
Recebe
calor (Q)
T
Si
T
Sf
em que T ⋅ ∆S é denominado de variação da organização de um sistema.
∆S = 
Q
T
 (em K) ou Q = T ⋅ ∆S
Por causa dessa nova função e dos raciocínios feitos anteriormente, foram enuncia-
dos os seguintes princípios da Termodinâmica:
• segundo princípio da Termodinâmica: “Em todo processo espontâneo sempre há au-
mento da entropia total”.
• terceiro princípio da Termodinâmica: “A entropia de um cristal com o maior grau de 
organização possível a 0 K é zero”.
S
a
m
m
lu
n
g
 R
a
u
ch
/I
n
te
rf
o
to
/L
a
ti
n
s
to
ck
Willard Gibbs (1839-1903), 
físico, químico e matemático 
estadunidense.
Et_EM_2_Cad6_QUI_c02_24a39.indd 33 5/17/18 4:15 PM
34 CAPÍTULO 2
Energia livre de Gibbs
Intuitivamente, percebemos que os processos exotérmicos têm maior tendência de apresentar espontaneidade. Assim 
como discutido no item anterior, os processos que provocam maior grau de desordem também apresentam espontaneida-
de; então se criou uma nova função termodinâmica que relaciona entalpia e entropia, denominada “energia livre de Gibbs”, 
representada por ∆G.
Essa nova função é dada pela seguinte equação (válida para pressão e temperatura constantes):
∆G = ∆H - T ⋅ ∆S
em que T é a temperatura termodinâmica.
Assim, quando ∆G < 0, a transformação será espontânea; quando ∆G > 0, a transformação não será espontânea; e, se 
∆G = 0, o sistema estará em equilíbrio.
Atividades
 13. (UEL-PR) Dada a reação: H
2(g)
 w 2H
(g)
, considere os seguin-
tes diagramas da variação de en talpia:
H
2H
(g)
∆H
H
2(g)
I
H
H
2(g)
 w 2H
(g)
V
H
∆H
H
2(g)
2H
(g)
II
H
2H
(g)
∆H
H
2(g)
III
H
H
2(g)
∆H
2H
(g)
IV
Qual dos diagramas corresponde à reação?
a) I
b) II
c) III
d) IV
e) V
 14. (Fatec-SP) Das equações que se seguem 
 I. C
8
H
18(,)
 + 
25
2
O
2(g)
 w 8CO
2(g)
 + 9H
2
O
(g)
 II. H
2
O
(,)
 w H
2
O
(g)
 III. CH
4(g)
 w C
(g)
 + 4H
(g)
representa(m) transformações que se realizam com absor-
ção de energia: 
a) a II e a III.
b) a I e a III.
c) a I e a II.
d) a I apenas.
e) a III apenas.
 15. (Udesc) Explosivos são usados de forma pacífi ca na abertu-
ra de estradas, túneis e minas ou na implosão de edifícios. 
O princípio teórico do processo químico envolvido está re-
lacionado ao conceito de energia de ligação. A decompo-
sição da nitroglicerina, C
3
H
5
N
3
O
9(,)
, é rápida e gera grande 
quantidade de gases como N
2(g)
, CO
2(g)
, H
2
O
(g)
 e pequena 
quantidade de O
2(g)
. Analise as proposições em relação ao 
processo de combustão.
 I. A energia das ligações na nitroglicerina é fraca.
 II. A reação tem ∆H > 0.
 III. A energia das ligações nos produtos formados é muito 
fraca.
Assinale a alternativa correta.
a) Somente a afi rmativa I é verdadeira.
b) Somente a afi rmativa II é verdadeira.
c) Somente a afi rmativa III é verdadeira.
d) Somente as afi rmativas I e II são verdadeiras.
e) Somente as afi rmativas II e III são verdadeiras.
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35
Q
U
ÍM
IC
A
 16. (UFMG) Conhecendo-se as seguintes energias no estado 
gasoso: 
H — H ∆H = + 104 kcal/mol 
Cl — Cl ∆H = + 58 kcal/mol 
H — Cl ∆H = + 103 kcal/mol 
concluímos que o calor da reação (∆H): 
H
2(g) 
+ Cl
2(g) 
w 2HCl
(g) 
será igual a:
a) -206 kcal 
b) -103 kcal 
c) -59 kcal 
d) -44 kcal 
e) -22 kcal
 17. (UFTM-MG) Considere os dados da tabela nas condições 
padrão, em kJ/mol de produto.
Valor da 
entalpia
Combustão do hidrogênio molecular gasoso, 
produzindo água líquida.
-286
Atomização do hidrogênio molecular gasoso. +218
Atomização do oxigênio molecular diatômico. +248
A partir desses dados, calcule, em kJ/mol: 
a) o ∆H de formação de água líquida a partir de átomos 
H e O isolados;
b) a energia de ligação O O.
 18. (FGV-SP) Na tabela são dadas as energias de ligação 
(kJ/mol) a 25 °C para algumas ligações simples, para mo-
léculas diatômicas entre H e os halogênios (X).
H F Cl Br I
H 432 568 431 366 298
F 158 254 250 278
Cl 243 219 210
Br 193 175
I 151
Analise as afi rmações seguintes.
 I. Entre os compostos HX, o HF é o ácido mais fraco e a 
sua ligação H — X é a mais forte.
 II. A distância de ligação entre os átomos nas moléculas 
X
2
 é maior no I
2
, já que a sua energia de ligação é a 
mais fraca.
 III. A molécula com maior momento dipolar é o HI.
Está correto o contido em:
a) I, II e III.
b) I e III, apenas.
c) II, apenas.
d) I e II, apenas.
e) II e III, apenas.
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36 CAPÍTULO 2
 19. (Ucsal-BA) Considere as seguintes equações: 
2H
(g)
 w H
2(g)
 ∆H = -435 kJ/mol de H
2
2H
(g)
 + O
(g)
 w H
2
O
(g)
 ∆H = -928 kJ/mol de H
2
O 
2O
(g)
 w O
2(g)
 ∆H = -492 kJ/mol de O
2
Qual das transformações absorve mais energia? 
a) O rompimento da ligação H — H. 
b) O rompimento da ligação O — H. 
c) O rompimento da ligação O O. 
d) A formação da ligação H — H. 
e) A formação da ligação O — H.
 20. +Enem [H19] O elemento hidrogênio é o padrão em di-
versos tipos de análisecomparativa em Química, como no 
estudo dos potenciais-padrão de redução. Quando ana-
lisamos a quebra da molécula de hidrogênio, podemos 
equacionar a seguinte reação:
2H
2(g)
 w 4H
(g)
 ∆H = + 208,4 kcal/mol
Essa reação fornece a informação de que:
a) a quebra de duas moléculas de hidrogênio libera 
208,4 kcal.
b) a energia absorvida na quebra de um mol de ligações 
H — H é igual a 104,2 kcal.
c) a quebra de duas moléculas de hidrogênio absorve 
208,4 kcal.
d) a energia liberada na quebra de um mol de ligações 
H — H é igual a 104,2 kcal.
e) o valor absoluto da energia liberada na formação de 
uma ligação é diferente da energia absorvida na que-
bra da mesma ligação.
Complementares Tarefa proposta 13 a 24
 21. (Fuvest-SP) Dadas as seguintes energias de ligação, em kJ 
por mol de ligação:
N N: 950; 
H — H: 430; 
N — H: 390 
Calcular o valor da energia térmica (em kJ por mol de 
NH
3
) envolvida na reação representada por: 
N
2
 + 3H
2
 w 2 NH
3
 22. (PUC-SP) Uma das maneiras de obter calor sufi ciente para 
fundir metais é o processo de aluminotermia, por causa 
do seu alto caráter exotérmico. Esse processo pode ser 
exemplifi cado por:
2Al
(s)
 + Fe
2
O
3(s)
 w Al
2
O
3(s)
 + 2Fe
(s)
(Dados: calor de formação do Fe
2
O
3
 = -824 kJ/mol; calor 
de formação do Al
2
O
3
 = -1 626 kJ/mol; calor de fusão do 
Fe = +14,9 kJ/mol, calor de fusão do manganês = +14,4 kJ/mol; 
massas atômicas: Al = 27 e Mn = 55)
a) Escreva a equação termoquímica de formação de 
Fe
2
O
3
.
b) Escreva a equação termoquímica de formação do 
Al
2
O
3
.
c) Utilizando os dados, calcule a quantidade de calor li-
berada no processo exemplifi cado.
d) Calcule a massa de manganês que poderá ser fundida, se 
no processo forem empregados 27 gramas de alumínio.
 23. (FCC-BA) A dissociação de 1 mol de fosfi na (PH
3
) é repre-
sentada por: 
9,6 ⋅ 102 kJ + PH
3(g)
 w P
(g) 
+ 3H
(g)
Sendo assim, a energia de ligação P — H é: 
a) 1,2 ⋅ 102 kJ/mol 
b) 2,4 ⋅ 102 kJ/mol 
c) 3,2 ⋅ 102 kJ/mol 
d) 4,8 ⋅ 102 kJ/mol 
e) 8,6 ⋅ 102 kJ/mol
 24. (Fuvest-SP, adaptada) Considere o equilíbrio:
C CH
2
 + H
2
O z C
H
3
C
H
3
C
H
3
C CH
3
OHH
3
C
A B
Calcule, usando as energias de ligação, o valor do ∆H da 
reação de formação de 1 mol de B, a partir de A.
Ligação Energia (kJ/mol)
(H
3
C)
3
C — OH 389
HO — H 497
(H
3
C)
2
C(OH)CH
2
 — H 410
C C Transformação de 
ligação dupla em simples
267
Et_EM_2_Cad6_QUI_c02_24a39.indd 36 5/17/18 4:16 PM
37
QU
ÍM
IC
A
Tarefa proposta
 5. (UFV-MG) Considere as seguintes equações: 
C + B w D ∆H
1
 = +300 kJ/mol (eq. 1) 
A + 2B w D ∆H
2
 = -500 kJ/mol (eq. 2) 
a) Determine o calor da reação: A + B w C (equação 3) 
b) Classifi que cada uma das reações representadas pelas 
equações 1, 2 e 3 como endotérmica ou exotérmica.
 6. (Unicamp-SP) Grafi ta e diamante são formas alotrópicas do 
carbono, cujas equações de combustão são apresentadas 
a seguir: 
C
(graf)
 + O
2(g)
 w CO
2(g)
 ∆H
1
 = -393,5 kJ ⋅ mol-1
C
(diam)
 + O
2(g)
 w CO
2(g)
 ∆H
2
 = -395,4 kJ ⋅ mol-1
a) Calcule a variação de entalpia necessária para conver-
ter 1,0 mol de grafi ta em diamante. 
b) Qual a variação de entalpia envolvida na queima de 
120 g de grafi ta? (massa molar do C = 12 g ⋅ mol-1 )
 7. (Vunesp) Silício elementar, na forma sólida, pode ser obtido 
pela reação entre dióxido de silício pulverizado e magnésio 
metálico.
a) Escreva a equação balanceada da reação, indicando os 
estados de agregação de reagentes e produtos.
b) Calcule a variação de entalpia deste processo químico 
a partir das entalpias de reação dadas a seguir:
 Si
(s)
 + O
2(g)
 w SiO
2(s)
 ∆H
1
 = -910,9 kJ
 Mg
(s)
 + 
1
2
O
2(g)
 w MgO
(s)
 ∆H
1
 = -1 203,6 kJ
 8. (UFJF-MG) Como é possível notar pela análise do gráfi co, 
o cristal de KCl tem energia mais baixa do que os átomos 
isolados de potássio, K
(g)
, e cloro, Cl
(g)
, e mesmo em relação 
às substâncias simples, gás cloro, Cl
2(g)
, e potássio metálico, 
K
(s)
. Observando os valores das variações de entalpia de 
cada etapa do ciclo, ∆H, marque a opção que apresenta 
o valor correto para o ∆H correspondente à formação do 
KCl
(s)
.
1
2
3
4
5
6
K
(g)
 + Cl
(g)
K+
(g)
 + Cl–
(g)
KCl
(s)
K
(g)
 + Cl
2(g)
1
2
—
K
(s)
 + Cl
2(g)
1
2
—
K+
 
+ e– + Cl
(g)(g)
a) -717 kJ ⋅ mol-1
b) -349 kJ ⋅ mol-1
c) -437 kJ ⋅ mol-1
d) +280 kJ ⋅ mol-1
e) -177 kJ ⋅ mol-1
∆H
1
 = +89,0 kJ ∙ mol–1
∆H
2
 = +122,0 kJ ∙ mol–1
∆H
3
 = +418,0 kJ ∙ mol–1
∆H
4
 = -349,0 kJ ∙ mol–1
∆H
5
 = -717,0 kJ ∙ mol–1
 1. (Udesc) A reação de redução óxido de cobre II (CuO
(s)
) pelo 
grafi te (C
(s)
) pode ser representada pela equação (1):
1. 2CuO
(s)
 + C
(s)
 w 2Cu
(s)
 + CO
2(g)
As equações (2) e (3) mostram os ∆H de outras reações:
2. Cu
(s)
 + 
1
2
O
2(g)
 w CuO
(s)
 ∆H = -39 kcal
3. C
(s)
 + O
2(g)
 w CO
2(g)
 ∆H = -93 kcal
Com base nesses dados, pode-se afi rmar que a reação (1) 
tem ∆H (em kcal) igual a:
a) +171 (reação endotérmica)
b) -15 (reação exotérmica)
c) +132 (reação endotérmica)
d) -54 (reação exotérmica)
e) +15 (reação endotérmica)
 2. (UFRS) As formas alotrópicas mais estáveis do enxofre ele-
mentar são enxofre rômbico e enxofre monoclínico.
Considere as equações termoquímicas a seguir.
S
(rômbico)
 + O
2(g)
 w SO
2(g)
 ∆H = -296,8 kJ/mol
S
(monoclínico)
 + O
2(g)
 w SO
2(g)
 ∆H = -297,2 kJ/mol
A partir dessas equações, é possível calcular ∆H0 para a 
transição S(rômbico) w S(monoclínico). Assinale a alterna-
tiva que indica o calor envolvido na formação de 6,4 g de 
enxofre monoclínico a partir da forma rômbica.
(Dado: S = 32)
a) -0,08 kJ
b) +0,08 kJ
c) -0,4 kJ
d) +0,4 kJ
e) -594 kJ
 3. (Famerp-SP) São dadas as equações termoquímicas e as 
respectivas entalpias de combustão (∆H0) a 25 °C. 
 I. C
(s) 
+ O
2(g)
 w CO
2(g)
 ∆H
1
 = -94 kcal/mol 
 II. C
6
H
6(,)
 + 
15
2
O
2(g)
 w 6CO
2(g)
 + 3H
2
O
(,) 
∆H
2
 = -3 268 kcal/mol
 III. H
2(g)
 + 
1
2
O
2(g)
 w H
2
O
(,)
 ∆H
3
 = -286 kcal/mol 
Utilizando essas equações e aplicando a lei de Hess, escre-
va a reação de formação do C
6
H
6(,)
 (benzeno).
 4. (UFV-MG) O peróxido de hidrogênio (H
2
O
2
) é um composto 
de uso comum devido a suas propriedades alvejantes e an-
tissépticas. Esse composto, cuja solução aquosa é conhe-
cida no comércio como “água oxigenada”, é preparado 
por um processo cuja equação global é:
H
2(g)
 + O
2(g)
 w H
2
O
2(,)
Considere os valores de entalpias fornecidos para as se-
guintes reações:
H
2
O
(,)
 + 
1
2
O
2(g)
 w H
2
O
2(,)
 ∆H = +98 kJ ⋅ mol-1
H
2(g)
 + 
1
2
O
2(g)
 w H
2
O
(,)
 ∆H = -572 kJ ⋅ mol-1
O valor da entalpia-padrão de formação do peróxido de 
hidrogênio líquido é:
a) -188 kJ ⋅ mol-1
b) -474 kJ ⋅ mol-1
c) -376 kJ ⋅ mol-1
d) +188 kJ ⋅ mol-1
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38 CAPÍTULO 2
 9. (Ufes) Na reação de hidrogenação de 1,0 mol de propeno 
e na combustão de 1,0 mol de propano, são liberados, 
respectivamente, 124 kJ e 2 220 kJ de calor. Sabendo que 
o calor de formação da água líquida é -286 kJ/mol, de-
termine a variação de entalpia na combustão de 2,0 mol 
de propeno.
Observação: Os processos apresentados são realizados a 
p = 1 atm e T = 25 °C.
(Dado: equações químicas:
hidrogenação do propeno: C
3
H
6
 + H
2
 w C
3
H
8
;
combustão do propano: C
3
H
8
 + 5O
2
 w 3CO
2
 + 4H
2
O)
 10. (UFMG) As variações de entalpia envolvidas nas etapas de 
formação de NaCl
(s)
 a partir dos átomos gasosos são: 
Na
(g)
 w Na(g)
+
 + e- ∆H
1 
= +502,0 kJ/mol 
Cl
(g)
 + e- w lC (g)
–
 
 
∆H
2
 = -342,0 kJ/mol
Calcule a variação de entalpia da reação: 
Na
(g)
 + Cl
(g)
 w Na(g)
+
 + lC (g)
–
11. (Vunesp) A reação entre alumínio e óxido de ferro III pul-
verizados é exotérmica e fornece, como produtos, ferro 
metálico e óxido de alumínio III sólidos. 
a) Escreva a equação balanceada da reação, indicando osestados de agregação de reagentes e produtos. 
b) Calcule a variação de entalpia deste processo químico 
a partir das entalpias de reação dadas a seguir: 
 2Fe
(s) 
+ 
3
2
O
2(g)
 w Fe
2
O
3(s)
 ∆H
1
 = -824,2 kJ/mol 
 2Al
(s)
 + 
3
2
O
2(g)
 w Al
2
O
3(s)
 ∆H
2
 = -1 676 kJ/mol
 12. +Enem [H20] O monóxido de carbono (CO) é um gás 
extremamente nocivo, podendo levar à morte em poucos 
minutos dependendo da concentração no ar. É emitido 
pelo escapamento de automóveis, de modo que os fabri-
cantes têm de criar soluções para minimizar seu impacto. 
Com o uso de catalisadores nos escapamentos, ocorre a 
seguinte reação:
CO
(g)
 + 
1
2
O
2(g)
 w CO
2(g)
 ∆H = -283 kJ/mol CO
Sabe-se que a variação de entalpia da reação a seguir é 
-393,5 kJ/mol C.
C
(s)
 + O
2(g)
 w CO
2(g)
Pela lei de Hess, a variação de entalpia da reação de for-
mação do monóxido de carbono é igual a:
a) -110,5 kJ, constituindo uma reação endotérmica.
b) -110,5 kJ, constituindo uma reação exotérmica.
c) +110,5 kJ, constituindo uma reação endotérmica.
d) +110,5 kJ, constituindo uma reação exotérmica.
e) +110,5 kJ, constituindo uma reação homeotérmica.
 13. (UFSE, adaptada) Analise as proposições a seguir.
 I. Numa reação química, à temperatura constante, a 
soma algébrica de todos os calores de formação das 
substâncias envolvidas é igual a zero.
 II. Numa reação de combustão em que participa o oxigê-
nio, a entalpia da reação é menor que zero.
 III. Nem toda reação de combustão é exotérmica, pois, na 
de hidrogênio com oxigênio, não há energia térmica 
envolvida.
 IV. A reação de fotossíntese é um exemplo clássico de uma 
reação endotérmica cuja energia é fornecida pelo Sol.
 V. Para quebrar ligações químicas, há absorção de ener-
gia, enquanto que, para formar ligações químicas, há 
liberação de energia.
 14. (Univaço-MG) A energia presente na chama de um fogão 
a lenha provém, principalmente:
a) da oxidação do gás oxigênio presente no ar ao reagir 
com a madeira em combustão.
b) da chama do palito de fósforo usada para iniciar a 
queima.
c) das ligações químicas que se transformam, originando 
ligações de mais baixa energia.
d) do rompimento das forças intermoleculares existentes 
entre as moléculas do combustível no estado sólido.
 15. (Acafe-SC) Considere que a reação química a seguir possui 
um ∆H = -154 kJ/mol.
H — C C — H + Cl — Cl w H — C — C — H
H H H H
Cl Cl
Calcule a energia média em módulo da ligação C C 
presente na molécula do etileno e assinale a alternativa 
correta.
(Dado: para resolução dessa questão considere as seguintes 
energias de ligação (valores médios): Cl — Cl: 243 kJ/mol, 
C — C: 347 kJ/mol, C — Cl: 331 kJ/mol)
a) 766 kJ/mol
b) 265 kJ/mol
c) 694 kJ/mol
d) 612 kJ/mol
 16. (UFSJ-MG) As energias de ligação do H
2
, do F
2
 e do HF são 
104 kcal/mol, 37 kcal/mol e 135 kcal/mol, respectivamente.
Com base nesses dados, é correto afirmar que, nas condi-
ções padrão, a entalpia de formação do HF, em kcal/mol, é:
a) -64,5
b) -129
c) -6
d) 147,5
 17. (Fuvest-SP) Pode-se conceituar energia de ligação química 
como sendo a variação de entalpia (∆H) que ocorre na 
quebra de 1 mol de uma dada ligação. Assim, na reação 
representada pela equação:
NH
3(g)
 w N
(g)
 + 3H
(g)
 ∆H = 1 170 kJ/mol NH
3
são quebrados 3 mol de ligação N — H, sendo, portanto, 
a energia de ligação N — H igual a 390 kJ/mol. Sabendo-
-se que na decomposição:
N
2
H
4(g)
 w 2N
(g)
 + 4H
(g)
 ∆H = 1 720 kJ/mol N
2
H
4
são quebradas ligações N — N e N — H, qual o valor, em 
kJ/mol, da energia de ligação N — N?
a) 80
b) 160
c) 344
d) 550
e) 1 330 
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39
Q
U
ÍM
IC
A
 18. (Unicamp-SP) No funcionamento de um motor, a energia 
envolvida na combustão do n-octano (C
8
H
18
) promove a 
expansão dos gases e também o aquecimento do motor. 
Assim, conclui-se que a soma das energias envolvidas na 
formação de todas as ligações químicas é:
a) maior que a soma das energias envolvidas no rompi-
mento de todas as ligações químicas, o que faz o pro-
cesso ser endotérmico.
b) menor que a soma das energias envolvidas no rom-
pimento de todas as ligações químicas, o que faz o 
processo ser exotérmico.
c) maior que a soma das energias envolvidas no rompi-
mento de todas as ligações químicas, o que faz o pro-
cesso ser exotérmico.
d) menor que a soma das energias envolvidas no rom-
pimento de todas as ligações químicas, o que faz o 
processo ser endotérmico.
 19. (Unicamp-SP) Por “energia de ligação” entende-se a varia-
ção de entalpia (∆H) necessária para quebrar um mol de 
uma dada ligação. Esse processo é sempre endotérmico 
(∆H . 0). Assim, no processo representado pela equação: 
CH
4(g)
 w C
(g)
 + 4H
(g)
 ∆H = 1 663 kJ/mol
são quebrados 4 mols de ligações C — H, sendo a ener-
gia de ligação, portanto, 416 kJ/mol. Sabendo-se que no 
processo: 
C
2
H
6(g)
 w 2C
(g)
 + 6H
(g)
 ∆H = 2 826 kJ/mol 
são quebradas ligações C — C e C — H qual o valor da 
energia de ligação C — C? Indique os cálculos com clareza.
20. (UFG-GO) Determine a entalpia de formação de ácido clorí-
drico gasoso, segundo a reação representada pela equação:
H
2(g)
 + Cl
2(g)
 w 2HCl
(g)
Dados: 
H
2(g)
 w 2H
(g)
 ∆H0 = 436 kJ/mol 
Cl
2(g)
 w2Cl
(g)
 ∆H0 = 243 kJ/mol 
HCl
(g)
 w H
(g)
 + Cl
(g)
 ∆H0 = 431 kJ/mol 
Indique os cálculos.
 21. (UPM-SP)
C
2
H
4(g)
 w 2C
(g)
 + 4H
(g)
 ∆H = + 542 kcal/mol
Na reação representada pela equação anterior, sabe-se 
que a energia da ligação C — H é igual a 98,8 kcal/mol. 
O valor da energia de ligação C C, em kcal/mol, é: 
a) 443,2
b) 146,8
c) 344,4 
d) 73,4 
e) 293,6
 22. (UFPA) Considere as seguintes energias de ligação em 
kcal ⋅ mol-1:
C — Cl 81 
C — O 86 
C O 178 
C — H 99 
H — O 110 
Qual dos compostos a seguir requer maior energia para 
se dissociar completamente em átomos, quando aquece-
mos 1 mol do mesmo, no estado gasoso?
a) d) 
b) e) 
c) 
 23. (UFRS) Dadas as energias de ligação em kcal ⋅ mol-1.
C C: 143
C — H: 99
C — Br: 66
Br — Br: 46
C — C: 80
A variação de entalpia da reação de adição de bromo ao 
alceno, representada pela equação:
é igual a: 
a) -23 kcal
b) +23 kcal
c) -43 kcal
d) -401 kcal
e) +401 kcal
24. +Enem [H19] O tetracloreto de carbono é uma molécula 
que pode ser usada como solvente para compostos orgâni-
cos por causa de seu caráter apolar. Ele pode ser obtido pela 
tetracloração do gás metano, de acordo com a equação:
CH
4(g)
 + 4Cl
2(g)
 w CCl
4(g)
 + 4HCl
(g)
 ∆H = -420 kJ
São dadas as energias de ligação:
C — H = 414 kJ/mol
Cl — Cl = 243 kJ/mol
C — Cl = 331 kJ/mol 
A energia de ligação H — Cl é igual a:
a) 431 kJ/mol
b) 105 kJ/mol
c) 183 kJ/mol
d) 208 kJ/mol
e) 316 kJ/mol
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 Vá em frente 
Leia
Usos de energia: alternativas para o sŽculo XXI, de Helena da Silva Freire Tundisi (São Paulo: Atual, 2013).
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 ► Estimar quantitativamente 
a variação da rapidez de 
um processo químico e as 
condições necessárias para 
a ocorrência de uma reação 
química.
Principais conceitos 
que você vai aprender:
 ► Rapidez de um processo 
químico
 ► Colisão efetiva
 ► Energia de ativação
 ► Energia do complexo 
ativado
 ► Catalisador
40
OBJETIVOS
DO CAPÍTULO
C
U
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W
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L
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ck
 
3
CINÉTICA QUÍMICA I
Núcleo do gelo
1 750 1 800 1 850 1 900 1 950 2 000
Medidas atmosféricas
C
O
2
 (
p
p
m
)
C
H
4
 (
p
p
b
)
N
2
O
 (
p
p
b
)
400
370
340
310
280
260
280
300
320
1 600
1 300
1 000
1 900
700
Média anual
Te
m
p
e
ra
tu
ra
 r
e
la
ti
va
 (
°C
 d
e
 1
9
8
6
-2
0
0
5
)
Média da década
1 800 1 800 1800 1 800
0,2
−0,2
−0,4
−0,6
−0,8
−1
0,2
−0,2
−0,4
−0,6
−0,8
−1
0
0
Os gráfi cos traduzem uma realidade alarmante. A partir da Primeira Revolução Industrial, o 
advento das máquinas térmicas e o uso de combustíveis fósseis foram responsáveis pela inten-
sifi cação inequívoca das emissões de gases estufa, com destaque para o gás carbônico (CO
2
) e o 
gás metano (CH
4
). Nas últimas décadas, houve uma escalada preocupante dos níveis de emissão 
desses gases, principalmente por causa do aumento populacional e da facilidade de acesso aos 
bens de consumo, com a necessidade de quantidades cada vez maiores de energia.
As reações responsáveis pela produção dos gases estufa são reações de combustão, mui-
tas vezes dos derivados do petróleo. Por seu caráter explosivo, elas acabam sendo muito rápi-
das. As reações que fazem com que o petróleo seja formado pela decomposição dos organis-
mos antigos, no entanto, são extremamente lentas, levando milhões de anos.
O estudo das velocidades de reações químicas, portanto, é de suma importância para 
a indústria. Ele permite que as reações tenham velocidades maleáveis, sendo usadas a 
serviço da humanidade em diversos processos.
• Existe um cenário em que seria vantajoso acelerar uma reação? E quando seria be-
néfi co diminuir a velocidade de um processo? Analise com os colegas as questões e 
discutam-nas com o professor.
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41
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A
Rapidez de uma rea•‹o
Se você já viu alguma peça de ferro enferrujar (oxidar) – como as barras de um 
portão, um brinquedo ou uma ferramenta –, você pôde perceber que esse não é exa-
tamente um processo rápido, como uma explosão, que acontece num instante, mas 
lento, no qual a ferrugem vai se formando bem devagar, às vezes de maneira quase 
imperceptível.
O processo de oxidação de um metal, no entanto, não precisa ser necessariamente tão 
lento como o da formação da ferrugem.
Para exemplifi car, leia o trecho a seguir, extraído da biografi a de Oliver Sacks, em seu 
livro intitulado Tio Tungst•nio.
Numa das visitas, tio Dave mostrou-me uma grande barra de alumínio... “Vou mostrar a 
você uma coisa interessante”, ele disse. Pegou um pedaço menor de alumínio, com superfície 
lisa e brilhante, e o lambuzou de mercúrio. Subitamente – como se fosse uma doença terrível –, 
a superfície se rompeu em uma substância branca, como um fungo, que rapidamente se for-
mou, cresceu meio centímetro, um centímetro, e continuou crescendo até que o alumínio 
estivesse totalmente consumido. “Você já viu o ferro enferrujar, oxidar-se, quando combinado 
com o oxigênio do ar”, meu tio explicou, “mas aqui, com o alumínio, é um milhão de vezes 
mais rápido. Esta grande barra ainda está bem brilhante, pois é recoberta por uma fi na cama-
da de óxido, que a protege de mudanças adicionais. Mas quando a friccionamos com mercú-
rio, destruímos esse revestimento da superfície, o alumínio fi ca sem proteção e se combina 
com o oxigênio em segundos”.
A diferença apresentada nas oxidações do ferro e do alumínio mostra um aspecto 
importante das reações químicas: a rapidez ou a velocidade. Se prestarmos atenção ao 
redor, vamos perceber a ocorrência de reações rápidas (até instantâneas), lentas e outras 
que, de tão lentas, parecem nem estar acontecendo. A rapidez das reações é estudada por 
uma parte da Química conhecida como Cinética química. 1
Sob os pontos de vista, econômico social e ambiental conhecer os mecanismos que 
determinam a rapidez de uma reação e como alterá-los é de fundamental importância. 
Veja alguns exemplos a seguir.
Econômico: A dinamização da produção de uma indústria barateia o custo daquilo 
que é produzido.
Social: A aceleração da produção de um remédio faz com que ele fi que mais acessível 
à população; a melhoria no rendimento da produção dos plásticos no século XX mudou ra-
dicalmente o modo de vida das pessoas, já que desde bolas de futebol até computadores 
precisam de plásticos para serem produzidos.
Ambiental: A partir da década de 1980, o desenvolvimento dos catalisadores automo-
tivos diminuiu muito a emissão de poluentes pelos automóveis.
 
Observação
1 Rapidez ou velocidade?
A expressão “velocidade de 
reação” é muito empregada 
nos meios acadêmicos, mas é 
bom esclarecer a diferença em 
relação ao termo velocidade 
usada na Física. A “velocidade” 
é uma grandeza física 
relacionada a deslocamentos; 
portanto, é uma grandeza 
vetorial (tem direção e sentido).
Em uma reação química, a 
velocidade está relacionada 
apenas ao consumo de reagentes 
ou à formação de produtos em 
relação ao tempo. Por isso, é 
possível, em Química, usarmos 
também o termo rapidez.
(A) A explosão de fogos de artifício 
ocorre de maneira muito rápida, 
em segundos. (B) A formação de 
estalactites acontece de maneira 
lenta, durante milhares de anos.
A B
D
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a
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42 CAPÍTULO 3
Medindo a rapidez de uma reação
Em uma reação química, a taxa de transformação dos reagentes em produtos, em ge-
ral, não se mantém constante durante o processo.
Pelas fotos apresentadas a seguir, é possível comparar a velocidade das duas 
reações.
 
Como consequência, a velocidade da reação também não é constante. Por esse moti-
vo, costuma-se trabalhar com a velocidade média.
A quantidade da substância pode ser expressa em diferentes grandezas, como massa (m), 
quantidade de matéria em mol (n), volume (V) e concentração em quantidade de matéria 
(mol/L). Usando o símbolo Δ para indicar variação (fi nal – inicial), temos:
v
m
 = 
m
t
∆
∆ 
v
m
 = 
n
t
∆
∆ 
v
m
 = 
V
t
∆
∆ 
v
m
 = 
t
[ ]∆
∆ 1
A concentração em quantidade de matéria, que é dada em mol/L, pode ser representa-
da pelo símbolo [ ] ou µ. Exemplo: µ
HCl
 = 2 mol/L, signifi ca que estamos lidando com uma 
solução que apresenta 2 mol de ácido clorídrico por litro.
Para exemplifi carmos o cálculo da velocidade média, vamos considerar uma reação 
química qualquer representada por A + 2B w X, para a qual foram coletados os valores de 
concentração (em mol/L) de cada uma das substâncias envolvidas, em períodos de tempo 
determinados. O resultado está na tabela a seguir. 
Tempo (min) µ
A
 (mol/L) µ
B
 (mol/L) µ
X
 (mol/L)
0 1,0 2,0 0
5 0,6 1,2 0,4
10 0,4 0,8 0,6
15 0,3 0,6 0,7
20 0,3 0,6 0,7
25 0,3 0,6 0,7
Podemos determinar a velocidade média da reação em função das substâncias parti-
cipantes no intervalo de 0 a 5 minutos.
Para a substância A, temos: 
0,6 1
5 0m
A final A inicial
final inicial
v
µ µ µA fµ µinµ µalµ µ
=
∆
∆
=
µ µ−µ µ
−
=
6 1−6 1
5 0−5 0t t t
l i
t
l i
∴v
m
 = – 0,08 mol ⋅ L–1 ⋅ min–1
Para a substância X, temos: 
0,4 0
5 0m
X X final X inicial
final inicial
v
µ µ µX fµ µinµ µalµ µ
=
∆
∆
=
µ µ−µ µ
−
=
4 0−4 0
5 0−5 0t t t
l i
t
l i
∴v
m
 = 0,08 mol ⋅ L–1 ⋅ min–1
A B
Defi nição
 Velocidade média (vm) : razão 
entre a variação da quantidade 
de determinada substância 
(produto ou reagente) 
envolvida em uma reação 
química e o intervalo de tempo 
decorrido.
Matematicamente, temos:
variação da quantidade
de uma espécie química
intervalo de tempom
=v
Observação
1 A unidade da velocidade 
varia conforme a grandeza 
utilizada para expressar a 
variação da quantidade de 
substância. Por exemplo, se 
o tempo for marcado em 
minutos, teremos as seguintes 
possibilidades: g/min, mol/min, 
L/min ou ainda mol/L ⋅ min 
(mol ⋅ L–1 ⋅ min–1).
Ao colocarmos um comprimido 
efervescente na água, há muitas 
bolhas sendo produzidas (A). 
Depois de transcorridos 
aproximadamente 30 segundos, 
essa quantidade diminui, ou 
seja, a rapidez dessa reação, e 
de praticamente todas as outras, 
diminui com o passar do tempo (B).
F
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: 
S
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IC
A
Observe que, se a substância considerada for um produto da reação (substância X), o 
numerador da expressão será positivo – pois, no fi nal, sempre haverá mais produto que 
no início – e a velocidade terá valor positivo. No entanto, se a substância considerada for 
um reagente (substância A), ele vai sendo consumido e, ao fi nal do experimento, sua quan-
tidade será menor; assim, o numerador será negativo e, consequentemente, a velocidade 
também terá valor negativo. Como o sinal negativo da velocidade indica apenas que a 
substância está sendo consumida, costuma-se adotar os valores da velocidade, seja em 
função de qualquer um dos participantes – reagentes ou produtos – da reação, em módu-
lo. Observe o exemplo a seguir.
Para a substância B, temos: 
1,2 2
5 0m
B B final B inicial
final inicial
v
µ µ µB fµ µinµ µalµ µ
=
∆
∆
=
µ µ−µ µ
−
=
2 2−2 2
5 0−5 0t t t
l i
t
l i
∴v
m
 = 0,16 mol ⋅ L–1 ⋅ min–1
Comparando os resultados encontrados, nos primeiros cinco minutos, para as subs-
tâncias A e B, verifi camos que a velocidade de consumo de B (0,16 mol ⋅ L–1 ⋅ min–1) é o 
dobro da velocidade de consumo do reagente A (0,08 mol ⋅ L–1·min–1), que é justamente 
a proporção estequiométrica indicada pelos coefi cientes da equação (1A : 2B). Mas, en-
tão, qual é a rapidez da reação?
Para que o valor da velocidade média da reação seja único, qualquer que seja a subs-
tância considerada convenciona-se dividir a velocidade de consumo (para os reagentes) 
ou de formação (para os produtos) de uma dada substância pelo seu coefi ciente estequio-
métrico.
Assim, no exemplo dado, há as seguintes relações:
v
m
 = A
t
µ∆
∆
= 
2
B
t
µ∆
∆
= 
X
t
µ∆
∆
∴ v
m
 = 0,08 mol ⋅ L–1 ⋅ min–1
Outra análise importante quanto à dinâmica das reações químicas se baseia na 
variação das quantidades das substâncias. Aproveitando-se novamente os dados da 
tabela, é possível perceber que, com o passar do tempo, as concentrações dos rea-
gentes – substâncias A e B – vão diminuindo, pois elas vão sendo consumidas para, 
ao mesmo tempo, formar o produto – substância X –, cuja concentração vai aumen-
tando.
No início do experimento, portanto, a concentração dos reagentes é máxima, e a do 
produto é mínima (zero). No fi nal do processo, a situação se inverte: a concentração do 
produto é máxima e a dos reagentes, mínima, podendo até ser zero.
Grafi camente, temos:
Concentração (mol/L)
Tempo (min)0
2,0
1,0
X
B
A
0,7
0,6
0,3
Generalizando:
Concentração (mol/L)
Tempo0
Produto
Reagente
De acordo com o exemplo, o ponto de partida para a determinação da rapidez de uma 
reação é a experimentação, que pode ser por processos químicos, conforme apresentado, 
ou até mesmo por processos físicos, como a verifi cação de propriedades como condutibi-
lidade elétrica, intensidade de cor de solução ou medidas calorimétricas. Em todos os ca-
sos, a prática mostra que, no início, a velocidade é máxima, diminuindo progressivamente 
com o passar do tempo.
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44 CAPÍTULO 3
O gráfi co da velocidade em função do tempo terá a aparência da fi gura a seguir.
Velocidade
Tempo0
v
máx.
Além da velocidade média, é possível conhecer a velocidade da reação em dado instante, isto é, quando a variação da 
quantidade da substância ocorre no menor tempo possível, dizemos que o tempo tende a zero: é a velocidade instantânea. 
O cálculo pode ser feito por operações matemáticas (que vão além dos objetivos deste curso) ou pela análise de gráfi co.
Esse último método consiste em traçar uma reta tangente à curva – exatamente no ponto que representa o instante em 
que se quer determinar a velocidade. Observe.
Concentração (mol/L)
Tempo0 t
Ponto que indica o instante em que se
quer determinar a velocidade instantânea.
t
Concentração (mol/L)
Tempo
B
αA
Tangente
C
Sobre a reta tangente
traçada devem-se 
escolher dois pontos e
traçar as suas
coordenadas. 
Constrói-se, então, um triângulo retângulo (ABC, indicado na fi gura). A tangente do ângulo α tg
AB
AC
α =





 expressará, no 
instante t predeterminado, a velocidade com que o reagente é consumido por unidade de tempo.
Atividades
 1. (FEI-SP) A substância NO reage com uma velocidade de 
0,10 mol ⋅ L–1 ⋅ s–1, na reação a seguir.
O
2(g)
 + 2NO
(g)
 w 2NO
2(g)
Quanto (em mol ⋅ L–1) de NO
2
 é formado por segundo?
a) 0,10 
b) 2,20
c) 3,30 
d) 5,40 
e) 8,50
 2. (UEMT) Considere a reação de fotossíntese representada 
a seguir.
6CO
2(g)
 + 6H
2
O
(,)
  →Clorofila
Luz
 C
6
H
12
O
6(s)
 + 6O
2(g)
Se houver um consumo de 24 mol de dióxido de carbono 
a cada 20 minutos de reação, o número de mol de glicose 
produzido em 1 hora será:
a) 12 
b) 24 
c) 0,75
d) 6 
e) 1
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45
Q
U
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IC
A
 3. (FEl-SP) Seja a decomposição de H
2
O
2
: 
2H
2
O
2
 w 2H
2
O + O
2
Em 2 minutos, observa-se uma perda de 3,4 g de H
2
O
2
. 
Qual a velocidade média dessa reação em relação ao O
2
 
em mol/min?
(Dado: massa molar H
2
O
2
 = 34 g/mol )
a) 0,250 
b) 0,025 
c) 0,0025 
d) 0,500 
e) 0,050
 4. (Uepa) Considere a queima do isoctano, segundo a reação 
a seguir.
2C
8
H
18(,)
 + 25O
2(g)
 w 16CO
2(g)
 + 18H
2
O
(g)
Se a concentração de C
8
H
18
 está diminuindo a velocidade 
de 0,22 mol ⋅ L–1 ⋅ s–1, as velocidades de formação da con-
centração de CO
2
 e H
2
O, respectivamente são:
a) 1,22 e 1,38 mol ⋅ L–1 ⋅ s–1
b) 1,76 e 1,98 mol ⋅ L–1 ⋅ s–1
c) 1,96 e 2,12 mol ⋅ L–1 ⋅ s–1
d) 2,08 e 2,18 mol ⋅ L–1 ⋅ s–1
e) 2,17 e 2,22 mol ⋅ L–1 ⋅ s–1
 5. (Fuvest-SP) O gráfi co mostrado a seguir foi construído com 
dados obtidos no estudo da decomposição de iodeto de 
hidrogênio, à temperatura constante. Em qual dos quatros 
trechos assinalados na curva, a reação ocorre com maior 
velocidade média?
0
Tempo (min)
[HI]
I
II
III
IV
 6. (UFPE) Óxidos de nitrogênio, NO
x
, são substâncias de in-
teresse ambiental, pois são responsáveis pela destruição 
de ozônio na atmosfera, e, portanto, suas reações são 
amplamente estudadas. Num dado experimento, em um 
recipiente fechado, a concentração de NO
2
, em função do 
tempo, apresentou o seguinte comportamento:
O papel do NO
2
, nesse sistema reacional, é:
a) reagente.
b) intermediário.
c) produto.
d) catalisador.
e) inerte.
R
e
p
ro
d
u
ç
ã
o
/U
F
P
E
.
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46 CAPÍTULO 3
 7. (UPM-SP) Considere que, na reação abaixo equacionada, 
a formação de O
2 
tem uma velocidade média constante e 
igual a 0,06 mol/L ⋅ s.
2NO
2(g)
 + O
3(g)
 w N
2
O
5(g)
 + O
2(g)
A massa de dióxido de nitrogênio, em gramas, consumida 
em um minuto e meio é: 
(Dado: massa molar (g/mol) N = 14, O = 16)
a) 496,8 g 
b) 5,4 g 
c) 162,0 g 
d) 248,4 g 
e) 324,0 g
 8. +Enem [H19] A amônia na forma gasosa é produzida 
industrialmente pela síntese de Haber-Bosch, envolvendo 
uma pressão altíssima e uma temperatura baixa, para be-
nefi ciar seu rendimento. Por causa da baixa temperatura, 
o processo só se torna viável se forem usados catalisadores 
adequados. A equação desse processo é:
N
2
 + 3H
2
 w 2NH
3
Em um experimento, a velocidade de produção de amô-
nia foi estimada em 3,0 ⋅ 10–4 mol ⋅ L–1 ⋅ s–1. A velocidade 
da reação, em termos de consumo de H
2
, será: 
a) 1,0 ⋅ 10–4 mol ⋅ L–1 ⋅ s–1
b) 2,5 ⋅ 10–4 mol ⋅ L–1 ⋅ s–1
c) 3,0 ⋅ 10–4 mol ⋅ L–1 ⋅ s–1
d) 4,5 ⋅ 10–4 mol ⋅ L–1 ⋅ s–1
e) 5,0 ⋅ 10–4 mol ⋅ L–1 ⋅ s–1
Complementares Tarefa proposta 1 a 12
 9. (UFPR) No gráfi co a seguir, estão representadas as concen-
trações, ao longo do tempo, de quatro substâncias – A, B, 
C e D – que participam de uma reação hipotética.
0
1,0 · 10–3
0,0
2,0 · 10–3
3,0 · 10–3
4,0 · 10–3
10 20 30 40 50
A
C
D
B
Tempo (s)
C
o
n
ce
n
tr
a
çã
o
 (
m
o
l 
· 
L–
1
)
A partir dessas informações, julgue (V ou F) as afi rmações 
a seguir.
 I. As substâncias A e B são reagentes dareação.
 II. A velocidade de produção de C é menor que a veloci-
dade de produção de A.
 III. Transcorridos 50 s do início da reação, a concentração 
de C é maior que a concentração de B.
 IV. Nenhum produto se encontra presente no início da 
reação.
 V. A mistura das substâncias A e D resulta na produção 
de B.
 VI. As substâncias A, B e D estão presentes no início da 
reação.
 10. (UFMS) Considerando a equação abaixo, não balanceada, 
para a queima do propano:
C
3
H
8(g)
 + O
2(g)
 w CO
2(g)
 + H
2
O
(,)
 + calor
determine a quantidade de mol de água produzida em 
uma hora, se a velocidade da reação for 5 ⋅ 10–3 mol de 
propano por segundo.
 11. (UEPG-PR) Considere a equação a seguir que representa a 
síntese da amônia.
N
2(g)
 + 3H
2(g)
 w 2NH
3(g)
Verifi cou-se em um experimento que, em 5 minutos, foi 
consumido 0,20 mol de N
2
. Com base nessas informa-
ções, assinale o que for correto.
(01) A velocidade média de consumo de N
2
 é de 
0,040 mol/min.
(02) A velocidade média de consumo de H
2
 é 
de 0,12 mol/min.
(04) A velocidade média de formação de NH
3
 é de 
0,080 mol/min.
(08) A velocidade média da reação é de 0,040 mol/min.
(16) O volume de NH
3
 formado após 1 hora de reação, 
considerando as CNTP, é igual a 107,52 litros.
Dê a soma dos números dos itens corretos.
 12. (UFTM-MG) Numa reação completa de combustão, foi 
consumido, em 5 minutos, 0,25 mol de metano, que foi 
transformado em CO
2
 e H
2
O. A velocidade da reação será: 
a) 0,8 mol/min 
b) 0,4 mol/min 
c) 0,05 mol/min 
d) 0,6 mol/min 
e) 0,3 mol/min
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47
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ÍM
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A
Condições para a ocorrência de uma reação 
química
No início deste capítulo, mencionamos duas reações muito parecidas (as oxidações 
do alumínio e do ferro), mas que apresentam evoluções muito diferentes. Enquanto o 
alumínio reage “violentamente” com o oxigênio (nas condições descritas), o ferro apre-
senta intensidade de reação bem mais moderada. Antes de sabermos o que faz uma 
reação acontecer mais rapidamente que outra e quais são os fatores determinantes, 
devemos lembrar que, para ocorrer uma reação química, é preciso que as ligações quí-
micas entre os átomos das substâncias reagentes sejam rompidas. A partir daí, será for-
mado um novo arranjo para o posicionamento dos átomos, de modo a produzir novas 
substâncias.
O que é necessário para romper essas ligações? O modelo que explica satisfatoriamen-
te por que uma reação ocorre é conhecido como teoria das colisões. 1
A teoria das colisões supõe que a frequência de choques entre as partículas reagentes 
seja o fator determinante para uma reação acontecer. Quanto maior a frequência de coli-
sões, maior a probabilidade de ocorrência de reação e maior a velocidade do processo. No 
entanto, experiências mostram que há colisões que não levam à formação de produtos: 
são as colisões não efetivas. O que torna uma colisão efetiva (ou choque efetivo ou efi caz), 
ou seja, aquela que resulta em reação, são duas condições indispensáveis: orientação fa-
vorável das partículas reagentes e partículas reagentes com energia sufi ciente para rom-
per as ligações existentes entre seus átomos.
Na colisão efetiva, no instante do choque entre as partículas, alguns átomos se sepa-
ram e outros se juntam, simultaneamente, produzindo um composto intermediário muito 
instável denominado complexo ativado, que caracteriza um estado de transição entre 
reagente e produto.
Na atmosfera, principalmente próximo ao solo, ocorre uma série de reações entre as 
substâncias provenientes de escapamento de automóveis, sob ação da radiação solar. 
Esse processo é mais acentuado no smog fotoquímico, névoa de poluição que se forma 
nas grandes cidades.
Um gás presente no smog é o ozônio, que, nas camadas mais altas da atmosfera, fi ltra 
os raios ultravioleta – nocivos para a saúde – que atingem a Terra; porém, altas concentra-
ções de O
3
 próximas da superfície terrestre tornam-se um problema para a saúde e o meio 
ambiente.
Vamos usar como exemplo a possibilidade de ocorrer reação entre ozônio (O
3
) e óxido 
de nitrogênio (NO) para produzir gás oxigênio (O
2
) e dióxido de nitrogênio (NO
2
).
Observando o esquema apresentado, verifi camos que, se a orientação for desfavorá-
vel, não haverá possibilidade de a reação acontecer. Para que o NO
2
 (que apresenta um 
átomo central de nitrogênio ligado a dois átomos de oxigênio) seja produzido, é importan-
te que o átomo de nitrogênio do NO colida com um dos átomos de oxigênio do O
3
 (observe, 
no esquema dado, a disposição dos átomos na molécula do produto). Outra orientação 
para essa colisão não ocasionará a formação dos produtos, isto é, não levará à reação 
química desejada.
Sendo a orientação favorável, também não há garantia de que a reação ocorra. Para 
consumarem a reação, as moléculas devem colidir com energia cinética sufi ciente para 
romper as ligações preexistentes, formar outras e afastar as novas moléculas. Essa ener-
gia é chamada energia de ativação.
Ao se chocarem, as moléculas reagentes têm parte da energia cinética transforma-
da em energia potencial, fazendo com que o complexo ativado tenha alto conteúdo de 
energia, tornando-se instável. Quando ele se desfaz, a quantidade de energia potencial 
diminui, produzindo moléculas estáveis, que são os produtos.
Portanto, o complexo ativado terá mais energia que as moléculas reagentes e as mo-
léculas dos produtos. Pode-se dizer, então, que a energia de ativação é “uma barreira a ser 
vencida” pelos reagentes.
Atenção
1 Para que aconteça qualquer 
reação química, duas condições 
são fundamentais:
1o) contato entre as partículas 
reagentes;
2o) afi nidade química entre as 
partículas reagentes.
O que é necessário para romper essas ligações? O modelo que explica satisfatoriamen-
A teoria das colisões supõe que a frequência de choques entre as partículas reagentes 
seja o fator determinante para uma reação acontecer. Quanto maior a frequência de coli-
sões, maior a probabilidade de ocorrência de reação e maior a velocidade do processo. No 
entanto, experiências mostram que há colisões que não levam à formação de produtos: 
 (ou choque efetivo ou efi caz), 
ou seja, aquela que resulta em reação, são duas condições indispensáveis: orientação fa-
vorável das partículas reagentes e partículas reagentes com energia sufi ciente para rom-
 fotoquímico, névoa de poluição que se forma 
 é o ozônio, que, nas camadas mais altas da atmosfera, fi ltra 
os raios ultravioleta – nocivos para a saúde – que atingem a Terra; porém, altas concentra-
 próximas da superfície terrestre tornam-se um problema para a saúde e o meio 
) e óxido 
Observando o esquema apresentado, verifi camos que, se a orientação for desfavorá-
 (que apresenta um 
vorável das partículas reagentes e partículas reagentes com energia sufi ciente para rom-
Na colisão efetiva, no instante do choque entre as partículas, alguns átomos se sepa-
ram e outros se juntam, simultaneamente, produzindo um composto intermediário muito 
 entre 
Na atmosfera, principalmente próximo ao solo, ocorre uma série de reações entre as 
substâncias provenientes de escapamento de automóveis, sob ação da radiação solar. 
 fotoquímico, névoa de poluição que se forma 
vorável das partículas reagentes e partículas reagentes com energia sufi ciente para rom-
 fotoquímico, névoa de poluição que se forma 
O
3
 + NO
NO
O
3
O
2
+ 
Choque
Não efetivoEfetivo
Complexo
ativado
Não houve
reação
Houve
reação
[O
3
NO]
= Átomo de oxigênio
= Átomo de nitrogênio
NO
2
Defi nição
 Energia de ativação (Ea) : energia 
mínima de que os reagentes 
precisam para se converterem 
no complexo ativado e, 
consequentemente, se 
transformarem em produtos.
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48 CAPÍTULO 3
Quanto maior a energia de ativação, maior será a difi culdade em atingir o complexo 
ativado e maislenta será a reação. Quando a energia de ativação é baixa, fi ca fácil formar 
os produtos: a reação torna-se rápida.
Representando grafi camente a transformação de reagentes em produtos, tem-se o 
gráfi co a seguir.
Energia 
de ativação
Energia
Progresso da reação
Energia do 
complexo 
ativado
O
3
 + NO
O
2
 + NO
2
[O
3
NO]
∆H
Veja que o valor da energia de ativação (E
a
) é sempre a diferença entre as energias do 
reagente e do complexo ativado e independe da entalpia da reação (∆H), que é função 
apenas dos estados inicial e fi nal. 
Generalizando:
Reações exotérmicas Reações endotérmicas
Energia do complexo
ativado
Energia
Progresso da reação
Produtos
Reagentes
E
a
 s Energia
de ativação
∆H
Energia do complexo
ativado
Energia
Progresso da reação
Produtos
Reagentes
E
a
 s Energia
de ativação
∆H
Catalisador
O conhecimento químico é necessário para as mais diversas áreas de atividade: da 
agricultura à conservação de alimentos, dos corantes à moda, da indústria farmacêutica 
aos equipamentos hospitalares, da mineração aos plásticos e muitas outras.
Hoje em dia, a aplicação dos conhecimentos químicos em investigações policiais 
comprova diversos exemplos interessantes sobre a ação dos catalisadores. Mesmo que 
a cena de um crime tenha sido limpa com muita efi ciência, se havia manchas de sangue 
em algum lugar, uma reação química é capaz de detectá-las. Basta borrifar no ambiente 
uma solução aquosa básica contendo uma substância chamada “luminol” com um pouco 
de água oxigenada. Com as luzes apagadas, um brilho azul indicará a presença de traços de 
sangue.
A reação que produz a luz azul acontece entre o luminol e a água oxigenada, e ela 
precisa ser acelerada. Esta é a função do sangue: acelerar o processo. Explicando melhor: 
existem substâncias – chamadas catalisadores – que aumentam a velocidade de algumas 
reações.
Defi nição
 Catalisadores : substâncias 
químicas que diminuem a 
energia de ativação sem serem 
consumidas no processo.
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49
Q
U
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A
O mecanismo de atuação do catalisador é muito complexo, mas os químicos desco-
briram que sua ação faz diminuir a energia de ativação da reação química em estudo. 
O catalisador modifi ca a maneira como a reação ocorre, ou seja, ele promove interações 
entre os reagentes, que facilitam a transformação destes em produtos, e esse novo meca-
nismo proporcionado pelo catalisador apresenta uma energia de ativação mais baixa, que 
acelera a reação. 1
A reação entre o luminol e a água oxigenada é catalisada por vários metais de transi-
ção como o cobre e o ferro; assim, o catalisador não é propriamente o sangue, mas, sim, 
o ferro contido nas moléculas de hemoglobina. Portanto, ao se borrifar luminol em uma 
mancha de sangue, ainda que invisível a olho nu, um brilho intenso será produzido, pois 
o ferro causa aceleração nessa reação, chamada pelos químicos de reação quimiolumi-
nescente.
Outro exemplo pode ser visto em um experimento simples, apresentado nas f otos a 
seguir.
O frasco (kitassato) contém água oxigenada sofrendo decomposição:
2H
2
O
2(aq.)
 w 2H
2
O
(,)
 + O
2(g)
Em A, temos apenas a água oxigenada que se decompõe lentamente; em B, um pouco 
de catalisador (dióxido de manganês – MnO
2
) foi adicionado. Repare, em C, como a ve-
locidade de produção de O
2
 é aumentada, enchendo rapidamente o balão. Em D, após a 
decomposição total da água oxigenada, podemos observar o catalisador (MnO
2
), que não 
é consumido na reação, depositado no fundo do frasco.
W
im
a
r 
N
u
n
e
s
/B
IP
 
Luminescência emitida pela 
reação entre o luminol e a água 
oxigenada permite coletar traços 
de sangue em locais onde possa 
ter havido um crime.
Observação
1 Dois aspectos importantes a 
respeito dos catalisadores.
1. Luz, calor e pressão podem 
alterar a rapidez de uma 
reação química, mas não são 
catalisadores, porque não 
são substâncias químicas.
2. O catalisador só altera a 
energia de ativação. O valor 
da variação de entalpia (∆H) 
é o mesmo na presença ou na 
ausência de catalisador.
A B C D
C
o
u
p
e
rfi
 e
ld
/S
h
u
tt
e
rs
to
ck
 
Et_EM_2_Cad6_QUI_c03_40a58.indd 49 5/17/18 4:16 PM
50 CAPÍTULO 3
Veja o efeito do catalisador no diagrama de energia.
Energia de ativação 
da reação na ausência 
de catalisador
Energia de ativação 
da reação na presença 
de catalisador
Energia
Progresso da reação
Produtos
Reagentes
Veja a analogia:
Processo demorado – mais difícil Montanha
Processo rápido – mais fácil
Túnel
Mecanismos de catálise
As reações que usam catalisador envolvem o que chamamos mecanismo de catálise. Esses mecanismos de catálise po-
dem ser homogêneos ou heterogêneos.
Homogêneos
São processos em que catalisador e reagentes estão na mesma fase da mistura reagente. Para reagentes que estiverem 
em fase gasosa, um catalisador homogêneo também deverá ser um gás. Os clorofluorcarbonetos (CFC) são gases que, na alta 
atmosfera, aceleram (catalisam) a transformação do ozônio em oxigênio. Isso acontece porque radicais livres de cloro (átomos 
de cloro que precisam de um elétron) são formados por ação dos raios ultravioleta do Sol sobre as moléculas de CFC e atacam 
a camada de ozônio – essencial para a sobrevivência humana, pois filtra a radiação ultravioleta (nociva para a pele) do Sol.
Veja as reações envolvidas:
2O
3
3O
2
Radical
livre
Radical
livre
O
3
 + Cl O
2
 + ClO
ClO + O
3
2O
2
 + Cl
Gráfico representando essa reação com e sem catalisador:
Energia
Reagentes (O
3
)
Produtos (O
2
)∆H < 0
E
a2
E
a1
Caminho reacional
Observe que o radical livre de cloro não é consumido durante o processo (ele é reagente da primeira etapa, mas é produto da 
segunda). Nesse caso, isso não é interessante, porque um único radical livre pode destruir muitas moléculas de O
3
. Esta é uma pro-
priedade importante dos catalisadores: eles não são consumidos efetivamente pelo processo, podendo ser usados várias vezes.
Ea1
 = Energia de ativação com 
catalisador para a etapa 1
Ea2
 = Energia de ativação com 
catalisador para a etapa 2
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Heterogêneos
Ocorrem quando catalisador e reagente estão em fases distintas. Em geral, os reagen-
tes são gasosos, e os catalisadores, sólidos (muitas vezes, fi namente pulverizados). A rea-
ção torna-se mais rápida porque ocorre adsorção dos gases (retenção na superfície) nos 
sólidos, enfraquecendo as ligações das moléculas gasosas e, portanto, facilitando o cho-
que efetivo. Esse processo é aplicado na síntese industrial da amônia, conhecido como 
processo Haber. Em condições especiais de temperatura e pressão, moléculas de nitrogê-
nio fi cam adsorvidas em óxido de ferro III e, ao colidirem com hidrogênio, moléculas de 
amônia se desprendem da superfície.
Moléculas de N
2
 adsorvidas
Óxido de ferro III
Ligação enfraquecida
Moléculas de NH
3
 produzidas
Óxido de 
ferro III
N
2(g)
 + 3H
2(g)
2NH
3(g)
Átomo de nitrogênio
Átomo de hidrogênio
Autocatálise
Neste caso, o produto de uma reação é o catalisador da reação que o formou. À me-
dida que a reação avança, sua rapidez aumenta. Observe o exemplo representado pelo 
processo.
3Cu
(s)
0 + 8HNO
3(conc.)
 w 3Cu(NO
3
)
2(aq.)
 + 4H
2
O
(,)
 + 2NO
(g)
NO
(g)
 s é o catalisador da reação!
Inibidores
São substâncias que apresentam efeito contrário ao do catalisador: aumentam a ener-
gia de ativação, diminuindo a rapidez da reação. Essas substâncias auxiliam os químicos 
no estudo de reações muito rápidas, ou ainda na indústria química como conservantes, 
ou seja, aumentando o prazo de validade, principalmente de produtos perecíveis. 1
Decifrando o enunciado Lendo o enunciado
Se falamos em enzimas falamos 
em catalisadores biológicos.
Lembre-se das principais 
características dos catalisadores 
e das enzimas.
O enunciado fala da 
“vantagem” das enzimas sobre 
“oscatalisadores químicos 
tradicionais”, então deveremos 
analisar as diferenças entre eles.
(Enem) Há processos industriais que envolvem reações químicas na obtenção de diver-
sos produtos ou bens consumidos pelo homem. Determinadas etapas de obtenção desses 
produtos empregam catalisadores químicos tradicionais, que têm sido, na medida do 
possível, substituídos por enzimas. Em processos industriais, uma das vantagens de 
se substituírem os catalisadores químicos tradicionais por enzimas decorre do fato 
de estas serem:
a) consumidas durante o processo.
b) compostos orgânicos e biodegradáveis.
c) inespecífi cas para os substratos.
d) estáveis em variações de temperatura.
e) substratos nas reações químicas.
Resolução
Resposta: B
As enzimas são susceptíveis a variações de diversos parâmetros, entre eles, temperatura, 
pH do meio e concentração do substrato. Uma das vantagens da substituição de catali-
sadores químicos tradicionais por enzimas deve-se ao fato de que estas são compostos 
orgânicos, além de serem facilmente degradadas na natureza.
1
Atenção
1 A adsorção é um fenômeno 
de adesão reversível do qual 
resulta o acúmulo de uma 
substância gasosa ou dissolvida 
na superfície de um material.
A absorção é o processo no qual 
uma substância “recebe” outra. 
A substância absorvida infi ltra-se 
na substância que a absorve.
A sorção é quando 
ocorrem os dois fenômenos 
simultaneamente.
Curiosidade
1 O caso do besouro-
-bombardeiro
O besouro-bombardeiro tem, 
no abdome, glândulas com dois 
compartimentos separados. 
O primeiro contém algumas 
enzimas, e o outro, uma 
mistura de água oxigenada 
com uma substância chamada 
hidroquinona.
Em um momento de defesa 
contra alguma ameaça, as 
substâncias presentes nos 
dois compartimentos entram 
em contato, de modo que as 
enzimas aceleram infi nitamente 
uma reação química 
extremamente exotérmica, que 
ocorre entre a hidroquinona e 
a água oxigenada. Assim, jatos 
de água (formada na reação) 
fervente são bombardeados no 
inimigo!
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52 CAPÍTULO 3
Interação
Em Biologia, caderno 2, capítulo 2, é estudado como as enzimas são substâncias que aceleram as reações químicas dos processos 
biológicos, diminuindo a energia de ativação.
Enzimas
Praticamente a totalidade das enzimas é de proteínas que aceleram as reações químicas do metabolismo dos seres 
vivos. Muitas enzimas são catalisadores de ação específi ca, como a lactase, que é necessária para a digestão da lactose, um 
açúcar encontrado no leite dos mamíferos. Essa é sua única fi nalidade e nenhuma outra molécula pode substituí-la. Alguns 
bebês nascem com defi ciência nessa proteína e, no período de amamentação, precisam tomar leites especiais.
A especifi cidade ocorre por causa do mecanismo de atuação dessas moléculas, conhecido por chave-fechadura. A ideia 
mais aceita é que essas moléculas têm depressões em sua superfície, chamadas sítios ativos, e só um tipo de molécula reagen-
te, chamada substrato, tem a geometria adequada para se encaix ar ali.
Enzima
Enzima
Substratos
Complexo enzima-substrato
Produto
Atividades
 13. (Fuvest-SP) Dada a seguinte equação: reagentes x complexo ativado x produtos + calor represente em um gráfi co (entalpia 
em ordenada e caminho de reação em abscissa) os níveis das entalpias de reagentes, complexo ativado e produtos.
Conexões
Vimos que enzimas são substâncias capazes de acelerar as reações químicas que acontecem no organismo humano. 
Sabemos também que os inibidores têm o efeito contrário ao dos catalisadores, ou seja, são capazes de retardar a reação 
química. Nessa experiência, você vai visualizar o efeito de catalisadores e de inibidores em materiais caseiros. Nota: Para 
medida de volumes, usar copinhos de medida de medicamentos e/ou seringas descartáveis, sem agulha. Descartar todos 
esses materiais no lixo após o uso.
 1. Preparo das “soluções”.
a) Triturar uma batata em um liquidifi cador com um copo americano de água e coar. Guardar o fi ltrado em um copo.
b) Diluir 20 mL de água oxigenada 20 V para um volume total de 40 mL.
c) Dissolver duas colheres de café cheias com sulfato de cobre penta-hidratado (fungicida que pode ser comprado em 
qualquer loja de produtos para plantas) em 20 mL de água até a total dissolução.
 2. Misturar as soluções de acordo com as instruções a seguir.
Primeira experiência: misturar 2,5 mL da água de batata com 5 mL da solução de água oxigenada.
Observar o sistema por 5 minutos.
Segunda experiência: misturar 2,5 mL da água de batata com 5 mL da solução de água oxigenada e 2,5 mL da solução 
de sulfato de cobre penta-hidratado. Observar o sistema por 5 minutos.
Compare os resultados obtidos na primeira experiência com os da segunda.
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53
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 14. (UFV-MG) A queima da gasolina ou do álcool, nos moto-
res dos carros, é que fornece a energia motriz para eles. 
No entanto, para que haja a “explosão” no motor, faz-se 
necessário o uso de velas de ignição. Qual dos gráfi cos a 
seguir melhor representa a variação de entalpia (calor de 
reação a pressão constante) da reação de combustão no 
motor?
a) d) 
b) e) 
c) 
 15. (UFRGS-RS) As fi guras a seguir representam as colisões 
entre as moléculas reagentes de uma mesma reação em 
três situações.
Pode-se afi rmar 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 fa-
vorável e energia sufi ciente para formar os produtos.
c) na situação III, as moléculas reagentes foram comple-
tamente transformadas em produtos.
R
e
p
ro
d
u
ç
ã
o
/U
F
V
-M
G
.
R
e
p
ro
d
u
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ã
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/U
F
R
G
S
-R
S
.
d) nas situações I e II, ocorreram reações químicas, pois 
as colisões foram efi cazes.
e) nas situações I, II e III, ocorreu a formação do comple-
xo ativado, produzindo novas substâncias.
 16. (PUC-MG) Considere a seguinte reação:
2SO
2(g)
 + O
2(g)
 w 2SO
3(g)
É correto afi rmar que a energia de ativação da reação 
diminuirá com:
a) a adição de SO
2(g)
.
b) a adição de um catalisador.
c) a retirada de SO
3(g)
.
d) a diminuição da pressão.
 17. (Udesc) Os óxidos de nitrogênio NO e NO
2
 são emitidos 
pelos automóveis e podem contribuir para a destruição da 
camada de ozônio. O processo ocorre em duas etapas:
Etapa 1: O
3
 + NO w O
2
 + NO
2
Etapa 2: NO
2
 + O
3
 w 2O
2
 + NO
Em relação a este processo, indique a alternativa incorreta.
a) O NO não é consumido no processo.
b) O O
2
 é o catalisador no processo de destruição do 
ozônio.
c) O NO é catalisador neste processo.
d) Trata-se de uma catálise homogênea.
e) Os catalisadores diminuem a energia de ativação de 
reações químicas.
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54 CAPÍTULO 3
 22. (UFPR) Com base no diagrama energético abaixo: X x Y
Quais afi rmações são corretas? 
(01) A representa a energia de ativação de uma reação 
exotérmica. 
(02) B representa o ∆H de uma reação endotérmica. 
(04) C representa a energia dos produtos de uma reação 
endotérmica. 
(08) (B + A) é a energia de ativação da reação endotérmica. 
Dê a soma das afi rmações corretas.
R
e
p
ro
d
u
ç
ã
o
/U
F
P
R
.
 18. (Ufscar-SP, adaptada) À temperatura ambiente, a reação 
química entre eteno (C
2
H
4
) e hidrogênio, ambos gasosos, 
é exotérmica. A reação é muito lenta, mas pode ser ace-
lerada quando se adiciona um metal em pó, como níquel, 
paládio ou platina.
a) Escreva a equação química balanceada da reação que 
ocorre e explique por que a reação é acelerada pela 
adição do metal. O produto formado é o etano (C
2
H
6
).
b) Esquematize um diagrama de energias, indicando as 
entalpias de reagentes e produtos, relacionando-as 
com o calor de reação. Localize no diagrama a energia 
de ativação antes e depois da adição do metal.
 19. (Ufl a-MG)A velocidade de uma reação química depende:
 I. do número de colisões entre as moléculas na unidade 
de tempo. 
 II. da energia cinética das moléculas envolvidas na reação. 
 III. da orientação das moléculas. 
Estão corretas as alternativas: 
a) I, II e III.
b) somente I.
c) somente II.
d) somente I e II.
e) somente I e III.
 20. +Enem [H17] As reações das substâncias combustíveis, como 
carvão, madeira, gasolina, etc., são exotérmicas e, por isso, po-
de-se inferir que são espontâneas. No entanto, mesmo quando 
essas substâncias se encontram em contato com quantida-
des abundantes de gás oxigênio, não ocorre o fenômeno 
da combustão espontânea. Uma explicação para isso é que: 
a) há infl uência de catalisadores negativos da reação. 
b) na verdade, essas reações são endotérmicas. 
c) a combustão não necessita, de fato, da presença de 
gás oxigênio. 
d) há necessidade de fornecer energia de ativação para 
que as reações ocorram.
e) ocorre a infl uência da baixa concentração de água no 
ambiente, difi cultando as reações.
Complementares Tarefa proposta 13 a 24
 21. (UMC-SP) Considere o diagrama para a reação A × B.
5
4
2
1
3
E
n
e
rg
ia
 p
o
te
n
ci
a
l
Coordenada de reação
A
B
C
A energia de ativação da reação inversa é representada 
pelo número:
a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5
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55
QU
ÍM
IC
A
 24. (Ufop-MG, adaptada) Considere o gráfi co a seguir, que 
mostra a variação de energia da reação para a obtenção 
do metanol a partir do clorometano.
Caminho de reação
E
n
e
rg
ia
 p
o
te
n
ci
a
l δ− HO — CH
3
 — Cl δ−
OH– + H
3
CCl
H
3
COH + Cl–
E
a
 = 24,5
kcal · mol–1
∆H0 = –24 kcal · mol–1
Estado de transição
Reagentes
Produtos
a) Em quantas etapas esta reação se processa? Justifi que.
b) Esta reação é exotérmica ou endotérmica? Justifi que.
c) Qual é o valor da energia de ativação?
d) Qual o valor da energia de ativação da reação inversa?
Tarefa proposta
 1. (Uepa) Um dos grandes problemas ambientais na atua-
lidade relaciona-se com o desaparecimento da camada 
de ozônio na atmosfera. É importante notar que, quando 
desaparece o gás ozônio, aparece rapidamente o gás oxi-
gênio de acordo com a equação:
2O
3(g)
  →hv 3O
2(g)
Considerando a velocidade de aparecimento de O
2
 igual a 
12 mol/L ⋅ s, a velocidade de desaparecimento do ozônio 
na atmosfera em mol/L ⋅ s é:
a) 12 b) 8 c) 6 d) 4 e) 2
 2. (UFPE) Uma boca de fogão a gás queima 5 L de butano 
(C
4
H
10
) por hora. Qual a velocidade da produção de gás 
carbônico nessa reação em L/hora, nas mesmas condições 
de temperatura e pressão?
 3. (Unisinos-RS) A combustão completa do pentano é repre-
sentada, qualitativamente, pela seguinte equação: 
C
5
H
12(g)
 + O
2
 w CO
2(g)
 + H
2
O
(g)
Partindo da equação química ajustada e estabelecendo 
um consumo de 1,5 mol de pentano em 30 minutos de 
reação, pode-se concluir que a velocidade da reação, em 
mols de gás carbônico por minuto, é: 
a) 0,05 
b) 0,15 
c) 0,25 
d) 0,30 
e) 7,5
 4. (Vunesp) A decomposição de N
2
O
5
 em fase gasosa para formar 
NO
2
 e O
2
 está ocorrendo com o consumo de 3 mol de N
2
O
5
 
por minuto. A velocidade de produção de NO
2
 na reação é:
a) 3 mol/minuto.
b) 4 mol/minuto.
c) 6 mol/minuto.
d) 9 mol/minuto.
e) 12 mol/minuto.
 5. (Ufop-MG) A destruição da camada de ozônio pode, sim-
plifi cadamente, ser representada pela equação química: 
O
3(g)
 + O
(g)
 w 2O
2(g)
Com base nessa equação, a velocidade de aparecimento 
do oxigênio molecular é: 
a) o dobro da velocidade de desaparecimento do ozônio. 
b) o triplo da velocidade de desaparecimento do ozônio. 
c) igual à velocidade de desaparecimento do ozônio. 
d) a metade da velocidade de desaparecimento do ozônio. 
e) um terço da velocidade de desaparecimento do ozônio.
 6. (Ufscar-SP) Para a reação A + 2B w C, com concentrações 
iniciais de A e B iguais a 8,5 mol/L e 15 mol/L, respectiva-
mente, colheram-se os seguintes dados em laboratório:
Tempo (h) 0 1,0 2,0 3,0 4,0
µ mol/L 0 3,0 4,5 5,0 5,5
Com os dados fornecidos, calcule:
a) a velocidade média da reação no intervalo de tempo 
1 h a 3 h;
b) a concentração de A no tempo 4 h.
 7. (UFSM-RS) A água oxigenada é uma solução de peróxido 
de hidrogênio em água. A solução é instável e se decom-
põe de acordo com a equação: 2H
2
O
2(aq.)
 w 2H
2
O
(,)
 +O
2(g)
Como a água oxigenada é um bom agente oxidante, ela é 
usada, em concentrações baixas como clareador de roupa 
e cabelo e também como agente desinfetante ou esterilizante.
Em um experimento de medida da sua decomposição, 
foram obtidos os resultados a seguir.
t (min) 0 5 10 15
[H
2
O
2
] (mol ⋅ L21) 4,0 2,0 1,0 0,5
 23. (FGV-SP) A energia envolvida nos processos industriais é 
um dos fatores determinantes da produção de um pro-
duto. O estudo da velocidade e da energia envolvida nas 
reações é de fundamental importância para a otimização 
das condições de processos químicos, pois alternativas 
como a alta pressurização de reagentes gasosos, a eleva-
ção de temperatura ou ainda o uso de catalisadores podem 
tornar economicamente viável determinados processos, 
colocando produtos competitivos no mercado. 
O estudo da reação reversível 
A + B x C + D
revelou que ela ocorre em uma única etapa. A variação 
de entalpia da reação direta é de – 25 kJ. A energia de 
ativação da reação inversa é + 80 kJ. Então, a energia 
de ativação da reação direta é igual a: 
a) –80 kJ
b) –55 kJ
c) +55 kJ
d) +80 kJ
e) +105 kJ
Et_EM_2_Cad6_QUI_c03_40a58.indd 55 5/17/18 4:17 PM
56 CAPÍTULO 3
0 5 10 15
2,0
1,0
0,5
4,0
B
C
A
t (min)
[H
2
O
2
] (mol · L–1)
Em relação ao experimento de decomposição, analise as 
seguintes afirmativas:
 I. A velocidade de decomposição nos intervalos de tem-
po A, B e C é a mesma.
 II. O gráfico indica que a quantidade de moléculas de 
H
2
O
2
 diminui no decorrer da reação.
 III. No intervalo entre 0 e 15 minutos, a velocidade média 
da reação é de 0,23 mol ⋅ L–1 ⋅ min–1.
Está(ão) correta(s):
a) apenas I.
b) apenas II.
c) apenas III.
d) apenas I e III.
e) apenas II e III.
 8. (UFTM-MG) Em determinada experiência, a reação de for-
mação de água está ocorrendo com o consumo de 4 mol 
de oxigênio por minuto. Consequentemente, a velocidade de 
consumo de hidrogênio é de: 
a) 8 mol/minuto.
b) 4 mol/minuto.
c) 12 mol/minuto.
d) 2 mol/minuto.
 9. (UEPE) O gráfico a seguir representa variação de concen-
tração das espécies A, B e C com o tempo. Qual das al-
ternativas a seguir contém a equação química que melhor 
descreve a reação representada pelo gráfico?
0
0,5
1
B
A
C
Tempo
Concentra•‹o (mol/L)
a) 2A + B w C
b) A w 2B + C
c) B + 2C w A
d) 2B + C w A
e) B + C w A
 10. (UEL-PR) Em fase gasosa:
NO
2
 + CO x CO
2
 + NO
NO
2
 e CO são misturados em quantidades equimola-
res. Após 50 segundos, a concentração de CO
2
 é igual a 
1,50 ⋅ 10–2 mol/L. A velocidade média dessa reação em 
mol ⋅ (L ⋅ s)–1 é: 
a) 1,50 ⋅ 10–2
b) 7,5 ⋅ 10–3
c) 3,0 ⋅ 10–3
d) 3,0 ⋅ 10–4
e) 6,0 ⋅ 10–4
 11. (Uneb-BA) A amônia é produzida industrialmente a partir 
do gás nitrogênio (N
2
) e do gás hidrogênio (H
2
), segundo 
a equação:
N
2(g)
 + 3H
2(g)
 x 2NH
3(g)
(Dado: massa molar do H
2
 = 2,0 g ⋅ mol–1)
Numa determinada experiência, a velocidade média de 
consumo de gás hidrogênio foi de 120 gramas por minuto. 
A velocidade de formação do gás amônia, nessa expe-
riência, em mols por minuto será de: 
a) 10 b) 20 c) 40 d) 50 e) 60
 12. +Enem [H20] Uma reação química genérica é esquema-
tizada de acordo com a equação:
A w B
A tabela mostra a variação da concentração do reagente A 
em função do tempo.
[A] (mol/L) 6,0 4,5 3,5 2,5 1,5
Tempo (s) 0 3 5 15 35
Analisando-se a tabela, percebe-se que:
a) a reação tem velocidade constante.
b) no instante t = 3 s, a concentração de B é igual a 4,5 mol/L.
c) a reação tem velocidade que decresce ao longo do tempo.
d) no intervalo de 0 a 15 s, a velocidade dareação é igual 
a 0,5 mol/L ⋅ s.
e) a reação deve ser endotérmica.
 13. (Ufpel-RS) A reação de combustão do etanol está repre-
sentada pela equação a seguir.
C
2
H
6
O
(g)
 + 3O
2(g)
 w 2CO
2(g)
 + 3H
2
O
(,)
 ∆H = –1 365,48 kJ
Considerando que a reação ocorre em uma única etapa, 
o gráfico que representa corretamente essa reação é o:
a) Energia
Caminho da rea•‹o
b) Energia
Caminho da rea•‹o
c) Energia
Caminho da rea•‹o
d) Energia
Caminho da rea•‹o
e) Energia
Caminho da rea•‹o
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57
Q
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ÍM
IC
A
 14. (Cefet-MG) O dicromato de amônio, (NH
4
)
2
Cr
2
O
7
, é um só-
lido alaranjado, usado em experimentos que simulam um 
pequeno vulcão devido a seu comportamento pirotécnico. 
Para iniciar a reação de combustão, necessita-se de um 
aquecimento. Entretanto, a reação prossegue espontanea-
mente com liberação de luz e calor, mesmo após a retirada 
do aquecimento inicial. Considerando essas informações, a 
reação é e a energia é a (à) energia 
fornecida pelo aquecimento.
Os termos que completam corretamente as lacunas são:
a) exotérmica – liberada – igual
b) exotérmica – de ativação – maior que
c) endotérmica – liberada – proporcional
d) exotérmica – de ativação – menor que
e) endotérmica – de ativação – menor que
 15. (Vunesp) O diagrama refere-se à reação representada pela 
equação:
N
2
 + 2O
2
 w 2NO
2
realizada em condição de pressão e temperatura constantes.
A
B
C
N
2
 + 2O
2
2NO
2
Energia
Caminho da rea•‹o
Com relação a essa reação, pode-se afi rmar que:
a) um catalisador tornaria a reação direta mais espontâ-
nea, aumentando o valor da entalpia de reação.
b) em presença de um catalisador, a entalpia do comple-
xo ativado seria representada por um ponto D, que no 
diagrama estaria entre os pontos A e B.
c) a entalpia do complexo ativado, representada pelo 
ponto A, corresponde também à energia de ativação 
da reação direta.
d) a reação direta é exotérmica, e o módulo de sua ental-
pia é dado por A – B.
e) a reação inversa é endotérmica, e o módulo de sua 
entalpia é dado por A – C.
 16. (UEL-PR) Analise o gráfi co abaixo da reação entre SO
2(g)
 e 
O
2(g)
, dando SO
3(g)
.
R
e
p
ro
d
u
•
‹
o
/U
E
L
.
Considerando apenas as informações dadas, pode-se afi r-
mar que essa reação: 
 I. é endotérmica. 
 II. tem energia de ativação dada por z – y. 
 III. ocorre com liberação de energia. 
Dessas afi rmações, somente:
a) I é correta.
b) II é correta.
c) III é correta.
d) I e II são corretas.
e) II e III são corretas.
 17. (UFMG) Um palito de fósforo não se acende, espontanea-
mente, 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. Conside-
rando-se essas observações, é correto afi rmar 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.
 18. (UFPR) Uma reação química pode ocorrer no sentido 
R w P ou P w R. O gráfi co de variação de entalpia é:
R
A
BP
Coordenada da reação
Energia
Assinale as corretas:
(01) A transformação R w P é exotérmica com ∆H = –B.
(02) A reação P w R tem maior energia de ativação que R w P.
(04) A reação P w R é endotérmica com ∆H = B.
(08) A energia liberada R w P é A + B.
(16) A energia de ativação de P w R é A + B.
(32) R w P é mais lenta que P w R.
Dê a soma dos números dos itens corretos.
 19. (UPE) Analise as informações contidas no seguinte gráfi co:
∆E
a
 
0
Caminho da reação
E
n
e
rg
ia
 d
e
 a
ti
va
çã
o
Produtos
Reagentes
E
a
 (direta)
Reação 1
E
a
 (inversa)
Reação 1
E
a
 (inversa)
Reação 2
E
a
 (direta)
Reação 2
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58 CAPÍTULO 3
Assinale a alternativa que expressa o processo evidencia-
do nesse gráfico.
a) Modificações nos rendimentos de uma reação.
b) Variações endotérmicas de um mesmo tipo de reação.
c) Influência da presença de um catalisador no andamen-
to de uma reação.
d) Efeitos das concentrações dos reagentes sobre a velo-
cidade de uma reação.
e) Dependência da concentração de reagentes sobre o 
rendimento de uma reação.
 20. (PUCC-SP) O uso de conversores catalíticos em veículos au-
tomotores a gasolina leva à diminuição da emissão de po-
luentes como monóxido de carbono, óxidos de nitrogênio 
e hidrocarbonetos, pois estes são convertidos em dióxido 
de carbono, água e nitrogênio. Logo, tais conversores:
 I. contribuem para evitar o aumento dos índices de po-
luição nos grandes centros urbanos, principalmente 
nos “horários de pico”;
 II. auxiliam na diminuição do efeito estufa;
 III. permitem grande economia de petróleo.
Dessas afirmações:
a) somente I é correta. d) somente I e II são corretas.
b) somente II é correta. e) I, II e III são corretas.
c) somente III é correta.
 21. (UFSM-RS) Para que ocorra uma reação química, é necessário 
que os reagentes entrem em contato, através de colisões, o que 
se chama teoria das colisões. Essa teoria baseia-se em que:
 I. todas as colisões entre os reagentes são efetivas (ou 
favoráveis). 
 II. a velocidade da reação é diretamente proporcional ao 
número de colisões efetivas (ou favoráveis).
 III. existem colisões que não são favoráveis à formação do 
produto. 
 IV. maior será a velocidade de reação, quanto maior for a 
energia de ativação. 
Estão corretas:
a) apenas I, II e III. d) apenas I, II e IV.
b) apenas II e III. e) apenas III e IV.
c) apenas I e IV. 
 22. (Vunesp) A queima de um combustível como a gasolina, 
ou seja, sua reação com o oxigênio, é bastante exotér-
mica e, do ponto de vista termodinâmico, é espontânea. 
 Vá em frente 
Acesse
<www.youtube.com/watch?v=bOLMdFhlv4c>. Acesso em: 20 jan. 2018.
Neste vídeo você poderá ver a importância dos catalisadores para o melhoramento do bio-óleo e a aceleração dos processos 
químicos.
Autoavaliação:
Vá até a página 87 e avalie seu desempenho neste capítulo.
Entretanto, essa reação inicia-se somente com a concor-
rência de um estímulo externo, como, por exemplo, uma 
faísca elétrica. Dizemos que o papel deste estímulo é:
a) favorecer a reação no sentido da formação de reagentes. 
b) deslocar o equilíbrio no sentido de formação de produtos. 
c) aumentar a velocidade da reação direta e diminuir a 
velocidade da reação inversa. 
d) fornecer a energia de ativação necessária para a rea-
ção ocorrer. 
e) remover o nitrogênio do ar, liberando o oxigênio para reagir.
 23. (Uninove-SP) Na limpeza de um sangramento, usando um 
algodão molhado com água oxigenada, observam-se, após 
alguns segundos, uma pequena efervescência e a forma-
ção de espuma. Efeito análogo se observa ao adicionar 
pequena quantidade de MnO
2
 à água oxigenada.
a) Explique, usando equações químicas completas, o que 
ocorre com a água oxigenada tanto na presença do 
sangue quanto na do MnO
2
.
b) Considere que, em lugar de água oxigenada, essas 
experiências sejam repetidas com água pesada, D
2
O. 
O que é que ocorre, em um tempo de observação 
igual ao anterior? 
 24. +Enem [H19] O gráfico a seguir representa uma reação de 
combustão de 1 mol de um alcano de cadeia intermediária, 
utilizado principalmente em processos de soldagem quando 
a temperatura da solda deve permanecer abaixo de 500 K.
40
35
E
n
e
rg
ia
 (
k
ca
l/
m
o
l)
Caminho da reação
30
25
20
15
10
5
O gráfico de energia em função do caminho da reação per-
mite calcular que a energia de ativação para a reação de 
1 mol desse hidrocarboneto é de, aproximadamente:
a) 5 kcal 
b) 15 kcal 
c) 20 kcal 
d) 25 kcal 
e) 40 kcal
Et_EM_2_Cad6_QUI_c03_40a58.indd 58 5/17/18 4:17 PM
 ► Descreverquais são e como 
funcionam os fatores que 
podem alterar a rapidez dos 
processos químicos e aplicá-
-los em diferentes situações- 
-problema.
Principais conceitos 
que você vai aprender:
 ► Infl uência da superfície de 
contato
 ► Infl uência da temperatura
 ► Infl uência da concentração
 ► Lei de Guldberg-Waage
 ► Confi ra no infográfi co 
do capítulo a camada de 
ozônio, sua formação e os 
riscos envolvidos em sua 
deterioração.
59
4
CINÉTICA QUÍMICA II
OBJETIVOS
DO CAPÍTULO
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Rea•›es verdes 
Em um planeta cada vez mais necessitado de cuidados ambientais, a indústria química pas-
sa pelo desafi o de encontrar substitutos para os derivados de petróleo. 
Essa matéria-prima, segundo estudo da petrolífera britânica BP, conforme dados de 2016, 
tem reservas mundiais para mais 50,6 anos. Além de fatores econômicos, como a variação dos 
preços do petróleo, existem também restrições ambientais ao uso de produtos de origem pe-
trolífera em função do aquecimento global, da destruição da camada de ozônio e da poluição. 
O caminho para encontrar substitutos leva o nome de Química verde, que busca produtos 
análogos que substituam os compostos petroquímicos ou novas substâncias para uso da in-
dústria e para o consumo. [...]
Um dos exemplos de uso de biomassa, que pode ajudar a mudar os parâmetros da indústria 
química, é o da empresa Elevance, dos Estados Unidos, que utiliza desde 2007 um processo 
para quebrar as moléculas de óleos vegetais e produzir matéria-prima para detergentes, ce-
ras, solventes e óleos para cosméticos. A empresa emprega um processo de catálise (para 
realizar as reações químicas) chamado metátese de olefi nas, que substitui alguns derivados 
petrolíferos, usa menos energia, produz menos resíduos e reduz as emissões de gases nocivos 
que contribuem para o efeito estufa. [...]
O prêmio anual de Química verde concedido pela EPA revelou em 2016 outra empresa que 
desenvolveu uma solução com microrganismos para substituir insumos derivados do petró-
leo. A norte-americana Verdezyne desenvolveu uma plataforma de fermentação de leveduras 
Candida sp. para produção do ácido dodecanodioico (DDDA), usado na fabricação de um 
tipo de o de náilon utilizado em plásticos de alta resistência a produtos químicos e, ainda, em 
adesivos, revestimentos e lubrifi cantes. [...]
Disponível em: <http://revistapesquisa.fapesp.br/wp-content/uploads/2017/10/072-075_quimica-
verde_260.pdf>. Acesso em: 19 dez. 2018.
• As pesquisas citadas precisam, além de substâncias viáveis para a substituição de 
componentes do petróleo, de métodos de produção viáveis e de baixo custo – econo-
micamente viáveis – ambientalmente seguros. Além do uso de catalisadores, que ou-
tros fatores contribuiriam para aumentar o método da produção dessas substâncias?
 a
n
g
e
lo
 g
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60 CAPÍTULO 4
O que altera a rapidez de uma reação?
Podemos pensar rapidamente em algumas questões corriqueiras em que há reações 
químicas envolvidas, como o fato de a palha de aço usada para a limpeza doméstica ser 
facilmente infl amável e uma barra de aço não, ou a necessidade de guardarmos os medi-
camentos em local fresco e sem luz, ou o leite, uma vez aberta a embalagem, estragar mais 
rápido fora da geladeira.
As respostas para essas questões vêm por experiência adquirida e também de mui-
ta pesquisa. Sabe-se, por exemplo, muitas vezes instintivamente, que há necessidade de 
interferirmos na velocidade das transformações, como o simples fato de armazenarmos 
alimentos em locais frescos para diminuir a velocidade de sua deterioração.
Com a sistematização do conhecimento e as descobertas da estrutura da matéria, foi 
possível perceber que a rapidez das reações estava relacionada com a frequência de cho-
ques das partículas que formam as substâncias. No capítulo anterior, estudamos a teoria 
das colisões e é ela que usaremos para justifi car certas observações feitas no cotidiano.
Existem alguns fatores que aceleram ou retardam uma reação química. Vejamos os 
principais deles.
Superfície de contato
Primeiramente, vamos saber por que a palha de aço queima facilmente enquanto uma 
barra de aço não apresenta essa facilidade de se infl amar.
Sabemos que o ferro não é um bom combustível, mas na palha ele reage com o oxigê-
nio, produzindo luz e calor (chama). E por que isso não ocorre com a barra ou até mesmo 
com um arame ou um prego? Acontece que a palhinha é formada por vários fi os de aço ex-
tremamente fi nos, que possibilitam maior contato do ferro como oxigênio e, consequen-
temente, maior número de colisões efetivas. Quanto maior a frequência de colisões efe-
tivas (quantidade de colisões por unidade de tempo decorrido), mais veloz será a reação.
É possível comprovar isso com uma experiência bem simples: pegue dois copos com o 
mesmo volume de água (à mesma temperatura) e coloque um comprimido efervescente 
inteiro em um dos copos e, no outro, adicione outro desses comprimidos, estando este 
previamente quebrado. Você deverá perceber nitidamente que, no copo em que foi colo-
cado o comprimido quebrado, a rapidez de produção de gás (evidenciada pela efervescên-
cia) é bem maior, porque este tem maior superfície de contato com a água. 1
Atenção
1 Quanto maior a superfície 
de contato, maior o número de 
colisões e maior a rapidez da 
reação.
Ferro na forma de palha se infl ama 
rapidamente, diferentemente 
da barra, que não tem a mesma 
facilidade.
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O comprimido efervescente inteiro apresenta 
menor superfície de contato com a água. 
Apenas as partículas presentes na superfície 
do comprimido entram em contato com as 
moléculas de água.
O comprimido fi namente dividido apresenta 
maior superfície de contato e reage mais 
rapidamente. Conforme o comprimido vai 
sendo quebrado, partículas anteriormente 
internas fi cam expostas ao contato com a água.
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61
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Temperatura
Há séculos o ser humano sabe que o aumento da temperatura torna mais rápida uma 
reação, pois facilmente se percebeu que, em períodos de calor intenso, os alimentos es-
tragavam mais depressa que em épocas de frio e que o calor produzido pela queima da 
madeira possibilitava o cozimento dos alimentos e podia ser usado em processos meta-
lúrgicos.
No fi m do século XIX, com o conhecimento mais organizado e desenvolvido, o cientis-
ta Van’t Hoff verifi cou que, em determinadas reações, elevando-se em 10 °C a temperatura 
de algumas reações, elas aproximadamente dobravam de velocidade. 1
A velocidade das reações aumenta com o aumento da temperatura porque esta é a me-
dida do grau de agitação das partículas. Lembre-se de que a teoria das colisões afi rma que 
a velocidade das reações está relacionada com a frequência de choques dessas partículas.
Numa “amostra” de moléculas, nem todas estão com a mesma agitação, isto é, elas 
têm energias cinéticas diferentes. Estudos estatísticos mostram que a maioria das molé-
culas apresenta uma energia cinética média e que o número de moléculas que se afastam 
desse valor, tanto para mais como para menos, vai diminuindo. Nesse caso, já existem mo-
léculas com energia igual à energia de ativação – portanto, prontas para reagir. 
Observe o gráfi co a seguir.
Energia
cinética
média
Energia
de
ativação
Estas moléculas
já têm energia
maior que a de
ativação
Energia
Número de moléculas
Com a elevação da temperatura, a quantidade de moléculas é a mesma, mas há aumen-
to na agitação, levando a um acréscimo no valor da energia cinética de todas as moléculas.
No gráfi co apresentado, a curva teria um deslocamento para a direita, como será de-
monstrado em outrográfi co a seguir.
Energia
de ativação
T
2
 > T
1
T
1
T
2
Energia
Número de moléculas
Observe que a área sob o gráfi co (da temperatura T
2
) que está acima da energia de 
ativação é bem maior agora, o que signifi ca que mais moléculas atingiram a energia 
de ativação, portanto haverá frequência maior de choques efetivos. O resultado será uma 
reação mais rápida.
Veja o raciocínio a seguir.
Maior a rapidez
da reação
Maior a
frequência de
choques efetivos
Maior a agitação
das partículas
Maior a
temperatura
Atenção
1 Segundo Van’t Hoff, a cada 
aumento de 10 °C a velocidade 
da reação será dobrada em 
reações específi cas. Por esse 
motivo, esse cálculo só será 
válido se tal condição estiver 
descrita no texto em questão.
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62 CAPÍTULO 4
Desenvolva
 H17 Relacionar informações apresentadas em diferentes formas de linguagem e representação usadas nas ciências físicas, químicas 
ou biológicas, como texto discursivo, gráfi cos, tabelas, relações matemáticas ou linguagem simbólica.
(Fuvest-SP) A vitamina C, presente em sucos de frutas como a manga, pode sofrer processos de degradação em certas con-
dições. Um pesquisador fez um estudo sobre a degradação da vitamina C contida em sucos de manga comerciais, determi-
nando a variação da concentração dessa vitamina com o tempo, em diferentes temperaturas. O gráfi co a seguir representa 
os dados de degradação da vitamina C em três diferentes temperaturas, 25 °C, 35 °C e 45 °C, estando identifi cada a curva 
referente ao experimento realizado a 35 °C.
a) No estudo a 35 °C, a velocidade média de degradação da vitamina C é a mesma nos intervalos de tempo correspondentes 
aos 30 primeiros dias e aos 30 últimos dias do estudo? Explique apresentando cálculos das velocidades (em mg ⋅ L–1 ⋅ dia–1) 
para esses dois intervalos de tempo.
=
∆
∆
v
C
t
⋅60 mg L
30 dias
–1L–1–1–1L
=
∆
∆
v
C
t
⋅30 mg L
30 dias
–1L–1–1–1L
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A
C
A
O número de moléculas com determinada energia cinética varia com a temperatura, conforme está ilustrado na fi gura a 
seguir. Suponha que a fi gura se refi ra à energia das moléculas de vitamina C presentes no suco, cujo processo de degra-
dação está sendo estudado nas temperaturas de 35 oC e de 45 oC. Na fi gura, está representada, também, a energia de 
ativação desse processo de degradação.ativação desse processo de degradação.
b) Identifi que, no primeiro gráfi co, qual das curvas representa os dados da variação da concentração de vitamina C com o 
tempo, a 45 °C. Justifi que sua escolha, utilizando a fi gura acima para fundamentar sua explicação.
 
R
e
p
ro
d
u
ç
ã
o
/F
U
V
E
S
T,
 2
0
1
6
.
Et_EM_2_Cad6_QUI_c04_59a88.indd 63 5/17/18 4:17 PM
64 CAPÍTULO 4
Concentra•‹o dos reagentes
Se a concentração aumenta, a quantidade de moléculas por unidade de volume é 
maior, assim como o número de choques. Se o número de choques aumenta, a possibilidade 
de choques efetivos também aumenta e a reação fi ca mais rápida.
Onde haverá maior frequência de choques entre as pessoas: em uma piscina lotada ou em outra 
idêntica, mas com poucas pessoas?
A análise representada pela fi gura é apenas qualitativa. A análise quantitativa será 
vista mais adiante.
Maior rapidez
da reação
Maior número
de colisões
Maior
concentração
de reagentes
Decifrando o enunciado Lendo o enunciado
Fique atento ao contexto. No 
caso, ao contexto da preparação 
e da conservação de alimentos.
Tente descobrir o assunto a 
que se refere o exercício. Aqui, 
são fatores que infl uenciam 
a rapidez das transformações 
químicas.
Relembre a teoria relativa 
ao assunto. Os fatores mais 
importantes são: superfície 
de contato, temperatura, 
catalisadores e concentração.
(Enem) Alguns fatores podem alterar a rapidez das reações químicas. A seguir, desta-
cam-se três exemplos no contexto da preparação e da conservação de alimentos:
1. A maioria dos produtos alimentícios se conserva por muito mais tempo quando subme-
tidos à refrigeração. Esse procedimento diminui a rapidez das reações que contribuem 
para a degradação de certos alimentos.
2. Um procedimento muito comum utilizado em práticas de culinária é o corte dos ali-
mentos para acelerar o seu cozimento, caso não se tenha uma panela de pressão.
3. Na preparação de iogurtes, adicionam-se ao leite bactérias produtoras de enzimas que 
aceleram as reações envolvendo açúcares e proteínas lácteas.
Com base no texto, quais são os fatores que infl uenciam a rapidez das transforma-
ções químicas relacionadas aos exemplos 1, 2 e 3, respectivamente? 
a) Temperatura, superfície de contato e concentração.
b) Concentração, superfície de contato e catalisadores.
c) Temperatura, superfície de contato e catalisadores.
d) Superfície de contato, temperatura e concentração.
e) Temperatura, concentração e catalisadores.
Resolução
Resposta: C
A associação correta entre os fatores que aceleram a rapidez das reações químicas e a 
preparação de alimentos será:
1. O abaixamento da temperatura aumenta o tempo de conservação dos alimentos
2. O corte dos alimentos aumenta a superfície de contato, acelerando o cozimento dos 
alimentos
3. As enzimas atuam como catalisadores na preparação de alguns alimentos, como os 
iogurtes.
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65
QU
ÍM
IC
A
Contextualize
Batatas e a Cinética química
Vamos discutir dois fatores que infl uem na rapidez das reações por meio de experimentos com batatas (Solanum tuberosum L.) em 
diferentes condições experimentais.
1o experimento
Material
300 mL de água em temperatura ambiente (. 25 °C)
Uma batata-inglesa lavada
Uma faca
Um copo transparente de vidro ou plástico de 500 mL
Procedimento
Colocar no copo 300 mL de água à temperatura ambiente. Descasque a batata e divida-a em quatro pedaços. Adicione um dos 
pedaços à água do copo e mantenha um segundo pedaço exposto ao ar. Acompanhe a coloração da batata por 40 minutos nas 
duas situações.
 1. Em qual dos casos, na batata exposta ao ar ou na água, a evolução da coloração ocorreu com maior rapidez?
 2. Existe alguma causa que justifi que a diferença na rapidez das reações?
 3. A banana e a maçã se escurecem quando pedaços são expostos ao ar. Qual é a razão desse fenômeno?
 4. Por que razão alguns alimentos, após serem descascados, como o aipim (mandioca), devem ser mantidos em água?
2o experimento
Material
Uma batata-inglesa
Sistema para aquecimento de água 
(fogão a gás ou resistência elétrica)
Recipiente de metal para aquecimento 
de água (panela ou leiteira)
200 mL de água
Xícara de vidro
Prato de vidro
Freezer
Procedimento
Aqueça 250 mL de água até a ebulição. Enquanto esta é aquecida, corte uma batata descascada em três pedaços. Em um prato, 
deixe um dos pedaços à temperatura ambiente; leve o segundo ao freezer, mantendo-o por 5 a 10 minutos; e coloque o terceiro na 
água fervente e deixe-o por 5 a 10 minutos. Em seguida, cesse o aquecimento e, com o auxílio de um garfo, retire o tubérculo e o 
exponha sobre o prato junto com aquele exposto à temperatura do laboratório. Repita o procedimento com o tubérculo exposto 
ao freezer. Aguarde cerca de 30 minutos para tirar suas observações acerca da coloração dos pedaços de batata.
 1. Em qual dos experimentos a reação ocorreu com maior velocidade?
 2. Existe alguma causa que justifi que a diferença nas velocidades de reação?
ATIVIDADES experimentais simples para o entendimento de conceitos. Química Nova na Escola, v. 35, n. 1, p. 27-33, fev. 2013. 
Atividades
 1. (UFVJM-MG) Várias transformações químicas podem 
ocorrer nos alimentos, comprometendo a qualidade de-
les. Entretanto, existem muitos recursos disponíveis que 
diminuem a velocidade destas transformações. O uso da 
geladeira é comum na conservação dos alimentos, devido 
ao fator:
a) catalisador.b) temperatura.
c) superfície de contato.
d) concentração dos reagentes.
 2. (Udesc) Se um comprimido efervescente que contem ácido 
cítrico e carbonato de sódio for colocado em um copo com 
água, e manteve-se o copo aberto, observa-se a dissolução 
do comprimido acompanhada pela liberação de um gás.
Assinale a alternativa correta sobre esse fenômeno.
a) A massa do sistema se manterá inalterada durante a 
dissolução.
b) A velocidade de liberação das bolhas aumenta com a 
elevação da temperatura da água.
c) Se o comprimido for pulverizado, a velocidade de dis-
solução será mais lenta.
d) O gás liberado e o oxigênio molecular.
e) O fenômeno corresponde a um processo físico.
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66 CAPÍTULO 4
 3. (Vunesp) A fonte energética primária do corpo humano 
vem da reação entre a glicose (C
6
H
12
O
6
) em solução e o 
oxigênio gasoso transportado pelo sangue. São gerados 
dióxido de carbono gasoso e água líquida como produtos. 
Na temperatura normal do corpo (36,5 °C), a interrupção 
do fornecimento energético para certos órgãos não pode 
exceder 5 minutos. Em algumas cirurgias, para evitar le-
sões irreversíveis nestes órgãos, decorrentes da redução 
da oxigenação, o paciente tem sua temperatura corporal 
reduzida para 25 °C, e só então a circulação sanguínea é 
interrompida. 
a) Escreva a equação química balanceada que representa 
a reação entre a glicose e o oxigênio.
b) Explique por que o abaixamento da temperatura do 
corpo do paciente impede a ocorrência de lesões du-
rante a interrupção da circulação.
 4. (Fuvest-SP) Para remover uma mancha de um prato de 
porcelana, fez-se o seguinte: cobriu-se a mancha com 
meio copo de água fria, adicionaram-se algumas gotas 
de vinagre e deixou-se por uma noite. No dia seguinte, a 
mancha havia clareado levemente. Usando apenas água 
e vinagre, sugira duas alterações no procedimento, de tal 
modo que a remoção da mancha possa ocorrer em menor 
tempo. Justifique cada uma das alterações propostas.
 5. (UnB-DF) Assinale verdadeiro (V) ou falso (F). 
(1) O catalisador afeta a velocidade de uma reação, por-
que aumenta a energia de ativação da reação.
(2) A temperatura afeta a velocidade de uma reação, por-
que muda a energia de ativação da reação. 
(3) A área de contato dos reagentes afeta a velocidade 
da reação, porque há alteração no número de colisões 
efetivas. 
(4) Uma reação ocorre quando há colisão efetiva entre as 
moléculas reagentes numa orientação apropriada.
 6. (Vunesp) Explique, cientificamente, as seguintes observa-
ções experimentais: 
a) Uma barra de ferro aquecida em uma chama branda 
não altera muito seu aspecto visual. Contudo, se sobre 
esta mesma chama se atira limalha de ferro, verifica-se 
que as partículas da limalha se tornam incandescentes.
b) A adição de níquel metálico, finamente dividido, au-
menta a velocidade da reação entre C
2
H
4(g)
 e H
2(g)
 para 
produzir C
2
H
6(g)
.
 7. (Fuvest-SP, adaptada) 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 mostra o tipo de ferro usado em cada experi-
mento, a temperatura e o volume da solução de ácido 
sulfúrico usado. O gráfico mostra os resultados.
Experimento Material
Temperatura 
(oC)
Volume da 
solução 
de H
2
SO
4
 
(em mL)
A Pregos 60 50
B Limalha 60 50
C Limalha 60 80
D Limalha 40 80
1
3
4
2
Tempo
Volume de hidrog•nio
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67
QU
ÍM
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A
 I. As curvas de 1 a 4 correspondem, respectivamente, 
aos experimentos:
1 2 3 4
a) D C A B
b) D C B A
c) B A C D
d) C D A B
e) C D B A
 II. Justifi que sua escolha.
 8. +Enem [H19] A imagem representa duas maneiras di-
ferentes de dispor madeira para a construção de uma 
fogueira com o objetivo de cozinhar alimentos:
1 2
A rapidez com que a madeira vai queimar é distinta em 
cada um dos casos, já que na disposição de número:
a) 1 a quantidade de madeira é maior, e a queima ocor-
rerá mais rapidamente nesse caso.
b) 2 a quantidade de madeira é maior, e a queima ocor-
rerá mais rapidamente nesse caso.
c) 1 a superfície de contato da madeira com o ar é maior, 
e a queima ocorrerá mais rapidamente nesse caso.
d) 2 a superfície de contato da madeira com o ar é maior, 
e a queima ocorrerá mais rapidamente nesse caso.
e) 1 a madeira tem maior contato com o solo, e a queima 
ocorrerá mais rapidamente nesse caso.
Complementares Tarefa proposta 1 a 12
 9. (PUC-RS) Para responder a esta questão, relacione os fe-
nômenos descritos na coluna I com os fatores que infl uen-
ciam na velocidade deles, mencionados na coluna II.
Coluna I
1. Queimadas alastrando-se rapidamente quando está 
ventando.
2. Conservação dos alimentos no refrigerador.
3. Efervescência da água oxigenada na higiene de feri-
mentos.
4. Lascas de madeira queimando mais rapidamente que 
uma tora de madeira.
Coluna II
A. Superfície de contato
B. Catalisador
C. Concentração
D. Temperatura
Associe corretamente as duas colunas.
 10. (Faap-SP) “Ao fazer pão caseiro deixa-se a massa ‘descan-
sar’ a fi m de que o fermento atue. Algumas cozinheiras 
costumam colocar uma pequena bola de massa dentro 
de um copo com água. Após algum tempo, a bolinha, 
inicialmente no fundo do copo, passa a fl utuar na água. 
Isso indica que a massa está pronta para ir ao forno.”
Com base no texto, podemos afi rmar que: 
 I. a densidade inicial da bolinha é maior que a da água. 
 II. a atuação do fermento faz a bolinha fl utuar porque 
a fermentação libera gás dentro da massa. Isso faz a 
bolinha aumentar de volume até fi car menos densa 
que a água e subir. 
 III. em dias frios a bolinha leva mais tempo para subir, por-
que a fermentação, como toda reação química, tem sua 
velocidade reduzida com a diminuição da temperatura. 
Dessas afi rmações: 
a) somente a afi rmativa I é correta. 
b) somente a afi rmativa II é correta. 
c) somente a afi rmativa III é correta. 
d) somente as afi rmativas I e II são corretas. 
e) as afi rmativas I, II e III são corretas.
 11. (Univaço-MG, adaptada) O ácido fórmico (HCOOH) decom-
põe-se na fase gasosa a temperaturas elevadas como a seguir:
HCOOH
(g)
 w CO
2(g)
 + H
2(g)
Um gráfi co da pressão parcial de HCOOH versus tempo 
para decomposição a uma determinada temperatura é 
mostrado na curva pontilhada. Quando uma pequena 
quantidade de ZnO sólido é adicionada a câmara de rea-
ção, a pressão parcial do ácido versus tempo varia como 
mostrado pela curva em linha contínua.
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68 CAPÍTULO 4
Curiosidade
1 Peter Waage nasceu em 
Flekkefjord, Noruega, em 9 de 
junho de 1833, e morreu em 
Oslo, Noruega, em 13 de janeiro 
de 1900. Formou-se em Química 
em 1859 e tornou-se professor 
na Royal Frederick University. 
Cato Maximilian Guldberg 
nasceu em Oslo, Noruega, 
em 11 de agosto de 1836, e 
morreu na mesma cidade de 
seu nascimento, em 14 de 
janeiro de 1902. Formou-se em 
Matemática. Juntos, Waage e 
Guldberg, que eram cunhados, 
enunciaram a lei da ação das 
massas em 1864.
 II. Quando a reação se completa, consequentemente, a 
pressão será duas vezes a pressão inicial.
 III. A energia de ativação do sistema com o óxido de zin-
co será mais elevada do que o sistema sem o ZnO.
A partir dessa análise, conclui-se que está(ao) correta(s):
a) I e III, apenas.
b) I e II, apenas.
c) II e III, apenas.
d) I, apenas.
 12. (UFMT) Nas madeireiras, o pó de madeira (serragem) pode 
ser queimado por uma faísca ou chama e produzir incên-
dios de proporções incalculáveis.
a) Quais os fatores que têm infl uência na velocidade da 
reação que justifi cam a afi rmação acima? 
b) Justifique sua resposta.
300
225
150
75
0 500 1.000 1.500
Tempo (s)
P
re
ss
‹
o
, 
H
C
O
O
H
 (
to
rr
)
Analise as afi rmativas concernentes ao processo de de-
composição do ácido fórmico citado.
 I. A reação prossegue mais rapidamente na presença 
de ZnO sólido. Assim a superfície do óxido atua 
como um catalisador.
Lei da velocidade
É possível estabelecer uma relação matemática entre a velocidade de uma reação e a 
concentração de reagentes que somente pode ser obtida experimentalmente. Esse estu-
do foi feito, pela primeira vez, por E. M. Guldberg e P. Waage, que, ao estudarem a cinética 
de reações químicas, enunciaram a lei da ação das massas ou lei de Guldberg-Waage: para 
uma mesma temperatura, a velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao pro-
duto das concentrações, em quantidade de matéria, dos reagentes, quando estes estão 
elevados a expoentes que são determinados experimentalmente. 1
Esses experimentos são relativamente simples: enquanto a temperatura é mantida cons-
tante, repete-se algumas vezes a reação, alterando-se a concentração inicial dos reagentes e, 
em cada caso, determina-se a velocidade correspondente. 
Se a reação tem mais de um reagente, para uma análise mais apurada da infl uência de um 
deles, mantém-se constante a concentração dos demais, variando-se apenas a do reagente 
que está sendo analisado. Em seguida, emprega-se esse mesmo sistema para os outros parti-
cipantes. Vamos ver os exemplos a seguir.
1. Um estudo, feito em laboratório, do comportamento cinético da reação entre NO e O
3
, 
a 25 °C, representada pela equação NO + O
3
 wNO
2
 + O
2
, que contribui para a diminuição da 
camada de ozônio da atmosfera, permitiu que se obtivessem os dados da tabela a seguir.
Experiência [NO] (mol ⋅ L21) [O
3
] (mol ⋅ L21) Velocidade (mol ⋅ L21 ⋅ s21)
1 1,00 ⋅ 10–6 3,00 ⋅ 10–6 0,66 ⋅ 10–4
2 1,00 ⋅ 10–6 6,00 ⋅ 10–6 1,32 ⋅ 10–4
3 1,00 ⋅ 10–6 9,00 ⋅ 10–6 1,98 ⋅ 10–4
4 2,00 ⋅ 10–6 9,00 ⋅ 10–6 3,96 ⋅ 10–4
5 3,00 ⋅ 10–6 9,00 ⋅ 10–6 5,94 ⋅ 10–4
Analisando as experiências 1 e 2, verifi camos que, se a concentração do NO permanece 
constante e a concentração de O
3
 dobra, a velocidade também dobra.
Conclui-se, então, que a velocidade dessa reação é diretamente proporcional à con-
centração de O
3
. Matematicamente, temos: 
v = k
1
 ⋅ [O
3
]
em que k
1 
é uma constante de proporcionalidade.
Agora, vamos fazer o mesmo tipo de análise para o NO. Escolhendo os dados conve-
nientemente, verifi camos que, nas experiências 3 e 5, se a [O
3
] permanece constante e a 
[NO] triplica, a velocidade também triplica.
Portanto, a velocidade da reação também é diretamente proporcional à concentração 
de NO. A expressão matemática fi ca:
v = k
2
 ⋅ [NO]
em que k
2
 é uma constante de proporcionalidade.
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69
Q
U
ÍM
IC
A
Concluindo, se a velocidade é diretamente proporcional às concentrações de NO e O
3
, 
também será proporcional ao produto delas, o que nos leva à expressão fi nal:
v = k ⋅ [NO] ⋅ [O
3
]
A constante de velocidade k é uma característica da própria reação e varia com a 
temperatura. 1
Esta expressão representa a lei da velocidade para a reação:
NO + O
3
 w NO
2
 + O
2
Para determinar o valor da constante de velocidade (k) dessa reação, basta considerar 
os dados de qualquer uma das experiências. Escolhendo-se a experiência 1, veja como fi ca:
v = k ⋅ [NO] ⋅ [O
3
]
0,66 ⋅ 10–4 = k ⋅ 1,00 ⋅ 10–6 ⋅ 3,00 ⋅ 10–6 s k = 
0,66 10
3,00 10
–4
–12
⋅
⋅
 s k = 0,22 ⋅ 108 ou k = 2,2 ⋅ 107 L ⋅ mol–1 ⋅ s–1
Veja a dedução para outra reação química.
2. A tabela a seguir refere-se à reação re-
presentada pela equação 2NO + Cl
2
 w 2NOCl e 
realizada à temperatura constante.
Seguindo o mesmo raciocínio usado para 
a reação anterior, temos a seguinte análise da 
tabela: com a concentração de NO constante e 
a concentração de Cl
2
 duplicada (experiências 
1 e 2), a velocidade da reação duplica; portan-
to, ela é diretamente proporcional à concentração de Cl
2
. No entanto, se a concentração 
de Cl
2
 é fi xada e a de NO é duplicada (experiências 1 e 3), a velocidade quadruplica; portan-
to, a velocidade é proporcional ao quadrado da concentração de NO. Então, a expressão 
para a lei de velocidade dessa reação é: 
v = k ⋅ [NO]2 ⋅ [Cl
2
]
Ordem de rea•‹o
Analisando-se as três reações exemplifi cadas a seguir, pode-se concluir que a velocidade 
da reação é proporcional à concentração dos reagentes elevada a um expoente, que é 
determinado experimentalmente.
Vejamos:
NO + O
3
 w NO
2
 + O
2
 v = k ⋅ [NO] ⋅ [O
3
]
2NO + Cl
2
 w 2NOCl v = k ⋅ [NO]2 ⋅ [Cl
2
]
2H
2
 + 2NO w N
2
 + 2H
2
O v = k ⋅ [H
2
] ⋅ [NO]2
Para uma reação qualquer do tipo: 
aA + bB w produtos
a expressão da velocidade é a seguinte:
v = k ⋅ [A]x ⋅ [B]y
• x é a ordem de reação em relação a A;
• y é a ordem de reação em relação a B;
• (x + y) é a ordem global da reação. 1
Retomando os casos estudados e relacionando-os com a ordem de reação, temos:
v = k · [NO] · [O
3
] v = k · [NO]2 · [Cl
2
] v = k · [NO]2 · [H
2
]
Ordem de reação 1 
ou de 1a ordem em relação a NO
Ordem de reação 2 
ou de 2a ordem em relação a NO
Ordem de reação 2 
ou de 2a ordem em relação a NO
Ordem de reação 1 
ou de 1a ordem em relação a O
3
Ordem de reação 1 
ou de 1a ordem em relação a Cl
2
Ordem de reação 1 
ou de 1a ordem em relação a H
2
Ordem global de reação 2 
ou de 2a ordem
Ordem global de reação 3 
ou de 3a ordem
Ordem global de reação 3 
ou de 3a ordem
Observação
1 Substâncias que apresentam 
concentração constante, como 
sólidos ou líquidos puros, não 
aparecem na expressão da 
lei da rapidez, pois já estão 
inclusas na constante de 
proporcionalidade k.
Atenção
1 Ordem de reação indica 
a relação que existe entre a 
concentração de determinado 
componente e a velocidade da 
reação.
Experiência
[NO] 
(mol · L21)
[Cl
2
] 
(mol · L21)
Velocidade 
(mol · L21 · s21)
1 0,10 0,10 2,53 · 10–6
2 0,10 0,20 5,06 · 10–6
3 0,20 0,10 10,12 · 10–6
4 0,30 0,10 22,77 · 10–6
· 2
· 2
· 22
· 21
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70 CAPÍTULO 4
Atenção
1 Somente usaremos os 
coefi cientes estequiométricos 
como a ordem da reação, em 
relação a um componente, se 
na situação analisada houver 
a afi rmação de que se trata de 
uma reação elementar (ou seja, 
ocorre em uma única etapa).
Observação
1 Para reações químicas não 
elementares, não importa em 
quantas etapas elas ocorrem. 
Uma delas será mais lenta 
que as demais, logo a lei de 
rapidez da equação global será 
determinada a partir desta.
Se compararmos os coefi cientes de balanceamento dos reagentes nos dois primeiros 
casos com os expoentes que aparecem na expressão da lei da velocidade, verifi caremos que 
eles são iguais. Mas, no terceiro caso, não há essa coincidência. Estamos nos referindo a dois 
grupos distintos de reações quanto à dinâmica do processo, conforme veremos a seguir.
Reações elementares
São aquelas que se processam com uma única colisão entre as moléculas reagentes; 
dizemos que ocorrem em uma única etapa. Nesse caso, os coefi cientes estequiométricos 
dos reagentes são iguais aos expoentes da expressão da velocidade.
Para reações elementares do tipo aA + bB w produtos, a lei da velocidade fi ca: 
v = k ⋅ [A]a ⋅ [B]b 1
Reações não elementares
São aquelas que se desenvolvem em duas ou mais etapas, isto é, uma única colisão 
não é sufi ciente para formar os produtos. Nesse caso, a velocidade depende apenas de 
uma das etapas ou de todas elas?
Para responder a essa pergunta, considere a seguinte comparação: Um alpinista leva 
dois dias para chegar ao topo de uma alta montanha. Lá chegando, ele pula de paraque-
das e volta ao solo em dois minutos.
O tempo total de duração do processo de subida e descida é de dois dias e dois minutos, 
mas a etapa mais demorada – subida – foi determinante para a duração total do processo(subida ao topo e volta ao solo). Assim, se um processo acontece em várias etapas, a mais 
demorada delas (etapa lenta) é a determinante da velocidade do processo.
Nas reações não elementares, as etapas não têm a mesma velocidade, e a mais lenta é 
que vai determinar a velocidade da reação. O conjunto de etapas elementares que com-
põem uma reação química é chamado mecanismo de reação.
Vamos ao exemplo de uma reação não elementar. Uma das reações que podem ocor-
rer no ar poluído é a do ozônio com o dióxido de nitrogênio, representada pela equação:
2NO
2(g)
 + O
3(g)
 w N
2
O
5(g)
 + O
2(g)
Essa reação requer uma colisão simultânea de três moléculas. A probabilidade de isso 
acontecer é muito pequena. Reações que envolvem mais de duas moléculas ou íons ge-
ralmente ocorrem em duas etapas. Estudos mostram que o mecanismo dessa reação é:
1a etapa w NO
2(g) 
+ O
3(g)
 w NO
3(g)
 + O
2(g) 
Etapa lenta
2a etapa w NO
2(g)
 + NO
3(g)
 w N
2
O
5(g)
 
 
Etapa rápida
Portanto, a expressão da lei da velocidade para essa reação é construída de acordo 
coma primeira etapa: v = k ⋅ [NO
2
] ⋅ [O
3
]
e é uma reação de ordem 2 (ou seja, 1 + 1) ou de 2a ordem.
Repare como a montagem da expressão da lei da velocidade obedeceu aos coefi cien-
tes de balanceamento dos reagentes da etapa lenta. 1
Molecularidade
Costuma-se também caracterizar uma reação pelo que se chama de molecularidade. 
Não confundir com ordem de reação. Se a reação é elementar, a molecularidade é igual à 
ordem de reação, que é dada pela soma dos coefi cientes dos reagentes. Veja como fun-
ciona na reação elementar a seguir.
NO + O
3
 w NO
2
 + O
2
Reação de 2a ordem
Molecularidade = 2 ou bimolecular
Se a reação ocorre em várias etapas, a molecularidade é determinada a partir das eta-
pas elementares e a ordem de reação é dada pela etapa lenta.
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71
QU
ÍM
IC
A
Considere a reação representada pela equação: 4HBr + O
2
 w 2H
2
O + 2Br
2
O mecanismo dessa reação apresenta três etapas:
1a etapa w HBr + O
2
 w HOOBr Etapa lenta
2a etapa w HBr + HOOBr w 2HBrO Etapa rápida
3a etapa w 2HBrO + 2HBr w 2H
2
O + 2Br
2
 Etapa rápida
Velocidade Ordem Molecularidade
A expressão da lei da velocidade é dada pela 
etapa lenta: v = k ⋅ [HBr] · [O
2
]
A reação é de 2a ordem. A 1a etapa tem molecularidade igual a 2; a 2a etapa tem 
molecularidade igual a 2; a 3a etapa tem molecularidade igual a 4.
Interação
Em algumas situações, para a determinação dos expoentes na expressão da lei da velocidade de uma reação, será necessário o 
conhecimento básico da defi nição de logaritmo: ax = b s x = log
a 
b, em que a ≠ 1, a > 0 e b > 0.
Esse assunto é tratado em Matemática, caderno 3, capítulo 3. 
Será que frascos como este são 
apropriados para armazenar água 
oxigenada?
Infl uência da luz
A luz também pode infl uenciar a velocidade de uma reação. As reações que ocorrem 
na presença de luz são chamadas fotoquímicas. Muitos produtos são comercializados em 
embalagens escuras ou opacas, porque a luz muitas vezes provoca reações indesejadas 
ou acelera reações que alteram a constituição do produto. Em alguns casos, porém, a pre-
sença da luz para acelerar determinada reação é até desejável.
Veja dois exemplos.
• A luz intensifi ca a decomposição da água oxigenada: 2H
2
O
2
  →Luz 2H
2
O + O
2
Por isso, são utilizados frascos escuros ou opacos no armazenamento dessa substân-
cia. Por esse motivo, ao levar o frasco de água oxigenada para o banho de sol a fi m de 
clarear os pelos, lembre-se de deixar o frasco escuro – para evitar a entrada de luz – bem 
fechado, em local fresco, a fi m de diminuir a rapidez da decomposição da água oxigenada.
• Outra aplicação dos conhecimentos químicos na investigação policial é para a visualiza-
ção de impressões digitais. Ao manipularmos um objeto, sempre deixamos nele as impres-
sões digitais. Nessas impressões, encontramos algumas substâncias químicas, tais como o 
cloreto de sódio – um dos componentes do suor, sempre presente em alguma quantidade 
nos dedos. Assim, os detetives borrifam uma solução de nitrato de prata nos objetos ana-
lisados, formando um precipitado de cloreto de prata, que, exposto à luz solar, é decom-
posto em gás cloro e prata metálica (substância de cor acinzentada), sendo esta última a 
responsável pela “revelação” das linhas da impressão digital. 
2AgCl  →Luz 2Ag + Cl
2
Estado de agregação e natureza dos reagentes
Comparando-se os estados de agregação, as reações envolvendo substâncias gasosas deve-
rão ser mais rápidas que as reações entre sólidos, por exemplo. Isso porque as partículas no esta-
do gasoso estão em constante e intenso movimento, possibilitando maior número de colisões e, 
consequentemente, maior número de choques efetivos, aumentando a rapidez dessas reações.
Outro fator a se considerar é o número de ligações a serem rompidas. Moléculas muito 
grandes, com várias ligações, necessitam de mais energia, o que faz as reações que envol-
vem moléculas desse tipo serem mais lentas.
Outros fatores que podem infl uir na rapidez das 
reações químicas
Pressão: nesse caso, só será considerável em sistemas com substâncias na fase gaso-
sa. O aumento de pressão provoca aumento no número de colisões, portanto aumenta a 
rapidez da reação.
Eletricidade: há reações químicas que, quando colocadas em presença de corrente 
elétrica, ocorrem de forma imediata. É o caso da reação: 2H
2
O
(,)
 w 2H
2(g) 
+ O
2(g)
S
e
rg
io
 D
o
tt
a
 J
r.
/T
h
e
 N
e
x
t
Et_EM_2_Cad6_QUI_c04_59a88.indd 71 5/17/18 4:17 PM
INFO + ENEM
72 CAPÍTULO 4
S
ubstâncias fabricadas pelo ser humano estão destruindo a camada 
de ozônio que protege a Terra dos raios ultravioleta. Este fenômeno é 
evidenciado a cada ano nos polos (principalmente na Antártida) entre 
agosto e outubro. Por causa disso, a Terra recebe mais raios nocivos, o que 
talvez explique a aparição de certas doenças: aumento de casos de câncer de 
pele, danos na vista e enfraquecimento do sistema imunológico.
A camada de ozônio
Mesosfera
Estratosfera
Camada de ozônio
Troposfera
CAMADA DE OZÔNIO 
A Terra encontra-se rodeada, entre 20 e 30 km 
de altura, por uma camada de ozônio 
estratosférico de vital importância para a vida 
na superfície. Forma-se a partir do oxigênio 
molecular, mediante a absorção da luz ultravioleta 
do Sol. Essa reação é reversível, ou seja, o ozônio 
volta ao seu estado natural, o oxigênio. Esse 
oxigênio é transformado de novo em ozônio, 
originando um processo contínuo de formação 
e destruição de tais compostos.
A diminuição ou redução anormal 
que ocorre na camada de ozônio é 
popularmente denominada de buraco na 
camada de ozônio.
Os raios 
ultravioleta 
incidem sobre 
uma molécula 
de oxigênio.
1 2 3 5
4 6
A radiação ultravioleta 
incide sobre uma 
molécula de gás CFC.
Um átomo 
de cloro é 
liberado.
Esta molécula 
se parte e 
libera seus dois 
átomos.
Um dos átomos 
liberados se une a uma 
molécula de oxigênio.
Formam uma 
molécula de 
ozônio
Sobre a nova molécula 
de oxigênio o processo 
volta a se iniciar.
A molécula de 
ozônio absorve 
raios UV. Divide-se 
e forma uma 
molécula de oxigênio 
e um átomo livre.
COMO O OZÔNIO É FORMADO
COMO SE DETERIORA
QUANDO? QUEM? COMO?
Em 1974 descobriu-se que os clorofl uorcarbonos 
industriais (CFC) afetam a camada de ozônio. 
O mexicano Mario Molina e o estadunidense 
F. Sherwood Rowland são os cientistas que 
demonstraram que os CFC industriais são os 
gases que enfraquecem a camada ao destruírem 
as moléculas de ozônio.
Gases CFC
São uma família de 
gases com várias 
aplicações. São 
usados nos sistemas 
de refrigeração, nos 
equipamentos de ar 
condicionado e nos 
aerossóis.
2004
24 200 000 km2 2005
27 000 000 km2
1
2
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73
Acesse a questão Info + Enem e mais conteúdos do exame 
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©
S
ol 
9
0
 I
m
a
g
e
s
Este átomo 
se une a uma 
molécula 
de ozônio, 
destruindo-a 
e formando 
uma de 
monóxido de 
cloro e uma 
de oxigênio.
O monóxido 
de cloro se une 
a um átomo 
de oxigênio 
livre e libera 
o átomo de 
cloro.
Este, livre outra 
vez, ataca 
outra molécula 
de ozônio.
BURACO AUSTRAL
Assim chamado o afi namento da camada de 
ozônio sobre a zona antártica. Ali existe uma 
série de fenômenos que provocam a destruição 
do ozônio por causa da presença de radicais de 
cloro extremamente destrutivos.
2006
29 500 000 km2
2010
22 000 000 km2
km2 alcançou a área enfraquecida no 
ano 2000.
do câncer de pele é 
atribuído às radiações UV-B.
28 000 000
75% 
São os anos que os gases CFC vivem 
na atmosfera.
50 a 100 
RADIAÇÕES UV
A radiação ultravioleta (UV) é uma forma de energia radiante que 
provém do Sol. As diversas formas de radiação classifi cam-se segundo 
a longitude de onda, medida em nanômetro (nm), que equivale à 
bilionésima parte do metro. Quanto mais curta for a longitude de 
onda, maior energia terá a radiação.
UV-A
Estes raios penetram 
facilmente na 
camada de ozônio. 
Causadores 
de rugas e 
envelhecimento 
cutâneo.
UV-B
São absorvidos 
quase totalmente 
pela camada de 
ozônio. Prejudiciais, 
provocam diferentes 
tipos de câncer de 
pele.
UV-C
São os mais 
prejudiciais, porém 
são totalmente 
fi ltrados pela parte 
superior da camada 
de ozônio.
A camada de ozônio 
funciona como fi ltro 
natural ao absorver 
os raios UV.
PESSOAS
Câncer de pele. Danos à 
visão. Enfraquecimento 
do sistema imunológico. 
Queimaduras severas. 
Envelhecimento da pele.
PLANTAS
Destruição do 
fi toplâncton. Inibição 
do processo de 
fotossíntese. Alteração 
no crescimento. 
Redução no rendimento 
das colheitas.
ANIMAIS
Doenças no gado. 
Destruição de elos das 
cadeias alimentares. 
Aumento do câncer 
de pele.
3
4
5
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74 CAPÍTULO 4
Atividades
 16. (Unicentro-PR, adaptada) Uma reação química é uma trans-
formação da matéria na qual ocorrem mudanças qualita-
tivas na composição química de uma ou mais substâncias, 
resultando em um ou mais produtos. Cada reação química 
apresenta respectiva velocidade, sendo algumas mais lentas, 
outras mais rápidas. Entre os fatores que alteram a velocidade 
das reações químicas estão: temperatura, pressão, superfície 
de contato, concentração dos reagentes, entre outros.
Com isso, considere a reação não balanceada a seguir.
N
2(g)
 + H
2(g)
 w NH
3(g)
Quando duplicarmos, simultaneamente, as concentra-
ções de N
2(g)
 e H
2(g)
, a velocidade da reação, supondo que 
a reação seja elementar:
a) diminui quatro vezes. d) aumenta dezesseis vezes
b) aumenta quatro vezes. e) diminui oito vezes.
c) diminui dezesseis vezes.
17. (UFF-RJ) Considere a reação: M
(g)
 + N
(g)
 w O
(g)
Observa-se, experimentalmente, que, dobrando-se a concen-
tração de N, a velocidade de formação de O quadruplica e, 
dobrando-se a concentração de M, a velocidade da reação 
não é afetada. A equação da velocidade v dessa reação é:
a) v = k ⋅ [M]2
b) v = k ⋅ [N]2
c) v = k ⋅ [M]
d) v = k ⋅ [M] ⋅ [N]
e) v = k ⋅ [M] ⋅ [N]2
18. (UTFPR) Através de diversos estudos, os cientistas compro-
varam que durante o período da tarde, principalmente, o 
ozônio atinge altas concentrações na atmosfera, sendo um 
dos causadores do smog fotoquímico. Uma das reações su-
geridas nos estudos é a interação do dióxido de nitrogênio 
com moléculas de ozônio (O
3
), diminuindo esses níveis.
NO
2(g)
 + O
3(g)
 w NO
3(g)
 + O
2(g)
Um experimento envolvendo esses gases é mostrado na 
tabela a seguir.
Experimento
Concentração inicial 
(mol ⋅ L21)
Velocidade 
inicial 
(mol ⋅ L21 ⋅ s21)NO
2
O
3
1 0,21 0,70 6,3
2 0,21 1,40 12,6
3 0,42 0,70 12,6
4 0,63 1,40 x
13. (ITA-SP) Uma certa reação química é representada pela 
equação: 2A
(g)
 + 2B
(g)
 w C
(g)
 onde A, B e C signifi cam as 
espécies químicas que são colocadas para reagir. Verifi cou-
-se, experimentalmente, numa certa temperatura, que a 
velocidade desta reação quadruplica com a duplicação da 
concentração da espécie A, mas não depende das concen-
trações das espécies B e C. 
Assinale a opção que contém, respectivamente, a expressão 
correta da velocidade e o valor correto da ordem da reação. 
a) v = k[A]2 [B]2 e 4
b) v = k[A]2 [B]2 e 3
c) v = k[A]2 [B]2 e 2
d) v = k[A]2 e 4
e) v = k[A]2 e 2
 14. (UEL-PR) O gráfi co a seguir mostra o que acontece com a 
velocidade (v) de determinada reação química quando se 
altera a concentração inicial (C) de determinado reagente.
0 C
v
Na equação da velocidade da reação, o expoente da con-
centração do reagente deve ser:
a) 4 b) 3 c) 2 d) 1 e) 0
 15. (Fuvest-SP) O estudo cinético, em fase gasosa, da reação 
representada por NO
2
 + CO w CO
2
 + NO mostrou que a 
velocidade da reação não depende da concentração de 
CO, mas depende da concentração de NO
2
 elevada ao 
quadrado. Esse resultado permite afi rmar que: 
a) o CO atua como catalisador. 
b) o CO é desnecessário para a conversão de NO
2
 em NO. 
c) o NO
2
 atua como catalisador. 
d) a reação deve ocorrer em mais de uma etapa. 
e) a velocidade da reação dobra se a concentração inicial 
de NO
2
 for duplicada.
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75
QU
ÍM
IC
A
Utilizando a tabela, podemos afi rmar corretamente que:
a) a velocidade da reação não depende da concentração 
de O
3
.
b) a velocidade da reação não depende da concentração 
de NO
2
.
c) o valor de x que completa a tabela deve estar próximo 
de 12.
d) a lei de velocidade da reação e dada por v = k [NO
2
][O
3
].
e) duplicando-se [NO
2
] e [O
3
], a velocidade permanecerá 
constante.
 19. (PUC-MG) A seguir, estão representadas as etapas da reação:
H
2
 + Br
2
 w 2HBr
 I. Br
2
 wBr + Br (etapa rápida)
 II. H
2
 + Br w HBr + H (etapa lenta)
 III. H + Br
2
 w HBr + Br (etapa rápida)
 IV. Br + Br w Br
2
 (etapa rápida)
 V. H + H w H
2
 (etapa rápida)
A velocidade da reação é determinada pela etapa: 
a) I b) II c) III d) IV e) V
 20. +Enem [H21] Observe a reação a seguir.
3A
(g)
 + 2B
(g)
 w A
3
B
2(g)
Essa reação terá a velocidade multiplicada por 4 quando a 
concentração de A ou a de B for duplicada separadamen-
te. Quando as concentrações de A e B são duplicadas si-
multaneamente, a velocidade da reação torna-se 16 vezes 
maior. Assim, a expressão de velocidade da reação é:
a) v = k [A]2 [B]2 e trata-se de uma reação elementar. 
b) v = k [A]3 [B]2 e trata-se de uma reação elementar.
c) v = k [A]2 [B]2 e trata-se de uma reação não elementar.
d) v = k [A] [B]2 e trata-se de uma reação não elementar.
e) v = k [A]2 [B] e trata-se de uma reação elementar.
Complementares Tarefa proposta 13 a 24
21. (UFJF-MG) Observe os quatro recipientes de mesmo vo-
lume (I, II, III e IV), nos quais ocorre a reação entre os 
reagentes A e B. Cada círculo representa uma molécula 
de A ou B.
I
A
A
A
A
A
A
B
B
B
B
B
B
II III IV
Tendo em vista as possibilidades de colisão entre as mo-
léculas dos reagentes para formar o produto e que as 
reações apresentadas são elementares, é correto afi rmar:
a) A velocidade da reação no recipiente IV é quatro vezes 
a do recipiente I, se A + B w produto.
b) As velocidades da reação A + B w produto nos reci-
pientes II e III são diferentes.
c) Se a velocidade da reação nos recipientes I e III for pro-
porcional a 2A + B w produto, então a velocidade da 
reação III será o dobro da velocidade da reação em I.
d) Somente no recipiente II há a possibilidade de ter o do-
bro da velocidade de reação que ocorre no recipiente I.
 22. (UFRS) Uma reação é de primeira ordem em relação ao 
reagente A e de primeira ordem em relação ao reagente B, 
sendo representada pela equação: 2A
(g)
 + B
(g)
 w 2C
(g)
 + D
(g)
Mantendo-se a temperatura e a massa constantes e redu-
zindo-se a metade os volumes de A(g) e B(g), a velocidade 
da reação:
a) duplica.
b) fica reduzida à metade.
c) quadruplica.
d) fi ca oito vezes maior.
e) fi ca quatro vezes menor.
23. (Unip-SP) Considerando a reação química 
NO
2(g)
 + CO
(g)
 w NO
(g)
 + CO
2(g)
verifi ca-se que a velocidade (rapidez) da mesma é dada 
pela equação: 
v = k ⋅ [NO
2
]2
A etapa lenta do processo poderia ser: 
a) 2NO
2
 w NO
3
 + NO d) 2NO
2
 + 2CO w 2NO + 2CO
2
b) NO
2
 + CO
2
 w NO
3
 + CO e) 2NO
2
 w NO + O
3
c) NO
3
 + CO w NO
2
 + CO
2
 24. (Uniube-MG) A equação X + 2Y w XY
2
 representa uma 
reação, cuja equação da velocidade é: v = k [X] [Y].
Assinale o valor da constante de velocidade, para a rea-
ção acima, sabendo que, quando a concentração de X é 
1 mol/L e a concentração de Y é 2 mol/L, a velocidade da 
reação é de 3 mol/min. 
a) 3,0 b) 1,5 c) 1,0 d) 0,75 e) 0,5
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76 CAPÍTULO 4
Tarefa proposta
 1. (UCB-RJ) A rapidez de uma transformação química está 
diretamente relacionada à probabilidade de ocorrência 
de colisões efetivas entre as partículas que constituem as 
espécies reagentes.
Considere a transformação química que ocorre entre o me-
tal alumínio (Al) e o mineral hematita (Fe
2
O
3
), produzindo 
alumina (Al
2
O
3
) e ferro (Fe). Entre as condições indicadas nas 
alternativas, aquela que propicia maior rapidez de reação é:
a) alumínio em pó, hematita em pó, ambos resfriados a 
0 °C.
b) alumínio em pó, hematita em pó, ambos aquecidos a 
1 500 °C.
c) alumínio em lingotes, hematita em blocos, ambos 
aquecidos a 1 500 °C.
d) alumínio em pó, hematita em blocos, ambos resfria-
dos a 0 °C.
e) alumínio em lingotes, hematita em pó, ambos resfria-
dos a 0 °C.
 2. (Fuvest-SP) NaHSO
4
 + H
3
CCOONa w H
3
CCOOH + Na
2
SO
4
A reação representada pela equação anterior é realizada 
segundo dois procedimentos:
 I. triturando os reagentes sólidos;
 II. misturando soluções aquosas concentradas dos reagentes.
Utilizando mesma quantidade de NaHSO
4
 e mesma quan-
tidade de H
3
CCOONa nesses procedimentos, a mesma 
temperatura, a formação do ácido acético:
a) é mais rápida em II, porque em solução a frequência 
de colisões entre os reagentes é maior.
b) é mais rápida em I, porque no estado sólido a concen-
tração dos reagentes é maior.
c) ocorre em I e II com igual velocidade, porque os rea-
gentes são os mesmos.
d) é mais rápida em I, porque o ácido acético é liberado 
na forma de vapor.
e) é mais rápida em II, porque o ácido acético se dissolve 
na água.
 3. (Unicid-SP) Quanto maior for a superfície de contato entre 
os reagentes de uma transformação química, maior é a 
sua rapidez, pois há aumento do número de colisões efe-
tivas por unidade de tempo entre as partículas (átomos, 
moléculas, íons) que os constituem. E por isso que 1 kg 
de carne crua:
a) em bifes dura mais tempo na geladeira do que na tem-
peratura ambiente.
b) em bifes dura mais tempo do que se estiver em peça 
única.
c) moída estraga mais rapidamente na temperatura am-
biente do que na geladeira.
d) moída estraga mais rapidamente do que em bifes, na 
mesma temperatura.
e) moída estraga mais rapidamente do que se for previa-
mente cozida.
 4. (UEMG) Um professor, utilizando comprimidos de an-
tiácido efervescente à base de NaHCO
3
, realizou quatro 
procedimentos, ilustrados a seguir.
I
150 mL
25 °C
II
150 mL
5 °C
III
150 mL
25 °C
IV
150 mL
5 °C
Procedimento I – Comprimido inteiro e água a 25 °C
Procedimento II – Comprimido inteiro e água a 5 °C
Procedimento III – Comprimido pulverizado e água a 25 °C
Procedimento IV – Comprimido pulverizado e água a 5 °C
A reação ocorreu mais rapidamente no procedimento:
a) I b) II c) III d) IV
 5. (UFMG, adaptada) Responda ao que se pede:
 I. Em dois experimentos, massas iguais de ferro reagi-
ram com volumes iguais da mesma solução aquosa 
de ácido clorídrico, a mesma temperatura. Num dos 
experimentos, usou-se uma placa de ferro; no outro, 
a mesma massa de ferro, na forma de limalha.
 Nos dois casos, o volume total de gás hidrogênio pro-
duzido foi medido, periodicamente, até que toda a 
massa de ferro fosse consumida. Assinale a alternativa 
cujo gráfi co melhor representa as curvas do volume to-
tal do gás hidrogênio produzido em função do tempo.
a) 
Placa
Limalha
Tempo
Volume total de H
2
b) 
Tempo
Placa
Limalha
Volume total de H
2
c) 
Placa
Limalha
Tempo
Volume total de H
2
d) 
Placa
Limalha
Tempo
Volume total de H
2
 II. Haveria alguma alteração na velocidade da reação se 
em vez de ácido clorídrico fosse utilizado ácido acético 
na mesma concentração?
 III. Equacione a reação ocorrida entre o ferro e o ácido 
(clorídrico ou acético), utilizando apenas as espécies 
químicas efetivamente participantes da reação.
 6. (Fuvest-SP) A luz acelera a velocidade das reações foto-
químicas. A luz pode ser considerada um catalisador? 
Justifi que sua resposta.
 7. (Fuvest-SP) Para estudar a velocidade da reação que ocorre 
entre magnésio e ácido clorídrico, foram feitos dois ex-
perimentos a 15 °C, utilizando a mesma quantidade de 
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77
Q
U
ÍM
IC
A
magnésio e o mesmo volume de ácido. Os dois experimen-
tos diferiram apenas na concentração do ácido utilizado. 
O volume de hidrogênio produzido em cada experimento, 
em diferentes tempos, foi medido a pressão e temperatura 
ambientes. Os dados obtidos foram:
Experimento
Tempo/
min
0 1 2 3 4 5 6 7
I
Vol. 
de H
2
 
(cm3)
0 18 33 48 60 63 63 63
II
Vol. de 
H
 2
 (cm3)
0 28 49 60 62 63 63 63
Volume de H
2
Tempo
Experimento I
a) Em qual dos experimentos a velocidade da reação foi 
maior? Justifi que com base nos dados experimentais.
b) A curva obtida para o experimento I (15 °C) está no 
gráfi co dado. Represente a curva que seria obtida se o 
experimento I fosse realizado a uma temperatura mais 
alta. Explique.
 8. (PUCC-SP) Ferro, em presença de ar (contendo 20%, em 
mols, de oxigênio) e água, sofre a seguinte transformação:
<
2Fe
3
2
O nH O Fe O ·nH O(s) 2(g) 2 (g ou ) 2 3(s) 2 (s)
amarelo acastanhado
w
1 244 344
+ +
Dentre as condições indicadas, aquela em que se forma o 
produto (Fe
2
O
3
⋅ nH
2
O
(s)
) em menor intervalo de tempo é: 
a) (ferro em barras + ar + H
2
O) resfriados a – 10 °C. 
b) (ferro em barras + O
2
 + H
2
O) resfriados a 0 °C. 
c) (limalha de ferro + ar + H
2
O) resfriados a 0 °C. 
d) (limalha de ferro + ar + H
2
O) aquecidos a 50 °C. 
e) (limalha de ferro + O
2
 + H
2
O) aquecidos a 100 °C.
 9. (UFC-CE) As reações químicas metabólicas são fortemen-
te dependentes da temperatura do meio. Como conse-
quência, os animais de sangue frio possuem metabolismo 
retardado, fazendo com que os mesmos se movimentem 
muito mais lentamente em climas frios. Isso os torna mais 
expostos aos predadores em regiões temperadas do que 
em regiões tropicais. 
Assinale a alternativa que justifi ca corretamente esse fe-
nômeno. 
a) Um aumento na temperatura aumenta a energia de 
ativação das reações metabólicas, aumentando suas 
velocidades. 
b) Um aumento na temperatura aumenta a energia ciné-
tica média das moléculas reagentes, aumentando as 
velocidades das reações metabólicas. 
c) Em temperaturas elevadas, as moléculas se movem 
mais lentamente, aumentando a frequência dos cho-
ques e a velocidade das reações metabólicas. 
d) Em baixas temperaturas, ocorre o aumento da ener-
gia de ativação das reações metabólicas, aumentando 
suas velocidades. 
e) A frequência de choques entre as moléculas reagentes 
não depende da temperatura do meio, e a velocidade 
da reação não depende da energia de ativação.
 10. (UFU-MG) Considere a equação: A
2(s)
 + B
2(aq.)
 w 2AB
(aq.)
Assinale para cada afi rmação (V) verdadeira ou (F) falsa. 
( ) Adicionando A
2(s)
 fi namente dividido, observa-se um 
aumento na velocidade da reação. 
( ) Adicionando um catalisador específi co, pode-se re-
duzir a energia de ativação da reação.( ) Aumentando a temperatura da reação, diminui-se o 
número de partículas com energia igual ou superior 
à energia de ativação (Ea). 
( ) Aumentando a concentração de B
2
, a velocidade da 
reação diminuirá.
 11. (PUC-RS) Para responder à questão, analise as afi rmativas 
abaixo. 
 I. Uma reação com energia de ativação 40 kJ é mais len-
ta que uma outra reação que apresenta energia de 
ativação igual a 130 kJ. 
 II. A adição de um catalisador a uma reação química pro-
porciona um novo “caminho” de reação, no qual a 
energia de ativação é diminuída. 
 III. Um aumento de temperatura geralmente provoca um 
aumento na energia de ativação da reação. 
 IV. A associação dos reagentes com energia igual à ener-
gia de ativação constitui o complexo ativado. 
Pela análise das afi rmativas, conclui-se que somente estão 
corretas: 
a) I e II
b) I e III
c) II e IV
d) I, II e IV
e) II, III e IV
 12. +Enem [H19] Os CFC, ou fréons, são substâncias derivadas 
de hidrocarbonetos que contêm átomos de fl úor e/ou cloro 
em sua composição molecular. Estão envolvidos na destruição 
da camada de ozônio da atmosfera terrestre, que diminui a 
incidência de radiação ultravioleta proveniente do Sol no solo 
terrestre. A destruição da camada de ozônio pode ser entendi-
da pela análise de duas etapas reacionais envolvendo os CFC. 
1a etapa: O
3
 + Cld w O
2
 + ClOd
2a etapa: ClOd + O
3
 w 2O
2
 + Cld
A análise cuidadosa do processo revela que:
a) a reação global é: O
3
 + ClO w Cl + 2O
2
b) a reação ocorre sem a produção de intermediários.
c) o Cl atua como catalisador no processo de conversão 
do ozônio a oxigênio.
d) o aumento da emissão de CFC não traduz risco direto 
ou indireto para a saúde humana.
e) para cada molécula de ozônio, são produzidas duas 
moléculas de oxigênio.
Et_EM_2_Cad6_QUI_c04_59a88.indd 77 5/17/18 4:17 PM
78 CAPÍTULO 4
 13. (UEPG-PR) Com relação ao mecanismo da reação a seguir, 
assinale o que for correto.
1a etapa: O
3
 + NO
2
 w O
2
 + NO
3
 (etapa lenta)
2a etapa: NO
3
 + NO
2
 w N
2
O
5
 (etapa rápida)
(01) A equação global não balanceada dessa reação é:
 O
3
 + NO
2
 w O
2
 + N
2
O
5
.
(02) A etapa determinante da velocidade do processo 
global e a 1a etapa.
(04) A colisão das moléculas de NO
3
 e NO
2
 é determinan-
te para a velocidade da reação.
(08) A equação de velocidade do processo global é: 
v = k ⋅ [O
3
] ⋅ [NO
2
].
Dê a soma dos números dos itens corretos.
 14. (UFTM-MG) A reação expressa pela equação: 
2NO + 2H
2
 w N
2
 + 2H
2
O
tem lei de velocidade de formação de N
2
 expressa pela 
equação:
v = k [NO]2 [H
2
]
onde k é a constante de velocidade. 
a) Discuta por que o expoente que afeta a concentração 
de H
2
 na lei de velocidade é diferente do coeficiente da 
equação estequiométrica. 
b) Foram feitas duas determinações da velocidade dessa 
reação. Nas duas determinações as concentrações de H
2
 
empregadas foram as mesmas, enquanto a concen-
tração de NO empregada numa delas é o dobro da 
concentração empregada na outra. Qual é a relação 
existente entre as velocidades de reação das duas de-
terminações? Justifique. 
c) Qual a ordem dessa reação?
 15. (UEPG-PR) No ar poluído pode ocorrer a reação representada 
a seguir, entre o dióxido de nitrogênio (NO
2
) e o ozônio (O
3
):
NO
2(g)
 + O
3(g)
 wNO
3(g)
 + O
2(g)
Para essa reação, os seguintes dados foram obtidos a 25 °C:
Experimento
Concentração 
inicial de NO
2
 
(mol/L)
Concentração 
inicial de O
3
 
(mol/L)
Velocidade 
inicial 
(mol/L ⋅ s)
1 5,0 ⋅ 10–6 1,0 ⋅ 10–6 2,2 ⋅ 10–3
2 5,0 ⋅ 10–6 2,0 ⋅ 10–6 4,4 ⋅ 10–3
3 2,5 ⋅ 10–6 2,0 ⋅ 10–6 2,2 ⋅ 10–3
De acordo com os dados da tabela, assinale o que for correto.
(01) A ordem global da reação é 2.
(02) A expressão da lei cinética da reação é v = k ⋅ [NO
2
] ⋅ [O
3
].
(04) A ordem da reação em relação ao O
3
 é 2, pois, du-
plicando a sua concentração, a velocidade também 
é duplicada.
(08) Utilizando os dados do experimento 1, o valor da 
constante de velocidade para essa reação é de 
4,4 ⋅ 108 L/s · mol.
(16) A velocidade da reação independe da concentração 
de NO
2
.
Dê a soma dos números dos itens corretos.
 16. (ITA-SP) Um recipiente aberto, mantido à temperatura am-
biente, contém uma substância A
(s)
 que se transforma em B
(g)
 
sem a presença de catalisador. Sabendo-se que a reação 
acontece segundo uma equação de velocidade de ordem 
zero, responda com justificativas às perguntas. 
a) Qual a expressão algébrica que pode ser utilizada para 
representar a velocidade da reação? 
b) Quais os fatores que poderiam influenciar a velocidade 
da reação?
 17. (Unaerp-SP, adaptada) A reação global: 
2HBr + NO
2
 w Br
2
 + NO + H
2
O
processa-se em duas etapas:
Etapa lenta: HBr + NO
2
 w HBrO + NO
Etapa rápida: HBr + HBrO w H
2
O + Br
2
a) Julgue (V ou F) as afirmações a seguir.
 I. Ao duplicarmos a concentração do ácido bromídrico, 
a velocidade da reação será quadruplicada.
 II. A equação da velocidade da reação é: v = k ⋅ [HBr] ⋅ [NO
2
]
 III. Ao duplicarmos a concentração NO
2
, a velocidade da 
reação será duplicada.
 IV. Ao aumentarmos a temperatura da reação, a sua ve-
locidade aumentará.
 V. A velocidade da reação é dependente de sua etapa 
lenta.
b) Determine a expressão da lei da velocidade para o pro-
cesso indicado.
c) O que aconteceria com a velocidade inicial dessa rea-
ção se fossem dobradas as concentrações (mol/L) de 
HBr e de NO
2
?
 18. (Ufscar-SP) A decomposição do pentóxido de dinitrogênio 
é representada pela equação: 
2N
2
O
5(g)
 w 4NO
2(g)
 + O
2(g)
Foram realizados três experimentos, apresentados na tabela.
Experimento [N
2
O
5
] Velocidade
I X 4Z
II
X
2
2Z
II
X
4
Z
A expressão da velocidade da reação é: 
a) v = k ⋅ [N
2
O
5
]0 
b) v = k ⋅ N O2 5
1
4[ ] 
c) v = k ⋅ N O2 5
1
2[ ]
d) v = k ⋅ [N
2
O
5
]1
e) v = k ⋅ [N
2
O
5
]2
 19. (UFPE) Para a reação 2A + B w C + 3D foram obtidos os 
seguintes dados sobre velocidade inicial com respeito às 
concentrações iniciais dos reagentes: 
[A] (mol/L) [B] (mol/L)
[ ]∆
∆t
A (µmol/L ⋅ s)
0,127 0,346 1,5
0,254 0,346 3,0
0,254 0,692 12,0
0,254 1,038 x
Qual é o valor de x?
Et_EM_2_Cad6_QUI_c04_59a88.indd 78 5/17/18 4:17 PM
79
Q
U
ÍM
IC
A
 Vá em frente 
Acesse
<www.youtube.com/watch?v=8JaPJLT34E8>. Acesso em: 10 maio 2018.
Neste link você poderá assistir a um vídeo sobre como a etapa lenta é determinante na velocidade de uma reação.
Autoavaliação:
V‡ atŽ a p‡gina 87 e avalie seu desempenho neste cap’tulo.
 20. (UFPI) O NO
2
 ocorre como um contaminante do ar am-
biente e pode produzir lesão oxidativa em bronquíolos 
terminais e alvéolos proximais. Ele é produzido a partir da 
reação entre NO
(g) 
e O
2(g)
. Um estudo cinético dessa reação 
mostrou que ela era de segunda ordem em relação ao NO
(g)
 
e de primeira ordem em relação ao O
2(g)
. Assim, quando 
as concentrações de ambos os reagentes são dobradas, a 
velocidade de reação e multiplicada por:
a) 2 b) 3 c) 4 d) 6 e) 8
 21. (PUC-RJ) Dados experimentais sobre a reação do brometo 
de t-butila com hidroxila, a 55 °C: 
(CH
3
)
3
CBr + OH– w (CH
3
)
3
COH + Br–
[(CH
3
)
3
CBr] [OH2] Velocidade (mol/L ⋅ s)
1 0,1 0,1 0,001
2 0,2 0,1 0,002
3 0,3 0,1 0,003
4 0,1 0,2 0,001
5 0,1 0,3 0,001
Assinale a opção que contém a expressão da velocidade 
da reação: 
a) v = k [(CH
3
)
3
CBr] 
b) v = k [OH-] 
c) v = k [(CH
3
)
3
CBr]2 [OH] 
d) v = k [(CH
3
)
3
CBr]3 [OH]2
e) v = k [(CH
3
)
3
CBr] [OH]
 22. (UFRN) A água oxigenada é uma substância oxidante que, em 
meio ácido, permite a obtenção de iodo, a partir de iodetos 
existentes nas águas-mães das salinas, como mostra a reação:
H
2
O
2
 + 2H
3
O+ + 2I– w 4H
2
O + I
2
Quando se faz um estudo cinético dessa reação em solução 
aquosa e se examina, separadamente, a infl uência da con-
centração de cada reagente, na velocidade da reação (v), 
obtêm-se os gráfi cos seguintes:
A expressão da lei de velocidadeda reação é:
a) v = k ⋅ [H
2
O
2
] ⋅ [I–]
b) v = k ⋅ [H
3
O+]
c) v = k ⋅ [H
2
O
2
] ⋅ [H
3
O+]
d) v = k ⋅ [H
3
O+] ⋅ [I–]
 23. (Uniube-MG) O metal Mg interage com ácido clorídrico, 
produzindo gás hidrogênio. 
Mg
(s)
 + 2HCl
(aq.)
 w H
2(g)
 + MgCl
2(aq.)
R
e
p
ro
d
u
ç
ã
o
/V
e
s
ti
b
u
la
r.
Foram realizados vários experimentos em que se utiliza-
ram a mesma massa de magnésio e o mesmo volume de 
solução de HCI 0,3 mol/L, 0,4 mol/L e 0,5 mol/L. Os dados 
coletados foram projetados no gráfi co.
Analisando-se os dados, pode-se afi rmar que a rapidez 
da reação é: 
a) maior em A, porque a concentração do HCI utilizado é 
maior. 
b) maior em B, porque a curva se encontra mais inclinada. 
c) maior em C, porque a concentração do HCI utilizado é 
menor. 
d) maior em C, porque a quantidade de H
2
 produzida é 
menor. 
e) a velocidade não depende da concentração do HCI 
utilizado.
 24. +Enem [H20] Ácidos podem reagir com alguns metais al-
calinoterrosos (Me), liberando gás hidrogênio, segundo uma 
reação de deslocamento que tem equacionamento genérico: 
2H+ + Me w Me2+ + H
2
A tabela resume dados de um experimento em que volu-
mes idênticos de ácidos em solução aquosa interagiram 
com massas iguais do metal magnésio (Mg).
Experimento Tempo até o fi nal da reação
Ácido A + Mg Inferior a 1 s
Ácido B + Mg Superior a 30 s
A análise dos experimentos revela que:
a) os ácidos A e B são necessariamente diferentes.
b) o metal magnésio não é apropriado para a experimen-
tação feita.
c) os ácidos A e B podem ser o mesmo ácido, porém em 
concentrações diferentes.
d) o ácido A deve ser fraco, e B, forte.
e) a concentração de íons H+ é maior na solução do ácido B.
R
e
p
ro
d
u
ç
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o
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N
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B
E
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80
GabaritoooGabarito
Capítulo 1
Complementares
 9. e
 10. e
 11. c
 12. d
 21. b
 22. c
 23. e
 24. F – V – F 
Tarefa proposta
 1. a
 2. b
 3. e
 4. c
 5. A afi rmação é falsa. O aumento de 
temperatura da mistura se deve, 
necessariamente, à quantidade de 
calor liberada no meio. Como o 
único processo que ocorreu foi a 
dissolução do etanol, pode-se afi r-
mar que se trata de um processo 
que libera calor e, portanto, exotér-
mico.
 6. a) 50 000 kJ
b) 422,6 litros
 7. a
 8. c
 9. a
 10. c
 11. 471,6 kJ
 12. c
 13. e
 14. c
 15. e
 16. c
 17. a) Para o metanol: 44 g
 Para o etanol: 88 g
b) Q
etanol
 > Q
metanol
 18. c
 19. a) R$ 1,11
b) 0,12 kJ
 20. a) 10C
6
H
6(,)
 + 15O
2(g)
 w 1C
60(s)
 +
+ 30H
2
O
(,)
b) – 6 743 kJ/mol
 21. e
 22. c
 23. A síntese de glicose é um processo 
endotérmico (ocorre com absorção 
de energia) com ∆H = 1,4 ⋅ 106 J.
 24. d
Capítulo 2
Complementares
 9. a 10. a
 11. 2LiOH ⋅ H
2
O
(s) 
+ CO
2(g)
 w Li
2
CO
3(s)
 +
+ 3H
2
O
(g)
 12. d
 21. –50 kJ/mol de NH
3
 22. a) 2Fe
(s) 
+ 
3
2
O
2(g)
 w Fe
2
O
3(s)
 ∆H = –824 kJ/mol de Fe
2
O
3
b) 2Al
(s) 
+ 
3
2
O
2(g)
 w Al
2
O
3(s)
 ∆H = –1 626 kJ/mol de Al
2
O
3
c) –802 kJ/mol
d) 1,5 kg, aproximadamente.
 23. c
 24. – 35 kJ/mol 
Tarefa proposta
 1. b 2. b
 3. 6C
(s)
 + 3H
2(g)
 w C
6
H
6(ℓ)
∆H = + 1 846 kcal/mol
 4. b
 5. a) –800 kJ/mol
b) 1: endotérmica
 2: exotérmica
 3: exotérmica
 6. a) +1,9 kJ/mol
b) 3 935 kJ
 7. a) SiO
2(s)
 + 2Mg
(s)
 w Si
(s)
 + 2MgO
(s)
b) –1 496,3 kJ
 8. c
 9. – 4 116 kJ
 10. +160 kJ/mol
 11. a) 2Al
(s)
 + Fe
2
O
3(s)
 w 2Fe
(s) 
+ Al
2
O
3(s)
b) 851,8 kJ/2 mol de Al
 12. b
 13. F – V – F – V – V
 14. c
 15. d
 16. a
 17. b
 18. c
 19. 330 kJ/mol
 20. –91,5 kJ/mol
 21. b 22. b 23. a 24. a
Capítulo 3
Complementares 
 9. F – V – V – F – F – V
 10. 72 mol de H 
2
O
 11. Soma = 31 (01 + 02 + 04 + 08 + 16)
 12. c 21. e
 22. Soma = 15 (01 + 02 + 04 + 08)
 23. c
 24. a) Em uma etapa, pois apresenta 
apenas uma energia de ativação.
b) Reação exotérmica, pois a ental-
pia dos reagentes é maior que a 
entalpia dos produtos. 
 ∆H = –24 kcal/mol
c) E
a
 = 24,5 kcal/mol (gráfi co)
d) 48,5 kcal/mol
Tarefa proposta
 1. b
 2. 20 L/h
 3. c 4. c 5. a
 6. a) 1 mol/L ⋅ min
b) 3 mol/L 
 7. b
 8. a
 9. c
 10. d
 11. c
 12. c
 13. c
 14. d
 15. b
 16. e
 17. d
 18. Soma = 23 (01 + 02 + 04 + 16)
 19. c
 20. a
 21. b
 22. d
 23. a) 2H
2
O
2(aq.)
2H
2
O
(,)
 + O
2(g)
MnO 2
 O MnO
2
 e a enzima catalase (do 
sangue) atuam como catalisador e 
aceleram a decomposição da água 
oxigenada (peróxido de hidrogê-
nio) em água e gás oxigênio.
b) A água oxigenada libera gás; a 
água pesada, não.
 24. b
Capítulo 4
Complementare s
 9. 1-C; 2-D; 3-B; 4-A
 10. e 11. b 
12. a) e b) Superfície de contato: na 
forma de pó, a madeira tem muito 
mais contato com o oxigênio do ar, 
aumentando a velocidade da reação 
de combustão que provoca o fogo.
Et_EM_2_Cad6_QUI_c04_59a88.indd 80 5/17/18 4:17 PM
LÍ
N
G
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A
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G
U
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A
81
Q
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A
Temperatura: a alta temperatura 
causada pela liberação de calor da 
combustão faz com que a velocida-
de da reação seja alta, predispondo 
a proporção gigantesca do incêndio.
 21. a 22. c
 23. a 24. b
Tarefa proposta
 1. b
 2. a
 3. d
 4. c
 5. I. b
O uso da limalha aumenta a su-
perfície de contato entre o ferro 
e o ácido, acelerando a reação; 
porém, como as massas de ferro 
são iguais e os volumes de ácido 
são iguais, os experimentos pro-
duzem o mesmo volume de gás 
hidrogênio.
 II. Sim, pois, sendo o ácido acético 
um ácido fraco, teríamos uma 
oferta menor de íons H+. Sendo 
menor a concentração de um 
dos reagentes, mais lenta seria 
a reação.
 III. Fe
(s) 
+ 2H(aq.)
+ w Fe(aq.)
2+ + H
2(g) 
 6. Não. A luz não pode ser considera-
da um catalisador porque ela não 
é uma substância, e sim uma onda 
eletromagnética. A luz deve ser en-
tendida como um agente capaz de 
alterar a velocidade de alguns tipos 
específi cos de reações, chamadas 
fotoquímicas. 
 7. a) No experimento II. Analisando-
-se o primeiro minuto decorrido, 
pode-se perceber claramente o 
maior volume de hidrogênio 
(28 cm3) produzido nesse segun-
do experimento.
b) Volume (H
2
)
T > 15 °C
T = 15 °C
Tempo
 8. e
 9. b
 1 0. V – V – F – F
 11. c 12. c
1 3. Soma = 11 (01 + 02 + 08)
 1 4. a) Isso ocorre porque, provavelmen-
te, a reação apresentada não é 
elementar, ou seja, ocorre em 
mais do que uma etapa. Se fosse 
uma reação elementar, o expoen-
te de [H
2
] deveria ser igual ao seu 
coefi ciente estequiométrico (2).
b) A velocidade da reação na de-
terminação em que a [NO] foi 
dobrada será igual a 4 vezes o 
valor da velocidade da reação na 
outra determinação.
c) Ordem 3.
 15 . Soma = 11 (01 + 02 + 08)
 1 6. a) v = k ⋅ [A]0
b) Os fatores são: superfície de 
contato do reagente A, tempe-
ratura e presença de catalisador.
 1 7. a) F – V – V – V – V
b) v = k ⋅ [HBr] ⋅ [NO
2
]
c) A velocidade seria quadruplicada.
 18. d
 19. 27 µmol/L ⋅ s
 20. e
 21. a
 22. a
 23. a
 24. c
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IV
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V
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V
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V
II
B
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V
II
IB
10
IB
II
B
1
18
2
13
14
15
16
17
3
4
5
6
7
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11
12
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REVISÃO
Nome: Data:
Turma:Escola:
83
Química – Termoquímica e Cinética química
 Capítulo 1 – Introdução à Termoquímica
 Capítulo 2 – Lei de Hess / Energia de ligação
1-2 
 H8 Identifi car etapas em processos de obtenção, transformação, utilização ou reciclagem de recursos naturais, energéticos ou 
matérias-primas, considerando processos biológicos, químicos ou físicos neles envolvidos.
 1. O gás de botijão (GLP) é uma mistura de duas substâncias, acondicionada dentro de cilindros no estado líquido. À medida 
que a válvula do fogão é aberta, o GLP em estado líquido começa a se transformar em vapor. Supondo que o GLP seja 
formado, exclusivamente, por propano (C
3
H
8
), responda ao que se pede.
a) Qual é o nome dado à mudança de fase que acontece no uso do GLP? Justifi que.
b) Determine a entalpia-padrão da reação de combustão completa do propano.
 (Dados: Equação da combustão completa do propano:
 C
3
H
8(g)
 + 5O
2(g)
 w 3CO
2(g)
 + 4H
2
O
(ℓ)
 ∆H0 = ?;
 entalpias-padrão de formação:
 Hf
0
∆ C
3
H
8(g)
 = –103,9 kJ/mol
 Hf
0
∆ CO
2(g)
 = –393,5 kJ/mol
 Hf
0
∆ H
2
O
(,)
 = –285,8 kJ/mol)
c) Calcule a quantidade de calor liberado por um botijão com 13 kg de GLP, sabendo que a massa molar do propano é 
44 g/mol.
Et_EM_2_Cad6_QUI_c04_59a88.indd 83 5/17/18 4:18 PM
84
 H18 Relacionar propriedades físicas, químicas ou biológicas de produtos, sistemas ou procedimentos tecnológicos às fi nalidades a 
que se destinam.
 2. No futuro, o hidrogênio pode se tornar uma alternativa promissora para a obtenção de energia. Ele é capaz de liberar 
uma quantidade de energia maior quando comparado a outros combustíveis, além de não produzir resíduos tóxicos após 
sua reação com o oxigênio. A seguir, são fornecidas as equações termoquímicas relativas a diferentes processos físicos e 
químicos.
H
2(g)
 + 
1
2
O
2(g)
 w H
2
O
(,)
 ∆H = –68,4 kcal
H
2
O
(g)
 w H
2
O
(,)
 ∆H = –10,5 kcal
H
2
O
(g)
 w O
(g)
+ 2H
(g)
 ∆H = +221 kcal
O
2(g)
 w 2O
(g)
 ∆H = +118,5 kcal
a) Suponha que, em dois processos diferentes do uso de hidrogênio como combustível, seja produzida, em um deles, água 
no estado líquido e, em outro, água no estado gasoso. Qual dos processos será mais adequado para a obtenção de 
energia? Justifi que.
b) Para que uma reação química aconteça, uma das condições é que ocorra a ruptura de ligações químicas das moléculas 
reagentes. Assim, para o uso de hidrogênio como combustível, qual é a energia necessária para a ruptura de um mol de 
ligações:
 b.1) no oxigênio molecular?
 b.2) no hidrogênio molecular?
w
w
w
+ ∆+ ∆+ ∆+ ∆
∆ = +
+ ∆ = +
∆ = ∆ + ∆ + ∆ + ∆
<<
<<
H∆ =HHH∆ =
H
H H∆ =H HH HH H∆ = ∆ +H HH HH H∆ + H H∆ +H HH HH H∆ + ∆ +H HH HH H∆ + H
H
11
+ ∆
111
+ ∆
2
O HO HO H+ ∆O HO HO H+ ∆+ ∆O HO HO H+ ∆+ ∆O HO HO H+ ∆w+ ∆+ ∆+ ∆wO HO HO Hw+ ∆+ ∆O H+ ∆w O –+ ∆O –O –O –+ ∆+ ∆O –O –O –+ ∆ =O –O –O –=
<
O –O –O –
<
+ ∆
<<<
+ ∆O –O –O –+ ∆
<<
O –
<
+ ∆HO –O –O –H 68, 4 kcal
H OH O H OH O 10,5 kcal
H OH O O 2O 2+ ∆O 2O 2O 2+ ∆H+ ∆HHH+ ∆ 221 kcal
OO
11
2
O –O –∆ =O –O –O –∆ =HO –O –O –H∆ =HHH∆ =O –O –O –∆ =HHO –H∆ = 59,25 kcal
H 2wH 2H 2H 2w H
2(g) 2(2(O H2(2(2(O HO H2(2(2(O H+ ∆O HO HO H+ ∆2(2(2(+ ∆O HO H2(O H+ ∆+ ∆O HO HO H+ ∆2(2(2(+ ∆O HO H2(O H+ ∆g)g)O Hg)g)g)O H+ ∆O HO HO H+ ∆g)g)g)+ ∆O HO Hg)O H+ ∆2 (2 (+ ∆2 (2 (2 (+ ∆O –2 (2 (2 (O –O –2 (2 (2 (O –+ ∆O –O –O –+ ∆2 (2 (2 (+ ∆O –O –2 (O –+ ∆+ ∆O –O –O –+ ∆2 (2 (2 (+ ∆O –O –2 (O –+ ∆))O –)))O –+ ∆O –O –O –+ ∆)))+ ∆O –O –)O –+ ∆
2 (2 (H O2 (2 (2 (H OH O2 (2 (2 (H O ) 2) 2w) 2) 2) 2w H O) 2) 2) 2H O(g(g)
2 (2 (H O2 (2 (2 (H OH O2 (2 (2 (H O g)g) (g(gO 2(g(g(gO 2O 2(g(g(gO 2) () (+ ∆) () () (+ ∆O 2) () () (O 2+ ∆O 2O 2O 2+ ∆) () () (+ ∆O 2O 2) (O 2+ ∆+ ∆HHH+ ∆) () () (+ ∆HH) (H+ ∆g)+ ∆g)g)g)+ ∆
(g(g) 2) 2) 2w) 2) 2) 2w
2
) 2) 2) 2
2
O –) 2) 2) 2O –O –) 2) 2) 2O –(g(gO –(g(g(gO –)O –)))O –
2(H 22(2(2(H 2g)H 2g)g)g)H 2 (g) 1∆ =) 1) 1) 1∆ = ∆ +) 1) 1) 1∆ +H H) 1) 1) 1H H∆ =H HH HH H∆ =) 1) 1) 1∆ =H HH H) 1H H∆ = ∆ +H HH HH H∆ +) 1) 1) 1∆ +H HH H) 1H H∆ + 2 3∆ +2 32 32 3∆ +H H2 32 32 3H H∆ +H HH HH H∆ +2 32 32 3∆ +H HH H2 3H H∆ + ∆ +H HH HH H∆ +2 32 32 3∆ +H HH H2 3H H∆ + 4
Et_EM_2_Cad6_QUI_c04_59a88.indd 84 5/17/18 4:18 PM
REVISÃO
Nome: Data:
Turma:Escola:
85
Química – Termoquímica e Cinética química
 Capítulo 3 – Cinética química I
 Capítulo 4 – Cinética química II
3-4 
 H17 Relacionar informações apresentadas em diferentesformas 
de linguagem e representação usadas nas ciências físicas, 
químicas ou biológicas, como texto discursivo, gráfi cos, ta-
belas, relações matemáticas ou linguagem simbólica.
 1. Amostras de zinco metálico foram adicionadas a quatro 
soluções de ácido sulfúrico, em diferentes condições, ha-
vendo dissolução total do zinco e liberação de hidrogênio 
gasoso. Os resultados obtidos foram colocados na tabela 
a seguir.
Amostra
Massa de zinco 
adicionada
Tempo necessário 
para dissolução
A 6,0 g 30 min
B 1,2 g 6 min
C 1,2 g 3 min
D 1,5 g 3 min
Em que amostra:
a) a reação foi mais rápida? Justifi que.
m
t
6
30
0,2
∆
∆
= == =
m
t
1,2
6
0,2
∆
∆
= == =
m
t
1,2
3
0,4
∆
∆
= == =
m
t
1,5
3
0,5
∆
∆
= == =
b) foi liberada maior quantidade de hidrogênio? Justifi que.
O estudo cinético das reações originou o diagrama de 
energia a seguir.
Energia
Caminho da reação
x
a b
c
y
Analisando o gráfi co, determine, em função de a, b e c, 
os valores de:
c) variação de entalpia (∆H);
 
Energia
Caminho da reação
x
a
E
a
b
c
y
∆H
d) energia de ativação (E
a
).
Et_EM_2_Cad6_QUI_c04_59a88.indd 85 5/17/18 4:18 PM
86
 H24 Utilizar códigos e nomenclatura da Química para caracteri-
zar materiais, substâncias ou transformações químicas.
 2. O nitrogênio atmosférico é assimilado naturalmente pela 
interação entre vegetais e bactérias, sendo fi xado no solo 
em diferentes espécies químicas. Industrialmente, a trans-
formação do nitrogênio atmosférico em amônia é feita 
pelo processo Haber, que ocorre segundo a reação:
N
2(g)
 + 3H
2(g)
w 2NH
3(g)
Em um estudo cinético para determinação da equação da 
velocidade da produção de amônia pelo processo Haber, 
foram obtidos os dados a seguir, para uma mesma tem-
peratura.
[N
2
] mol/L [H
2
] mol/L
Velocidade 
(mol · L21⋅ min21)
0,03 0,01 4,2 ⋅ 10–5
0,06 0,01 1,7 ⋅ 10–4
0,03 0,02 3,4 ⋅ 10–4
Analisando os dados apresentados responda ao que se 
pede.
a) Qual é a expressão da equação da velocidade?
b) O que acontece com a rapidez da reação se duplicar-
mos, simultaneamente, as concentrações de hidrogê-
nio e nitrogênio?
c) Qual é o valor da constante k nas condições experi-
mentais estudadas?
d) Qual é a velocidade da reação, em mol ⋅ L–1 ⋅ min–1, se as 
concentrações de H
2
 e N
2
 forem iguais a 0,01 mol ⋅ L–1?
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Atribua uma pontuação ao seu desempenho em cada um dos objetivos apresentados, segundo a escala: 
4 para excelente, 3 para bom, 2 para razoável e 1 para ruim.
Escala de desempenho
Agora, somando todos os pontos atribuídos, verifi que seu desempenho geral no caderno e a 
recomendação feita a você.
Entre 48 e 36 pontos, seu desempenho é satisfatório. Se julgar necessário, reveja alguns 
conteúdos para reforçar o aprendizado.
Entre 35 e 25 pontos, seu desempenho é aceitável, porém você precisa rever conteúdos 
cujos objetivos tenham sido pontuados com 2 ou 1.
Entre 24 e 12 pontos, seu desempenho é insatisfatório. É recomendável solicitar a ajuda do 
professor ou dos colegas para rever conteúdos essenciais.
Procure refl etir sobre o próprio desempenho. Somente assim você conseguirá identifi car seus erros e corrigi-los.
Avalie seu desempenho no estudo dos capítulos deste caderno por meio da escala sugerida a seguir.
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Q
U
ÍM
IC
A
Autoavaliação
Introdução à Termoquímica
4 3 2 1 Entendeu como identifi car os fenômenos endotérmicos e exotérmicos?
4 3 2 1 Consegue classifi car e/ou identifi car se uma reação é ou não de formação?
4 3 2 1 É capaz de avaliar a efi ciência energética de um combustível em diferentes situações-pro-
blema?
Lei de Hess / Energia de ligação
4 3 2 1 Tem difi culdade para determinar a variação de entalpia de um processo a partir da análise 
de um diagrama de entalpia?
4 3 2 1 Está preparado para executar a lei de Hess usando qualquer tipo de informação fornecida 
em um exercício?
4 3 2 1 Compreendeu como é estimada a quantidade de calor em uma reação usando as ener-
gias de ligação envolvidas no processo?
Cinética química I
4 3 2 1 Consegue perceber a relação estequiométrica que envolve a rapidez de uma reação entre 
reagentes e produtos?
4 3 2 1 É capaz de distinguir uma colisão efetiva de uma colisão não efetiva?
4 3 2 1 Percebeu como os catalisadores são capazes de acelerar uma reação química?
Cinética química II
4 3 2 1 Identifi ca que fator está infl uindo na rapidez de uma reação química?
4 3 2 1 Sabe dizer, entre diversos procedimentos diferentes, qual seria capaz de deixar a reação 
química mais rápida?
4 3 2 1 Calcula com facilidade os expoentes da lei da velocidade da reação usando qualquer tipo 
de informação fornecida?
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Revise seu trabalho com este caderno. Com base na 
autoavaliação, anote abaixo suas conclusões: aquilo 
que aprendeu e pontos em que precisa melhorar.
 
Conclus‹o
Direção geral: Guilherme Luz
Direção editorial: Luiz Tonolli e Renata Mascarenhas
Gestão de projetos editoriais: João Carlos Puglisi (ger.), Renato Tresolavy, 
Thaís Ginícolo Cabral, João Pinhata
Edição e diagramação: Texto e Forma
Gerência de produção editorial: Ricardo de Gan Braga
Planejamento e controle de produção: Paula Godo, Adjane Oliveira, 
Carlos Eduardo de Macedo, Mayara Crivari
Revisão: Hélia de Jesus Gonsaga (ger.), Kátia Scaff Marques (coord.), 
Rosângela Muricy (coord.), Ana Paula C. Malfa, Brenda T. de Medeiros Morais, 
Carlos Eduardo Sigrist, Célia Carvalho, Celina I. Fugyama, 
Gabriela M. de Andrade e Texto e Forma
Arte: Daniela Amaral (ger.), Leandro Hiroshi Kanno (coord.), 
Daniel de Paula Elias (edição de arte)
Iconografi a: Sílvio Kligin (ger.), Denise Durand Kremer (coord.), 
Monica de Souza/Tempo Composto (pesquisa iconográfi ca) 
Licenciamento de conteúdos de terceiros: Thiago Fontana (coord.), 
Monica de Souza/Tempo Composto, Catherine Bonesso, Maria Favoretto e 
Tamara Queiróz (licenciamento de textos), Erika Ramires, Luciana Pedrosa Bierbauer e 
Claudia Rodrigues (analistas adm.)
Tratamento de imagem: Cesar Wolf e Fernanda Crevin
Ilustrações: Flávio Ribeiro e Luís Moura
Cartografi a: Eric Fuzii (coord.), Mouses Sagiorato (edit. arte), 
Ericson Guilherme Luciano
Design: Gláucia Correa Koller (ger.), Aurélio Camilo (proj. gráfi co)
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São Paulo – SP – CEP 04755-070
Tel.: 3273-6000
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Dados Internacionais de Catalogação na Publicação (CIP) 
(Câmara Brasileira do Livro, SP, Brasil)
Ético Sistema de Ensino : ensino médio : livre :
química : cadernos 1 a 12 : aluno / obra 
coletiva : responsável Renato Luiz Tresolavy. -- 
1.ed. -- São Paulo : Saraiva, 2019.
Bibliografi a.
1. Química (Ensino médio) I. Tresolavy, Renato 
Luiz.
18-12930 CDD-540.7
Índices para catálogo sistemático:
1. Química : Ensino médio 540.7
2019
ISBN 978 85 5716 167 2 (AL)
Código da obra 2150133
1a edição
1a impressão
Impressão e acabamento
Uma publicação
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