EM_V06_QUÍMICA PROFESSOR

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Livro do Professor
Química
Volume 6
Presidente: Ruben Formighieri
Diretor-Geral: Emerson Walter dos Santos
Diretor Editorial: Joseph Razouk Junior
Gerente Editorial: Júlio Röcker Neto
Gerente de Arte e Iconografia: Cláudio Espósito Godoy
Autoria: Fábio Roberto Batista
Supervisão Editorial: Jeferson Freitas
Coordenação de Área: Milena dos Passos Lima
Edição de Conteúdo: Gabriela Ido Sabino
Edição de Texto: Juliana Milani
Revisão: Chisato Watanabe, Willian Marques e Fabrízia Carvalho Ribeiro
Supervisão de Arte: Elvira Fogaça Cilka 
Edição de Arte: Angela Giseli de Souza
Projeto Gráfico: YAN Comunicação
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Editoração: Studio Layout Ltda.
Ilustrações: Divo, Jack Art e Marcos Gomes
Pesquisa Iconográfica: Janine Perucci (Supervisão) e Marina Gonçalves Grosso
Engenharia de Produto: Solange Szabelski Druszcz
Produção
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(Maria Teresa A. Gonzati / CRB 9-1584 / Curitiba, PR, Brasil)
B333 Batista, Fábio Roberto.
 Química : ensino médio / Fábio Roberto Batista ; ilustrações Divo, Jack Art, Marcos 
Gomes. – Curitiba : Positivo, 2015.
v. 6 : il.
Sistema Positivo de Ensino
ISBN 978-85-467-0230-5 (Livro do aluno)
ISBN 978-85-467-0231-2 (Livro do professor)
1. Química. 2. Ensino médio – Currículos. I. Divo. II. Art, Jack. III. Gomes, Marcos. IV. Título.
CDD 373.33
O projeto gráfico atende aos objetivos da coleção de diversas formas. As ilustrações, diagramas e figuras contribuem para a construção 
correta dos conceitos e estimulam um envolvimento ativo com temas de estudo. Sendo assim, fique atento aos seguintes ícones:
Fora de escala numéricaFormas em proporçãoColoração artificial
Imagem ampliadaImagem microscópicaColoração semelhante ao natural
Representação artísticaEscala numéricaFora de proporção
Termoquímica .............................................4
Trocas de energia em uma transformação .............................................................5
 Reação química exotérmica e endotérmica ....................................................................................................... 6
 Equação termoquímica ..................................................................................................................................... 9
 Fatores que alteram a variação de entalpia da reação .................................................................................... 11
 Casos especiais de entalpia ............................................................................................................................ 15
Métodos teóricos para determinar a variação de entalpia da reação....................18
 Entalpia de formação ...................................................................................................................................... 18
 Lei de Hess ...................................................................................................................................................... 18
 Energia de ligação ........................................................................................................................................... 20
Cinética Química ........................................37
Velocidade de uma reação química ....................................................................38
 Teoria das colisões ........................................................................................................................................... 39
Fatores que influenciam a velocidade de uma reação ..........................................43
 Superfície de contato ...................................................................................................................................... 43
 Temperatura ................................................................................................................................................... 44
 Pressão ........................................................................................................................................................... 45
 Catalisador ...................................................................................................................................................... 45
 Concentração .................................................................................................................................................. 47
11
12
Sumário
Acesse o livro digital e 
conheça os objetos digitais 
e slides deste volume.
4
 Termoquímica
Ponto de partida 
 Uma das grandes descobertas do ser humano foi o fogo, uma manifestação de combustão rápida com emissão 
de luz e calor. 
1. Você sabe o que é combustão?
2. De onde vem a energia envolvida nas reações de combustão?
3. O triângulo de fogo é a representação dos três elementos necessários para iniciar a combustão – COMBUSTÍ-
VEL (sólidos, líquidos e gasosos), COMBURENTE (oxigênio acima de 13%) e CALOR (energia inicial). Explique 
o significado de cada um desses elementos.
11
1
©Shutterstock/Toa55
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ConexõesConexões
Por que o fogo queima?
1. O fogo é resultado de uma reação química provocada por três ingredientes: oxigênio, combustível e 
calor. Quando eles se juntam, o oxigênio reage com o combustível, numa violenta oxidação*, chama-
da de combustão.
2. O combustível é a substância que “queima” e pode ser sólido, líquido ou gasoso. Para reagir com o 
oxigênio, ele deve ser aquecido até uma temperatura mínima – cada material tem a sua. [...]
3. A combustão libera energia em forma de calor e de luz – provocando a chama. [...] Combustíveis 
orgânicos como a madeira – com carbono na composição – geram fumaça ao queimar.
4. [...] À medida que o combustível é consumido, a chama e o calor diminuem até o fogo sumir. Para 
apagar qualquer fogo, é só afastar o oxigênio – abafando o fogo, por exemplo – eliminar o combustível 
ou diminuir a temperatura da reação.
[...] 
* Na oxidação, os átomos do gás oxigênio (O2) se separam para se combinar com outros elementos 
químicos.
JOKURA, Tiago. Por que o fogo queima? Disponível em: <http://mundoestranho.abril.com.br/ciencia/fogo-queima-495841.shtml>. 
Acesso em: 26 abr. 2015.
 entender a energia envolvida nas reações químicas; 
 conceituar as reações em endotérmicas e exotérmicas; 
 analisar os fatores que influenciam os valores da variação de entalpia de uma equação termo-
química; 
 calcular a variação de entalpia de uma reação, por meio dos diferentes métodos teóricos.
uímicas; 
xotérmicas;
Objetivos da unidade:
Trocas de energia em uma transformação
O avanço conquistado no controle das diferentes 
formas de energia advém de transformações, geral-
mente, acompanhadas de liberação ou absorção de 
energia na forma de eletricidade, luz ou calor. 
Desde a Pré-História, é constante o interesse do ser humano em conseguir controlar a energia. Inicialmente, ele 
aprendeu a manipular o fogo, fato que permitiu a ele cozinhar os alimentos e deixar de temer o frio. Mais tarde, o fogo 
foi utilizado para moldar metais e construir armas, mudando a história das batalhas. Atualmente, a dependência das 
várias formas existentes de energia é cada vez maior. Seja para uso industrial, seja em ambiente doméstico, percebe-se 
que não seria uma tarefa fácil se hojefosse necessário abdicar das facilidades que o uso da energia traz para o dia a dia.
O estudo da energia e suas transformaç
ões é realizado pela Termodinâ-
mica. Já as relações entre as reações quí
micas e as variações de energia 
envolvendo o calor são estudadas pela Te
rmoquímica. 
Volume 66
O conteúdo energético envolvido em uma transformação química é chamado 
de entalpia; porém, não se conhece nenhuma maneira de determinar a entalpia 
de uma substância. Na prática, é possível apenas medir, experimentalmente, a va-
riação da entalpia ( H) de uma transformação, com auxílio de um calorímetro. 
O funcionamento desse aparelho consiste no seguinte princípio: se a transformação libera calor para o meio, a 
água é aquecida; ao contrário, se absorve calor do meio, a água é resfriada. Ou seja, o aumento ou a diminuição da 
temperatura do sistema depende, respectivamente, da quantidade de calor liberado ou absorvido pela água e da 
sua quantidade presente no calorímetro. Matematicamente, essa quantidade de calor liberada ou absorvida pode ser 
calculada por meio da expressão:
Q = m ⋅ c ⋅ ΔT
Q = quantidade de calor liberada ou absorvida em um sistema fechado, sob 
pressão constante.
m = massa de água presente no sistema.
c = calor específico da água (4,18 J/g ⋅ ºC).
T = variação de temperatura do sistema.
Sob pressão constante, a quantidade de calor (Q) do sistema é igual ao valor da variação de entalpia ( H) do 
processo. Assim, pode-se definir a variação de entalpia como a diferença entre os estados final e inicial, conforme a 
equação matemática:
H = HFinal – HInicial
Com essa equação, é possível calcular os valores de energia sob a forma de calor liberado ou absorvido. Em função 
dessa energia, os processos físicos ou químicos podem ser classificados em exotérmicos e endotérmicos. 
Reação química exotérmica e endotérmica 
Para as reações químicas, a quantidade de calor liberada ou absorvida, medida pelo calorímetro, também é conhe-
cida como calor de reação. 
O calorímetro é um dispositivo 
no qual o fluxo de calor é mo-
nitorado pelas mudanças de 
temperatura do sistema. 
Além da água, o termômetro e o reci-
piente sofrem trocas de calor. Porém, 
neste material serão discutidos so-
mente cálculos em que a água libera 
ou absorve calor da reação.
O calor específico é a quan-
tidade de calor fornecido a 
1 g de material para elevar 
sua temperatura em 1 oC.
M
ar
co
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G
om
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01
1.
 D
ig
ita
l.
Química 7
As reações que liberam calor são chamadas de exotérmicas e as reações que absorvem calor, endotérmicas. Para 
determinar se uma reação é exotérmica ou endotérmica, é necessário considerar que há ruptura de ligações entre os 
átomos no(s) reagente(s) e formação de novas ligações químicas no(s) produto(s). O saldo energético é que indica se 
a reação libera ou absorve energia. 
Com base na Lei da Conservação da Energia, em uma reação química: 
A energia total do(s) reagente(s) é igual à energia total do(s) produto(s).
Portanto, em uma reação exotérmica, em que a energia é liberada na forma de calor, esse saldo é proveniente do 
conteúdo energético do(s) reagente(s). Isto é, a entalpia do(s) reagente(s) é maior que a entalpia do(s) produto(s) – 
HReagente(s) > HProduto(s). 
A reação exotérmica pode ser representada por várias equações, são elas: 
Reagente(s) Produto(s) + calor
Reagente(s) – calor Produto(s)
Reagente(s) Produto(s) H = –x calor
Por meio de um gráfico, é possível representar um diagrama geral que relaciona a entalpia em função do desen-
volvimento da reação. 
Entalpia (H)
Reagente(s)
Produto(s)
Caminho da reação (tempo)
ΔH = HP – HR
HP < HR
HP 
HR
ΔH < 0
Um sistema composto de H2(g) e O2(g), por exemplo, tem mais energia interna que um sistema composto de H2O(ℓ). 
Isso ocorre porque o sistema perde energia ( H < 0) quando H2 e O2 são convertidos em H2O. 
H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(ℓ) 
H (kJ)
H2O(ℓ)
0
–285,83
ΔH < 0
H2(g) + 1/2 O2(g) 
HReagentes = 0
HProduto = –285,83 kJ
H = HFinal – HInicial
H = HProduto – HReagentes 
H = –285,83 – (0) 
H = –285,83 kJ há liberação de 285,83 kJ
Assim, 
H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(ℓ) + 285,83 kJ 
H2(g) + 1/2 O2(g) – 285,83 kJ H2O(ℓ)
H2(g) + 1/2 O2 (g) H2O(ℓ) H = –285,83 kJ 
A análise do gráfico demonstra que, nesse processo, a entalpia 
do(s) reagente(s) – HR – é maior que a entalpia do(s) produto(s) – HP –, 
e por isso há liberação de energia. 
Nos diagramas de entalpia, a seta indica o sentido da reação. 
Quando está para baixo, a energia é liberada (ΔH é negativo). 
Volume 68
Em uma reação endotérmica, em que a energia é absorvida na forma de calor, o saldo energético provém do(s) 
produto(s). Ou seja, a entalpia do(s) produto(s) é maior que a entalpia do(s) reagente(s) – HReagente(s) < HProduto(s). 
A seguir, as possíveis equações para representar uma reação endotérmica:
Reagente(s) + calor Produto(s)
Reagente(s) Produto(s) – calor
Reagente(s) Produto(s) H = +x calor
O diagrama geral, para essa reação, indica que a entalpia do(s) 
produto(s) – HP – é maior que a entalpia do(s) reagente(s) – HR –, e 
por isso há absorção de energia. 
Quando a seta, em um diagrama de entalpia, está para cima, a 
energia é absorvida ( H é positivo).
Ao contrário da reação de formação da água, apresentada anteriormente como exemplo de reação exotérmica, a 
decomposição dessa substância é um processo endotérmico. 
HReagente = –285,83 kJ
HProdutos = 0
H = HFinal – HInicial
H = HProdutos – HReagente 
H = 0 – (–285,83)
H = +285,83 kJ há absorção de 285,83 kJ 
Assim,
H2O(ℓ) + 285,83 kJ H2(g) + 1/2 O2(g)
H2O(ℓ) H2(g) + 1/2 O2(g) – 285,83 kJ
H2O(ℓ) H2(g) + 1/2 O2(g) H = +285,83 kJ 
H (kJ)
H2O(ℓ)
0
–285,83
ΔH > 0
H2(g) + 1/2 O2(g) 
Os calores, liberados ou absorvidos, são expressos, de acordo com o 
Sistema Internacional de Unidades (SI), em joule (J) ou seus submúlti-
plos. Em algumas situações, como em rótulos de alimentos, é também 
expresso em caloria (cal). A equivalência entre caloria e joule é dada 
pela relação: 
1 cal = 4,18 J
Em uma reação química, a quantidade de calor é comumente expressa em quilojoule (kJ) ou em quiloca-
loria (kcal).
Faça os alunos perceberem, com os 
exemplos – formação e decomposi-
ção da água –, que se em um sen-
tido a reação é exotérmica, ou seja, 
libera calor, no sentido oposto, a 
reação absorve calor (é endotérmi-
ca) e vice-versa. Isso será abordado 
com mais detalhes na sequência 
desta unidade. 
O joule é a unidade de trabalho e energia no SI. Sua definição é abordada 
pela disciplina de Física. 
Entalpia (H)
Reagente(s)
Produto(s)
ΔH = HP – HR
HP 
HR
Caminho da reação (tempo)
HP > HR
ΔH > 0
Quando nos alimentamos, as molécu
las 
presentes nos alimentos são metabolizad
as 
(queimadas) pelo nosso organismo para
 li-
berar (fornecer) energia que é utilizada p
ara 
a manutenção dos nossos processos vitais
. 
Ao final da unidade, na seção Química em foco, há um texto para leitura cujo tema é a quantidade de calorias na alimen-
tação.
Química 9
Organize as ideias
Equação termoquímica
A informação sobre a quantidade de energia liberada ou absorvida em reações químicas é de extrema importância. 
Porém, as condições em que as reações ocorrem – temperatura, pressão, estado de agregação e quantidade de matéria 
das substâncias envolvidas – influenciam no calor das reações. Por isso, essa grandeza é representada junto da equação 
a que se refere. 
Essa representação da reação química, conhecida como equação termoquímica, é fundamental, pois descreve as 
condições do sistema reacional e a variação de entalpia ( H). 
A equação termoquímica é a representação da reação química na qual devem constar as quantidades de matéria 
do(s) reagente(s) e do(s) produto(s), os estados físico e alotrópico (caso existam) das substâncias, a temperatura e a 
pressão na qual se encontra o sistema e a quantidade de calor liberada ou absorvida da reação ( H). 
 Classifique as transformaçõesapresentadas em endotérmicas ou exotérmicas. 
a) C12H22O11(s) + calor 12 C(s) + 11 H2O(g) Endotérmica 
b) C6H12O6(aq) + 6 O2(g) 6 CO2(g) + 6 H2O(g) + calor Exotérmica 
c) H2O(ℓ) H2(g) + 1/2 O2(g) H > 0 Endotérmica 
d) HCℓ(aq) + NaOH(aq) – 13,8 kcal NaCℓ(aq) + H2O(ℓ) Exotérmica 
e) C2H6O(ℓ) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) H = –1 366,1 kJ Exotérmica 
f) H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(g) + 241,82 kJ Exotérmica 
g) H2O(g) H2(g) + 1/2 O2(g) H = +241,82 kJ Endotérmica 
h) 
Entalpia (H)
HR 
HP
Caminho da reação (tempo)
Fe(s) + 1/2 O2(g)
FeO(s)
Exotérmica
i) 
Entalpia (H)
CO2(g)
C(grafite) + O2(g)
HP 
HR
Caminho da reação (tempo)
Endotérmica
Volume 610
1 H2(g) + 1/2 O2(g) 1 H2O(g) H = –241,82 kJ
1 H2(g) + 1/2 O2(g) 1 H2O(ℓ) H = –285,83 kJ
2 H2(g) + 1 O2(g) 2 H2O(ℓ) H = –571,66 kJ
1 C(grafite) + O2(g) CO2(g) H = –393,51 kJ
1 C(diamante) + O2(g) CO2(g) H = –395,40 kJ
Quando não for indicada a temperatura e a 
pressão em que a reação foi realizada, admite-se que 
ocorreu nas condições-padrão. 
Com os exemplos apresentados, é possível verificar 
que o estado de agregação (estado físico ou alotrópico) e a 
quantidade de matéria das substâncias envolvidas são fato-
res que influenciam o calor da reação. Por isso, uma mesma 
reação química pode apresentar valores diferentes de H. 
Essa informação deve ser considerada para 
todas as equações termoquímicas que es-
tão apresentadas neste material.
Experimento
Papel que não queima
 O experimento proposto envolve queima, por 
isso tome cuidado com a chama, pois po-
dem ocorrer acidentes com a manipulação 
incorreta do fogo.
Em Química, este símbolo 
é utilizado quando uma 
atividade envolve fogo e 
risco de incêndio.
Materiais 
1 béquer de 250 mL; pinça metálica grande; 50 mL de álcool isopropílico; 50 mL de água; bico de Bunsen; uma 
cédula de papel (dinheiro). 
Como fazer
1. No béquer, misture 50 mL de álcool isopropílico com 50 mL de água.
2. Molhe, completamente, a cédula de papel na solução. 
3. Com o auxílio de uma pinça metálica, segure a cédula e coloque fogo. 
4. Observe o ocorrido.
Resultados e conclusão
a) O experimento representa a reação de combustão total do álcool isopropílico (C3H7OH(ℓ)) em presença de 
oxigênio (O2(g)), em que são produzidos gás carbônico (CO2(g)), água (H2O(g)) e 1 987 kJ de energia. Com essas 
informações, indique a equação termoquímica balanceada e a variação de entalpia do sistema. 
b) Considerando a informação de que toda queima é classificada como um processo exotérmico, nesse experi-
mento, a energia dos reagentes é maior ou menor que a energia dos produtos? 
c) Se a reação envolvida libera calor para o meio, por que o papel não queima? 
Caso prefira, podem ser usadas outras quantidades de 
água e álcool. Porém, é importante manter a mesma 
proporção em volume entre esses materiais.
Nesse experimento a cédula de papel não é queimada, pois, ao mesmo tempo que 
ocorre a combustão do álcool isopropílico, o calor liberado dessa queima é absorvi-
do pela água. Assim, não há calor suficiente para queimar o dinheiro.
A pressão de 1 atm e a temperatura d
e 25 oC são 
condições-padrão de um sistema.
2 Gabaritos.
Química 11
Fatores que alteram a variação de entalpia da reação
Em uma equação termoquímica, é necessário especificar informações como quantidade de matéria (mol), estado 
físico das substâncias ou estado alotrópico, pois esses fatores influenciam no valor do H da reação. 
Quantidade de matéria 
Por ser uma propriedade extensiva, a variação de entalpia é diretamente proporcional aos coeficientes estequiomé-
tricos das substâncias que participam da reação. Ou seja, o valor do H, representado em uma equação termoquímica, 
está relacionado à quantidade de matéria (mol) do(s) reagente(s) e do(s) produto(s). 
Para a reação de formação da água no estado líquido, a partir do hidrogênio e oxigênio gasosos, por exemplo, há 
liberação de 285,83 kJ. 
1 H2(g) + 1/2 O2(g) 1 H2O(ℓ) H = –285,83 kJ 
Entretanto, quando a reação é controlada para que 2 mols de H2(g) reajam com o oxigênio e formem 2 mols de 
H2O(ℓ), sob pressão constante, o sistema libera 571,66 kJ de calor. 
2 H2(g) + 1 O2(g) 2 H2O(ℓ) H = –571,66 kJ 
Para cada caso, pode-se dizer que o H da equação termoquímica balanceada está associado explicitamente às 
quantidades de reagentes e de produto. 
Estado físico 
A variação de entalpia para uma reação também depende do estado físico do(s) reagente(s) e do(s) produto(s). Se 
o produto da reação entre hidrogênio e oxigênio gasosos correspondesse à água no estado gasoso em vez de água no 
estado líquido, o H seria –241,82 kJ e não –285,83 kJ. 
H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(g) H = –241,82 kJ 
H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(ℓ) H = –285,83 kJ
A mudança no valor do H também ocorreria para a formação da água no estado sólido. 
H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(s) H = –292,72 kJ 
Os valores do H relacionados aos diferentes estados físicos da água também podem ser representados pelo dia-
grama:
propriedade extensiva: propriedade que depende da quantidade da amostra.
3 Coeficientes estequiométricos e valor do H.
Entalpia
(kJ)
HReagentes
H(g)
H(ℓ)
H(s)
Caminho da reação
ΔH1 = 
–241,82 kJ
ΔH2 =
–285,83 kJ
ΔH3 =
–292,72 kJ
H2(g) + 1/2 O2(g)
H2O(ℓ)
H2O(g)
H2O(s)
ΔHcondensação =
–44,01 kJ
ΔHsolidificação =
–6,89 kJ
ΔHvaporização =
+44,01 kJ
ΔHfusão =
+6,89 kJ
Verifica-se, dessa forma, que a entalpia da água:
 • no estado gasoso (H(g)) é a maior;
 • no estado líquido (H(ℓ)), intermediária; e, 
 • no estado sólido (H(s)), a menor. 
Ja
ck
 A
rt
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01
1.
 D
ig
ita
l.
Volume 612
Como o líquido e o vapor são estados mais energéticos que o sólido, a energia liberada para a formação da água 
no estado sólido é maior que nos estados líquido e gasoso. Essa diferença energética pode ser explicada pelo grau de 
agitação das moléculas, que aumenta do estado sólido para o estado de vapor. 
No diagrama, também se observa que as mudanças de estado físico de uma substância envolvem trocas de ener-
gia, isto é, ocorrem com absorção ou liberação de calor. Assim, a variação de entalpia para uma reação inversa é igual 
em valores absolutos, mas oposta em sinal. Ou seja, se em um sentido há absorção de energia na forma de calor, no 
sentido oposto, ocorre liberação da mesma quantidade de calor. Veja os exemplos: 
H2O(ℓ) H2O(g) Hvaporização = +44,01 kJ
H2O(g) H2O(ℓ) Hcondensação = –44,01 kJ
Estado alotrópico 
A mudança no estado alotrópico dos participantes de uma reação química também é um fator que altera a variação 
de entalpia ( H) do sistema. Observe. 
C(grafite) + O2(g) CO2(g) H = –393,51 kJ
C(diamante) + O2(g) CO2(g) H = –395,40 kJ
Apesar de serem semelhantes, as equações termoquímicas diferem 
quanto à forma alotrópica do elemento químico. Por esse motivo, apre-
sentam valores de H diferentes. 
As variedades alotrópicas mais comuns ocorrem com os elementos 
carbono e oxigênio.
 • Alótropos do carbono
As formas alotrópicas mais conhecidas desse elemento químico são: a 
grafite e o diamante. 
A grafite, forma alotrópica mais estável do carbono, é um sóli-
do macio, preto e escorregadio que tem brilho metálico e conduz 
corrente elétrica. Sua estrutura é formada por um rearranjo em 
folhas paralelas de átomos de carbono mantidas por interações 
de Van der Waals.
Detalhes sobre a entalpia de formação de uma substância serão apresentados no decorrer desta unidade. 
O estado alotrópico mais comum é considerado o mais estável, 
o que justifica seu valor de entalpia mais baixo. 
Quando um mesmo elemento quím
ico 
origina substâncias simples diferent
es, 
tem-se uma variedade alotrópica. E
sse 
fenômeno conhecido como alotropia
 – 
do grego allos (outro) e tropos (maneira) 
– pode ocorrer em razão das diferen
tes 
estruturas das substâncias no estado 
só-
lido ou da diferença quanto ao número
 de 
átomos que compõem a molécula. 
Reforce que a alotropia é um fenômeno exclusivopara as subs-
tâncias simples. 
G
et
ty
 Im
ag
es
/D
or
lin
g
 K
in
d
er
sl
ey
As ligações entre os planos na grafite são fra-
cas e permitem a movimentação dos elétrons, 
o que justifica a sua condutividade. 
D
iv
o.
 2
01
5.
 D
ig
ita
l.
 Em pressões e temperaturas muito altas, 
da ordem de 100 mil atm e 3 000 ºC, a 
grafite pode ser convertida em diamante. 
 Disposição espacial dos átomos de carbono na grafite 
Química 13
O diamante, substância natural de maior dureza, é um sólido duro e transparente no qual os átomos de carbono 
formam uma rede cristalina. 
 Disposição espacial dos átomos 
de carbono no diamante
Outra forma alotrópica do carbono são os fulerenos. Porém, até hoje, 
esses compostos não tiveram suas propriedades totalmente elucidadas. 
Ao contrário da grafite e do diamante, em que há uma infinidade de áto-
mos de carbono unidos constituindo um retículo cristalino, o fulereno é 
uma variedade formada por moléculas contendo no mínimo 60 átomos 
de carbono (C60).
Os fulerenos foram descobertos, em 19
85, 
por Harold Walter Kroto (1939-), Rich
ard 
Errett Smalley (1943-2005) e Robert Flo
yd 
Curl (1933-). As estruturas contendo 
60 
átomos de carbono, conhecidas co
mo 
buckminsterfulereno (em homenagem 
ao 
arquiteto Richard Buckminster Fuller), ap
re-
sentam a forma de uma bola de futebol c
om 
32 faces, sendo 20 hexagonais e 12 pen
ta-
gonais. Atualmente, é chamada simpl
es-
mente de fulereno ou C60. 
O prefixo nano- tem sido utilizado p
ara 
materiais que têm pelo menos uma d
as 
suas dimensões com tamanho inferio
r a 
100 nanômetros (1 nanômetro = 10
–9 m). 
A diferença de dureza 
entre a grafite e os nano-
tubos de carbono deve-se 
ao tipo de estrutura, uma 
vez que os tubos são mais 
resistentes que as cama-
das finas. 
Ilu
st
ra
çõ
es
: D
iv
o.
 2
01
5.
 D
ig
ita
l.
 Disposição espacial dos átomos de carbono em nanotubo 
O C60 impulsionou a descoberta de outras estruturas de fulerenos, 
principalmente materiais nanoestruturados, sendo o maior destaque os 
nanotubos de carbono – estruturas formadas por átomos de carbono 
com ligações semelhantes às da grafite.
 Disposição espacial do fulereno 
contendo 60 átomos de carbono 
Volume 614
Molécula em forma de bola de futebol é encontrada no espaço
Astrônomos detectaram as maiores moléculas já encontra-
das no espaço em uma nuvem de poeira cósmica ao redor de 
uma estrela. As moléculas têm a forma de bola de futebol e são 
formadas por átomos de carbono. 
Descobertas [...] em experimentos de laboratório, essas mo-
léculas, chamadas de fulerenos, consistem de [...] átomos de 
carbono [...]. 
Os fulerenos são uma terceira forma de carbono. As duas 
primeiras são grafite e diamante. 
Devido a sua estabilidade, esperava-se encontrar a molécula 
em estrelas bem desenvolvidas, ricas em carbono. O elemento 
forneceria a matéria-prima para a molécula, e sua estabilidade 
impediria sua quebra pela radiação interestelar. 
[...] um grupo de pesquisas liderado por Jan Cami, da Uni-
versidade de Western Ontario, no Canadá, detectou as molécu-
las usando o telescópio de infravermelho Spitzer da Nasa (agên-
cia espacial americana). 
Em artigo publicado na revista “Science”, Cami e sua equipe 
descrevem ter identificado a assinatura em infravermelho da 
molécula. 
“[As moléculas] oscilam e vibram de várias maneiras e, ao fa-
zerem isso, interagem com a luz infravermelha em comprimen-
tos de onda bem específicos”, disse Cami [...]. Quando o teles-
cópio detectou emissões nesses comprimentos de onda, Cami sabia que o sinal vinha de fulerenos. 
Harry Kroto, professor da Universidade Estadual da Flórida e Nobel de Física em 1996 pela des-
coberta dos fulerenos, comemorou a descoberta. “Esse avanço entusiasmante fornece provas convin-
centes de que os fulerenos, como sempre suspeitei, existiram desde tempos imemoriais nos recantos 
escuros da nossa galáxia.” 
O sinal originou-se em uma estrela de Ara, no hemisfério celestial sul, a 6 500 anos-luz de distância.
ConexõesConexões
 Harold Kroto sentado em meio aos modelos 
de moléculas de fulerenos 
MOLÉCULA em forma de bola de futebol é encontrada no espaço. Folha de S.Paulo, São Paulo, Ciência. Disponível em: <http://www1.folha.
uol.com.br/ciencia/771152-molecula-em-forma-de-bola-de-futebol-e-encontrada-no-espaco.shtml>. Acesso em: 8 abr. 2015.
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so
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 • Alótropos do oxigênio 
O elemento oxigênio é encontrado em duas formas moleculares: O2 (gás oxigênio) e O3 (ozônio). A diferença entre 
esses alótropos é a atomicidade da molécula, ou seja, o número de átomos que a constituem. 
O gás oxigênio, presente em aproximadamente 21% do ar seco, é um gás indispensável à nossa respiração. O ozô-
nio, gás presente em quantidades muito pequenas na parte mais alta da atmosfera e no ar poluído, protege a Terra dos 
efeitos da radiação ultravioleta. 
Química 15
Casos especiais de entalpia
Há várias situações em que é importante conhecer a variação de entalpia associada a dado processo químico. No 
entanto, para isso, é necessário ter o valor da entalpia das substâncias que participam da reação.
Diante da impossibilidade de se determinar experimentalmente o valor absoluto da entalpia de uma substância, foi 
adotado um referencial chamado de estado-padrão.
O estado-padrão de uma substância corresponde a sua forma pura sob pressão atmosférica de 1 atm e temperatura 
de interesse, a qual normalmente é 298 K (25 ºC).
Assim, a entalpia-padrão ( Hº) de uma reação é definida como a variação de entalpia quando todos os reagentes 
e produtos estão em seus estados-padrão.
Arbitrariamente, é atribuído o valor zero para a entalpia dos elementos no estado-padrão, que são, em geral, subs-
tâncias simples no seu estado físico mais comum ou na sua variedade alotrópica mais estável (menos energética). 
Observe alguns exemplos na tabela. 
Elemento Hidrogênio Oxigênio Carbono Enxofre Nitrogênio Flúor Cloro Bromo Iodo
Substância simples 
com Hº = 0
H2(g) O2(g) C(grafite) S(rômbico) N2(g) F2(g) Cℓ2(g) Br2(ℓ) I2(s)
Portanto, a variação de entalpia de uma reação pode ser determinada diretamente por algum experimento ou 
calculada usando as entalpias-padrão das substâncias.
Entalpia-padrão de formação ( Hºf)
Um importante processo utilizado para organizar dados termoquímicos em tabelas é a formação de uma subs-
tância com base em seus elementos constituintes. A variação de entalpia associada a esse processo é chamada de 
entalpia-padrão de formação ou calor de formação. 
A entalpia-padrão de formação corresponde à variação de entalpia para a reação que forma 1 mol de uma 
substância com base em seus elementos, com todas as substâncias no estado-padrão. 
Se um elemento existir em mais de uma forma sob condições-padrão, a forma mais estável do elemento é utilizada 
na reação de formação. Observe as entalpias-padrão de formação para algumas substâncias. 
H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(ℓ) Hºf = –285,83 kJ
C(grafite) + O2(g) CO2(g) Hºf = –393,51 kJ
1/2 N2(g) + 1/2 O2(g) NO(g) Hºf = +90,25 kJ
A estequiometria das reações que foram exemplificadas indica que há sempre 1 mol da substância produzida. Por 
isso, os valores das entalpias de formação também podem ser representados em kJ/mol da substância. 
Como, por definição, a entalpia dos elementos no estado-padrão é zero, até mesmo porque não existe reação de 
formação apropriada quando o elemento já está em seu estado-padrão, a entalpia-padrão da reação de formação é 
numericamente igual à entalpia de 1 mol da substância produzida. 
O grau sobrescrito (º) na entalpia-padrão indica que o dado se refere às condições-padrão 
(1 atm e 25 ºC). 
Não há sistemas reais com energia nula. Ou seja, o valor zero para as entalpias 
das substâncias simples no estado-padrão é apenas um valor de referência.
Volume 616
Assim, os valores das entalpias de várias substâncias são registradosem tabelas que podem ser utilizadas para 
determinar teoricamente as variações de entalpias para diferentes reações.
Substância kJ/mol Substância kJ/mol
CH4(g) –74,81 NaCℓ(s) –411,15
C2H2(g) +226,73 NaOH(s) –425,61
C2H4(g) +52,26 NaOH(aq) –470,11
CO(g) –110,53 Ca(OH)2(s) –986,09
CO2(g) –393,51 Ca(OH)2(aq) –1 002,82
SO2(g) –296,83 Aℓ(OH)3(s) –1 276
H2S(g) –20,63 O3(g) +142,7
HF(g) –271,1 AgI(s) –61,84
HBr(g) –36,40 AgI(aq) +50,38
HCℓ(g) –92,31 CH3OH(ℓ) –238,86
H2O(g) –241,82 CH3CH2OH(ℓ) –277,69
H2O(ℓ) –285,83 CaO(s) –635,09
H2O(s) –292,72 CaCO3(s) –1 206,9
NH3(g) –46,11 HCN(g) +135,1
NO(g) +90,25 H2SO4(ℓ) –813,99
NO2(g) +33,18 C6H12O6(s) –1 268
Fonte: ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 
Porto Alegre: Bookman, 2006. p. 831-836.
Entalpia-padrão de combustão ( Hºc)
A energia associada às reações de combustão é denomina-
da entalpia-padrão de combustão. 
A entalpia-padrão de combustão de uma substância corresponde 
à energia liberada na queima completa de 1 mol de uma subs-
tância (combustível) pelo gás oxigênio (comburente), todos no 
estado-padrão. 
Por serem sempre reações exotérmicas, as variações de entalpia associadas às reações de combustão correspon-
dem a valores negativos ( H < 0).
CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(ℓ) Hºc = –890 kJ
C3H8(g) + 5 O2(g) 3 CO2(g) + 4 H2O(ℓ) Hºc = –2 220 kJ
Os produtos formados dependem da composição do combustível. Para compostos que apresentam carbono e 
hidrogênio, a queima completa produz gás carbônico e água.
4 Temperatura e valores das entalpias de combustão.
 Coincidência entre os valores de entalpia 
de combustão e de formação.
5
Em virtude do crescimento da popula
ção mundial e do 
consequente avanço na demanda de e
nergia, surgiu uma 
nova profissão com um campo promi
ssor: a Engenharia 
de Energias Renováveis. O objetivo p
rincipal do enge-
nheiro é pesquisar matrizes energética
s mais eficazes e de 
baixo impacto ambiental.
Química 17
O conhecimento dos produtos da queima e o valor da energia-padrão de combustão auxiliam, por exemplo, na 
decisão sobre qual combustível é mais adequado para determinada aplicação. 
Entalpia-padrão de neutralização ( Hºn)
A entalpia-padrão de neutralização corresponde à energia liberada na formação de 1 mol de água, a partir da 
neutralização de 1 mol de íons H+ por 1 mol de íons OH–, em soluções aquosas diluídas. 
Para ácidos e bases fortes (100% ionizados ou dissociados nos respectivos íons), a variação de entalpia de neutrali-
zação é constante e corresponde a –58,0 kJ por mol de água formada. 
HCℓ(aq) + NaOH(aq) NaCℓ(aq) + H2O(ℓ) Hºn = –58,0 kJ
HNO3(aq) + KOH(aq) KNO3(aq) + H2O(ℓ) Hºn = –58,0 kJ
Lembre os alunos de que 1 kcal = 4,18 kJ. Portanto, –58 kJ 
corresponde a, aproximadamente, –13,8 kcal. 
Atividades
 A tabela apresenta as entalpias de combustão para di-
ferentes substâncias, frequentemente utilizadas como 
combustíveis.
Substância
Entalpia de combustão 
 (kJ/mol) 
(valores aproximados)
CH4(g) –890
C3H8(g) –2 220
C4H10(g) –2 878
C8H18(ℓ) –5 471
CH3OH(ℓ) –726
C2H5OH(ℓ) –1 368
Fonte: ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química: 
questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: 
Bookman, 2006. p. 836.
 Com base nessas informações, resolva as seguintes 
questões:
a) Represente as equações termoquímicas das rea-
ções de combustão para cada combustível. 
b) Além de produzir o mínimo possível de poluição, a 
escolha de um combustível depende da quantidade 
de calor fornecida. Entre os combustíveis citados na 
tabela, qual libera a maior quantidade de calor por 
mol consumido? E por grama? 
c) Determine a quantidade de matéria de etanol 
(C2H5OH) a ser queimada para liberar 342 kJ.
 
1 mol de C2H5OH — 1 368 kJ
x — 342 kJ
x = 0,25 mol de etanol
d) Determine a quantidade de energia liberada na 
queima de 32,4 kg de gasolina, cujo componente 
principal é o octano (C8H18).
114 g — 5 471 kJ
32,4 103 g — x
x 1,555 106 kJ
e) Calcule a massa de etanol (C2H5OH) necessária 
para gerar a mesma quantidade de calor liberada 
na queima de 1 mol de octano (C8H18). 
1 mol de C8H18 — 5 471 kJ
46 g de etanol — 1 368 kJ
 x — 5 471 kJ
x 183,9 g de etanol
Sugestão de atividades: questões 1 a 24 da seção Hora de estudo.
6 Gabaritos.
Volume 618
Métodos teóricos para determinar a variação de entalpia 
da reação
Na prática, com auxílio de um calorímetro, pode-se determinar, sob pressão constante, a variação de entalpia de 
algumas reações químicas, como as que ocorrem em solução, por meio do ganho ou da perda de calor da solução para 
o conteúdo do calorímetro. Entretanto, isso nem sempre é possível, pois, além de serem muitas as reações, algumas, 
por exemplo, não ocorrem em condições experimentais normais. Por isso, existem vários métodos para determinar, 
teoricamente, a variação de entalpia de uma reação.
Entalpia de formação
As entalpias-padrão de formação de substâncias ( Hºf), predeterminadas e registradas em tabelas, podem ser uti-
lizadas para calcular o H teórico de outras reações químicas. Assim, com os valores das entalpias de cada participante 
da reação, o cálculo pode ser realizado pela expressão:
HºReação = [Σ Hºf Produto(s)] – [Σ Hºf Reagente(s)]
Como a entalpia-padrão de formação de uma substância refere-se à en-
talpia de 1 mol dessa substância, quando necessário, os valores tabelados 
devem ser multiplicados pelos coeficientes estequiométricos da referida 
substância, de acordo com a reação na qual participa. 
Para exemplificar, considere a reação de combustão da glicose. 
C6H12O6(s) + 6 O2(g) 6 CO2(g) + 6 H2O(ℓ)
Dadas as entalpias-padrão de formação: 
C6H12O6 = –1 268 kJ; CO2 = –393,51 kJ; H2O = –285,83 kJ, 
é possível determinar o valor da energia liberada para essa reação. 
Comente com os alunos que, embora os métodos envolvam processos dife-
rentes para a determinação do H de uma reação, o resultado final deve ser 
sempre o mesmo.
A maior parte da energia de que n
os-
so corpo necessita vem de carboidra
tos 
e gorduras. A glicose, um carboidr
ato 
simples, é o principal açúcar no sang
ue. 
Transportada pelo sangue para as célu
las, 
esse carboidrato reage com o O2 em u
ma 
série de etapas, produzindo CO2(g), H2O(ℓ)
 
e energia. 
O valor do H da reação pode ser expresso em função da quantidade de matéria para qualquer participante da reação.
Lei de Hess
Estabelecida com base em resultados experimentais, a Lei de Hess foi enunciada, em 1840, pelo cientista suíço 
Germain Henri Hess (1802-1850), considerado um dos pioneiros da Físico-Química. 
Resolução: 
C6H12O6(s) + 6 O2(g) 6 CO2(g) + 6 H2O(ℓ) Hº = ?
(–1 268) + 6 ⋅ zero 6 ⋅ (–393,51) + 6 (–285,83) 
–1 268 kJ (–2 361,06) + (–1 714,98)
–1 268 kJ –4 076,04 kJ
HºReação = [Σ Hºf Produto(s)] – [Σ Hºf Reagente(s)]
Hº = [–4 076,04 kJ] – [–1 268 kJ]
Hº = –4 076,04 + 1 268
Hº = –2 808,04 kJ 2 808,04 kJ liberados
Recorde com os alunos 
que substâncias simples 
no seu estado físico mais 
comum ou na sua varie-
dade alotrópica mais es-
tável (menos energética) 
têm entalpia igual a zero. 
Química 19
CHAGAS, A. P.; AIROLDI, Claudio. Lavoisier, Hess e os primórdios da termoquímica. Química Nova, v. 4, n. 3, p. 95-96, jul. 1981.
A variação de entalpia de uma reação química depende apenas do estado inicial 
do(s) reagente(s) e final do(s) produto(s).
Em outras palavras, partindo-se de um estado inicial e chegando-se a um estado final, o H será sempre o mesmo, 
independentemente do caminho percorrido, seja uma reação direta, seja em etapas. A Lei de Hess pode ser conside-
rada uma simples consequência do Princípio da Conservação da Energia, que estabelece que esta não pode ser criada 
nem destruída, apenas convertida em outra forma de energia.
Mede o que é mensurável e torna mensurável 
o que não é.
Galileu Galilei
A grande utilidade desse método teórico é determinar a variação de entalpia das reaçõesque não se realizam na 
prática ou de reações que se realizam, porém são difíceis de serem medidas diretamente. Ou seja, é possível fazer uma 
previsão do H de uma reação sem realizá-la, por meio de outras reações cujos valores de entalpias estão disponíveis. 
As equações termoquímicas podem ser operadas como se fossem equações algébricas, em que a variação de entalpia 
da equação global será igual à soma das variações de entalpia das etapas individuais.
HReação = HI + HII + HIII + ... + Hn
Como exemplo, veja a utilização desse método para determinar a combustão incompleta do carbono. 
C(grafite) + 1/2 O2(g) CO(g) H = ?
Na prática, é impossível medir diretamente a entalpia dessa reação. Para isso, utilizam-se as variações de entalpia 
das etapas que participam dessa queima. Observe as equações: 
I. C(grafite) + O2(g) CO2(g) H = –393,51 kJ
II. CO(g) + 1/2 O2(g) CO2(g) H = –282,98 kJ
[...]
Em 1838 Hess começou suas investigações termoquímicas. Não havia tido anteriormente ne-
nhum preparo em calorimetria, como todos os químicos de seu tempo, mas seu trabalho é pautado 
pela simplicidade, engenhosidade e precisão. Verificou ele que o calor de neutralização entre um 
ácido e uma base, ambos em solução aquosa, era o mesmo, quer se adiciona a ácido concentrado 
à água e depois à base, ou se fizesse o contrário, primeiro a base em água e depois o ácido. A soma 
dos calores obtidos à várias concentrações do ácido ou da base (fixando-se um deles) era constante 
dentro de um erro de 1% (!). 
Estes estudos levaram-no, em 1840, a enunciar a lei hoje conhecida como “Lei de Hess”, ou seja: 
“a quantidade de calor envolvida durante a formação de um dado composto é constante, indepen-
dente se o composto é formado direta ou indiretamente em uma série de etapas”.
Volume 620
Resolução: 
Com os valores das entalpias de combustão fornecidas, as equações devem ser combinadas a fim de que a soma 
resulte na equação de combustão desejada. 
Para isso, as equações I e II são ordenadas de tal modo que o C(grafite) esteja no lado do reagente e o CO(g) no lado 
do produto, conforme a equação principal. Ou seja, 
• A equação I é mantida e o C(grafite) continua como reagente.
C(grafite) + O2(g) CO2(g) HI = –393,51 kJ
• A equação II é invertida para que o CO(g) seja o produto. 
CO2(g) CO(g) + 1/2 O2(g) HII = +282,98 kJ
A soma algébrica das 2 equações, nesse caso, possibilita o cancelamento do CO2(g), que aparece em ambos os 
lados das setas. 
I. C(grafite) + O2(g) CO2(g) HI = –393,51 kJ
II. CO2(g) CO(g) + 1/2 O2(g) HII = +282,98 kJ
Portanto,
C(grafite) + 1/2 O2(g) CO(g) H = –110,53 kJ 
7 Dica de como ordenar as equações secundárias para calcular a variação de entalpia da equação principal.
8 Relação entre os valores da variação de entalpia 
para a reação direta e inversa.
Às vezes, é necessário multiplicar ou dividir determinada equação por certo número e, consequentemente, seu valor 
de H, para que a quantidade de matéria das substâncias envolvidas fique de acordo com a equação que se deseja 
calcular a variação de entalpia. Isso ocorre, pois, conforme já apresentado, a entalpia é uma propriedade extensiva, 
isto é, seu valor depende da quantidade de matéria de cada participante da reação. 
Também é possível determinar a variação de entalpia de uma reação, pela Lei de Hess, por meio da represen-
tação gráfica. Observe a determinação do H para o exemplo apresentado anteriormente.
C(grafite) + O2(g)
∆H = –393,51 kJ
CO2(g)
∆H = –110,53 kJ
CO(g) + 1/2 O2(g)
∆H = +282,98 kJ
O diagrama de entalpia permite uma melhor visualização das diversas etapas do processo e a determinação do H 
da equação global.
Energia de ligação
Em uma reação química, as substâncias iniciais são consumidas para que novas substâncias sejam formadas. A nível 
microscópico, há um rearranjo entre os átomos presentes no(s) reagente(s) para que novas ligações entre esses átomos 
sejam obtidas no(s) produto(s). Em outras palavras, algumas ligações são quebradas e outras, formadas. 
Química 21
A tabela apresenta valores de entalpia de ligação média para algumas ligações.
Para que ocorra a quebra de ligações no(s) reagente(s), é necessário o fornecimento de energia, pois se trata de 
um processo endotérmico. Ao contrário, para a formação de ligações no(s) produto(s), há liberação de energia, ou 
seja, é um processo exotérmico. A análise dessas energias permite determinar a variação de entalpia de uma reação 
química. 
Porém, como a energia absorvida no rompimento de uma ligação é numericamente igual à energia liberada para 
a sua formação, a entalpia de ligação é definida em termos de quebra de ligação.
A entalpia de ligação é a energia necessária para romper 1 mol de 
ligações entre átomos no estado gasoso, em condições-padrão. 
Para romper, por exemplo, 1 mol de ligações do gás hidrogênio e formar átomos de H(g), é necessário fornecer 
436 kJ de energia. Por isso, diz-se que a energia de ligação H – H equivale a 436 kJ. 
As entalpias de ligação sempre apresentam valores positivos, pois medem o calor necessário para a 
quebra de determinada ligação. 
A indústria automobilística busca cada
 vez mais o de-
senvolvimento de motores que utiliza
m combustíveis 
alternativos, como o H2. Apesar de se
r considerado o 
combustível que não causa poluição,
 sua capacidade 
energética (mássica e volumétrica) é b
aixa. 
H2(g) 2 H(g) 
ou
H – H 2 H(g) 
H = 436 kJ/mol de ligação
Fonte: ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: 
Bookman, 2001.
O saldo energético resultante entre a energia absorvida na ruptura de ligações e a energia liberada na formação 
de novas ligações determina a variação de entalpia da reação e indica se o processo que prevalece é endotérmico ou 
exotérmico. 
Ligação
Entalpias de ligação 
(kJ/mol)
Ligação
Entalpias de ligação 
(kJ/mol)
H – H 436 N N 944
C – H 412 N = N 409
C – C 348 N – O 210
C = C 612 N = O 630
C C 837 O = O 496
C – O 360 O – H 463
C = O 743 F – F 158
C – N 305 Cℓ – Cℓ 242
C – F 484 Br – Br 193
C – Cℓ 338 H – F 565
N – N 163 H – Cℓ 431
N – H 388 H – Br 366
H = 436 kJ/mol de ligação
Volume 622
Observe o cálculo, que utiliza valores da entalpia de ligação, para o seguinte processo: H2(g) + 1/2 O2(g)   H2O(g).
Ligação Energia (kJ/mol)
H – H 436 
O = O 496 
H – O 463 
Atividades
1. Os valores das entalpias-padrão de formação de al-
gumas substâncias foram registrados em uma tabela 
no decorrer desta unidade. Utilize esses dados para 
determinar teoricamente a variação de entalpia dos 
seguintes processos, indicando se é exotérmico ou en-
dotérmico. 
a) Combustão do etanol: 
CH3CH2OH(ℓ) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) 
b) Processo da fotossíntese: 
6 CO2(g) + 6 H2O(ℓ) C6H12O6(s) + 6 O2(g)
 
6 CO2(g) + 6 H2O(ℓ) C6H12O6(s) + 6 O2(g)
6 (–393,51) + 6 (–285,83) –1 268 + zero
–4 076,04 –1 268
HºReação = [Σ Hºf Produtos] – [Σ Hºf Reagentes]
H = –1 268 – (–4 076,04)
H = +2 808,04 kJ (endotérmico)
c) Oxidação da amônia: 
2 NH3(g) + 5/2 O2(g) 2 NO(g) + 3 H2O(ℓ)
 
2 NH3(g) + 5/2 O2(g) 2 NO(g) + 3 H2O(ℓ)
2 (–46,11) + zero 2 (+90,25) + 3 (–285,83)
–92,22 –676,99
HºReação = [Σ Hºf Produtos] – [Σ Hºf Reagentes]
H = –676,99 – (–92,22)
H = –584,77 kJ (exotérmico)
Porém, é importante notar que o valor obtido por esse método é aproximado, pois as entalpias de ligação, em geral, 
correspondem a valores médios das energias de ligação para diferentes compostos. 
Resolução: 
As ligações são substituídas pelos valores de energia que correspondem à quebra de 1 mol de ligação. Para isso, 
são representadas as ligações de todas as substâncias envolvidas na reação. 
H – H + 1/2 O = O H – O – H
Ligações rompidas Ligações formadas
436 + 1/2 ⋅ (496) (2 ⋅ 463) 
684 kJ < 926 kJ
Energia absorvida < Energia liberada
Saldo energético = 242 kJ H = –242 kJ
Faça os alunos perceberem que,além do coeficiente estequiomé-
trico, o valor da energia de ligação 
também deve ser ajustado conforme 
a quantidade de cada ligação.
No exemplo apresentado, o saldo energético indica um processo exotérmico, 
pois a reação libera mais energia na forma de calor do que absorve.
CH3CH2OH(ℓ) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ)
–277,69 + zero 2 ⋅ (–393,51) + 3 (–285,83)
–277,69 –1 644,51
HºReação = [Σ Hºf Produtos] – [Σ Hºf Reagentes]
H = –1 644,51– (–277,69)
H = –1 366,82 kJ (exotérmico)
Química 23
2. O gás metano (CH4), principal componente do gás 
 natural, tem sido a escolha de muitas indústrias e pro-
prietários de veículos, pois, quando comparado com 
outros combustíveis derivados do petróleo, produz 
maior quantidade de calor, por quilograma queimado, 
resultando em menor impacto ambiental. 
 Dadas as entalpias de formação do CH4 = –74,81 kJ/mol, 
do CO2 = –393,51 kJ/mol e do H2O = –285,83 kJ/mol, 
calcule a variação de entalpia, em kJ, para a reação a se-
guir, a 25 ºC e 1 atm.
 CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(ℓ) 
CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(ℓ)
–74,81 + 2 (zero) –393,51 + 2 (–285,83)
–74,81 –965,17
HºReação = [Σ Hºf Produtos] – [Σ Hºf Reagentes]
HºReação = –965,17 – (–74,81)
HºReação = –890,36 kJ
3. (UEM – PR) É possível preparar gás oxigênio em 
 laboratório pelo aquecimento cuidadoso de clorato de 
potássio, de acordo com a reação:
 2 KCℓO3(s) 2 KCℓ(s) + 3 O2(g) H = +812 kJ
 Supondo-se que a entalpia do KCℓ(s) vale +486 kJ/mol 
e considerando o sistema a 25 ºC e 1 atm, qual é o 
valor da entalpia-padrão do KCℓO3(s) em kJ/mol?
2 KCℓO3(s) 2 KCℓ(s) + 3 O2(g) H = +812 kJ 
x 2 (+486) + 3 (zero) H = +812 kJ
x +972 H = +812 kJ
HºReação = [Σ Hºf Produtos] – [Σ Hºf Reagentes]
+812 = +972 – x
x = +160 kJ/2 mols de KCℓO3 +80 kJ/mol de KCℓO3
4. O valor de H de uma reação química pode ser previs-
to, teoricamente, por diferentes métodos. Determine a 
variação de entalpia dos processos a seguir, pela Lei de 
Hess.
a) SO2(g) + 1/2 O2(g) SO3(g) 
 I. S(s) + O2(g) SO2(g) HI = –284,0 kJ
 II. S(s) + 3/2 O2(g) SO3(g) HII = –378,0 kJ
I. SO2(g) S(s) + O2(g) HI = +284,0 kJ
II. S(s) + 3/2 O2(g) SO3(g) HII = –378,0 kJ
 SO2(g) + 1/2 02(g) SO3(g) H = –94,0 kJ
b) C(s, grafite) + 2 H2(g) + 1/2 O2(g) CH3OH(ℓ)
 I. C(s, grafite) + O2(g) CO2(g) HI = –393 kJ
 II. 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(ℓ) HII = –572 kJ
 III. CH3OH(ℓ) + 3/2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(ℓ)
 HIII = –726 kJ (inverte a equação)
I. C(s, grafite) + O2(g) CO2(g) HI = –393 kJ
II. 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(ℓ) HII = –572 kJ
III. CO2(g) + 2 H2O(ℓ) CH3OH(ℓ) + 3/2 O2(g)
HIII = +726 kJ
 C(s, grafite) + 2 H2(g) + 1/2 O2(g) CH3OH(ℓ)
H = –239 kJ
(inverte a equação)
(repete a equação)
(repete a equação)
(repete a equação)
Volume 624
c) C(s) + 2 H2(g) CH4(g) 
 I. C(s) + O2(g) CO2(g) HI = –393,5 kJ
 II. H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(ℓ) HII = –285,8 kJ
 III. CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(ℓ)
 HIII = –890,3 kJ (inverte a equação)
I. C(s) + O2(g) CO2(g) HI = –393,5 kJ
II. 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(ℓ) HII = –571,6 kJ
III. CO2(g) + 2 H2O(ℓ) CH4(g) + 2 O2(g) HIII = +890,3 kJ
 C(s) + 2 H2(g) CH4(g) H = –74,8 kJ
5. (UTFPR) O metanol é um excelente combustível alter-
nativo 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.
 CH4(g) + 1/2 O2(g) CH3OH(ℓ)
 Dadas as equações abaixo,
 CO(g) + 3 H2(g) CH4(g) + H2O(g)
 H = –206,1 kJ (inverte a equação)
 2 H2(g) + CO(g) CH3OH(ℓ)
 H = –128,3 kJ (repete a equação)
 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g)
 H = –483,6 kJ (divide por 2 a equação)
 podemos afirmar que a entalpia-padrão de reação para 
a formação de 1 mol de metanol a partir de metano e 
oxigênio é igual a:
X a) –164,0 kJ
b) –818,0 kJ
c) –405,8 kJ
d) –576,2 kJ
e) –92,6 kJ
6. Considere a seguinte reação:
 HCℓ(g)  H(g) + Cℓ(g) H = +431 kJ
 Determine o valor da energia de ligação.
(repete a equação)
(multiplica por 2 a equação)
I. CH4(g) + H2O(g) CO(g) + 3 H2(g)
HI = +206,1 kJ
II. 2 H2(g) + CO(g) CH3OH(ℓ)
HII = –128,3 kJ
III. H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(g)
HIII = –241,8 kJ
CH4(g) + 1/2 O2(g) CH3OH(ℓ)
H = –164,0 kJ
Para formar o hidrogênio e o cloro isolados, é necessário 
romper a ligação H – Cℓ. Como nenhuma nova ligação é 
formada, a entalpia da reação é igual à energia absorvida 
no rompimento da ligação da molécula de HCℓ, ou seja, a 
energia de ligação do HCℓ é igual a 431 kJ. 
7. Os valores das energias de ligação de algumas subs-
tâncias foram apresentados no decorrer desta unidade. 
Utilize esses dados para determinar teoricamente a va-
riação de entalpia das seguintes reações. 
a) 2 HF H2 + F2
2 H – F H – H + F – F
Ligações rompidas Ligações formadas
2 (565) 436 + 158
1 130 kJ > 594 kJ
Energia absorvida > Energia liberada
Saldo energético = 536 kJ H = +536 kJ
 
b) 3 Cℓ2 + 2 NH3 6 HCℓ + N2
 
3 Cℓ – Cℓ + 2 H – N – H 6 H – Cℓ + N ≡ N
 
 H
Ligações rompidas Ligações formadas
3 (242) + 2 (3 388) 6 (431) + 944
3 054 kJ < 3 530 kJ
Energia absorvida < Energia liberada 
Saldo energético = 476 kJ H = –476 kJ
c) CH4 + Cℓ2  CH3Cℓ + HCℓ
 
 H H
                                               
H — C — H + Cℓ — Cℓ  H — C — Cℓ  + H — Cℓ  
 
 H H
Ligações rompidas Ligações formadas
4 (412) + 242 3 (412) + 338 + 431
1 890 kJ < 2 005 kJ
Energia absorvida < Energia liberada 
Saldo energético = 115 kJ H = –115 kJ
Sugestão de atividades: questões 25 a 50 da seção Hora de 
estudo.
Química 25
Cuidado: as calorias enganam
O método de calcular a energia dos alimentos caducou. E os pneuzinhos provam 
que podemos estar consumindo mais do que os rótulos dizem
No final do século 19, um químico americano descobriu que era possível contar a quantidade de 
energia dos alimentos. E é por causa dele que, até hoje, somos tentados a dar uma olhada, mesmo 
que discreta, nas calorias indicadas nos rótulos dos alimentos. Uma colher de Nutella engorda tanto 
quanto duas de requeijão light. [...]
Feliz com a confirmação de que o mais gostoso vale a pena, você come o doce de avelã [...] e 
ainda acredita que está mantendo o peso. Ledo engano. O que os rótulos não dizem (ou preferem não 
mostrar) é que seu corpo pode digerir cada um desses alimentos de forma muito diferente. Por isso, 
modo de preparo, textura, composição ou mesmo dúvidas sobre o método de contagem de calorias 
são capazes de diminuir ou aumentar a energia extraída da comida em até 50%. 
Quando aquele químico, Wilbur Olin Atwater (1844-1907), fez suas contas e descobriu que 
carboidratos e proteínas geravam 4 quilocalorias (kcal) por grama e gorduras 9 kcal por grama, ele 
esqueceu de considerar que o corpo humano absorve cada tipo de alimento de forma diferente. E que 
isso pode simplesmente virar de cabeça para baixo esses números que aparecem nas embalagens – e 
nos quais muita gente baseia cegamente suas dietas. 
Um exemplo são as fibras, presentes em cereais e alimentos integrais. Mais resistentes à digestão 
que outros elementos, as fibras diminuem o tempo que a comida leva para passar pelo intestino. Com 
menos tempo de trânsito intestinal, os ingredientes também têm menos tempo para ser absorvidos e 
isso significa que menos calorias são aproveitadas. 
É aí que aparece Geoffrey Livesey, médico e nutricionista na cidade de Norfolk, Inglaterra. Ele 
considera, com razão, ultrapassada a metodologia de Atwater, o cara que queimava os alimentos no 
século 19 enquanto a maioria da população nem sequer sonhava em fazer dieta. Os estudos de Live-
sey estimam que as fibras são capazes de diminuir em até 25% a energia fornecidapelos alimentos. 
Ele diz, por exemplo, que numa dieta com esses ingredientes, as proteínas não geram 4 kcal, mas 
3,2 kcal. “Uma pessoa vegetariana, que come mais fibras que a média, absorve as calorias de forma 
diferente”, afirma a nutricionista Helena Simonard Loureiro, da PUCPR. “Parte dos nutrientes pode 
passar muito rápido pelo intestino e, se não houver absorção, também não há calorias.” 
[...] “No balanço calórico total do dia é importante somar não só os números das etiquetas, mas 
também esses outros elementos e até mesmo o estado físico do dia, se a pessoa está com intestino 
preso ou solto, por exemplo.”
Química em foco
LOIOLA, Rita. Cuidado: as calorias enganam. Disponível em: <http://revistagalileu.globo.com/Revista/Common/0,,ERT111996-17579,00.
html>. Acesso em: 11 maio 2015.
Hora de estudo
26 Volume 6
1. (UFRGS – RS) Em nosso cotidiano ocorrem processos 
que podem ser endotérmicos (absorvem energia) ou 
exotérmicos (liberam energia). Assinale a alternativa 
que contém apenas fenômenos exotérmicos ou apenas 
fenômenos endotérmicos:
X a) explosão de fogos de artifício; combustão em moto-
res de automóveis; formação de geada.
b) secagem de roupa; formação de nuvens; queima do 
carvão.
c) combustão em motores de automóveis; formação 
de geada; evaporação de lagos.
d) evaporação de água de lagos; secagem de roupas; 
explosão de fogos de artifício.
e) queima de carvão; formação de geada; derretimen-
to de gelo.
2. (UNIR – RO) Considere os seguintes fenômenos:
 I. combustão da madeira;
 II. vaporização do álcool;
 III. solidificação da água;
 IV. dissolução de ácido sulfúrico concentrado em água.
 São exotérmicos os fenômenos:
 a) II e III, apenas.
 b) I, II e IV, apenas.
X c) I, III e IV, apenas.
 d) I, II, III e IV.
 e) II e IV, apenas.
3. (UEM – PR) Admitindo-se que a reação
 C8H18 + 
25
2
 O2 → 8 CO2 + 9 H2O + calor
 se complete no sentido indicado, assinale a alternativa 
correta:
X a) Há menos energia armazenada nos produtos do que 
nos reagentes.
b) A quantidade de calor liberada independe do estado 
físico dos produtos.
c) Trata-se de uma reação endotérmica. 
d) A quantidade de energia liberada independe da 
massa de reagentes.
e) A combustão de 228 g de C8H18 produz 352 g de CO2.
9 Gabaritos.
A resolução das questões desta seção deve ser feita no caderno.
4. (UEA – AM) Um dos princípios que serviram de alicerce no 
estudo e na evolução da Termoquímica foi o Princípio de 
Berthelot, que pode ser enunciado da seguinte maneira: 
 “Quando num sistema químico se processam diversas 
reações, sem intervenção de energia externa, realiza- 
-se primeiramente aquela que desprender maior quan-
tidade de calor”.
 Baseando-se nesse princípio e nos dados da tabela a 
seguir, pode-se afirmar que, quando o gás hidrogênio 
(H2) se encontra em presença de F2, Cℓ2, Br2, I2 e N2, 
forma-se primeiramente o hidreto de:
Reação Hº
H2(g) + F2(g) → 2 HF(g) –64 kcal
H2(g) + Cℓ2(g) → 2 HCℓ(g) –44 kcal
H2(g) + Br2(g) → 2 HBr(g) –27 kcal
H2(g) + I2(g) → 2 HI(g) –13 kcal
3 H2(g) + N2(g) → 2 NH3(g) –22 kcal
X a) flúor
b) cloro
c) bromo
d) iodo
e) nitrogênio
5. (UEL – PR) As bolsas térmicas consistem, geralmente, 
de dois invólucros selados e separados, onde são ar-
mazenadas diferentes substâncias químicas. Quando 
a camada que separa os dois invólucros é rompida, 
as substâncias neles contidas misturam-se e ocorre o 
aquecimento ou resfriamento. A seguir estão represen-
tadas algumas reações químicas que ocorrem após o 
rompimento da camada que separa os invólucros com 
seus respectivos H. Analise as reações e os valores 
correspondentes de H° e assinale a alternativa que 
correlaciona, adequadamente, as reações com as bol-
sas térmicas quentes ou frias.
 I. CaO(s) + SiO2(s) CaSiO3(s)
H = –89,5 kJ/mol
27QuímicaQuímica 27
 II. NH4NO3(s) + H2O(ℓ) NH4
+
(aq) + NO3
–
(aq)
 H = +25,69 kJ/mol
 III. CaCℓ2(s) + H2O(ℓ) Ca
2+
(aq) + 2 Cℓ
–
(aq)
 H = –82,80 kJ/mol
a) I. fria, II. quente, III. fria.
X b) I. quente, II. fria, III. quente.
c) I. fria, II. fria, III. fria.
d) I. quente, II. quente, III. fria.
e) I. quente, II. quente, III. quente.
6. (UECE) O sal de cozinha, em contato com a água, 
mesmo na forma de gelo, tende a se dissolver. Essa 
dissolução é um processo endotérmico, isto é, exi-
ge uma quantidade de energia para se concretizar. 
A temperatura da mistura pode chegar a –18 oC e, 
em 5 minutos, seu isopor será capaz de fazer por 
uma latinha de cerveja o que o freezer faria em 15 
minutos. Assinale a opção que contém o gráfico que 
representa um processo endotérmico, em uma reação 
química: 
a) 
b) 
c) 
X d) 
7. (UFSM – RS) A queima do dirigível Hindenburg, em Nova 
Jersey, no ano de 1937, marcou o fim do uso de hidro-
gênio em dirigíveis, potencializando o uso de aviões.
 O hidrogênio reage ao ar de acordo com a equação:
 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g) H = –483,6 kJ
 Considerando a equação, analise as afirmações:
 I. Como o valor de H é negativo, o sistema libera 
calor para a vizinhança. 
 II. O valor da variação da entalpia permanece o mes-
mo, independente da quantidade de reagentes con-
sumida no processo.
 III. A entalpia dos reagentes é maior que a entalpia dos 
produtos.
 IV. A reação é endotérmica.
 Estão corretas:
a) apenas I e II.
X b) apenas I e III.
c) apenas II e III.
d) apenas II e IV.
e) apenas I, III e IV.
8. (UERN)
 
 O conceito de entalpia-padrão de formação constitui 
uma das ideias mais brilhantes da termoquímica. A 
partir desse conceito, é possível se determinar o valor 
da variação de entalpia de uma reação química. O dia-
grama apresenta as entalpias-padrão de formação de 
algumas substâncias químicas.
 De acordo com essas informações e com esses dados, 
é correto afirmar:
01) A formação de CO(g) a partir das substâncias sim-
ples C(graf.) e oxigênio é endotérmica.
02) A entalpia-padrão de formação de CO2(g) é 
+394,0 kJ.
03) A variação de entalpia da reação CO2(g) C(graf.) 
+ O2(g) é igual a zero.
X 04) A transformação de CO2(g) em CO(g) apresenta va-
riação de entalpia igual a +284,0 kJ.
2828 Volume 6
9. (UFAM) 
“...Amazônia está queimando ai, ai que dor, 
ai, ai que horror...”
(Lamento de raça – Emerson Maia)
 O efeito estufa é um fenômeno de graves consequên-
cias climáticas ocasionado por altas concentrações de 
dióxido de carbono no ar. O CO2 é produto da respira-
ção dos seres vivos (animais e vegetais) e da queima 
de combustíveis (carvão, gasolina, querosene, óleo 
diesel, etc.) e árvores da floresta. Quando se queima o 
carbono em excesso de oxigênio à pressão constante, 
forma-se dióxido de carbono.
 Dados: C = 12 u, O = 16 u.
 C(s) + O2(g) CO2 H = –393,5 kJ/mol
 É correto afirmar que:
 a) um mol de carbono sólido reage com 32 g de oxigê-
nio gasoso, liberando 196,75 kJ de energia na for-
mação de dois mols de dióxido de carbono gasoso.
 b) a entalpia do produto dióxido de carbono gasoso é 
maior que a entalpia dos reagentes carbono sólido e 
oxigênio gasoso.
 c) trata-se de uma reação endotérmica, pois a variação 
de entalpia é negativa.
 d) dois mols de carbono sólido reagem com 32 g de 
oxigênio gasoso, absorvendo 787,0 kJ de energia 
na formação de dois mols de dióxido de carbono 
gasoso.
X e) 12 g de carbono sólido reagem com 32 g de oxigê-
nio gasoso, liberando 393,5 kJ de energia na forma-
ção de 44 g de dióxido de carbono gasoso.
10. (UFES) O hidrogênio, H2(g), é usado como combustível de 
foguetes. O hidrogênio queima na presença de oxigênio, 
O2(g), produzindo vapor-d’água, segundo a equação: 
 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g) H = –484 kJ
 A energia liberada na queima de um grama de hidro-
gênio, H2(g), é:
a) –242 kJ
b) 242 kJ
c) –121 kJ
X d) 121 kJ
e) 60,5 kJ
11. (UFMG) O gás natural (metano) é um combustível utili-
zado, em usinas termelétricas, na geração de eletricida-
de, a partir da energia térmica liberada na combustão:
 CH4(g) + 2 O2(g)CO2(g) + 2 H2O(g)
 H = –800 kJ/mol
 Em Ibirité, região metropolitana de Belo Horizonte, está 
em fase de instalação uma termelétrica que deverá ter, 
aproximadamente, uma produção de 2,4 . 109 kJ/hora 
de energia elétrica.
 Considere que a energia térmica liberada na combus-
tão do metano é completamente convertida em ener-
gia elétrica. Nesse caso, a massa de CO2 lançada na 
atmosfera será, aproximadamente, igual a:
a) 3 toneladas/hora 
b) 18 toneladas/hora 
c) 48 toneladas/hora 
X d) 132 toneladas/hora 
12. (FATEC – SP) Os carboidratos são uma importante fon-
te de energia em nossa dieta alimentar. Nas células, 
as moléculas de monossacarídeos são metabolizadas 
pelo organismo, num processo que libera energia, re-
presentado pela equação:
 C6H12O6 + 6 O2 6 CO2 + 6 H2O + energia
 Essa equação química corresponde ao processo global 
 popularmente denominado “queima da glicose”. Cada gra-
ma desse açúcar metabolizado libera cerca de 4 kcal de 
energia, usada para movimentar músculos, fazer reparos 
nas células, manter constante a temperatura corporal, etc.
 A massa de oxigênio consumida, em gramas, 
quando a “queima” desse açúcar metabolizado li-
berar 1 200 kcal é:
 (Dados: massas molares (g/mol): H = 1; C = 12; O = 16)
a) 300 
X b) 320 
c) 400 
d) 800 
e) 1 800 
13. (UEA – AM) Um grupo de estudantes realiza pesquisa 
de campo em uma área próxima ao Rio Unini, afluente 
do Rio Negro. Eles deverão pernoitar no local e utiliza-
rão etanol em gel, combustível utilizado em acampa-
mentos. Que massa de etanol precisa ser queimada 
para fornecer 300 kJ de calor?
29QuímicaQuímica 29
 Equação termoquímica:
 C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ)
 Hº = –1380 kJ
 Dados: C = 12 u; H = 1 u; O = 16 u
X a) m = 10,0 g
b) m = 8,0 g
c) m = 5,0 g
d) m = 7,5 g
e) m = 8,5 g
14. (UFMS) A reação de combustão completa do hidrocar-
boneto etino (comercialmente conhecido como acetile-
no) é representada pela equação:
 C2H2(g) + 5/2 O2(g) 2 CO2(g) + H2O(g)
 H° = –1 255 kJ/mol
 Numa oficina onde são substituídos escapamentos em 
automóveis, consumiram-se 650 g de acetileno, qual 
foi a energia liberada? 
 (Dados: Massas atômicas em g/mol: C = 12; H = 1).
X a) –31 375 kJ
b) –26 275 kJ
c) –15 020 kJ
d) –12 410 kJ
e) –25 525 kJ
15. (UERJ) Explosivos, em geral, são formados por subs-
tâncias que, ao reagirem, liberam grande quantidade 
de energia. O nitrato de amônio, um explosivo muito 
empregado em atividades de mineração, se decompõe 
segundo a equação química: 
 2 NH4NO3(s) 2 N2(g) + O2(g) + 4 H2O(g)
 Em um teste, essa decomposição liberou 592,5 kJ de 
energia e produziu uma mistura de nitrogênio e oxigê-
nio com volume de 168 L, medido nas CNTP.
 Nas mesmas condições, o teste com 1 mol de nitrato 
de amônio libera, em quilojoules, a seguinte quantidade 
de energia:
a) 39,5
b) 59,3
X c) 118,5
d) 158,0
16. (UFAC) O aumento da concentração de CO2 na atmosfera, 
resultante da queima de combustíveis orgânicos, contribui 
para a intensificação do efeito estufa e o consequente au-
mento no aquecimento global do planeta. A 25 ºC, a queima 
do etanol e do metano libera 1 400 kJ/mol e 900 kJ/mol 
de energia, respectivamente. A razão entre a quantidade 
de energia liberada por mol de CO2 emitido pela combus-
tão do etanol e do metano são, respectivamente:
a) 1 400 e 900 kJ/mol 
X b) 700 e 900 kJ/mol 
c) 700 e 450 kJ/mol 
d) 200 e 900 kJ/mol 
e) 1 400 e 1 800 kJ/mol 
17. (UPE) Uma mistura gasosa de massa total 132,0 g é 
formada por igual número de mols de etano (C2H6) e 
butano (C4H10). A combustão total dos gases consti-
tuintes dessa mistura libera para o ambiente
 (Dados: os calores de combustão dos gases eta-
no e butano, são, respectivamente, –1 428 kJ/mol e 
–2 658 kJ/mol; ma (C) = 12 u, ma (H) = 1 u)
a) 4 897 kJ
b) 8 172 kJ 
c) 3 372 kJ
d) 4 086 kJ
X e) 6 129 kJ
18. (UNIR – RO) O Brasil é o maior exportador de etanol do 
mundo e a primeira economia em ter atingido um uso 
sustentável dos biocombustíveis. A reação de combus-
tão do etanol pode, graficamente, ser representada por: 
 
 Sobre essa reação, analise as afirmativas: 
 I. A 25 ºC e 1 atm, 1 mol de etanol líquido reage com 
3 mols de oxigênio, formando 2 mols de gás carbô-
nico e 3 mols de água, liberando 1 368 kJ de calor. 
 II. A combustão de 5 mols de etanol produz 170 g de 
água. 
 III. O volume de gás carbônico, medido nas CNTP, pro-
duzido quando se queima 23 g de etanol, é 2,24 L. 
 IV. Considerando detanol = 0,8 g cm
–3, na queima de 
1,25 L de etanol, são liberados 29 740 kJ de calor, 
aproximadamente. 
 Estão corretas as afirmativas: 
X a) I e IV, apenas. 
b) I, II e III, apenas. 
c) II e III, apenas. 
d) II e IV, apenas. 
e) II, III e IV, apenas.
3030 Volume 6
19. (UPE) Há muito que se conhece que o metanol e o eta-
nol podem ser usados como combustíveis de veículos 
automotores, pois queimam facilmente, no ar, liberan-
do energia. Há previsões de que os álcoois vão crescer 
em importância como combustíveis automotivos, já 
que, na atualidade, têm nichos de mercado, em escala 
internacional, muito promissores.
 Utilize a tabela como subsídio à sua resposta:
Combustíveis
Densidade 
(g/mL)
ΔHcombustão 
(kJ/g)
Metanol 0,80 23
Etanol 0,80 30
Gasolina 0,75 43
 (Dados: ma (C) = 12 u, ma (H) = 1 u, ma (O) = 16 u)
 Em relação aos combustíveis metanol, etanol e gasoli-
na, é correto afirmar que:
a) o metanol libera mais energia por mL do que o eta-
nol e a gasolina pura.
b) 1,0 mL de etanol libera mais energia que 1,0 mL de 
gasolina pura.
X c) a diferença entre a energia liberada na combustão 
de 1,0 mL de gasolina pura e 1,0 mL de metanol é 
13,85 kJ.
d) 1,0 mL de etanol, quando queimado, libera aproxi-
madamente 50% a mais de energia que 1,0 mL de 
metanol.
e) a energia liberada, quando se queima 1,0 mL de 
gasolina, é maior de que quando se queima 1,0 mL 
de etanol + 1,0 mL de metanol juntos.
20. (UNESP) A tabela apresenta informações sobre as 
composições químicas e as entalpias de combustão 
para três diferentes combustíveis que podem ser 
utilizados em motores de combustão interna, como o 
dos automóveis: 
Combustível
ΔHcombustão
kcal mol–1
Massas 
molares g 
mol–1
Gasolina (C8H18) –1 222,5 114,00
Etanol (C2H5OH) –326,7 46,0
Hidrogênio (H2) –68,3 2,0
 Com base nas informações apresentadas e comparan-
do esses três combustíveis, é correto afirmar que:
a) a gasolina é o que apresenta menor impacto am-
biental e vantagem energética.
b) o álcool é o que apresenta maior impacto ambiental 
e vantagem energética.
X c) o hidrogênio é o que apresenta menor impacto am-
biental e maior vantagem energética.
d) a gasolina é o que apresenta menor impacto am-
biental e maior vantagem energética.
e) o álcool é o que apresenta menor impacto ambiental 
e maior vantagem energética.
21. (UFAL) O consumo de um automóvel movido a álcool 
etílico é de 12 km/kg de álcool. Sabendo que a energia 
de combustão desse álcool é da ordem de 103 kJ/mol, 
quantos kilojoules são necessários para o automóvel ir 
de Maceió para o Recife (ou seja, percorrer 245 km)?
 (Dado: álcool etílico: C2H6O)
a) 2 103 kJ
b) 3 104 kJ
X c) 4 105 kJ
d) 1 106 kJ
e) 4 106 kJ
22. (UFSJ – MG) Alguns alimentos, como, por exemplo, o 
chocolate, que tem 5,18 kcal/g, são proibidos em caso 
de dietas alimentares para emagrecimento. A corrida, 
como atividade física, consome cerca de 2 600 kJ/h. 
Assim sendo, quanto tempo uma pessoa que comeu 
uma barra de 200 g de chocolate deve correr para gas-
tar a energia adquirida? 
 (Dado: 1 cal = 4,18 J)
a) 45 minutos
b) 60 minutos
X c) 100 minutos
d) 120 minutos
e) 160 minutos
23. (UCS – RS) A energia que um ciclista gasta ao pedalar 
uma bicicleta é de aproximadamente 1 800 kJ por hora 
acima de suas necessidades metabólicas normais. A 
sacarose, C12H22O11, fornece cerca de 5 400 kJ/mol 
de energia.
 A massa de sacarose que o ciclista deverá ingerir, afim de obter energia extra para pedalar uma hora, é 
igual a:
a) 121 g
X b) 114 g 
c) 107 g
d) 135 g
e) 128 g
31QuímicaQuímica 31
24. (UNIMONTES – MG) A nutrição parenteral é usada em 
pacientes incapazes de ingerir uma nutrição adequada, 
oralmente. Os lipídeos podem ser utilizados para for-
necer energia quando o corpo não pode obter toda a 
necessidade energética dos carboidratos. A proporção 
de calorias providas por lipídeos é normalmente 30% 
das calorias diárias totais. Os lipídeos 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 
calorias diárias. Considerando os padrões de limi-
tes aceitáveis, pode-se afirmar que a quantidade de 
 lipídeos na dieta é:
a) aceitável, inferior a 50 g.
X b) indesejável, igual a 100 g.
c) indesejável, superior a 100 g.
d) aceitável, igual a 64 g.
25. (UDESC) Determine o calor de combustão ( Ho) para 
o metanol (CH3OH) quando ele é queimado, sabendo-
-se que ele libera dióxido de carbono e vapor-d’água, 
conforme reação descrita abaixo:
Substância ΔHºf, kJ ⋅ mol
–1 
CH3OH –239,0
CO2 –393,5
H2O –241,8
 CH3OH + 3/2 O2 CO2 + 2 H2O
a) Ho = +638,1 kJ mol–1
b) Ho = –396,3 kJ mol–1
X c) Ho = –638,1 kJ mol–1
d) Ho = +396,3 kJ mol–1
e) Ho = –874,3 kJ mol–1
26. (UFMA) De acordo com a equação abaixo e os dados 
fornecidos,
 C2H2(g) + 5/2 O2(g) 2 CO2(g) + H2O(ℓ)
 Dados: 
 Hºf do C2H2(g) = +226,5 kJ/mol
 Hºf do CO2(g) = –393,5 kJ/mol
 Hºf da H2O(ℓ) = –285,8 kJ/mol
 indique qual o valor da entalpia-padrão de combustão 
do acetileno (C2H2(g)):
a) +1 299,3 kJ/mol
X b) –1 299,3 kJ/mol
c) –905,3 kJ/mol 
d) +905,3 kJ/mol
e) –625,8 kJ/mol
27. (UNIMONTES – MG) É comum o cozinheiro utilizar-se 
do bicarbonato de sódio (NaHCO3) para apagar chamas 
causadas pela combustão da gordura. Quando lançado 
sobre as chamas, o sal decompõe-se, originando gás 
carbônico, que abafa ainda mais a chama.
 A equação de decomposição do bicarbonato de sódio 
e as entalpias-padrão de formação ( Hºf) das substân-
cias envolvidas estão representadas a seguir:
 2 NaHCO3(s) Na2CO3(s) + H2O(ℓ) + CO2(g)
 Hºf (CO2, g) = –393,5 kJ
 Hºf (H2O, ℓ) = –285,9 kJ
 Hºf (NaHCO3, s) = –947,7 kJ
 Hºf (Na2CO3, s) = –1 131,0 kJ
 Sob condição-padrão, a decomposição do bicarbonato 
de sódio:
a) libera 85 kJ
X b) absorve 85 kJ
c) absorve 1 185 kJ
d) libera 1 185 kJ
28. (CESUPA) Estalactites e estalagmites são formações 
rochosas sedimentares que se originam, respectiva-
mente, no teto e no chão de grutas ou cavernas, pela 
deposição de carbonato de cálcio (CaCO3), arrastado 
pela água que goteja do teto. Nessas formações, o car-
bonato de cálcio reage com uma solução diluída de 
ácido carbônico (CO2 dissolvido em água), de acordo 
com a equação química, não balanceada, a seguir:
 CaCO3(s) + H2CO3(aq) Ca
2+
(aq) + HCO3
–
(aq)
 A partir dos valores dos calores de formação medidos 
a 25 ºC apresentados abaixo, encontra-se que o Hº 
para a reação em questão, expresso em kJ/mol, é 
aproximadamente igual a:
32 Volume 632 Volume 6
Espécie 
química
CaCO3 H2CO3 Ca
2+ HCO3
–
ΔHof 
(kJ/mol)
–1 207,10 –699,65 –542,83 –692
a) –4,6
X b) –20,0
c) –160,5
d) –294,0
29. (UESPI) Sulfetos metálicos têm importante papel na 
química analítica para a identificação de metais. Uma 
das primeiras etapas na refinação desses sulfetos é o 
processo de ustulação, na qual o minério é aquecido 
com oxigênio para formar o óxido metálico e SO2(g). 
Em um processo de ustulação da esfalerita (ZnS), qual 
será, em kJ, o H298? 
 Dados de calor de formação em kcal ⋅ mol–1 (25 ºC): 
ZnS = –49,23; ZnO(s) = –83,24; SO2(g) = –70,994 
(1 kcal equivale a 4,184 kJ). 
a) –105,00 kJ 
b) –205,97 kJ 
c) –296,83 kJ 
d) –348,27 kJ 
X e) –439,32 kJ
30. (UFRN) A civilização moderna consome muita energia. 
Uma grande quantidade dessa energia é produzida 
pela queima de derivados do petróleo, como a gasoli-
na, da qual um dos compostos fundamentais é o octa-
no (C8H18). A seguir, representa-se a equação ajustada 
da combustão completa do octano, a 298 K e 1 atm:
 C8H18(ℓ) + 25/2 O2(g) 8 CO2(g) + 9 H2O(ℓ)
a) Se HoReação = Σ HfoP – Σ HfoR, calcule a variação 
de entalpia para a combustão de um mol de octano, 
de acordo com os dados da tabela abaixo:
 (Dados: a 298 K e 1 atm) 
Substância ΔHof kJ/mol 
C8H18(ℓ) –5 110,0
CO2(g) –394,0
H2O(ℓ) –286,0
b) Uma alternativa para se diminuir o impacto poluente 
do CO2(g) produzido pela combustão da gasolina é o 
uso de etanol (C2H5OH).
 Escreva a equação da combustão completa do etanol e 
explique, considerando o impacto do CO2(g), por que ele 
é menos poluente que a gasolina.
31. (UFC – CE) Considerando a reação de combustão com-
pleta da sacarose (C12H22O11) e de acordo com os va-
lores de entalpia-padrão de formação abaixo, assinale 
a alternativa que expressa corretamente o valor da 
entalpia-padrão de formação (em kJ/mol) de um mol 
de sacarose.
 Dados:
 Hof (H2O, ℓ) = –286 kJ/mol; 
 Hof (CO2, g) = –394 kJ/mol;
 Hof (O2, g) = 0; 
 Hocombustão (C12H22O11, s) = –5 654 kJ/mol.
a) 220
b) 110
c) –1 110
X d) –2 220
e) –4 440
32. (UFRN) Considere a tabela seguinte:
 Entalpias de formação a 25 ºC e 1 atm
Substância ΔHof, kJ ⋅ mol
–1
NO2(g) +33,0
H2O(ℓ) –286
HNO3(aq) –207
 Usando-se a equação 
 4 NO2(g) + 2 H2O(ℓ) + O2(g) 4 HNO3(aq)
 e os dados contidos na tabela, é correto afirmar que a 
variação de entalpia-padrão ( Hº) para a produção de 
2 mols de HNO3(aq) é:
a) –388 kJ
X b) –194 kJ
c) +228 kJ
d) +200 kJ
33. (PUC-Rio) Dada reação a seguir a 300 ºC:
 1 Fe2O3(s) + 2 Aℓ(s) 2 Fe(s)+1 Aℓ2O3(s)
a) Calcule a entalpia dessa reação, sabendo que as 
entalpias de formação do Fe2O3(s) e do Aℓ2O3(s) a 
300 ºC são, respectivamente, 830 e 1 500 kJ/mol.
b) Calcule o número de mols de Fe(s) obtidos, quando 
8,0 g do óxido de ferro (III) reagem completamente 
com excesso de Aℓ(s).
33QuímicaQuímica 33
34. (UFRN) Alex, jogando futebol, sofreu uma luxação no 
tornozelo, sendo obrigado a imobilizá-lo com bota de 
gesso. Durante a aplicação da bandagem ortopédica 
devidamente molhada, o estudante observou que, à 
medida que enxugava, o gesso se aquecia. Na con-
valescença, aproveitando o tempo livre, Alex resolveu 
consultar seus livros de Química. Daí descobriu que a 
cristalização do gesso ocorre com aumento da água 
de hidratação e diminuição do conteúdo de energia, 
conforme a equação abaixo:
 [CaSO4⋅1/2 H2O](amorfo) + 3/2 H2O(ℓ) [CaSO4⋅2H2O](cristal)
 Hº < 0
 Continuando sua pesquisa bibliográfica, numa tabela 
termoquímica, abaixo reproduzida, Alex encontrou os 
valores para os calores de formação-padrão ( Hºf) do 
gesso cristalizado (endurecido), do gesso amorfo (em 
pó) e da água líquida:
 Calores de formação-padrão (25 ºC e 1 atm)
[CaSO4⋅2H2O](cristal) [CaSO4⋅1/2H2O](amorfo) H2O(ℓ)
ΔHºf (kJ/mol) –2 020 –1 573 –286
 Então, Alex calculou corretamente a quantidade de 
calor liberada pelo processo de hidratação do gesso 
como sendo igual a:
a) 733 kJ/mol
b) 161 kJ/mol
X c) 18 kJ/mol
d) 876 kJ/mol
35. (UFPB) O consumo de carboidratos é essencial à die-
ta humana, pois eles têm a função de suprir as ne-
cessidades energéticas do organismo. A sacarose 
(C12H22O11) é um exemplo dessa classe de compostos, 
cujo suprimento de energia ocorre pela sua queima re-
presentada pela equação abaixo: 
 C12H22O11(s) + 12 O2(g) 12 CO2(g) + 11 H2O(ℓ)
 Sabendo-se que a variação de entalpia-padrão des-
sa reação ( Hor) é igual a –5 653 kJ mol
–1 e que as 
entalpias-padrão de formação ( Hof) de CO2(g) e H2O(ℓ) 
são, respectivamente, –395 kJ mol–1 e –285 kJ mol–1, 
identifique as afirmativas corretas:
a) A ingestão de 100 g de sacarose consome 1 653 kJ 
de energia do organismo.
X b) A queima da sacarose é uma reação exotérmica.
c) A queima de um mol de sacarose fornece 1 653 kJ 
de energia ao organismo.
X d) A entalpia-padrão de formação( Hof) do O2(g) é igual 
a zero.
X e) A entalpia-padrão de formação ( Hof) da sacarose é 
–2 222 kJ mol–1.
36. (UNICAMP – SP) O nadador Michael Phelps surgiu 
na Olimpíada de Beijing como um verdadeiro fenô-
meno, tanto pelo seu desempenho quanto pelo seu 
consumo alimentar. Divulgou-se que ele ingere uma 
quantidade diária de alimentos capaz de lhe oferecer 
uma energia de 50 MJ. Quanto disto é assimilado, ou 
não, é uma incógnita. Só no almoço, ele ingere um 
pacote de macarrão de 500 gramas, além de acom-
panhamentos.
 Dados de entalpia de formação em kJ mol–1:
 glicose = –1 274, água = –242, dióxido de carbono = 
–394.
a) Suponha que o macarrão seja constituído essencial-
mente de glicose (C6H12O6) e que, no metabolismo, 
toda essa glicose seja transformada em dióxido de 
carbono e água. Considerando-se apenas o meta-
bolismo do macarrão diário, qual é a contribuição do 
nadador para o efeito estufa, em gramas de dióxido 
de carbono?
b) Qual é a quantidade de energia, em kJ, associada 
à combustão completa e total do macarrão (glicose) 
ingerido diariamente pelo nadador?
37. (UEMG) Considere os dados apresentados na tabela a 
seguir:
Substância
Entalpia-padrão de 
formação (kJ/mol)
Dióxido de carbono –394
Vapor-d’água –242
Metanol –320
Etanol –296
 Levando-se em conta o aspecto energético, entre os 
álcoois constantes nessa tabela, o melhor combustível 
apresenta entalpia de combustão igual a:
a) –956 kJ/mol
b) –1 198 kJ/mol
X c) –1 218 kJ/mol
d) –1 810 kJ/mol
34 Volume 634 Volume 6
38. (UFAC) O dióxido de enxofre é um subproduto da 
queima de combustíveis fósseis, podendo combinar-
-se com a água para formar ácido sulfuroso. Alter-
nativamente, o dióxido de enxofre pode reagir com o 
oxigênio da atmosfera para formar trióxido de enxofre, 
que, por sua vez, forma em água, o ácido sulfúrico. As 
reações de formação do dióxido de enxofre e do trió-
xido de enxofre e as respectivas variações de entalpia, 
H, são:
 S(s) + O2(g) SO2(g) H = –297 kJ/mol
 S(s) + 3/2 O2(g) SO3(g) H = –396 kJ/mol
 A formação de trióxido de enxofre a partir do dióxido de 
enxofre é dada pela reação:
 x SO2(g) + y O2(g) z SO3(g) H = w
 A alternativa que representa os valores indicados por x, 
y, z e w é:
a) x = 1, y = 1, z = 1 e w = −99 kJ/mol.
X b) x = 1, y = 1/2, z = 1 e w = −99 kJ/mol.
c) x = 1, y = 1/2, z = 1 e w = 99 kJ/mol.
d) x = 1, y = 1/2, z = 1 e w = 693 kJ/mol.
e) x = 1, y = 1, z = 1 e w = −693 kJ/mol.
39. (UNIFOR – CE) A partir das equações termoquímicas:
 I. H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(ℓ); H = –285 kJ/mol de H2(g)
 II. H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(g); H = –242 kJ/mol de H2O(g)
 conclui-se que a condensação de 36,0 g de água:
a) libera 43 kJ de energia.
b) absorve 86 kJ de energia.
X c) libera 86 kJ de energia.
d) absorve 527 kJ de energia.
e) libera 527 kJ de energia.
40. (UFCG – PB) O benzeno pode ser obtido a partir da 
trimerização do acetileno (3 C2H2(g) C6H6(ℓ)). A partir 
dos seguintes dados termoquímicos, a 1 atm e 25 ºC,
 2 C6H6(ℓ) + 15 O2(g) 12 CO2(g) + 6 H2O(ℓ)
 H = –800 kcal
 4 CO2(g) + 2 H2O(ℓ) 2 C2H2(g) + 5 O2(g)
 H = +310 kcal
 é correto afirmar que o calor de trimerização do aceti-
leno, em kcal/mol, na formação do benzeno é:
a) +1 110 kcal/mol
b) –130 kcal/mol
c) –245 kcal/mol 
d) –490 kcal/mol 
X e) –65 kcal/mol
41. (UEG – GO) A variação de entalpia envolvida numa rea-
ção química, em determinadas condições, depende ex-
clusivamente da etapa inicial dos reagentes e da etapa 
final dos produtos, seja a reação executada em uma 
única etapa ou em várias etapas sucessivas.
 Sabendo que
 C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ)
 H = –326,71 kcal
 C(s) + O2(g) CO2(g)
 H = –94,05 kcal
 H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(ℓ)
 H = –68,32 kcal
 faça o que se pede:
a) Calcule o H para:
 2 C(s) + 3 H2(g) + 1/2 O2(g) C2H5OH(ℓ) H = ?
b) Responda: a reação de formação do etanol é endo-
térmica ou exotérmica?
42. (UFRGS – RS) Considere as seguintes equações termo-
químicas:
 CH3OH(ℓ) + 3/2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(ℓ) 
 Hº298 = –726 kJ
 H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(ℓ)
 Hº298 = –286 kJ
 C(s, grafite) + O2(g) CO2(g)
 Hº298 = –393 kJ
 Combinando essas equações, é possível obter o valor 
da entalpia-padrão de formação do metanol a 25 ºC. 
Esse valor, em kJ, é aproximadamente igual a:
a) –726
X b) –239
c) –47
d) +239
e) +726
43. (UFPI) Para se defender de seus predadores, o besouro 
bombardeiro lança um spray aquecido quando se sente 
35QuímicaQuímica 35
ameaçado. A solução quente é resultante de uma sé-
rie de reações químicas, que acontecem no abdômen 
do besouro, as quais podem ser resumidas na reação 
global:
 C6H4(OH)2(aq) + H2O2(aq) C6H4O2(aq) + 2 H2O(ℓ)
 H = ? (I)
 Dadas as reações:
 C6H4(OH)2(aq) C6H4O2(aq) + H2(g) H = +177,4 kJ
 H2(g) + O2(g) H2O2(aq) H = –191,2 kJ
 H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(g) H = –241,8 kJ
 H2O(ℓ) H2O(g) H = 43,8 kJ
 O H para a reação (I) será:
X a) –202,6 kJ
b) –405,2 kJ
c) –101,3 kJ 
d) +202,6 kJ 
e) +405,2 kJ
44. (EMESCAM – ES) Em nosso estado, uma atividade 
econômica de grande importância é a mineração de 
rochas. Nessa atividade utilizam-se brocas e máqui-
nas de corte e perfuração fabricadas com o carbeto de 
 tungstênio (WC). Esse composto é obtido, a partir de 
seus elementos, pela reação:
 W(s) + C(grafita) WC(s)
 A variação de entalpia ( H) dessa reação não é fa-
cilmente medida, já que ela se processa a mais de 
1 000 oC. Desse modo, obtém-se o valor de H da 
reação a partir do cálculo dos calores de combustão 
abaixo:
 (I) 2 W(s) + 3 O2(g) 2 WO3(s)
 H = –1 681 kJ/mol
 (II) C(grafita) + O2(g) CO2(g)
 H = –394 kJ/mol
 (III) 2 WC(s) + 5 O2(g) 2 WO3(s) + 2 CO2(g)
 H = –2 392 kJ/mol
 A partir da Lei de Hess, pode-se determinar que o calor 
de formação do carbeto de tungstênio (em kJ/mol) é 
igual a:
X a) –38,5
b) –77,0
c) +38,5
d) +77,0
e) –4 467
45. (UEG – GO) Nos processos industriais, a Termoquímica 
tem sido muito empregada para o aproveitamento do 
calor do sistema em trocas térmicas, as quais geram 
benefícios econômicos para as indústrias. Muitas rea-
ções químicas liberam calor, e esse calor pode ser esti-
mado a partir da variação de entalpia de outras reações 
químicas.
 Considerando esse assunto e a reação de formação do 
benzeno (C6H6), responda ao que se pede:
 6 C(grafite) + 3 H2(g) C6H6(ℓ)
 I. C(grafite) + O2(g) CO2(g) 
 H = –94,1 kcal mol–1
 II. H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(ℓ)
 H = –68,4 kcal mol–1
 III. C6H6(l) + 15/2 O2(g) 6 CO2(g) + 3 H2O(ℓ)
 H = –781,0 kcal mol–1
a) Calcule a variação de entalpia para a reação de for-
mação do benzeno (C6H6), a partir das demais rea-
ções, cuja variação de entalpia é conhecida.
b) Classifique a reação de formação do benzeno em 
exotérmica ou endotérmica. 
46. (UFSCAR – SP) O cultivo da cana-de-açúcar faz parte 
da nossa história, desde o Brasil Colônia. O açúcar e o 
álcool são seus principais produtos. Com a crise mun-
dial do petróleo, o incentivo à fabricação de carros a ál-
cool surgiu, na década de 1970, com o Proálcool. Esse 
Programa Nacional acabou sendo extinto no final da 
década de 1990. Um dos pontos altos nas discussões 
em Joanesburgo sobre desenvolvimento sustentável foi 
o pacto entre Brasil e Alemanha para investimento na 
produção de carros a álcool.
a) Escreva a equação de combustão do etanol, devida-
mente balanceada. Calcule o calor de combustão de 
1 mol de etanol, a partir das seguintes equações:
 H°f (kJ/mol)
 C(s) + O2(g) CO2(g) –394
 H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(ℓ) –286
 2 C(s) + 3 H2(g) + 1/2 O2(g) C2H5OH(ℓ) –278
b) A reação de combustão do etanol é endotérmica ou 
exotérmica? Justifique:
36 Volume 6l
47. (UFRN) É possível sintetizar o metano (CH4) gasoso a 
partir da reação do carbono (C) sólido com hidrogênio 
(H2) gasoso. Considere os valores de variação de ental-
pia, nas condições normais de temperatura e pressão 
expressos nasseguintes equações:
C(s) + O2(g) CO2(g) H = –393,5 kJ/mol
H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(ℓ) H = –285,8 kJ/mol
CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(ℓ) H = –890,3 kJ/mol
 A partir dos dados acima, o tipo de reação e a variação 
de entalpia para a síntese do metano podem ser repre-
sentados pelo gráfico:
X a) 
b) 
c) 
d) 
48. (FCC – BA) A dissociação de 1 mol de fosfina (PH3) é 
representada por:
 9,6 102 kJ + PH3(g) 1 P(g) + 3 H(g)
 Sendo assim, a energia da ligação P – H é:
a) 1,2 102 kJ/mol
b) 2,4 102 kJ/mol
X c) 3,2 102 kJ/mol
d) 4,8 102 kJ/mol
e) 8,6 102 kJ/mol
49. (UFC – CE) Dadas as reações: 
 I. H2(g) + Cℓ2(g) 2 HCℓ(g) 
 II. N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 
 e as energias de ligação: 
Ligação
Entalpia de ligação 
(kJ/mol)
H – H 432
N ≡ N 942
H – Cℓ 428
Cℓ – Cℓ 240
N – H 386
a) Determine o H para as reações I e II:
b) Baseado apenas nos valores de H, qual das rea-
ções é mais favorável?
50. (UESPI) Os clorofluorcarbono (CFCs) são usados exten-
sivamente em aerosóis, ar-condicionado, refrigerado-
res e solventes de limpeza. Os dois principais tipos de 
CFCs são o triclorofluorcarbono (CFCℓ3) ou CFC-11 e 
diclorodifluormetano (CF2Cℓ2) ou CFC-12. O tricloro-
fluorcarbono é usado em aerosóis, enquanto o dicloro-
difluormetano é tipicamente usado em refrigeradores. 
Determine o H para a reação de formação do CF2Cℓ2: 
 CH4(g) + 2 Cℓ2(g) + 2 F2(g) CF2Cℓ2(g) + 2 HF(g) + 2 HCℓ(g)
 Dados de energia de ligação em kJ/mol: C–H (413); 
Cℓ–Cℓ (239); F–F (154); C–F (485); C–Cℓ (339); H–F 
(565); H–Cℓ (427). 
a) –234 kJ 
b) –597 kJ 
X c) –1 194 kJ 
d) –2 388 kJ 
e) –3 582 kJ 
3733333377777737
12
Cinética Química
Ponto de partida 
 Utilizada há séculos pelo exército, os primeiros modelos de granadas, por conta da sua alta sensibilidade, re-
presentavam mais risco ao lançador que ao seu alvo, pois muitas vezes explodia antes de ser disparada. Com o 
tempo, foram desenvolvidos mecanismos para controlar melhor a detonação e viabilizar seu uso em batalhas. 
1. De que maneira o conhecimento da Química contribuiu para o aperfeiçoamento desse artefato?
2. Outro artefato bastante utilizado por militares são as bombas de gás lacrimogênio. Por que esse tipo de arma-
mento costuma ser utilizado para dispersar multidões?
3. Cite pelo menos duas situações em que a interferência na rapidez de uma reação química é vantajosa.
1
LatinStock/Album/Akg-images
Volume 638
O conhecimento e o estudo da rapidez das 
reações fazem com que seja possível controlar 
o tempo em que ocorre determinada trans-
formação, tornando o processo mais lento ou 
mais rápido. Dependendo do objetivo, reações 
lentas podem ser aceleradas e reações rápidas, 
retardadas. 
Velocidade de uma reação química
A velocidade, em geral, é definida como a variação que ocorre em determinado intervalo de tempo. Em uma 
reação química, corresponde à grandeza que mede a quantidade de reagente(s) consumido(s) e/ou a de produto(s) 
formado(s) no decorrer do processo, por unidade de tempo. 
Reagente(s) → Produto(s)
A quantidade de reagente(s) e de produto(s), determinada experimentalmente, pode ser expressa em massa, mol, 
número de moléculas, volume (para gases) ou em concentração (mol/L), enquanto o tempo em horas, minutos ou 
segundos. 
Como a velocidade pode variar no decorrer de uma reação, usualmente é determinada a velocidade média da 
reação.
D
iv
o.
 2
01
1.
 D
ig
ita
l.
 compreender e utilizar a teoria das colisões para explicar a cinética das reações químicas;
 determinar a velocidade média de uma reação; 
 interpretar diagramas de energia;
 reconhecer e analisar os principais fatores que influenciam na rapidez de uma reação; 
 analisar a influência da concentração inicial do(s) reagente(s) na rapidez de uma reação, com 
base na Lei da Velocidade.
para explicar a cinética das reações químicas;
ão;
Objetivos da unidade:
Na Química, é comum utilizar tanto 
o termo rapidez 
como velocidade, pois ambos signi
ficam o quanto 
uma reação química se desenvolve 
de forma mais 
rápida ou mais lenta. Em Física, o te
rmo velocidade 
é definido como o espaço percorrido
 em função do 
tempo. A área de estudo da Química
 que investiga a 
rapidez das reações e os fatores que a
 influenciam é a 
Cinética Química.
Química 39
A velocidade média de uma reação, em relação a um componente, é o módulo da razão entre a variação da quanti-
dade do reagente ou do produto e o intervalo de tempo necessário para que ocorra a reação. 
Velocidade média
(em relação a um componente)
= =−
| | | |Δ
Δ
Δ
Δ
Q
t
Q
t
Reagente Produto
As espécies envolvidas na equação apresentam relação estequiométrica e a velocidade de um dos componentes 
(reagente ou produto) permite deduzir a velocidade do outro componente. 
Também é possível determinar a velocidade média de uma reação química sem informar a espécie. Nesse caso, a 
velocidade média em relação a um componente é dividida pelo seu coeficiente estequiométrico.
= =−
| | | |Δ
Δ
Δ
Δ
Q
t
coeficiente
Q
t
coeficiente
Reagente Produto
Velocidade média da reação
Teoria das colisões
As reações químicas não ocorrem apenas pelo simples contato e afinidade entre os reagentes, também é neces-
sário o rompimento das ligações entre os átomos no(s) reagente(s) para que novas ligações químicas sejam formadas 
no(s) produto(s). Para que isso ocorra, as moléculas iniciais têm que apresentar colisões efetivas entre elas. 
Em uma colisão efetiva, as moléculas têm orientação favorável e energia suficiente para romper as ligações entre 
os átomos no(s) reagente(s).
 H2 + I2 2 HI
 Colisão com orientação favorável
Caso a orientação não seja adequada e/ou não apresente energia suficiente, tem-se uma colisão não efetiva e a 
reação não ocorre. 
 H2 + I2 H2 + I2
 Colisão com orientação desfavorável
A teoria que determina a ocorrência de uma reação química é conhecida como teoria das colisões, e a quantidade 
mínima de energia necessária para que a colisão entre as partículas do(s) reagente(s) seja efetiva é chamada de ener-
gia de ativação.
Energia de ativação (Ea) é a quantidade mínima de energia necessária para romper as ligações entre 
os átomos no(s) reagente(s) e formar novas ligações entre os átomos no(s) produto(s). 
Utiliza-se o módulo da varia-
ção da quantidade para evi-
tar números negativos. Isso 
ocorre com a velocidade do 
reagente, já que a quantida-
de final é menor que a inicial, 
em razão de seu consumo.
O sinal de menos indica 
que os reagentes são con-
sumidos em uma reação 
química.
Volume 640
O fato de uma reação ser exo-
térmica ou endotérmica não 
interfere na rapidez de um pro-
cesso químico, pois a velocida-
de de uma reação está relacio-
nada à sua energia de ativação.
Esse caminho energético da reação pode ser demonstrado por meio de diagramas. 
 Reação exotérmica
 Reação endotérmica
Independentemente de a reação ser exotérmica ou endotérmica, as moléculas do(s) reagente(s) necessitam absor-
ver uma quantidade de energia no mínimo igual à energia de ativação.
Quanto menor for a energia de ativação, mais rapidamente ocorre a reação. Ao contrário, quanto maior for a 
energia de ativação, mais lenta é a reação.
De modo geral, a velocidade de uma reação está relacionada à frequência das colisões entre as partículas do(s) 
reagente(s). 
Quanto maior essa frequência, maior a probabilidade de colisões efetivas e, consequentemente, menor a 
energia de ativação, isto é, maior a velocidade da reação.
O choque entre as moléculas do(s) reagente(s) com orientação adequada e energia igual ou superior à energia de 
ativação resulta em uma estrutura intermediária instável entre o(s) reagente(s) e o(s) produto(s) denominada comple-
xo ativado. 
Química 41
Organize as ideias
Sobre a teoria das colisões, complete o esquema: 
Atividades
2 Gabaritos.
1. Identifique, em seu cotidiano, duas situações que re-
presentam reações químicas lentas.
Pessoal. Oxidação de talheres de prata, digestãodos alimentos, 
azedamento do vinho, enferrujamento de uma peça de ferro, 
entre outras.
2. Identifique, em seu cotidiano, duas situações que re-
presentam reações químicas rápidas.
Pessoal. Explosão de fogos de artifício, acionamento do air bag
após uma colisão, entre outras.
3. Quais são as condições necessárias para a ocorrência 
de uma reação química?
Além do contato e da afinidade química entre as partículas 
do(s) reagente(s), as colisões devem ser efetivas. Ou seja, 
devem ocorrer com orientação favorável e energia suficiente. 
4. (PUC Minas) A quantidade mínima de energia necessá-
ria para o início de uma reação espontânea é chamada:
X a) energia de ativação.
b) entalpia da reação.
c) entropia da reação.
d) energia da reação.
5. Os dados a seguir correspondem à variação da con-
centração do produto em função do tempo, para a rea-
ção: X + Y W.
Concentração de W 
(mol ⋅ L–1) 0,0 0,6 1,0 1,4 1,7
Tempo (min) 0,0 1,0 2,0 3,0 4,0
 Determine a velocidade média, no intervalo entre 1 e 3 
minutos, para a formação de W. 
 
vm = 
1,4
3 1
 0,4 mol L min
−
−
= ⋅ ⋅− −
0 6
1 1
,
orientação favorável energia suficiente orientação desfavorável energia insuficiente
Teoria das colisões
em que as colisões 
podem ser
que ocorre quando há
não efetivas
onde as moléculas 
devem apresentar
efetivas
Volume 642
6. (PUCRS) A penicilina, antibiótico natural derivado de um 
fungo e descoberto por Alexander Fleming, está dispo-
nível como fármaco desde a década de 40, quando foi 
desenvolvida técnica de congelamento e preparação 
industrial. Esse antibiótico sofre uma deterioração com 
o tempo, conforme o gráfico apresentado abaixo:
 
 Com base nas informações acima, conclui-se que a 
velocidade de deterioração da penicilina nas primeiras 
dez semanas é, em mol L–1/semana, aproximada-
mente:
a) 0,0025
X b) 0,01
c) 0,025
d) 0,125
e) 0,166
7. (UFMG) Analise este gráfico, em que está representada 
a variação da concentração de um reagente em função 
do tempo em uma reação química: 
 Considerando-se as informações desse gráfico, é cor-
reto afirmar que, no intervalo entre 1 e 5 minutos, a 
velocidade média de consumo desse reagente é de 
X a) 0,200 (mol/L)/min 
b) 0,167 (mol/L)/min 
c) 0,225 (mol/L)/min 
d) 0,180 (mol/L)/min
8. (UNIFEI – MG) Considere o perfil da reação descrita na 
figura abaixo, onde R = reagentes e P = produtos. A 
energia de ativação é maior quando a reação ocorre na 
direção:
 
Energia
Coordenada de reação
R
P
a) direta (R P).
X b) inversa (P R).
c) direta ou inversa, tanto faz: a energia é igual.
d) do pico máximo de energia.
9. (UEMS) Considerando a reação de combustão:
 CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
 tem-se o gráfico de energia abaixo:
 
Kcal
242,1
53,4
–110,8
CH + O
4 2
CO + H O
2 2
Caminho da reação
 Assinale a alternativa correta.
a) É uma reação endotérmica.
b) O H da reação é de –242,1 kcal.
c) A energia de ativação da reação é 352,9 kcal.
X d) A reação libera 164,2 kcal.
e) A reação absorve 188,7 kcal.
Sugestão de atividades: questões 1 a 13 da seção Hora 
de estudo.
Química 43
Experimento
A influência da superfície de contato em uma reação
Materiais 
2 béqueres de 100 mL; almofariz e pistilo; água na temperatura ambiente; 2 comprimidos efervescentes.
Como fazer
1. Coloque 50 mL de água em cada béquer.
2. Triture um dos comprimidos com auxílio do almofariz e pistilo. 
3. Adicione, simultaneamente, o comprimido efervescente não triturado ao primeiro béquer e o triturado ao 
segundo béquer.
4. Observe.
Descarte
Os resíduos podem ser descartados diretamente na pia.
Resultados e conclusão 
a) Em qual dos dois béqueres ocorreu uma efervescência mais rápida? 
Ocorreu uma efervescência mais rápida no béquer com comprimido triturado.
b) Que fator foi determinante para verificar a rapidez desse processo?
A superfície de contato.
c) Como o fator verificado com o experimento influencia na velocidade de uma reação?
O aumento na superfície de contato provoca um maior número de colisões efetivas, o que garante a intensidade na rapidez da reação.
Fatores que influenciam a velocidade de uma reação
A rapidez em que uma reação química ocorre está diretamente relacionada ao número de colisões efetivas entre 
as moléculas iniciais. Por isso, para melhor controle da sua velocidade, é importante conhecer os fatores que podem 
acelerar reações lentas ou retardar reações rápidas. 
Superfície de contato
O contato das moléculas do(s) reagente(s) é uma condição fundamental para que a reação aconteça. Por isso, a super-
fície de contato – área exposta de determinado reagente – é um dos fatores que influenciam a velocidade de uma reação. 
Esse grau de dispersão (subdivisão) do reagente pode realizar-se em diferentes fases, sendo o estado sólido o mais 
comum. Assim, quanto mais fragmentado está o sólido, maior é a superfície de contato entre os participantes da rea-
ção. Consequentemente, a probabilidade de colisões efetivas aumenta, intensificando a rapidez. Porém, não altera a 
quantidade de produto formada.
Quanto maior a superfície de contato entre as espécies participantes, 
maior a velocidade da reação. 
Volume 644
Experimento
A influência da temperatura em uma reação
Materiais 
3 béqueres de 100 mL; 3 comprimidos efervescentes; 
água na temperatura ambiente; água quente; água 
fria. 
Como fazer
1. Coloque, em cada béquer, separadamente, 
50 mL de água em diferentes temperaturas. 
2. Adicione, simultaneamente, um comprimido 
efervescente em cada béquer.
3. Observe e registre, na tabela, a ordem em que se 
finaliza a transformação para as diferentes tempe-
raturas da água.
Temperatura 
da água
Ordem de 
término
Ambiente 2
Quente 1
Fria 3
Alguns fenômenos que ocorrem no dia a dia são exemplos práticos de como a 
superfície de contato está relacionada à rapidez de uma reação química. Quando um 
combustível, como a gasolina ou o etanol, queima, o fogo se concentra na superfície 
do líquido, em razão do contato com o oxigênio do ar. Assim, se o combustível for 
pulverizado no ar, a combustão é praticamente instantânea. Ou seja, por conta da 
maior área de contato com o comburente, os vapores do combustível se inflamam 
com mais facilidade. Por esse motivo, não se deve fumar em postos de gasolina.
O mesmo cuidado deve-se ter em locais com suspeita de vazamento de gás de 
cozinha, pois qualquer atividade elétrica, como acender a luz, ligar um equipamento 
eletrônico ou o ventilador, pode provocar uma pequena faísca, suficiente para cau-
sar explosão de gás acumulado.
 A pintura de objetos metálicos 
com tinta adequada reduz a 
superfície de contato do metal 
com o oxigênio, dificultando o 
processo de oxidação.
Quanto maior a temperatura do sistema, maior a velocidade da reação.
Descarte
Os resíduos podem ser descartados 
diretamente na pia.
Resultados e conclusão 
a) Em qual dos béqueres a transformação ocor-
reu em menor tempo? 
b) Que fator foi determinante para verificar a ra-
pidez desse processo?
c) Como o fator verificado com o experimento 
influencia na velocidade de uma reação?
©
Sh
u
tt
er
st
oc
k/
D
ev
ia
n
t
Temperatura
A elevação da temperatura faz com que a energia cinética média das moléculas aumente, promovendo um maior 
número de colisões efetivas. Independentemente se a reação é exotérmica ou endotérmica, o aumento na quantidade 
de moléculas com energia suficiente para reagir – com energia igual ou superior à de ativação –, em geral, intensifica 
a rapidez da reação. 3 Regra de Van’t Hoff. A elevação da temperatura favorece mais as reações endotérmicas, pois essas 
reações ocorrem com absorção de calor.
Gabaritos.4
Química 45
Pressão
A pressão só influencia, de maneira significativa, a velocidade das reações quando pelo menos um dos reagentes 
se encontra no estado gasoso. Isso ocorre porque o volume de um gás sofre grandes alterações quando há variação 
da pressão. 
Ao aumentar a pressão sobre umsistema que apresenta pelo menos uma substância gasosa, há uma diminuição 
do volume ocupado pelas moléculas possibilitando um maior número de colisões efetivas entre as partículas e, con-
sequentemente, intensificando a rapidez da reação.
 O aumento da pressão aproxima as moléculas, aumentando a 
probabilidade de colisões efetivas.
Quanto maior a pressão exercida 
sobre um sistema gasoso, maior a 
velocidade da reação.
Catalisador
A substância capaz de aumentar a velocidade de uma reação sem alterá-la, seja qualitativamente, seja quantitativamente, 
é conhecida como catalisador. As transformações químicas que ocorrem em sua presença são chamadas de catálise. 
O aumento na velocidade da reação pela presença de um catalisador é explicado pelo abaixamento na ener-
gia de ativação. Ao interagir com as partículas do(s) reagente(s), o catalisador fornece um caminho alternativo 
mais simples para que a reação se efetive. Nesse novo mecanismo, a energia de ativação diminui e a velocidade 
aumenta. 
A ausência e a presença de catalisador podem ser representadas por 
meio do diagrama ao lado.
É possível observar no diagrama que ambas as reações (não catalisada e 
catalisada) se processam por caminhos diferentes; porém, nas duas situações, 
a variação de entalpia da reação ( H) tem o mesmo valor. Isto é, o catalisador 
não interfere na formação do(s) produto(s), apenas na rapidez da reação.
Ao adicionar um catalisador à reação, sua velocidade aumenta.
Além de ser utilizado frequentemente para diminuir a velocidade das reações 
responsáveis pela decomposição dos alimentos, conservando suas características 
por mais tempo, o efeito da temperatura tem essencial importância na Medicina. 
O corpo humano apresenta temperatura média de 37 ºC. Entretanto, com o 
objetivo de diminuir a velocidade de reações metabólicas e retardar as chances 
de ocorrerem lesões cerebrais provocadas por deficiência no fornecimento de 
oxigênio, algumas cirurgias, como as do coração, devem ser realizadas em torno 
de 15 ºC.
 Os alimentos, quando armazenados na 
geladeira, são conservados por mais tempo.
Luzes e faíscas elétricas podem aumentar a velocidade de algumas reações, mas não 
são catalisadores. São considerados simplesmente agentes fornecedores de energia.
En
er
gi
a
Reagente(s)
ΔH
Produto(s)
Caminho da reação
Ea2
Ea1
Ea1
 = energia de ativação com catalisador
Ea2
 = energia de ativação sem catalisador
ΔH = variação de entalpia
©
Sh
u
tt
er
st
oc
k/
To
oc
an
im
ag
es
Ja
ck
 A
rt
. 2
01
1.
 D
ig
ita
l.
A refrigeração dos alimentos é um dos 
métodos de pre-
servação mais conhecidos.
Volume 646
Enzimas são catalisadores biológic
os, 
formados por longas cadeias de amino
á-
cidos. Essas proteínas especiais, encont
ra-
das nos seres vivos, são responsáveis p
elo 
aumento da velocidade de diversas re
a-
ções químicas que ocorrem no organism
o. 
Com o experimento proposto, é possível observar que a água oxigenada 
se decompõe com mais intensidade na presença de um pedaço de batata. 
Esse fato se deve à enzima catalase, presente no tubérculo. Essa proteína 
tem a função de acelerar as reações químicas, sem ser efetivamente consu-
mida durante a transformação. O mesmo pode ser observado com a utiliza-
ção dessa solução ao ser adicionada em um ferimento exposto. A catalase, 
nesse caso, proveniente das células vermelhas do sangue favorece a decom-
posição da solução de peróxido de hidrogênio (H2O2(aq)).
6 A utilização da água oxigenada em ferimentos.
Experimento
Materiais 
1 pipeta graduada; 2 tubos de ensaio; água oxigenada (H2O2(aq)) 10 volumes; batata crua. 
Como fazer
1. Coloque 2 mL de água oxigenada em dois tubos de ensaio.
2. Corte uma fina fatia de batata e coloque-a em um dos tubos.
3. Observe, atentamente, as duas situações.
Descarte
Os resíduos podem ser descartados no lixo comum.
Resultados e conclusão 
a) A solução de peróxido de hidrogênio, utilizada no experimento, ao ser exposta à luz, sofre uma reação de 
decomposição conhecida como fotólise. Escreva a equação que representa esse fenômeno. 
2 H2O2(aq) 2 H2O(ℓ) + O2(g)
λ Esse assunto foi trabalhado em Reações químicas.
b) De que forma foi evidenciada a ocorrência dessa reação?
A decomposição foi evidenciada pela liberação de gás com a formação de bolhas.
c) Em qual dos tubos de ensaio a reação foi mais intensa?
A reação foi mais intensa no tubo com pedaço de batata.
d) O pedaço de batata poderia ser reutilizado para realizar novamente o experimento? Justifique sua resposta. 
Sim. A batata não foi consumida no processo e por isso pode ser reutilizada.
 
A unidade de concentração “volume” se refere à quantidade de gás oxigênio que é liberada na decomposição de 
1 litro de água oxigenada. Por exemplo, 1 L de água oxigenada 10 volumes libera 10 L de oxigênio.
5 Sugestão de experimento. 
A influência do catalisador em uma reação
 Nenhum dos reagentes deve ter contato com pele, boca e olhos. 
Se houver o contato, lavar a área abundantemente com água.
Química 47
Algumas das reações que ocorrem nesse pro-
cesso podem ser representadas pelas equações:
2 CO(g) + O2(g) 
Pt/Pd
 2 CO2(g)
2 CO(g) + 2 NO(g) 
Pt/Pd
 2 CO 2(g) + N2(g)
2 NO2(g) 
Pt/Pd
 N2(g) + 2 O2(g)
Em um automóvel, os conversores catalíticos, como 
são conhecidos esses tipos de catalisadores, transformam 
alguns gases tóxicos (entre eles CO, NO e NO2), emitidos 
durante a queima dos combustíveis, em gases menos pre-
judiciais ao meio ambiente.
Concentração
Experimento
A influência da concentração em uma reação 
Materiais
3 béqueres de 50 mL; solução de sulfato de co-
bre II (CuSO4) – 1 mol/L; solução de sulfato de 
cobre II (CuSO4) – 0,1 mol/L; solução de sulfato 
de cobre II (CuSO4) – 0,01 mol/L; linha; 3 pre-
gos de aço sem ferrugem (pequenos); água na 
temperatura ambiente. 
Como fazer
1. Coloque 20 mL de solução de sulfato de 
cobre II, separadamente, em cada um dos 
béqueres, conforme a sequência: 
Béquer mol/L
1º. 1,0
2º. 0,1
3º. 0,01
2. Coloque, em cada um dos béqueres, um 
prego amarrado a um pedaço de linha e 
deixe-os mergulhados por alguns minutos.
3. Puxe a linha, com cuidado, para retirar os pregos.
4. Observe. 
Descarte
Por conter cobre, as soluções residuais não podem 
ser descartadas na pia. Ao final da prática, é ideal 
o armazenamento dos resíduos em um frasco para 
que o professor defina seu destino.
Resultados e conclusão 
a) Qual a diferença observada entre os pregos colo-
cados nas diferentes soluções de sulfato de cobre?
b) Que fator foi determinante para verificar a diferença 
na rapidez da reação?
c) Que conclusão pode ser obtida após a realização 
desse experimento?
Após a realização do experimento, limpe os 
pregos com auxílio de uma esponja de aço para 
retirar a camada de cobre que foi formada.
Os resíduos podem ser misturados e deixados evaporar. O 
sólido obtido pode ser reutilizado em outras práticas.
É ideal 
numerar 
os 
béqueres.
9 Gabaritos.
7 O uso de catalisadores e o Prêmio 
Nobel de Química 2010. 
8 Inibidor catalítico.
Apesar de o CO2 em excesso 
contribuir para o efeito estufa, o 
uso de conversores catalíticos 
diminui, consideravelmente, a 
poluição atmosférica. 
 Esquema de um conversor 
catalítico usado em 
automóveis
Ja
ck
 A
rt
. 2
01
1.
 D
ig
ita
l.
As descobertas das reações química
s, ocorridas nos 
conversores catalíticos, possibilitarão 
que sejam fabri-
cados catalisadores melhores e mais ef
icientes.
velocidade instantânea: velocidade em cada instante de tempo.
Volume 648
v = k [Reagente(s)]x
v = velocidade instantânea da reação
k = constante de velocidade
[Reagente(s)] = concentração em quantidade de matéria do(s) reagente(s)* 
*em solução aquosa ou no estado gasoso 
x = ordem da reação
Pela teoria das colisões, é fácil perceber que quanto maior o número de partículas do(s) reagente(s) por unidade de 
volume, isto é, quanto maior a concentração desoluto presente na solução, maior a probabilidade de colisões efetivas 
e, consequentemente, maior a velocidade da reação. 
 O aumento na concentração das 
moléculas (representadas por 
bolinhas de cores diferentes) aumenta 
a frequência de colisões em um 
mesmo intervalo de tempo.
Quanto maior a concentração do(s) reagente(s), maior a velocidade da reação.
Lei da Velocidade
A concentração do(s) reagente(s) é um fator que influencia a rapidez da reação. Mas essa influência só pode ser 
determinada experimentalmente, pois é necessário que a pressão e a temperatura sejam mantidas constantes, para 
que a variação ocorra apenas na concentração do(s) reagente(s) em análise.
©
W
ik
im
ed
ia
 C
om
m
on
s/
H
. R
iff
ar
t, 
Be
rli
n
 Houve um intervalo de 15 anos 
entre a publicação, em norueguês, 
do trabalho de Guldberg e Waage 
e o conhecimento de tal lei pelos 
químicos alemães e franceses. 
10 A Lei da Velocidade e o estado 
físico do(s) reagente(s). 
A ordem corresponde ao número de moléculas do(s) reagente(s) 
que sofrem colisões efetivas para que ocorra a reação. 
A ordem da reação é indicada pela so
ma 
dos expoentes das concentrações do
(s) 
reagente(s) descritos na expressão da 
Lei 
da Velocidade da reação. 
A relação entre a concentração do(s) reagente(s) e a rapidez de uma reação 
é dada pela expressão matemática chamada Lei da Velocidade. Proposta no 
ano de 1864, pelo químico e matemático norueguês Cato Maximilian Guldberg 
(1836-1902) e Peter Waage (1833-1900), é também conhecida como Lei de 
Guldberg-Waage.
Segundo essa lei, a velocidade instantânea de uma reação química, em 
determinada temperatura, é proporcional ao produto das concentrações em 
quantidade de matéria do(s) reagente(s) que influencia(m) diretamente sua 
rapidez. 
Genericamente, a expressão matemática que representa a Lei da Veloci-
dade é dada por:
O efeito causado pela alteração na concentração de cada reagente específico é diferente. Por isso, o cálculo da 
velocidade, em determinado instante, é realizado com o auxílio de experimentos.
Química 49
Por meio de experimentos, foi verificado que, quando uma reação ocorre em uma única etapa – reação elementar –, 
a Lei da Velocidade apresenta expoente(s) igual(is) ao(s) coeficiente(s) do(s) reagente(s) da equação balanceada. Ob-
serve a expressão da lei para reação de produção da amônia. 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) v = k [N2] [H2]
3
Com a ordem em relação a determinado reagente, pode-se estimar o que ocorre com a velocidade da reação ao 
alterar a concentração desse componente. Na equação de produção da amônia, a ordem para o N2 indica que ao 
duplicar a sua concentração, por exemplo, a velocidade duplica. Já se a mesma alteração fosse realizada para o H2, a 
velocidade ficaria 8 vezes maior.
Na prática, a maioria das reações químicas ocorre em mais de uma etapa – reações não elementares, e cada uma 
apresenta sua própria velocidade. Assim, as etapas de uma reação não elementar correspondem a um mecanismo no 
qual a etapa lenta é a determinante da expressão da Lei da Velocidade para aquela reação. 
 A etapa determinante 
da Lei da Velocidade da 
reação é a que apresenta a 
maior energia de ativação. 
Observe o mecanismo de reação a seguir. 
Etapa 1: NO2(g) + O3(g) NO3(g) + O2(g) (lenta)
Etapa 2: NO3(g) + NO2(g) N2O5(g) (rápida) 
Reação: 2 NO2(g) + O3(g) N2O5(g) + O2(g)
De acordo com a reação não elementar apresentada, a Lei da Velocidade é dada pela expressão: 
v = k [NO2] [O3]
Quando forem fornecidos dados experimentais da(s) concentração(ões) do(s) reagente(s) e da velocidade para 
cada experimento, a expressão da Lei da Velocidade é determinada pela concentração de cada reagente, mantendo a 
concentração dos demais, se existirem, constantes.
Para exemplificar, observe os dados da tabela para a reação genérica: A + B PRODUTOS.
[A] [B] Velocidade inicial (mol L–1 min–1)
Experimento 1 0,25 0,3 0,1
Experimento 2 0,25 0,6 0,2
Experimento 3 0,50 0,6 0,8
Para determinar a ordem da reação em relação ao reagente A, é necessário analisar, pelo menos, dois experimentos 
em que a concentração de B não influencia diretamente a velocidade da reação, isto é, a concentração desse reagente 
permanece constante. 
Faça os alunos observarem que, como a etapa lenta determina a velocidade da reação, a Lei da Velocidade 
apresenta os reagentes envolvidos nessa etapa.
Volume 650
A análise dos experimentos 2 e 3 permite concluir que, ao dobrar a concentração de A, a velocidade da reação 
aumenta em 4 vezes, ou seja, 22. Portanto, a velocidade é proporcional ao quadrado da concentração de A. Ou seja, a 
reação é de segunda ordem ou de ordem 2 em relação a esse reagente. Pelo mesmo procedimento, determina-se a 
ordem em relação ao reagente B. Para essa análise, são utilizados os experimentos 1 e 2, em que a concentração de A 
é constante.
[A] [B] Velocidade inicial (mol L–1 min–1)
Experimento 1 0,25 0,3 0,1
Experimento 2 0,25 0,6 0,2
Experimento 3 0,50 0,6 0,8
É possível comprovar que ao dobrar a concentração de B, mantendo a concentração de A constante, a velocidade 
da reação duplica. Isso indica que a velocidade é proporcional à concentração de B, ou seja, a reação é de primeira 
ordem ou de ordem 1 em relação a esse reagente.
A expressão da Lei da Velocidade para a reação indicada é: v = k [A]2 [B]. De acordo com a reação genérica apre-
sentada, trata-se de uma reação não elementar.
Há situações em que determinado reagente não influencia na velocidade da reação. Nesse caso, a ordem é zero e, 
por isso, não é representado na expressão da lei. Em outras palavras, a velocidade da reação não depende da concen-
tração daquele reagente em específico.
Mostre aos alunos que a ordem encontrada para cada reagente não corresponde 
aos coeficientes indicados na reação genérica. Por isso, é uma reação que ocorre 
em mais de uma etapa. 
Reagentes de ordem zero, geralmente, são substâncias puras que se encontram no estado 
sólido ou líquido.
Organize as ideias
Sobre os conteúdos estudados nesta unidade, complete o esquema: 
[A] [B] Velocidade inicial (mol L–1 min–1)
Experimento 1 0,25 0,3 0,1
Experimento 2 0,25 0,6 0,2
Experimento 3 0,50 0,6 0,8
ramo da Química responsável por
os principais fatores são
Cinética Química
superfície de contato
pressão
catalisador
temperatura
concentração
compreender os fatores que influenciam a 
rapidez de uma reação química
Química 51
Atividades
11 Gabaritos. 
1. A velocidade de uma reação química pode ser alterada 
por alguns fatores que aceleram ou retardam esse pro-
cesso. Em cada um dos itens apresentados a seguir, há 
situações do cotidiano que estão relacionadas direta-
mente com um desses fatores. Indique o fator determi-
nante para a análise da rapidez e explique como esse 
fator contribuiu para aumentar ou diminuir a velocidade 
da reação. 
a) O cozimento dos alimentos em uma panela de pres-
são é mais rápido do que em uma panela comum. 
 Fator: Temperatura 
 Justificativa: Na panela de pressão, a água atinge uma 
 temperatura mais elevada do que em uma panela comum, 
 por isso o cozimento dos alimentos é mais rápido. 
b) O carvão em brasa quando abanado, em uma chur-
rasqueira, fica mais incandescente.
P.
 Im
ag
en
s/
Pi
th
 Fator: Concentração 
 Justificativa: Ao abanar o carvão, há um aumento na con-
 centração de gás oxigênio (comburente), com isso a queima 
 fica mais intensa. 
P.
 Im
ag
en
s/
Pi
th
c) Um pedaço de palha de aço em cima da pia enferru-
ja mais rapidamente do que um prego, nas mesmas 
condições e com a mesma massa.
P.
 Im
ag
en
s/
Pi
th
 Fator: Superfície de contato 
 Justificativa: A superfície de contato da palha de aço é 
 maior quando comparada ao prego, o que explica o fato de 
 enferrujar mais rapidamente. 
2. (UFMG) Duas reações químicas foram realizadas em 
condições diferentes de temperatura e de estado de 
agregação das substâncias, conforme descrito a se-guir.
 Reação I: CO(g) + NO2(g) CO2(g) + NO(g)
 Experimento 1 – Temperatura igual a 25 °C.
 Experimento 2 – Temperatura igual a 250 °C.
 (As demais condições são idênticas nos dois experi-
mentos.)
 Reação II: Pb(NO3)2 + 2 KI PbI2 + 2 KNO3
 Experimento 3 – Os dois reagentes foram utilizados na 
forma de pó.
 Experimento 4 – Os dois reagentes foram utilizados em 
solução aquosa.
 (As demais condições são idênticas nos dois experi-
mentos.)
 Comparando-se as velocidades de reação em cada par 
de experimentos (v1 com v2; v3 com v4), é correto afir-
mar que:
a) v2 > v1 e v3 = v4 
b) v1 > v2 e v3 > v4 
X c) v2 > v1 e v4 > v3 
d) v1 > v2 e v3 = v4
Volume 652
3. (UFRR) Em relação à influência da temperatura sobre 
a velocidade de reação, pode-se afirmar que, com o 
aumento da temperatura, é:
X a) maior a velocidade da reação, independentemente 
de ser a reação exotérmica ou endotérmica.
b) menor a velocidade da reação, independentemente 
de ser a reação exotérmica ou endotérmica.
c) maior a velocidade da reação, se a reação é exotér-
mica.
d) maior a velocidade da reação, se a reação é endo-
térmica.
e) menor a velocidade da reação, se a reação é exotér-
mica.
4. O gráfico representa a reação genérica: 
 A + B C + D
 Com os conhecimentos adquiridos sobre a Cinética 
Química, responda às questões. 
a) Qual das duas curvas se refere à reação não catali-
sada? Justifique sua resposta. 
A curva II refere-se à reação não catalisada, pois apresenta
maior energia de ativação.
b) Qual é a função do catalisador nesse processo?
O catalisador tem como função aumentar a velocidade da 
reação por meio da diminuição da energia de ativação.
c) Determine a energia de ativação para a reação cata-
lisada e não catalisada. 
Energia de ativação com catalisador:
Energia de ativação sem catalisador: Eativação = 240 – 20 
Eativação = 220 kJ 
Eativação = 120 – 20 
Eativação = 100 kJ
d) Determine a energia do complexo ativado com e 
sem catalisador. 
Graficamente, é possível concluir que:
e) A variação de entalpia da reação catalisada é a 
mesma que para a reação não catalisada? Justifi-
que sua resposta. 
A variação de entalpia não sofre alteração. A presença do 
catalisador diminui apenas a energia de ativação, aumentando
a velocidade de ocorrência da reação.
f) Calcule a variação de entalpia para essa reação. 
 
H = HProdutos – HReagentes
H = 80 – 20
H = 60 kJ
g) Classifique a reação em exotérmica ou endotérmica. 
Justifique sua resposta.
A reação é endotérmica, pois a entalpia dos produtos (HP) é 
maior que a entalpia dos reagentes (HR).
5. (UFG – GO) Uma das formas de representar mecanis-
mos de reações químicas é apresentada no gráfico a 
seguir, que representa as várias etapas de uma reação.
H
En
er
gi
a 
po
te
nc
ia
l
Reagentes
Progresso da reação
Produtos
E
a,1
E
a,2
E
a,3
 De acordo com esse gráfico:
a) o uso de um catalisador aumentará a energia libera-
da pela reação.
b) o uso de um catalisador diminuirá a energia liberada 
pela reação.
X c) o uso do catalisador, para aumentar a velocidade da 
reação, é mais efetivo na segunda etapa.
d) a primeira etapa é a que determina a velocidade da 
reação.
e) a terceira etapa é a que determina a velocidade da 
reação.
• Energia do complexo ativado sem catalisador = 240 kJ 
• Energia do complexo ativado com catalisador = 120 kJ 
Química 53
6. (UFTM – MG) A água oxigenada pode ser decomposta em condições ambiente por ação de catalisadores, como, por 
exemplo, o óxido de cobre (II), um sólido preto de elevado ponto de fusão. Em um tubo de ensaio, que contém água 
oxigenada e CuO, ao final da reação de decomposição, observa-se um sólido:
a) marrom avermelhado e uma solução incolor.
b) preto e uma solução azul.
c) azul claro e uma solução incolor.
X d) preto e uma solução incolor.
e) marrom avermelhado e uma solução preta.
7. (UFCG – PB) A velocidade de uma reação pode ser influenciada por alguns fatores, como a frequência de colisões 
entre as moléculas e a energia necessária para que essas colisões sejam efetivas. Na tentativa de estudar a influência 
desses fatores sobre a velocidade da reação do mármore (rico em CaCO3) com o ácido clorídrico (HCℓ), um químico 
realizou cinco experimentos, relacionando a massa e a forma do CaCO3, a concentração do HCℓ e a temperatura 
do experimento. O quadro abaixo mostra um resumo das condições experimentais estabelecidas para cada um dos 
experimentos:
 
Experimento Massa de CaCO3 Forma do CaCO3
Concentração do 
HCℓ
Temperatura do 
experimento
A 5 g um pedaço 0,1 mol/L 25 ºC
B 5 g um pedaço 0,1 mol/L 50 ºC
C 5 g pó 0,1 mol/L 25 ºC
D 5 g um pedaço 0,2 mol/L 25 ºC
E 5 g pó 0,1 mol/L 50 ºC
 Indique em qual dos experimentos teremos o maior aumento de velocidade, justificando a sua resposta.
A velocidade será maior no experimento E. Além de maior temperatura, há maior superfície de contato entre os reagentes.
8. (UNIR – RO) A cinética química estuda a velocidade de uma reação química. Quanto aos fatores que alteram essa 
velocidade, assinale a afirmativa correta:
a) Quanto mais pulverizados estão os reagentes sólidos, menor é a velocidade das reações.
b) A diminuição da concentração dos reagentes provoca aumento da velocidade de reação, por possibilitar maior 
superfície de contato entre os mesmos.
c) No caso de reações com pelo menos um reagente gasoso, a diminuição de pressão acarreta aumento na velocidade.
d) A presença de um catalisador aumenta a velocidade, pois eleva a energia de ativação.
X e) A elevação da temperatura aumenta a velocidade de uma reação química, porque aumenta a agitação das molé-
culas reagentes.
9. (PUC Minas) A água oxigenada ou solução aquosa de peróxido de hidrogênio (H2O2) é uma espécie oxidante bastante 
utilizada no dia a dia: descoloração dos cabelos, desinfecção de lentes de contato, de ferimentos, etc. A sua decom-
posição produz liberação de oxigênio e é acelerada por alguns fatores, como a exposição à luz ou a catalisadores 
Fe2+(aq), Fe
3+
(aq) e Pt(s). Um estudo da cinética da reação foi realizado seguindo as condições experimentais descritas 
na tabela a seguir: 
Volume 654
Tempo experimento Temperatura °C Catalisador
t1 20 sem
t2 25 sem
t3 35 com
t4 35 sem
 Assinale a opção que classifica, de forma crescente, os 
tempos de duração dos experimentos:
a) t1, t2, t4, t3.
X b) t3, t4, t2, t1.
c) t2, t1, t3, t4.
d) t4, t3, t1, t2.
10. (UFSM – RS) A pólvora, uma invenção revolucionária, 
descoberta em 1044, teve grande impacto nas civiliza-
ções. Uma reação que pode representar a explosão da 
pólvora provocada por ignição é:
 2 NaNO3(s) + S(s) + 3 C(s) Na2S(s) + N2(g) + 3 CO2(g)
 Assinale verdadeira (V) ou falsa (F) em cada afirmativa:
( V ) O fornecimento de calor acelera a reação.
( F ) Os reagentes NaNO3 e S são consumidos com a 
mesma velocidade.
( V ) Quanto mais pulverizados estiverem os reagentes, 
mais rápida será a reação.
( F ) A presença de um catalisador não influencia a ve-
locidade dessa reação.
11. (ITA – SP) Considere o seguinte mecanismo de reação 
genérica:
 A4+ + B2+ A3+ + B3+ (etapa lenta)
 A4+ + B3+ A3+ + B4+ (etapa rápida)
 C+ + B4+ C3+ + B2+ (etapa rápida)
 Com relação a esse mecanismo, assinale a opção 
errada:
a) A reação global é representada pela equação 
 C++ 2 A4+ C3++ 2 A3+.
b) B2+ é catalisador.
c) B3+ e B4+ são intermediários da reação.
X d) A Lei de Velocidade é descrita pela equação 
v = k [C+] [A4+].
e) A reação é de segunda ordem.
12. (UNIMONTES – MG) Em temperaturas inferiores a 
500  K, a reação entre o monóxido de carbono e o 
 dióxido de nitrogênio, cuja equação de velocidade (v) é 
dada por v = k [NO2]
2, é representada pela equação: 
 NO2(g) + CO(g) CO2(g) + NO(g)
 Dados os mecanismos I, II, III e IV:
 I – Uma etapa.
Elementar: NO2(g) + CO(g) CO2(g) + NO(g)
 II – Duas etapas.
Lenta: NO2(g) + NO2(g) NO3(g) + NO(g)
Rápida: NO3(g) + CO(g) NO2(g) + CO2(g)
 III – Duasetapas.
Lenta: NO2(g) NO(g) + O(g)
Rápida: CO(g) + O(g) CO2(g)
 IV – Duas etapas.
Lenta: NO(g) + NO(g) N2O2(g)
Rápida: N2O2(g) + Br2(g) 2 BrNO(g)
 O mecanismo que está de acordo com a equação de 
velocidade obtida no experimento é:
a) IV
b) III
X c) II
d) I
13. (UFPE) Na tentativa de se estudar o mecanismo da 
 reação de formação de dióxido de nitrogênio, a partir 
de NO e oxigênio: 2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g), dois expe-
rimentos foram feitos. Quando a concentração de NO 
foi duplicada, a velocidade da reação tornou-se quatro 
vezes maior. Quando as concentrações de NO e O2 fo-
ram duplicadas, a velocidade aumentou oito vezes. De 
acordo com esses resultados, é correto afirmar que a 
Lei de Velocidade obtida experimentalmente e a ordem 
total da reação são, respectivamente:
X a) v = k [NO]2 [O2] e ordem total = 3.
b) v = k [NO]2 [O2] e ordem total = 2.
c) v = k [NO]2 [O2]
2 e ordem total = 4.
d) v = k [NO]4 [O2]
8 e ordem total = 12.
e) v = k [NO] [O2] e ordem total = 2.
Sugestão de atividades: questões 14 a 32 da seção Hora de estudo.
Química 55
Componente evita a formação de ozônio por meio 
da conversão dos gases HC, CO, NOx
Segundo registro da Cetesb (Companhia Ambiental 
do Estado de São Paulo), [...], a qualidade do ar na 
Grande São Paulo piorou devido ao excesso de ozô-
nio. Embora seja formado por moléculas de oxigênio, 
a quantidade elevada desse gás pode ser extremamente 
prejudicial à saúde. Para mudar este cenário, a Umi-
core, fabricante mundial de catalisadores automotivos, 
alerta para a importância da manutenção e riscos do 
uso do componente falsificado. O catalisador converte 
até 98% dos gases poluentes emitidos pelo motor, evi-
tando a formação de ozônio pelas reações fotoquímicas 
da luz solar com os gases HC, CO e NOx. 
“A função do catalisador é extremamente importante para a qualidade do ar e saúde da população, prin-
cipalmente em grandes centros urbanos, onde a concentração de veículos é alta”, reforça Alexandre Achcar, 
gerente comercial da Umicore Brasil. “Ao converter em quase sua totalidade os gases nocivos em inofen-
sivos, evita a formação do ozônio, que se dá pela combinação destes com o oxigênio do ar. Esta reação é 
potencializada pelos altos índices de poluição e elevada incidência de raios ultravioleta. Ambas as condições 
ocorrem com maior frequência em dias ensolarados”. 
A exposição direta ao poluente pode agravar doenças respiratórias preexistentes, como a asma, prejudica 
o bom funcionamento dos pulmões e aumenta o risco de problemas circulatórios e do coração. Também 
causa irritação nos olhos, garganta e infecções generalizadas. 
Revisão e manutenção
Montado dentro de uma cápsula de aço inox, o catalisador é composto por uma colmeia cerâmica que, 
por meio de uma reação química, transforma os gases tóxicos provenientes da queima do combustível em 
gases inofensivos. Segundo a Umicore, a peça pode ter a mesma durabilidade do veículo, desde que seja 
realizada a correta manutenção deste, conforme descrito no manual do fabricante. 
No caso de catalisadores posicionados no assoalho do veículo, o impacto, comum em estradas de terra 
ou mal conservadas, pode prejudicar o seu funcionamento. O abastecimento com combustível adulterado 
e substâncias presentes em óleos lubrificantes de má procedência também podem comprometer a sua efi-
ciência e durabilidade. 
A empresa alerta para os riscos do uso de catalisadores falsos. Além de ser uma infração de trânsito pas-
sível de multa, prejudica seriamente a qualidade do ar e a saúde da população. 
[...] 
Catalisador automotivo contribui para a redução 
dos níveis de ozônio na atmosfera
Química em foco
UMICORE. Catalisador automotivo contribui para a redução dos níveis de ozônio na atmosfera. Disponível em: <http://www.printerpress.com.br/v2/
saladeimprensa_details.asp?id=3875>. Acesso em: 26 abr. 2015. 
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Hora de estudo
56 Volume 6
1. (UDESC) Um bico de Bunsen está consumindo 
2,24 litros/minuto de butano, C4H10 (medido nas CNTP). 
A combustão é completa, de modo a produzir dióxido 
de carbono e água. Pode-se afirmar que a velocidade 
de formação do dióxido de carbono é de:
a) 0,50 mols/min 
b) 0,20 mols/min 
c) 0,30 mols/min 
X d) 0,40 mols/min 
e) 0,10 mols/min 
2. (ITA – SP) Considere a reação química representada 
pela seguinte equação:
 4 NO2(g) + O2(g) 2 N2O5(g)
 Num determinado instante de tempo t da reação, ve-
rifica-se que o oxigênio está sendo consumido a uma 
velocidade de 2,4 ⋅ 10–2 mol L–1 s–1. Nesse tempo t, a 
velocidade de consumo de NO2 será de:
a) 6 ⋅ 10–3 mol L–1 s–1.
b) 1,2 ⋅ 10–2 mol L–1 s–1.
c) 2,4 ⋅ 10–2 mol L–1 s–1.
d) 4,8 ⋅ 10–2 mol L–1 s–1.
X e) 9,6 ⋅ 10–2 mol L–1 s–1.
3. (UFC – CE) Metano (CH4) é o gás produzido a partir da 
biomassa, e a sua queima na indústria, para obtenção 
de energia térmica, corresponde à seguinte reação: 
 CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(ℓ). 
 Se a velocidade de consumo do metano é 0,01 moI min–1, 
assinale a alternativa que corretamente expressa o número 
de mols de CO2 produzido durante uma hora de reação. 
a) 0,3 b) 0,4 c) 0,5 X d) 0,6 e) 0,7 
4. (UNIR – RO) Um químico, medindo a quantidade de 
matéria de C em função do tempo e nas condições em 
que se processa, obteve, para a reação A + 2 B C, 
os resultados mostrados na tabela: 
Tempo (min)
Quantidade de matéria 
(em mols) de C formada
0 0
4 12
6 15
10 20
12 Gabaritos. 
 A partir da análise da tabela, assinale a afirmativa correta: 
a) O gráfico “quantidade de matéria (em mols) de C 
formada” x tempo (min) apresenta uma curva de-
crescente. 
X b) A maior velocidade média dessa reação ocorre no 
intervalo de tempo de 0 a 4 minutos. 
c) No total, a cada minuto formam-se, em média, 3 
mols de moléculas de C. 
d) A quantidade de C é a mesma no início e no final da 
reação. 
e) A velocidade da reação é constante em todos os 
intervalos mostrados. 
5. (CEFET – PI) O nome “nitroglicerina” vem de sua es-
trutura: ela é derivada da molécula glicerina (uma 
molécula biológica comum que serve de base para os 
triglicerídeos) onde os grupos –OH são substituídos por 
–NO2. O poder dos explosivos deve-se ao fato de que 
o volume ocupado por um gás é muito maior do que o 
ocupado por um sólido ou por um líquido. Com base na 
reação de decomposição da nitroglicerina sólida, mar-
que a alternativa correta: 
 Dados: Massas Molares: C3H5N3O9 = 227 g/mol; 
Vmolar = 22,4 L/mol.
 4 C3H5N3O9(s) 6 N2(g) + 12 CO2(g) + 10 H2O(g) + 7 O2(g)
 Nitroglicerina
a) Uma vantagem da nitroglicerina em relação aos ou-
tros explosivos, como o TNT (trinitrotolueno), é que, 
ao contrário deste, uma forma sólida de carbono é 
produzida.
X b) Pela estequiometria da reação acima, 4 mols de ni-
troglicerina são capazes de gerar quase 784 litros 
de gases, nas CNTP.
c) 227 gramas de nitroglicerina produzem 35 mols de 
gases nas CNTP.
d) A velocidade de formação de N2(g) é duas vezes 
maior que a velocidade formação de CO2(g).
e) Quando a nitroglicerina explode libera novas mo-
léculas, menos estáveis, e com baixa energia ci-
nética.
A resolução das questões desta seção deve ser feita no caderno.
57QuímicaQuímica 5757
6. (ACAFE – SC) O composto pentóxido de nitrogênio 
decompõe-se segundo a equação devidamente balan-
ceada a seguir: 2 N2O5(g) 4 NO2(g) + O2(g). 
 O gráfico a seguir representa a variação da concentra-
ção em mol L–1 do N2O5 em determinado intervalo de 
tempo em mim: 
 Dados:
Vm = – [reagentes]/ t
Vm = [produtos]/ t
 De acordo com essas informações, assinale a alterna-
tiva correta:
a) A velocidade média de formação do NO2 no intervalo 
de tempo indicado é 0,6 mol L–1. 
X b) O valor da velocidade média do N2O5 no intervalo de 
tempo indicado é 0,01 mol L–1 min–1. 
c) O valor da velocidade média da reação é 
0,04 mol L–1 min–1. 
d) O valor da concentração do O2 após 40 minutos de 
reação é 0,4 mol L–1.
7. (UEPB) Paracalcular a velocidade de uma reação, po-
demos medir a quantidade de reagentes consumidos 
ou a quantidade de produtos formados por unidade de 
tempo. A figura abaixo representa um experimento no 
qual misturaram-se 50 mL de uma solução de ácido 
clorídrico 0,1 mol L–1 com um grama de magnésio 
metálico. Observe o gráfico do volume do gás hidrogê-
nio formado versus tempo:
 A equação química não balanceada que representa o 
sistema é a seguinte:
 HCℓ(aq) + Mg(s) MgCℓ2 + H2
 Julgue os itens que seguem:
 I. No instante t = 60 s, a velocidade da produção do 
gás hidrogênio é maior que a velocidade de consu-
mo de Mg (em mols/s).
 II. Em qualquer instante após o início da reação, a 
quantidade de matéria (mol) produzida de gás hidro-
gênio é o dobro da consumida de ácido clorídrico.
 III. A massa de gás hidrogênio produzida é sempre menor 
que a massa de ácido consumida, em qualquer instante.
 Está(ão) correto(s):
a) I e II. 
b) apenas II. 
c) apenas I.
d) II e III.
X e) apenas III.
8. (UERJ) A água oxigenada consiste em uma solução 
aquosa de peróxido de hidrogênio, que se decompõe, 
sob a ação da luz e do calor, segundo a equação quími-
ca: 2 H2O2(aq) 2 H2O (ℓ) + O2(g). 
 Em um experimento, foi monitorada a quantidade de 
peróxido de hidrogênio em três frascos idênticos – A, B 
e C – de 1 L de água oxigenada, mantidos em diferen-
tes condições de luminosidade e temperatura. Observe 
os resultados no gráfico:
 Na condição em que ocorreu a menor taxa de decom-
posição do peróxido de hidrogênio, a velocidade média 
de formação de O2, em mol ano
–1, foi igual a:
X a) 1
b) 2
c) 6
d) 12
58 Volume 658 Volume 6
9. (UESPI) Observe o gráfico abaixo:
 
H (kJ)
560
226
0
H + 2 C2(g) (grafite)
C H2 2(g)
Caminho da reação
Energia de ativação
(1) O gráfico corresponde a um processo endotérmico.
(2) A entalpia da reação é igual a +226 kcal.
(3) A energia de ativação da reação é igual a 560 kcal.
 Está(ão) correta(s):
a) 1 apenas.
b) 2 apenas.
c) 2 e 3 apenas.
d) 1 e 3 apenas.
X e) 1, 2 e 3.
10. (UERN)
 Existe uma barreira a ser vencida para que as molé-
culas de reagente se transformem em moléculas de 
produto. A energia para vencer essa barreira é denomi-
nada de energia de ativação. Assim, apenas as molé-
culas dotadas de energia suficiente conseguem, ao se 
aproximar com geometria favorável, produzir colisões 
eficazes. O diagrama representa a variação de energia 
em função do caminho de reação de N2O(g) com NO(g).
 Uma análise dessas informações e do diagrama permi-
te concluir:
01) A reação química que ocorre entre os dois ga-
ses é representada pela equação química 
N2O(g) + NO(g) N3O2(g).
02) A reação química representada é endotérmica.
X 03) O complexo ativado é formado a partir da colisão 
efetiva entre uma molécula de N2O com uma molé-
cula de NO.
04) A variação de entalpia da reação química e a 
energia de ativação estão representadas no dia-
grama, respectivamente, por x e y.
11. (UFAC) Considerando o diagrama abaixo, qual das al-
ternativas representa respectivamente o valor da ener-
gia de ativação e da energia do complexo ativado? 
Como essa reação pode ser classificada considerando 
as trocas de calor com o ambiente? A reação hipotética 
está indicada a seguir:
a) 150 J, 120 J, reação exotérmica.
b) 60 J, 180 J, reação endotérmica.
c) 60 J, 120 J, reação endotérmica.
X d) 60 J, 180 J, reação exotérmica.
e) 150 J, 120 J, reação endotérmica.
12. (UFPR) Sobre o diagrama abaixo, referente à reação 
A + B C + D, considere as afirmativas a seguir:
 I. O processo é exotérmico.
 II. Na reação, H = –250 kJ.
 III. A energia de ativação vale +120 kJ.
 Assinale a alternativa correta:
X a) Somente as afirmativas I e III são verdadeiras.
b) Somente a afirmativa I é verdadeira.
c) Somente as afirmativas I e II são verdadeiras.
d) Somente as afirmativas II e III são verdadeiras.
e) Todas as afirmativas são verdadeiras.
59QuímicaQuímica 59
13. (UEPG – PR) Utilizados pela indústria em sínteses de 
compostos orgânicos e inorgânicos, os catalisadores são 
espécies químicas que têm a propriedade de aumentar 
a velocidade de uma reação, na maioria das vezes, por 
diminuir a energia de ativação. O gráfico abaixo mostra 
o decurso de uma reação reversível e as energias alcan-
çadas na ausência e na presença de catalisador. Analise 
os valores apresentados e assinale o que for correto: 
Decurso da reação
A + B
Energia (kcal/mol)
36
30
15
8
AB
(01) A energia de ativação com catalisador da reação 
A + B AB é igual a 22 kcal.
(02) A energia de ativação com catalisador da reação 
AB A + B é igual a 28 kcal.
X (04) A energia de ativação sem catalisador da reação 
A + B AB é igual a 21 kcal.
X (08) A energia absorvida ( E) pela reação AB A + B 
é igual a +7 kcal.
(16) A energia liberada ( E) pela reação A + B AB 
é igual a –8 kcal.
14. (ENEM) Alguns fatores podem alterar a rapidez das rea-
ções químicas. A seguir destacam-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 submetidos à refrigeração. 
Esse procedimento diminui a rapidez das reações que 
contribuem para a degradação de certos alimentos.
 2. Um procedimento muito comum utilizado em práti-
cas de culinária é o corte dos alimentos para acele-
rar 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 influen-
ciam a rapidez das transformações químicas relaciona-
das aos exemplos 1, 2 e 3, respectivamente?
a) Temperatura, superfície de contato e concentração.
b) Concentração, superfície de contato e catalisadores.
X c) Temperatura, superfície de contado e catalisadores.
d) Superfície de contato, temperatura e concentração.
e) Temperatura, concentração e catalisadores.
15. (UEMG) Um experimento foi realizado com o objetivo de 
compreender quais fatores podem alterar a velocidade 
de uma reação química. Colocou-se ferro em uma so-
lução aquosa de sulfato de cobre (II). A equação iônica 
que representa a reação é
 Fe(s) + Cu
2+
(aq) Cu(s) + Fe
2+
(aq)
 Foram montados dois sistemas para realizar esse 
 experimento, conforme a tabela a seguir:
Amostra de ferro
Solução de CuSO4 
(0,5 mol/L)
Montagem 1
5,6 g de palha 
de aço
100 mL
Montagem 2 5,6 g de pregos 100 mL
 Com base nessas informações, são corretas todas as 
afirmativas, exceto:
a) A reação que ocorreu na montagem 1 foi mais rá-
pida.
b) Nas duas montagens, o ferro é o reagente em ex-
cesso.
c) A massa de cobre formada nas duas montagens foi 
a mesma.
X d) A superfície de contato entre o ferro e a solução foi 
maior na montagem 2.
16. (UFAM) O quadro abaixo mostra situações experimen-
tais realizadas por um estudante sobre a reação: 
 Mg(s) + 2 HCℓ(aq) MgCℓ2(aq) + H2(g)
Reação
Massa 
de 
Mg(g)
Forma 
do 
Mg(s)
Concentração 
do ácido em 
mol L–1
Temperatura 
(ºC)
1 2,0 barra 0,2 20
2 2,0 pó 0,2 20
3 2,0 barra 0,4 60
4 2,0 pó 0,4 60
 Considere as seguintes afirmativas:
 I. A velocidade da reação 4 é maior que a da reação 2.
6060 Volume 6
 II. A velocidade da reação 3 é igual a da reação 4.
 III. A velocidade da reação 1 é igual a da reação 2.
 IV. A velocidade da reação 2 é menor que a da reação 1.
 V. A velocidade da reação 3 é maior que a da reação 1.
 A opção que apresenta as afirmativas corretas é:
a) I, III e V.
b) II e IV.
c) I, II e IV.
X d) I e V.
e) III e V.
17. (PUCSP) As substâncias nitrato de chumbo (II) e iode-
to de potássio reagem entre si tanto no estado sóli-
do quanto em solução aquosa, formando o iodeto de 
chumbo (II), sólido amarelo insolúvel em água a tempe-
ratura ambiente.
 Reação 1: Pb(NO3)2(s) + 2 KI(s) PbI2(s) + 2 KNO3(s)
 Reação 2: Pb(NO3)2(aq) +2 KI(aq) PbI2(s) + 2 KNO3(aq)
 Sob determinadas condições, o carvão reage em con-
tato com o oxigênio. Nas churrasqueiras, pedaços de 
carvão são queimados, fornecendo calor suficiente 
para assar a carne. Em minas de carvão, muitas vezes, 
o pó de carvão disperso no ar entra em combustão, 
causando acidentes.
 Reação 3: C(pedaços) + O2(g) CO2(g)
 Reação 4: C(em pó) + O2(g) CO2(g)
 A síntese da amônia é um processo exotérmico, rea-
lizado a partir da reação do gás nitrogênio e do gás 
hidrogênio.
 Em um reator foram realizadas duas sínteses, a 
primeira a 300 °C e a segunda a 500 °C. A pressão 
no sistema reacional foi a mesma nos dois experi-
mentos.
 Reação 5: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) t = 300 °C
 Reação 6: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) t = 500 °C
Analisando os fatores envolvidos nos processos acima 
que influenciam na rapidez das reações descritas, 
pode-se afirmar sobre a velocidade (v) de cada reação 
que:
a) v1 > v2, v3 > v4, v5 > v6.
b) v1 < v2, v3 > v4, v5 > v6.
X c) v1 < v2, v3 < v4, v5 < v6.
d) v1 < v2, v3 > v4, v5 < v6.
e) v1 > v2, v3 < v4, v5 < v6.
18. (PUC-Rio) Os antiácidos efervescentes contêm em sua 
formulação o ácido cítrico (H3C6H5O7) e o bicarbonato 
de sódio (NaHCO3), os quais, à medida que o 
comprimido se dissolve em água, reagem entre si 
segundo a equação: H3C6H5O7(aq) + 3 NaHCO3(aq) 
Na3C6H5O7(aq) + 3 H2O(ℓ) + 3 CO2(g). A liberação de gás 
carbônico explica a efervescência (evolução de CO2) 
observada quando se dissolve um desses antiácidos.
 Com base nessas informações, é correto afirmar que:
a) a efervescência será mais intensa se houver pedras 
de gelo na água.
b) um comprimido triturado de antiácido se dissolverá 
mais lentamente do que um comprimido inteiro.
c) a efervescência será menos intensa se a água esti-
ver quente.
X d) a temperatura tem papel essencial na velocidade de 
dissolução do comprimido.
e) os componentes do antiácido no estado sólido 
reagem mais rapidamente do que em solução 
aquosa.
19. (UTFPR) 
Com a finalidade de abordar os assuntos cor-
rosão e Cinética Química, alguns experimentos 
foram realizados por um professor de Ensino 
Médio no laboratório de sua escola:
I. Dois pedaços de papel alumínio foram 
colocados em dois copos diferentes, sendo um 
pedaço em cada copo. Um copo continha solu-
ção limpa-piso (HCℓ 6 mol/L) pura e o outro a 
mesma solução diluída 1:10.
II. O processo foi repetido, agora com as 
concentrações iguais nos dois copos, porém um 
deles estava em banho de gelo e o outro não.
III. O processo foi novamente repetido, usan-
do-se somente a solução diluída em banho de 
gelo. Em um dos copos o alumínio estava amassa-
do e no outro não.
(Adaptado de COSTA, T. S. et al. A corrosão na abordagem da 
cinética química. Química Nova na Escola, n. 22, 2005. p. 31-34.)
 Dos resultados apresentados acima, é de se esperar 
que a reação mais rápida ocorra, se usarmos simulta-
neamente:
a) solução 6 mol/L, banho de gelo, alumínio amassado.
b) solução diluída, banho de gelo, alumínio amassado.
X c) solução 6 mol/L, temperatura ambiente, alumínio liso.
61QuímicaQuímica 61
 Que modificação deveria ser feita no procedimento 
para obter resultados experimentais mais adequados 
ao objetivo proposto?
a) Manter as amostras à mesma temperatura em to-
dos os experimentos.
b) Manter iguais os tempos necessários para comple-
tar as transformações.
X c) Usar a mesma massa de catalisador em todos os 
experimentos.
d) Aumentar a concentração dos reagentes A e B.
e) Diminuir a concentração do reagente B.
22. (UFC – CE) As reações químicas metabólicas são for-
temente dependentes da temperatura do meio. Como 
consequência, os animais de sangue frio possuem me-
tabolismo 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 justifica corretamente esse 
fenômeno:
a) Um aumento na temperatura aumenta a energia 
de ativação das reações metabólicas, aumentando 
suas velocidades.
X b) Um aumento na temperatura aumenta a energia ci-
nética média das moléculas reagentes, aumentando 
as velocidades das reações metabólicas.
c) Em temperaturas elevadas, as moléculas se movem 
mais lentamente, aumentando a frequência dos 
choques e a velocidade das reações metabólicas.
d) Em baixas temperaturas, ocorre o aumento da ener-
gia de ativação das reações metabólicas, aumen-
tando suas velocidades.
e) A frequência de choques entre as moléculas rea-
gentes independe da temperatura do meio, e a velo-
cidade da reação independe da energia de ativação.
23. (UNESP) Nas embalagens dos alimentos perecíveis, é 
comum encontrar a recomendação: “manter sob refri-
geração”. A carne vermelha, por exemplo, mantém-se 
própria para o consumo por poucas horas sob tem-
peratura ambiente (temperatura próxima de 25 ºC), 
por poucos dias quando armazenada numa geladeira 
doméstica (temperatura próxima de 5 ºC) e por cer-
ca de doze meses quando armazenada num freezer 
(temperatura abaixo de –15 ºC). Dos gráficos apresen-
tados a seguir, o que melhor representa a variação da 
d) solução diluída, temperatura ambiente, alumínio 
amassado.
e) solução 6 mol/L, banho de gelo, alumínio liso.
20. (IFTO) O ramo da ciência que estuda a velocidade 
das reações químicas e os fatores que a influenciam 
é denominado Cinética Química. Podem-se definir 
reações químicas como sendo um conjunto de fenô-
menos nos quais duas ou mais substâncias reagem 
entre si, dando origem a diferentes compostos. De 
acordo com a Cinética Química, analise as afirmati-
vas abaixo:
 I. A energia de ativação das reações endotérmicas au-
menta com o aumento da temperatura.
 II. Quando a energia potencial do estado de transição é 
alta, é necessária uma grande quantidade de energia 
durante a colisão para formar o complexo ativado.
 III. Todas as colisões que ocorrem entre as moléculas 
das substâncias reagentes no estado gasoso são 
efetivas, razão pela qual os gases são bastantes 
reativos.
 IV. Ação catalítica em última análise proporciona à 
reação química um mecanismo alternativo de mais 
baixa energia, para a formação dos produtos.
 São verdadeiras:
a) I, II e IV.
b) I, II, III e IV.
X c) II e IV.
d) I, III e IV.
e) I e IV.
21. (FUVEST – SP) Um estudante desejava estudar, experi-
mentalmente, o efeito da temperatura sobre a velocidade 
de uma transformação química. Essa transformação 
pode ser representada por: A + B 
catalisador
 P. 
 Após uma série de quatro experimentos, o estudante 
representou os dados obtidos em uma tabela:
Número do experimento
1 2 3 4
temperatura (ºC) 15 20 30 10
massa de catalisador (mg) 1 2 3 4
concentração inicial de A 
(mol/L)
0,1 0,1 0,1 0,1
concentração inicial de B 
(mol/L)
0,2 0,2 0,2 0,2
tempo decorrido até 
que a transformação se 
completasse (em segundos)
47 15 4 18
Volume 6Volume 662
velocidade das reações químicas responsáveis pela 
decomposição da carne, em função da temperatura 
de armazenamento, no intervalo entre –15 ºC e 25 ºC, 
é:
X a) 
b) 
c) 
d) 
e) 
24. (UESC – BA)
 Os catalisadores são usados em pequenas quan-
tidades e podem acelerar reações químicas, o que 
torna econômico um determinado processo industrial. 
Essas substâncias químicas têm larga aplicação na 
indústria petroquímica, nos conversores catalíticos de 
veículos automotivos e nas células de combustível. O 
desenvolvimento de catalisadores cada vez mais efi-
cientes constitui um dos trabalhos de pesquisa mais 
importantes da atualidade.
 A partir dessas informações e da análise do gráfico 
que representa o rendimento de uma reação química 
com e sem catalisador, é correto afirmar que os cata-
lisadores:
X a) permitem obter os produtos de uma reação química 
mais rapidamente, em razão de diminuir a energia 
de ativação dessa reação.
b) causam alterações na variaçãode entalpia de uma 
reação química.
c) agem nos processos reversíveis apenas em um dos 
sentidos das reações químicas.
d) aumentam a concentração de substâncias poluen-
tes nos gases de escapamento dos veículos movi-
dos à gasolina.
e) alteram o rendimento de uma reação química.
25. (UFRN) O desenvolvimento sustentável pode ser con-
siderado como a busca por alternativas para melho-
rar as condições de vida sem que se degrade o meio 
ambiente. A Química pode colaborar nessa busca, 
controlando as reações das substâncias lançadas no 
ambiente.
 Um exemplo típico dessa colaboração é o uso, nos 
conversores catalíticos dos automóveis, de catali-
sadores, cuja função, nessa situação, é aumentar a 
velocidade da reação de poluentes produzidos pela 
combustão, transformando-os em substâncias menos 
poluentes, uma vez que:
X a) a energia de ativação do complexo ativado, na etapa 
lenta do mecanismo da reação, diminui.
b) a energia de ativação do complexo ativado, na etapa 
lenta do mecanismo da reação, aumenta.
c) a frequência dos choques entre as partículas au-
menta, sem que a energia de ativação varie.
d) a frequência dos choques entre as partículas dimi-
nui, sem que a energia de ativação varie.
63QuímicaQuímica 63
A contextualização no ensino de Cinética Química. Química Nova 
na Escola, n. 11, maio 2000.
 Sobre Cinética Química, julgue as afirmativas:
 I. Estão entre as condições para que uma reação 
ocorra, o contato entre os reagentes e a afinidade 
química.
 II. Considerando a reação elementar H3O
+ + OH– 
2 H2O, a velocidade dessa reação pode ser calcula-
da pela expressão: v = k [H3O
+] [OH-] [H2O].
 III. A elevação da temperatura aumenta a velocidade 
de reações químicas exotérmicas e endotérmicas, 
favorecendo mais as reações endotérmicas, pois 
essas reações ocorrem com absorção de calor.
 IV. Os catalisadores são substâncias que aumentam a 
energia de ativação e, consequentemente, a veloci-
dade das reações químicas.
 Assinale a alternativa correta:
a) Apenas a afirmativa I é verdadeira.
X b) Apenas as afirmativas I e III são verdadeiras.
c) Apenas as afirmativas II e III são verdadeiras.
d) Apenas a afirmativa IV é verdadeira.
27. (UFRN) A camada de ozônio é considerada a camada 
protetora do planeta Terra, pois controla a passagem de 
raios ultravioletas, que, em excesso, são considerados 
prejudiciais aos seres vivos. Ambientalistas, pesquisa-
dores e outros grupos da sociedade vêm observando 
o aumento da incidência desses raios sobre a Terra. A 
decomposição do ozônio constitui um processo natural 
que pode ser acelerado pela presença de poluentes at-
mosféricos. A equação a seguir representa o equilíbrio 
da transformação espontânea do ozônio em oxigênio: 
2 O3(g) 3 O2(g). 
 Supõe-se que o processo dessa reação de decomposi-
ção ocorra em duas etapas, segundo o mecanismo:
 1.ª etapa: rápida, reversível O3(g) O2(g) + O(g)
 2.ª etapa: lenta O3(g) + O(g) 2 O2(g)
 A lei que expressa a velocidade da decomposição do 
ozônio é:
a) v = k [O2]
2 
b) v = k [O3]
X c) v = k [O3] [O]
d) v = k [O2] [O]
28. (UNIT – SE) Ao estudar a reação A(g) + B(g) C(g), verifica-
-se que a velocidade de formação de C quadruplica quando 
as concentrações de A e de B são dobradas. A expressão 
matemática da Lei de Velocidade para essa reação é:
a) v = 2 k [A]2 [B]2
b) v = k [A]2 [B] 
c) v = k 2 [A]2 [B]
X d) v = k [A] [B]
e) v = k [A]1/ 2 [B]1/ 2
29. (UEL – PR) Os dados experimentais para a velocidade 
de reação, v, indicados no quadro a seguir, foram ob-
tidos a partir dos resultados em diferentes concen-
trações de reagentes iniciais para a combustão do 
monóxido de carbono, em temperatura constante: 
Experimento CO (mol/L) O2 (mol/L) v (mol/Ls)
1 1,0 2,0 4 ⋅ 10–6
2 2,0 2,0 8 ⋅ 10–6
3 1,0 1,0 1 ⋅ 10–6
 A equação de velocidade para essa reação pode ser 
escrita como v = k [CO]m [O2]
n, onde m e n são, res-
pectivamente, as ordens de reação em relação aos 
componentes CO e O2. De acordo com os dados ex-
perimentais, é correto afirmar que respectivamente os 
valores de m e n são:
X a) 1 e 2.
b) 2 e 1.
c) 3 e 2.
d) 0 e 1.
e) 1 e 1.
30. (UNESP) O gás cloreto de carbonila, COCℓ2 (fosgênio), 
extremamente tóxico, é usado na síntese de muitos 
compostos orgânicos.
 Conhecendo os seguintes dados coletados a uma dada 
temperatura:
26. (UEG – GO) 
“Colocar o alimento no freezer retarda a ação 
dos micro-organismos; usar conservantes dimi-
nui a velocidade da reação, ou seja, o alimento 
irá se conservar mais tempo.”
“Os aditivos atuam protegendo os alimentos 
dos micro-organismos e deixando inalterados a 
cor, o aroma, a consistência, a umidade, etc.”
64 Volume 6l
Experimento
Concentração inicial (mol ⋅ L–1) Velocidade inicial
(mol COCℓ2 ⋅ L
–1 ⋅ s –1)CO(g) Cℓ2(g)
1 0,12 0,20 0,09
2 0,24 0,20 0,18
3 0,24 0,40 0,72
 a expressão da Lei de Velocidade e o valor da constante k de velocidade para a reação que produz o cloreto de car-
bonila, CO(g) + Cℓ2(g) COCℓ2(g), são, respectivamente:
a) v = k [CO(g)]
1 + [Cℓ2(g)]
2; k = 0,56 L2 mol–2 s–1
b) v = k [CO(g)]
2 [Cℓ2(g)]
1; k = 31,3 L2 mol–2 s–1
c) v = k [Cℓ2(g)]
2; k = 2,25 L2 mol–2 s–1 
X d) v = k [CO(g)]
1 [Cℓ2(g)]
2; k = 18,8 L2 mol–2 s–1
e) v = k [CO(g)]
1 [Cℓ2(g)]
1; k = 0,28 L2 mol–2 s–1
31. (UFCG – PB) A oxidação da amônia, conhecida como nitrificação, é um processo que produz energia através de duas 
reações:
 – a nitrosação: a oxidação da amônia dando nitrito (NO2
–) através da seguinte equação química:
 2 NH3 + 3 O2 2 NO2
– + 2 H+ + 2 H2O
 – e a nitratação: oxidação do nitrito, formando nitrato (NO2
–), segundo a equação química:
 2 NO2
– + O2 2 NO3
–
 Considerando as informações dadas na tabela seguinte,
2 NH3 + 3 O2 2 NO2
– + 2 H+ + 2 H2O 2 NO2
– + O2 2 NO3
–
[NH3] (mol/L) [O2] (mol/L) Velocidade (mol/L ⋅ s) [NO2
–] (mol/L) [O2] (mol/L) Velocidade (mol/L ⋅ s)
0,1 0,05 1,4 10–3 0,25 0,1 2,3 10–3
0,2 0,05 5,6 10–3 0,5 0,1 9,2 10–3
0,1 0,1 5,6 10–3 0,5 0,2 1,84 10–2
 é possível afirmar que:
a) quando a concentração da amônia duplica, a velocidade da reação triplica.
b) as duas reações de oxidação são reações complexas.
c) a ordem de reação em relação ao oxigênio é a mesma nas duas reações.
X d) na reação de oxidação do nitrito, a ordem global da reação é 3.
e) na reação de oxidação da amônia, a ordem global da reação é 3.
32. (UFC – CE) A tabela abaixo apresenta os resultados obtidos para o estudo cinético de uma reação química elementar 
genérica na forma a A + b B + c C D + E: 
Experimento [A] [B] [C] Velocidade da reação / mol L–1s–1
1 0,10 0,10 0,10 8,0 10–4
2 0,20 0,10 0,10 1,6 10–3
3 0,10 0,20 0,10 1,6 10–3
4 0,10 0,10 0,20 3,2 10–3
 A partir desses resultados, determine,
a) a Lei de Velocidade da reação: 
b) o valor da velocidade da reação quando [A] = [B] = [C] = 0,20 mol L–1: