Aula Cinética Química

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Capítulo Cinética química 
Rapidez da reação 
A cinética química estuda a rapidez com a qual as reações ocorrem e quais são os 
fatores que afetam essa rapidez. 
A rapidez média da reação pode ser encontrada em função de reagentes e produtos. 
Rapidez média da reação em função de reagentes e produtos 
Já sabemos que existem diversos tipos de reações químicas e que elas podem ser 
rápidas ou lentas. A partir deste tópico, vamos compreender como determinar a rapidez dessas 
reações. 
Para iniciar os estudos, vamos usar o exemplo dos comprimidos efervescentes. 
 
A reação de comprimidos efervescentes em água é uma reação rápida. 
É possível notar que o comprimido inicia sua reação com a água logo ao ser colocado no 
copo. Isso pode ser percebido pelo surgimento de bolhas de gás. Em seguida, enquanto o 
tamanho do comprimido diminui, a coloração da água vai ficando mais intensa. Ao final, o 
comprimido desaparece e a água assume a cor do comprimido. 
Vamos descrever essa reação de forma genérica e balanceada utilizando a equação a 
seguir: 
a A + b B → c C + d D 
em que A e B são os reagentes, C e D são os produtos e a, b, c e d são os coeficientes 
estequiométricos. 
No instante zero (início da reação), só temos os reagentes. À medida que a reação se 
desenvolve, a quantidade dos reagentes (A e B) vai diminuindo. A representação gráfica da 
variação da quantidade de reagentes (A e B) no decorrer da reação ocorre da seguinte maneira. 
 
Representação gráfica da concentração dos reagentes no decorrer do tempo da reação. 
 
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Já a quantidade dos produtos (C e D) vai aumentando, até a concentração máxima 
permitida para o sistema 
 
Representação gráfica da concentração dos produtos no decorrer do tempo da reação. 
[C] e [D] t (tempo) 
Relacionando o comportamento dos reagentes e dos produtos em um gráfico, temos: 
 
Representação comparativa da concentração dos reagentes no decorrer do tempo da 
reação. 
Quando todo reagente é consumido e todo produto é formado, a reação cessa. 
Considerando esse raciocínio, podemos calcular a rapidez média da reação química em função 
dos reagentes ou produtos. Ou seja, essa rapidez é dada pela análise da variação da quantidade 
de reagentes ou de produtos pela variação do tempo (Δt). 
As expressões matemáticas que indicam a rapidez média da reação (Rm), calculada pela 
quantidade de reagentes e quantidade de produtos, respectivamente, são: 
m
Variação da quantidade de X
R
Variação no tempo
= 
em que X pode ser reagentes ou produtos A, B, C ou D. 
A quantidade de reagente consumido e de produto formado é expressa geralmente em 
quantidade de matéria, mol L−1, e o tempo pode ser expresso em diferentes unidades a depender 
da reação. 
Rapidez média em função da reação 
A rapidez das transformações químicas pode ser medida pela variação da concentração 
das substâncias que desejamos medir por um intervalo de tempo. Esse tipo de mensuração é 
utilizado, por exemplo, para monitorar o andamento de reações químicas. 
Para compreender melhor esse processo, considere a imagem. 
 
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T1 T2 T3 T4 T5 
Representação esquemática da rapidez de uma reação química em nível molecular. 
Nessa imagem, em T1, as bolinhas verdes (A) representam os reagentes. No instante 
seguinte (T2), os produtos, representados pelas bolinhas laranjas (B), começam a ser formados, 
em T3 e T4, a quantidade de reagentes diminui ao passo que o produto aumenta. Por fim, no 
instante T5, há somente produto no tubo e, assim sendo, a reação química cessa. 
Ao representarmos essa reação genericamente, se tem a seguinte equação: 
a A → b B 
Como os coeficientes estequiométricos da reação importam no cálculo da rapidez média 
da reação, e para garantir que a rapidez média da reação seja a mesma em qualquer intervalo de 
tempo, a IUPAC estabeleceu que: 
A rapidez média da reação é o módulo da rapidez média de consumo dos reagentes ou 
de formação dos produtos dividida pelo coeficiente da substância na reação corretamente 
balanceada. 
Para nossa reação genérica, teremos a seguinte expressão matemática: 
Rm = 
[A] [B] [C]
 = 
a t b t c t
− − +
=
   
Para compreendermos como esse cálculo de rapidez pode ser aplicado, vamos estudar o 
exemplo da situação-problema a seguir. 
1. Em uma região agrícola em crescimento, a demanda por fertilizantes, como a 
amônia, é alta para manter a produtividade. O desafio é otimizar o processo de síntese 
da amônia pelo método Haber-Bosch, em que são usados os gases hidrogênio e 
nitrogênio, para melhorar a eficiência e reduzir custos. Como químico responsável, 
você deve investigar, inicialmente, a rapidez média global da reação de síntese da 
amônia. 
Resolução: 
I) Considerar a equação que representa a reação de síntese da amônia. 
3 H2(g) + N2(g) 
pressão

⎯⎯⎯→
 2 NH3(g) 
 
II) Elaborar testes que levantem dados sobre a produção da amônia em diferentes 
intervalos de tempo. 
Concentração de NH3 (mol L-1) no decorrer de 4 segundos 
 
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Concentração de NH3(g) 
(mol L-1) 
0 2 4 6 8 
Tempo (s) 0 1 2 3 4 
III) Encontrar a rapidez da reação por meio de sua rapidez média global, em que se 
mede a razão entre a mudança que houve na concentração do produto após certo 
período. 
3Δ[NH ]
Rapidez média global =  
2 Δt
 
Note que, como a concentração do produto aumenta ao longo do tempo, a diferença 
entre a concentração final e a inicial tem valor positivo. 
Assim, para calcular a rapidez média global da reação entre o tempo inicial e o final 
no problema, temos: 
m
8 0
R =  
2 (4 0)
−
 − 
m
8
R =  
8 
1 1
mR 1,0 mol   L  s− −=  
 
Condições para que a reação ocorra 
As transformações químicas apresentam evidências que podem ser percebidas a olho nu, 
como a formação de gás e mudanças de cor. Entretanto, para entender por que uma reação 
ocorre, é preciso compreendê-la em nível molecular. 
Isso torna possível a análise de como as moléculas dos reagentes entram em contato 
umas com as outras e, consequentemente, de como formam produtos. 
Para que haja uma reação, algumas condições devem ser atendidas: 
● os reagentes precisam estar em contato; 
● os reagentes devem ter afinidade química; 
● as partículas dos reagentes devem colidir entre si; 
● as colisões das partículas dos reagentes devem ter uma orientação favorável (devem ser 
efetivas); 
● as colisões efetivas devem despender energia suficiente para romper as ligações dos 
reagentes. 
Considere a ilustração a seguir, que representa as colisões. 
 
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colisão orientação, superfície e energia favoráveis para a ocorrência da colisão
 reação não ocorre orientação não efetiva reação não ocorre energia 
insuficiente A B C 
Representação do choque efetivo e inefetivo entre moléculas. Em (A), o choque é efetivo. 
Os outros choques (B e C) são exemplos de choques inefetivos. 
Em (A), as moléculas dos reagentes se chocam frontalmente e formam duas novas 
moléculas de produto. Esse choque frontal é chamado de choque efetivo. 
Em (B), o choque entre as moléculas dos reagentes ocorre em uma orientação 
desfavorável e, por isso, não ocorre a reação. 
Em (C), apesar de as moléculas do reagente apresentarem orientação favorável, a 
energia do choque entre elas é inferior à necessária para que se dê o rompimento das ligações 
dos reagentes. Portanto, a reação não ocorre. 
Então, que tipo de energia é essa que, sem ela, a reação não acontece? Ela é 
denominada energia de ativação. 
Para compreendermos o que é a energia de ativação, podemos fazer uma comparação 
com o processo de combustão de uma folha de papel. A reação de combustão é exotérmica e, 
uma vez iniciada, ela tende a ocorrer até que todo o combustível, nesse caso a folha de papel, 
seja consumido. 
No entanto, para que a reação se inicie, é necessário que a folha entre em contando com 
uma chama. Essa chama fornece a energia inicial necessária para superar a barreira de energia 
de ativação, permitindo que a reação prossigaespontaneamente e libere energia na forma de luz 
e calor. 
Quando as moléculas de um reagente recebem a quantidade suficiente de energia para 
iniciar a reação química (ou seja, a energia de ativação), as moléculas reagem umas com as 
outras, formando os produtos. 
Sem o fornecimento de calor ou de uma chama, o papel não é capaz de iniciar a 
combustão sozinho. 
A energia de ativação (Ea) pode ser representada por meio de um gráfico, como 
demonstrado a seguir: 
 
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Representação gráfica da energia de ativação, com ilustração dos reagentes, do 
complexo ativado e dos produtos. 
Ao analisar a curva do gráfico, é possível notar que a energia de ativação é a diferença 
entre o ponto máximo da curva e a energia do reagente. 
Esse ponto máximo indica a energia de um composto intermediário e instável. Assim, se 
pudéssemos filmar uma reação, em nível molecular e em câmera lenta, haveria um instante em 
que as moléculas dos reagentes se quebrariam ao mesmo tempo que se formariam as moléculas 
dos produtos. Nesse momento específico, estaríamos diante de um composto intermediário, 
chamado de complexo ativado. 
 
É possível definir também que a energia de ativação é a energia necessária para 
formação do complexo ativado, etapa indispensável para que os reagentes possam ser 
convertidos em produtos em uma reação. 
Considere o gráfico a seguir, que representa uma reação exotérmica. 
 
Representação gráfica de uma reação exotérmica. 
Nesse exemplo, o complexo ativado apresenta energia de +190 kJ, e a energia dos 
reagentes é +50 kJ. Logo, a energia de ativação é calculada pela diferença dessas energias, ou 
seja: 
Ea = energia do complexo ativado - energia dos reagentes 
 
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Ea = +190 − (+50) 
Ea = +140 kJ 
Esse gráfico também pode informar a entalpia da reação. No exemplo, a energia do 
produto é −40 kJ e a do reagente, +50 kJ; portanto, a entalpia da reação é: 
ΔH = energia dos produtos – energia dos reagentes 
ΔH = −40 - (+50) 
ΔH = -90 kJ 
Agora, considere o gráfico que representa uma reação endotérmica. 
 
Representação gráfica de uma reação endotérmica. 
O complexo ativado, nesse exemplo, apresenta energia de +190 kJ e a energia dos 
reagentes é −40 kJ. Assim, a energia de ativação é calculada pela diferença dessas energias, ou 
seja: 
Ea = energia do complexo ativado - energia dos reagentes 
Ea = +190 − (−40) 
Ea = +230 kJ 
Como o gráfico anterior, este pode informar a entalpia da reação. No exemplo, a energia 
dos produtos é +50 kJ e a dos reagentes, −40 kJ. Logo, a entalpia da reação é: 
ΔH = energia dos produtos − energia dos reagentes 
ΔH = +50 − (−40) 
ΔH = +90 kJ 
Fatores que alteram a rapidez da reação 
A rapidez da reação química pode ser influenciada por diversos fatores, que podem ser 
usados isoladamente ou em conjunto para acelerar ou retardar o tempo necessário para que uma 
reação ocorra. 
Neste tópico, vamos estudar alguns deles, como a superfície de contato, a 
temperatura, a pressão, a concentração dos reagentes e os catalisadores. 
Superfície de contato 
 
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Se usarmos a mesma temperatura e a mesma quantidade em uma massa de batatas, em 
qual das duas situações as batatas cozinham mais rápido: quando estiverem inteiras ou quando 
estiverem cortadas? 
Comparando as imagens, temos a seguinte observação: as batatas inteiras demoram 
mais tempo para cozinharem quando comparadas com as batatas cortadas em pedaços. 
Apesar de as batatas inteiras e as cortadas em pequenos pedaços terem o mesmo 
volume, a soma da área superficial de todos os pedaços de batatas cortadas que estará em 
contato com a água no processo de cozimento é maior que a soma da área superficial das 
batatas inteiras. 
Isso faz com que os pedaços de batatas cortadas tenham mais superfície para interagir 
com a água do que as batatas inteiras e, por isso, cozinham mais rapidamente. O mesmo ocorre 
com a carne moída em relação a um pedaço de carne cozido por inteiro. Assim, o tempo de 
cozimento de 1 kg de carne moída é menor que o de 1 kg de um pedaço inteiro de carne. 
Quando um reagente químico tem uma maior superfície de contato, a rapidez da 
reação é maior, porque há maior interação entre os reagentes. Consequentemente, há também 
maior quantidade de choques efetivos e mais rapidamente ocorre a formação do produto. 
Temperatura 
Outro fator que altera a rapidez das reações químicas é a temperatura. O gráfico a 
seguir retrata o número de moléculas pela quantidade de energia delas em duas temperaturas: 
T1, mais baixa, e T2, mais alta. 
 
Influência da temperatura: quanto maior a temperatura, maior a rapidez da reação. 
Note que a curva T1 é mais estreita que a T2. Isso significa que, em T1, mais moléculas 
têm energia cinética menor e que, em T2, mais moléculas têm maior energia cinética. Logo, 
podemos dizer que o aumento de temperatura confere às moléculas uma quantidade maior de 
energia cinética. 
Mas não é só isso, já que, em T2, uma maior quantidade de moléculas atinge a energia de 
ativação da reação, aumentando, assim, o número de choques efetivos, razão pela qual a rapidez 
da reação aumenta. 
Pressão 
Em reações que ocorrem em ambientes isotérmicos – e, portanto, com aumento da 
pressão –, o volume diminui e, por isso, há um menor espaço para a movimentação das 
moléculas. Isso ocasiona aumento dos choques efetivos e, consequentemente, aumento da 
rapidez da reação. Observe a imagem a seguir. 
 
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Representação esquemática da influência da pressão no volume. O aumento da pressão 
diminui o volume e, consequentemente, aumenta a rapidez da reação. A diminuição de 
pressão permite o aumento do volume diminuindo a rapidez da reação. 
Concentração dos reagentes 
Outro fator que aumenta o número de choques efetivos é o aumento da quantidade de 
mol dos reagentes, ou seja, da concentração dos reagentes. Nessa situação, há maior 
quantidade de moléculas de reagentes capazes de se chocar umas com as outras de forma 
efetiva, o que aumenta a rapidez da reação. 
Nesse exemplo, para que o aumento da concentração dos reagentes influencie na 
rapidez da reação, o volume do sistema em que a reação ocorre deve permanecer constante. 
 
O aumento da disponibilidade de moléculas dos reagentes promove mais choques 
efetivos. 
Catalisador 
Por fim, há mais um fator que aumenta a rapidez da reação: os catalisadores, substâncias 
que atuam na diminuição da energia de ativação. Considere o gráfico a seguir. 
Influência do catalisador na rapidez da reação 
 
Representação gráfica de reações com e sem catalisador. A curva da reação com 
catalisador apresenta menor energia de ativação. 
Note que a curva (energia do complexo ativado) que representa a reação com catalisador 
é menor do que a sem catalisador. Logo, com catalisador, a diferença entre as energias do 
complexo ativado e a dos reagentes é menor e, desse modo, a energia de ativação também é 
menor. Isso torna possível que moléculas dos reagentes com menor energia consigam ter 
choques efetivos e formem mais produtos. 
 
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É importante destacarmos que o catalisador não fornece energia à reação, mas, sim, 
propõe caminhos reacionais alternativos, que diminuem a energia de ativação, não alterando a 
entalpia da reação. Outra característica essencial é que eles são substâncias que participam da 
reação sem serem consumidos, ou seja, o catalisador não será um produto nem um reagente da 
reação. 
As reações catalisadas podem ser classificadas como o estado físico dos reagentes e do 
catalisador. 
Na catálise homogênea, os reagentes e o catalisador formam um sistema monofásico, 
pois estão no mesmo estado físico. 
Na catálise heterogênea, os reagentes e o catalisador formam um sistema polifásico, 
uma vez que se encontram em estados físicos diferentes. Nos automóveis, os conversores 
catalíticos atuam por meio da catálise heterogênea convertendo gases de alto potencial tóxico 
como o gás monóxido de carbono (CO). E óxidos de nitrogênio, em gases menostóxicos ao 
ambiente e à saúde dos seres vivos, como os gases N2, O2 e a H2O. 
 
Lei da ação das massas 
Para compreendermos como as alterações nas condições experimentais e a 
concentração em quantidade de substância (mol/L) afetam a taxa de desenvolvimento da reação, 
vamos estudar a lei da ação das massas. 
Essa lei também é fundamental na cinética química para prever o comportamento da 
reação ao longo do tempo e para o planejamento de processos químicos. 
Inicialmente, vamos considerar uma reação genérica, devidamente balanceada, 
representada pela seguinte equação química: 
m A + n B → c C 
em que A e B são os reagentes, C é o produto e m, n e c são coeficientes estequiométricos da 
reação. 
Segundo essa lei, a taxa de desenvolvimento dessa reação é diretamente proporcional 
ao produto das concentrações dos reagentes, elevadas a expoentes que são determinados 
experimentalmente com base na análise da variação da concentração e da rapidez da reação. É 
possível representar matematicamente essa relação por: 
rapidez = k[A]m[B]n 
em que k é a constante de rapidez da reação, [A] e [B] são as concentrações dos reagentes 
genéricos e m e n são os expoentes que indicam a ordem da reação em relação a cada reagente. 
Ordem da reação 
A ordem da reação indica a dependência da rapidez da reação em relação à 
concentração em quantidade de substância de um determinado reagente. 
A ordem da reação é dada pela soma dos expoentes m e n, quando determinada 
experimentalmente. 
Dizemos que uma reação é de primeira ordem em relação a um determinado reagente 
quando a rapidez da reação é diretamente proporcional à sua concentração ([A] = k ⋅ [A]1), de 
segunda ordem quando a rapidez da reação é proporcional ao quadrado da sua concentração 
 
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([A] = k ⋅ [A]2), e assim por diante. 
A medida da concentração dos reagentes e/ou produtos na reação pode ser utilizada para 
definirmos a taxa de desenvolvimento da rapidez de uma reação. 
Acompanhe o exemplo para a determinação dessa taxa da reação de decomposição do 
dióxido de dinitrogênio (N2O2), uma substância usada como anestésico em procedimentos 
médicos e odontológicos. 
Inicialmente, consideramos a equação que representa a reação de decomposição 
N2O2(g) → 4 NO2(g) + O2(g) 
Agora, analisamos o quadro com dados hipotéticos da rapidez da reação em cinco 
experimentos. A concentração do reagente N2O2 é diferente em cada um deles. Acompanhe: 
Rapidez da reação em diferentes concentrações do reagente 
Experimento 
Concentração de N2O2 
(mol⋅L-1) 
Rapidez da reação 
I 0,01 0,5 ⋅ 10-4 
II 0,02 1,0 ⋅ 10-4 
III 0,04 2,0 ⋅ 10-4 
IV 0,06 3,0 ⋅ 10-4 
V 0,08 4,0 ⋅ 10-4 
Perceba que, do primeiro para o segundo experimento, ao duplicar a concentração do 
reagente, a rapidez da reação também duplica. Isso significa que, nesse caso, a rapidez da 
reação depende diretamente da concentração do reagente. 
No exemplo da reação de decomposição do N2O2, a rapidez da reação é dada por: 
rapidez = k ⋅ [N2O2] 
Dessa forma, podemos dizer que essa é uma reação de primeira ordem. 
Reação elementar 
Nos casos em que uma reação ocorre em uma só etapa, a taxa de desenvolvimento da 
reação pode ser obtida não só com base em experimentos, mas também utilizando seu 
coeficiente estequiométrico. Acompanhe: 
H2(g) + Cℓ2(g) → 2 HCℓ(g) 
rapidez = k ⋅ [H2] ⋅ [Cℓ2] 
Esse tipo de reação, que ocorre em uma só etapa, é denominado de reação elementar, 
e essa taxa pode ser escrita utilizando diretamente os coeficientes estequiométricos da equação 
química balanceada. 
Reação não elementar 
 
Público 
Quando as reações ocorrem em duas ou mais etapas, a taxa de desenvolvimento da 
reação é determinada pela etapa lenta da reação. 
Acompanhe o exemplo da reação entre o dióxido de nitrogênio e o monóxido de carbono, 
que produz dióxido de carbono mais monóxido de nitrogênio. 
NO2(g) + CO(g) → CO2(g) + NO(g) (equação global) 
Esse tipo de reação é denominado de reação não elementar, pois ocorre em duas 
etapas: 
Etapa I: 2 NO2(g) → NO3(g) + NO(g) (etapa lenta) 
Etapa II: NO3(g) + CO(g) → NO2(g) + CO2(g) (etapa rápida) 
As reações não elementares, a etapa lenta determina a lei de velocidade para reação; 
nesse caso a rapidez fica representada da seguinte maneira: 
rapidez = k ⋅ [NO2]2 
EXERCÍCIOS: 
1) O estudo cinético de uma reação pode ser dividido em duas categorias: (1) a determinação 
experimental da velocidade de uma reação e sua dependência com os parâmetros que a 
influenciam e (2) a descrição do mecanismo de reação pelo qual se descrevem todas as 
etapas para a formação do produto. Cinética química também inclui investigações de como 
diferentes condições experimentais podem influir na velocidade de uma reação química e 
informações de rendimento sobre o mecanismo de reação e estados de transição, assim 
como a construção de modelos matemáticos que possam descrever as características de 
uma reação química. 
Na reação de dissociação térmica do iodeto de hidrogênio gasoso, a velocidade de reação é 
proporcional ao quadrado da concentração molar do iodeto de hidrogênio gasoso. Ao triplicar-
se a concentração do HI, a velocidade da reação: 
a) diminuirá 3 vezes. 
b) aumentará 6 vezes. 
c) diminuirá 6 vezes. 
d) diminuirá 9 vezes. 
e) aumentará 9 vezes. 
1. Alternativa e. 
2. (UPF-RS) A mídia veicula, no dia a dia, inúmeras propagandas sobre produtos que evitam o 
envelhecimento humano. O processo de envelhecimento humano durante os anos de vida 
está relacionado à rapidez das reações de oxidação químicas e/ou biológicas. 
Com relação aos fatores que podem afetar a velocidade das reações químicas, é correto 
afirmar que: 
a) em uma reação química, o aumento da temperatura aumenta a energia de ativação. 
b) o aumento das colisões dos reagentes pode afetar a velocidade da reação. 
c) a adição de um catalisador afeta a entalpia da reação. 
 
Público 
d) a pressão afeta a cinética de reação, independentemente do estado de agregação dos 
reagentes. 
e) quanto menor a superfície de contato entre os reagentes, mais rápida é a reação. 
2. Alternativa b. 
3. (Enem) A nanotecnologia pode ser caracterizada quando os compostos estão na ordem de 
milionésimos de milímetros, como na utilização de nanomateriais catalíticos nos processos 
industriais. O uso desses materiais aumenta a eficiência da produção, consome menos 
energia e gera menores quantidades de resíduos. O sucesso dessa aplicação tecnológica 
muitas vezes está relacionado ao aumento da velocidade da reação química envolvida. 
O êxito da aplicação dessa tecnologia é por causa da realização de reações químicas que 
ocorrem em condições de 
a) alta pressão. 
b) alta temperatura. 
c) excesso de reagentes. 
d) maior superfície de contato. 
e) elevada energia de ativação. 
3. Alternativa d. 
4. (UEPG-PR) Identifique os fatores que aumentam a velocidade das reações químicas e assinale 
o que for correto. 
01. O aumento da concentração dos reagentes. 
02. O aumento da energia de ativação da reação. 
04. O aumento da temperatura do sistema reacional. 
08. A diminuição da superfície de contato. 
4. SOMA 01 + 04 = 05. 
5. (UFRGS-RS) O ácido hidrazoico HN3 é um ácido volátil e tóxico que reage de modo 
extremamente explosivo e forma hidrogênio e nitrogênio, de acordo com a reação a seguir. 
2 HN3 → H2 + 3 N2 
Sob determinadas condições, a velocidade de decomposição do HN3 é de 6,0 x 10-2 mol L-
1·min-1. 
Nas mesmas condições, as velocidades de formação de H2 e de N2 em mol. L-1·min-1, são, 
respectivamente: 
a) 0,01 e 0,03. 
b) 0,03 e 0,06. 
c) 0,03 e 0,09. 
d) 0,06 e 0,06. 
e) 0,06 e 0,18. 
5. Alternativa c. 
6. (UFT-TO) Pesquisas recentes revelaram que aminoácidos podem formar cadeias peptídicas 
espontaneamente em gotículas de água pura. Nas superfícies dessas gotas, as reações entre 
 
Público 
aminoácidos para formar cadeias peptídicas ocorrem a uma velocidade entre cem e um 
milhão de vezes mais rápido do que observadasem outros ambientes. 
As afirmativas a seguir tratam dos fatores que afetam a velocidade das reações químicas: 
I. O aumento da concentração dos reagentes afeta a velocidade de uma reação química pelo 
aumento da frequência de colisões efetivas entre as partículas constituintes dos 
reagentes. 
II. Os retardantes químicos reduzem a velocidade da reação através da diminuição da energia 
de ativação das reações químicas. 
III. O aumento da área superficial eleva a velocidade das reações químicas por meio do 
aumento da área de contato entre os reagentes. 
IV. Os catalisadores homogêneos formam uma fase única com o meio reacional e são 
consumidos durante a reação e convertidos em produtos juntamente com os reagentes. 
V. O aumento da pressão sobre o sistema, para reações em fase gasosa e sistema fechado, 
aumenta a velocidade da reação a partir da redução do volume ocupado pelos gases dos 
reagentes e do consequente aumento de colisões entre as moléculas deles. 
Com base nas afirmativas, assinale a alternativa CORRETA. 
a) Apenas as afirmativas I, II e IV estão corretas. 
b) Apenas as afirmativas III e V estão corretas. 
c) Apenas as afirmativas I, III e V estão corretas. 
d) Apenas as afirmativas I e II estão corretas. 
6. Alternativa c. 
7. (UPE) A variação de energia para uma dada reação química é apresentada no gráfico a seguir. 
A partir da leitura desse gráfico, é possível extrair informações quanto à cinética e obter 
parâmetros termodinâmicos. 
 
Nesse sentido, assinale a alternativa que apresenta a afirmação CORRETA quanto ao 
processo representado. 
a) O processo ocorre em etapa única e absorve 120 kcal/mol. 
b) O processo ocorre em duas etapas, liberando 250 kcal/mol. 
c) É uma transformação endotérmica que, quando catalisada, tem energia de ativação igual a 
110 kcal/mol. 
 
Público 
d) É uma transformação exotérmica que, quando catalisada, tem energia de ativação igual a 
120 kcal/mol. 
e) O processo libera 125 kcal/mol, e a reação não catalisada tem energia de ativação igual a 
230 kcal/mol. 
7. Alternativa e. 
8. (ENEM) Grande parte da atual frota brasileira de veículos de passeio tem tecnologia capaz de 
identificar e processar tanto o etanol quanto a gasolina. Quando queimados, no interior do 
motor, esses combustíveis são transformados em produtos gasosos, num processo com 
variação de entalpia menor que zero (∆H