I. INTRODUÇÃO
É à parte da química que estuda a maior ou menor
rapidez com que uma reação química ocorre e os fatores
que a influenciam. Este estudo é importante para o nosso
dia-a-dia, pois explica alguns fenômenos que convivemos
tais como oxidação do ferro (ocorre de forma lenta),
alimentos em panela de pressão cozinham mais rápidos,
etc. estas reações podem ter suas velocidades alteradas.
Reagentes

 São consumidos

 Suas
concentrações 
diminuem
 Velocidade de consumo

Produtos
São formados
Suas
concentrações
aumentam
Velocidade de formação
II. RAPIDEZ (VELOCIDADE) MÉDIA DE UMA
REAÇÃO
A maior ou menor rapidez (velocidade) com que uma
reação ocorre é calculada pela relação entre a quantidade
de um reagente (ou produto) que é consumido (ou
produzido) e o intervalo de tempo gasto para isto.
Normalmente esta velocidade é uma velocidade média.
As quantidades das substâncias são medidas em mol/L,
massas, volumes (gases), etc. enquanto que o intervalo de
tempo pode ser dado em segundos, minutos ou horas.
A quantidade de reagente ou produto medida em
mol/L é representada por [ ].
A velocidade média é expressa então:
aA
+ bB  cC
 Velocidade de consumo do reagente A:
VmA = – [A]
t
 Velocidade de consumo do reagente B:
VmB = – [B]
t
 Velocidade de formação do produto C:
VmC = [C]
t
OBS1: O sinal negativo na expressão da velocidade de
consumo dos reagentes indica que suas concentrações
estão sendo diminuídas, deste modo evitando que a
velocidade tenha sinal negativo.
 Velocidade média da Reação (Vm):
Para calcularmos a velocidade média de uma reação,
basta dividirmos a velocidade média de consumo ou
formação pelo coeficiente estequiométrico. No caso da
reação anterior, temos:
Vm = VmA
a
= VmB
b
Exercício1: O gráfico a seguir representa a variação das
concentrações das substâncias X, Y e Z durante a reação
em que elas tomam parte.
A equação que representa
a reação é:
a) X + Z → Y
b) X + Y → Z
c) X → Y + Z
d) Y → X + Z
e) Z → X + Y
Exercício2: Na reação abaixo equacionada, observou-se a
variação na concentração de X em função do tempo,
segundo a tabela a seguir:
X + 2Y → Z
Tempo (min.)
0
2
4
6
8
[X] (mol/L)
0,255 0,220 0,200 0,190 0,100
No intervalo de 4 a 6 minutos, a velocidade média da
reação em mol/litro.min., é:
a) 0,010
d) 0,100
b) 0,255
e) 0,200
c) 0,005
Exercício3: A combustão da gasolina pode ser
equacionada por:
C8H18 + O2  CO2 + H2O
Considere que após uma hora e meia de reação foram
produzidos 36 mols de CO2. Dessa forma, a velocidade de
reação, expressa em número de mols de gasolina
consumida por minuto, é de:
a) 3,0
d) 0,4
b) 4,5
e) 0,05
c) 0,1
Exercício4: A amônia é empregada como matéria-prima
na fabricação de fertilizantes nitrogenados. É obtida
industrialmente por síntese total, como mostra a reação:
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
O quadro a seguir mostra a variação do número de
mols de nitrogênio durante essa reação.
Considere rendimento de 100% no processo e
condições normais de temperatura e pressão. Assim, a
velocidade média da reação em L/min, no intervalo de 2 a
10 minutos, em função do consumo de H2, equivale a:
a) 22,4
b) 44,8
c) 67,2
d) 89,6
e) 69,3
III. COMO ACONTENCEM AS REAÇÕES QUÍMICAS?
 TEORIA DAS COLISÕES: Uma reação química ocorre
através das colisões entre as substâncias reagentes. Mas
essa colisão não pode ser um simples contato entre as
moléculas. Para garantir a ocorrência da reação, temos
que ter a colisão eficaz ou efetiva, entre os reagentes.
= VmC
c
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1
OBS2: Colisão eficaz ou efetiva é a colisão que
provoca a formação dos produtos.
De acordo com a teoria das colisões pode-se afirmar
que a velocidade de uma reação depende:
 Da frequência das colisões.
 Da energia das colisões.
 Da orientação das moléculas nas colisões.
 ENERGIA DE ATIVAÇÃO (Ea): para que as moléculas
quebrem suas ligações iniciais e formem novas substâncias
é necessária uma energia mínima denominada de
ENERGIA DE ATIVAÇÃO (Ea). Energia de ativação é a
menor quantidade de energia necessária que deve ser
fornecida aos reagentes para a formação do COMPLEXO
ATIVADO e, em consequência, para a ocorrência da
reação.





Eletricidade.
Luz.
Pressão.
Catalisadores.
Concentração dos reagentes.
a) Estado de agregação em que se encontram os
reagentes.
Como as reações químicas dependem da frequência dos
choques efetivos entre as moléculas dos reagentes, em
geral, os gases por apresentar suas moléculas em
constante movimento desordenado, reagem mais
rapidamente que os líquidos, e estes mais rapidamente
que os sólidos.
Gasoso > Líquido > Sólido
Velocidade
b) Superfície de Contato de um Reagente Sólido.
Quanto maior a superfície do reagente sólido, maior o
número de colisões entre as partículas dos reagentes e
maior a velocidade da reação. Uma reação que ocorre com
a presença de pelo menos um reagente sólido, quanto
mais finamente dividido este sólido, maior será a superfície
de contato entre os reagentes.
c) Temperatura em que se realiza a reação: um
aumento da temperatura aumenta a frequência e a
energia das colisões entre os
reagentes, como consequência, o
número de colisões efetivas e a
velocidade da reação aumentam.
Assim, foi enunciada a Lei de
Vant’ Hoff: a cada aumento de
10oC na temperatura de uma
reação a sua velocidade duplica
em geral.
20°C ---------- V
30°C --------- 2V
40°C --------- 4V
d) Eletricidade: A energia elétrica pode ser usada para
aumentar a energia cinética das moléculas e, em função
disto aumentar a velocidade da reação. É o que ocorre nos
motores dos automóveis onde a faísca elétrica provoca a
combustão da gasolina.
e) Luz: A luz provoca algumas reações denominadas de
REAÇÕES FOTOQUÍMICAS. As principais são: Fotossíntese,
decomposição da água oxigenada em água e oxigênio.
f) Pressão: Em reações gasosas, quanto maior for a
pressão maior será a velocidade da reação química.
A frequência e a energia das colisões são afetadas
pelos fatores:
 Estado de agregação em que se encontram os
reagentes.
 Superfície de Contato de um reagente sólido.
 Temperatura em que se realiza a reação.
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2
g) Catalisadores: É uma substância que diminui a
energia de ativação de uma reação aumentando assim a
sua velocidade. Os catalisadores não são consumidos
durante a reação.
OBS3: O catalisador não altera o H da reação.
OBS4: A energia de ativação (Ea) é sempre igual à
diferença entre a energia dos reagentes e a do complexo
ativado.
 Inibidor ou Catalisador negativo: é uma substância
que diminui a velocidade de uma reação, sendo, ao
contrário do catalisador, consumido pela reação. Os
inibidores são muito utilizados na conservação de
alimentos, bebidas e outros produtos perecíveis.
 Autocatálise: Quando um dos produtos da reação
atua como catalisador. No início, a reação é lenta e, à
medida que o catalisador (produto) vai se formando, sua
velocidade vai aumentando.
Exercício5: O carvão é combustível constituído de uma
mistura de compostos ricos em carbono. A situação do
combustível, do comburente e a temperatura utilizada
favorecerão a combustão do carbono com maior
velocidade é, respectivamente:
a) carvão em pedaços, ar atmosférico, 0°C.
b) carvão pulverizado, ar atmosférico, 30°C.
c) carvão em pedaços, oxigênio puro, 20°C.
d) carvão pulverizado, oxigênio puro, 100°C.
e) carvão em pedaços, oxigênio líquido, 50°C.
Exercício6: Para que ocorra uma reação química, é
necessário que os reagentes entrem em contato, através
de colisões, o que se chama Teoria das Colisões. Essa
teoria baseia-se em que:
I - todas as colisões entre os reagentes são efetivas (ou
favoráveis).
II - a velocidade da reação é diretamente proporcional ao
número de colisões efetivas (ou favoráveis).
III - existem colisões que não são favoráveis à formação
do produto.
IV - maior será a velocidade de reação, quanto maior for a
temperatura.
Estão corretas
a) apenas I, II e III.
d) apenas II, III e IV.
b) apenas II e III.
e) apenas III e IV.
c) apenas I e IV.
Exercício7: Considere as seguintes afirmativas em relação
ao gráfico de uma reação:
 TIPOS DE REAÇÃO COM CATALISADOR:
CATÁLISE HETEROGÊNEA:
Catálise Heterogênea é aquela em que o catalisador e
os reagentes estão em fases diferentes, formando um
sistema heterogêneo.
Ex1:
Pt
C2H4(g) + H2(g)  C2H6(g)
CATÁLISE HOMOGÊNEA:
Catálise Homogênea é aquela em que o catalisador e os
reagentes estão numa mesma fase, formando um sistema
homogêneo.
Ex2:
NO2
SO2(g) + ½O2(g)  SO3(g)
 Promotor de reação ou ativador de catalisador: é
uma substância que ativa o catalisador, mais isoladamente
não tem ação catalítica na reação.
 Veneno de catalisador: é uma substância que
diminui e até destrói a ação do catalisador, sem tomar
parte na reação.
I - Z representa a energia de ativação na presença de
catalisador.
II - Y representa a energia de ativação na presença de
catalisador.
III - X representa a variação de entalpia.
IV - A velocidade de formação dos produtos é menor no
caminho B.
As afirmações anteriores referem-se ao diagrama
energético dos caminhos A e B da reação:
Somente são corretas:
a) I e III.
d) III e IV.
b) II e III.
e) I e IV.
c) II e IV.
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3
h) CONCENTRAÇÃO DE REAGENTES: Aumentando a
concentração dos reagentes, aumenta o número de
colisões entre as moléculas dos reagentes e, portanto,
aumenta a velocidade da reação.
 V =  [Reagentes]
Para uma reação genérica:
a A + b B  Produtos,
A velocidade da reação é dada pela expressão:
V = K [A]X [B]Y
Onde os valores de “x” e “y” são determinados
experimentalmente.
Esta equação é conhecida pelo nome de LEI DA
VELOCIDADE. Vários cientistas tentaram estabelecer uma
relação matemática entre a velocidade da reação e a
concentração, entretanto, foram Guldberg e Waage, em
1867, que enunciaram a lei que relaciona essas duas
grandezas, a qual recebeu o nome da Lei da Ação das
Massas.
Para as reações elementares os valores dos
expoentes são iguais aos coeficientes das
substâncias na equação química.
Na reação 2 NO(g) + H2(g)  N2O(g) + H2O(g) a
equação da velocidade é V = K.[NO]2.[H2].
 ORDEM DE UMA REAÇÃO: Os expoentes da equação
da velocidade caracterizam a ordem da reação.
Assim, no exemplo:
 A reação é de 3ª ordem (2 + 1 = 3).
 Em relação ao NO, a reação é de 2ª ordem.
 Em relação ao H2, a reação é de 1ª ordem.
Se uma reação ocorrer em várias etapas sua velocidade
é dada pela etapa mais lenta.
A + A  A2
A2 + B  A2B
(etapa lenta)
(etapa rápida)
2 A + B  A2B
(reação global)
A velocidade desta reação será dada por: V = k . [A]2
 MOLECULARIDADE: é o número de moléculas que se
chocam em cada reação elementar. Portanto, para o
exemplo anterior a molecularidade é 3.
# IPC:
- Sólidos e líquidos puros não entram na expressão
da velocidade;
- Os expoentes determinam a ordem da reação
química e mostra como a velocidade varia com a
concentração dos reagentes;
- Para reações em várias etapas é a etapa lenta que
determina a lei da velocidade.
Exercício8: A reação A + 2 B  P se processa em uma
única etapa. Qual a velocidade desta reação quando K =
0,3 L/mol.min, [A] = 2,0 M e [B] = 3,0 M ?
a) 5,4.
d) 18,0.
b) 4,5.
e) 54.
c) 1,8.
Exercício9: Na decomposição térmica da amônia expressa
pela equação:
2 NH3(g)  N2(g) + 3 H2(g)
Duplicando-se a concentração molar de NH3, a
velocidade da reação ficará:
a) inalterada.
d) quatro vezes maior.
b) duas vezes maior.
e) seis vezes maior.
c) três vezes maior.
Exercício10: Considerando a reação: NO2(g) + CO(g) 
NO(g) + CO2(g) que ocorre em uma única etapa e que,
numa dada temperatura, apresenta a lei experimental de
velocidade dada por v = k.[NO2].[CO], é correto afirmar
que essa reação é de:
a) 3ª ordem e molecularidade 2.
b) 2ª ordem e molecularidade 3.
c) 3ª ordem e molecularidade 3.
d) 2ª ordem e molecularidade 2.
e) 5ª ordem e molecularidade 5.
Exercício11: Para uma reação elementar do tipo: A + 2 B
 C, Pode-se afirmar que:
a) A velocidade de consumo de A é igual à velocidade de
formação de C.
b) A velocidade de consumo de B é a metade da
velocidade de formação de C.
c) A soma das velocidades de consumo de A e B é igual à
velocidade de formação de C.
d) A velocidade da reação é dada pela relação v =
k.[A].[B].
e) A reação de segunda ordem.
Exercício12: A combustão do butano (C4H10) corresponde
à equação:
C4H10 + ⁄ O2  4CO2 + 5 H2O + energia
Se a velocidade da reação for 0,05 mol de butano por
minuto, qual será a massa de CO2 produzida em 1 hora?
Dados: C = 12 g/mol; O = 16 g/mol; H = 1 g/mol.
a) 880g.
d) 528g.
b) 264g.
e) 132g.
c) 8,8g.
Exercício13: A função dos conversores catalíticos
automotores é absorver moléculas de gases poluentes e,
através de um processo chamado catálise, oxidar ou
decompor esses gases, como mostra o exemplo abaixo.
Para a reação global: 2 NO(g) + O2(g)  2 NO2(g)
Na qual NO2 atmosférico é gerado a partir de NO
expelido dos escapamentos de automóveis, é proposto o
seguinte mecanismo, em duas etapas:
1ª Etapa: 2 NO(g)  N2O2(g) (etapa rápida)
2ª Etapa: N2O2(g) + O2(g)  2 NO2 (g) (etapa lenta)
Considerando o mecanismo descrito acima a Lei da
Velocidade será:
a) v = k[NO] [O2].
d) v = k[NO]4 [O2]2.
2
b) v = k[NO] [O2].
e) v = k[NO]2 [H2]5
c) v = k[N2O2].[O2]
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# Exercícios envolvendo Experimentos:
Exercício14 (Resolvido): Para a reação de decomposição do
N2O5, foram obtidos os seguintes valores experimentais:
2N2O5  4NO2 + O2
V
Experimento
[N2O5]
1
2
3
0,010
0,020
0,030
(mol/L.h)
0,016
0,032
0,048
Analisando os valores da tabela acima, encontre a lei de
velocidade para a reação de decomposição do N2O5:
1º Passo: Escrever a lei de velocidade literalmente, ou
seja, adote variáveis para os expoentes.
V = k.[N2O5]x
2º Passo: Encontrar o valor do expoente dividindo a
equação da lei da velocidade do experimento 2 pela do
experimento 1.
V2 = k2.[ N2O5]2x
0,032 = k2.[0,02]x
V1 = k1.[N2O5]1x
0,016 = k1.[0,01]x
2 = 2x
21 = 2x
1=x
Logo: V = k.[N2O5]
1
ou
V = k.[N2O5]
Exercício15 (Resolvido): Para a reação entre H2 e NO foram
obtidos os seguintes valores experimentais:
2H2 + 2NO  N2 + 2 H2O
Experimento [H2]
[NO] V (mol/L.h)
1
0,001 0,001
3.10-5
2
0,002 0,001
6.10-5
3
0,002 0,002
24.10-5
A equação de velocidade desse processo é:
1º Passo: Escrever a lei de velocidade literalmente, ou
seja, adote variáveis para os expoentes.
V = k.[H2]x.[NO]y
2º Passo: Encontrar o valor dos expoentes dividindo a
equação da lei da velocidade do experimento 2 pela do
experimento 1 e do experimento 3 pela do
experimento 2.
-Para o expoente x:
V2 = k2. [H2]2x.[NO]2y
6.10-5 = k2.[0,002]x.[0,001]y
V1 = k1. [H2]1x.[NO]1y
3.10-5 = k1.[0,001]x.[0,001]y
2 = 2x
1=x
-Para o expoente y:
V3 = k3. [H2]3x.[NO]3y
24.10-5 = k3.[0,002]x.[0,002]y
V2 = k2. [H2]2x.[NO]2y
6.10-5 = k2.[0,002]x.[0,001]y
4 = 2y
22 = 2y
2=y
1
2
Logo: V = k.[H2] .[NO]
ou
V = k.[H2].[NO]2
Exercício16: Os dados experimentais para a velocidade de
reação, (V), indicados no quadro a seguir:
Foram obtidos a partir dos resultados em diferentes
concentrações de reagentes iniciais para a combustão do
monóxido de carbono em temperatura constante:
CO + ½ O2  CO2
A equação de velocidade para essa reação pode ser
escrita como V=k[CO]a.[O2]b, onde a e b são,
respectivamente, as ordens de reação em relação aos
componentes CO e O2. De acordo com os dados
experimentais, é correto afirmar que respectivamente os
valores de a e b são:
a) 1 e 2
c) 3 e 2
e) 1 e 1
b) 2 e 1
d) 0 e 1
Exercício17: A tabela abaixo apresenta os valores das
velocidades de reação e as correspondentes concentrações
em mol/L dos reagentes em idênticas condições, para o
processo químico representado
pela equação:
3X + 2Y  Z + 5W
A equação de velocidade desse processo é:
a) v = k [X]3 [Y]2.
d) v = k [X]2 [Y]0.
2
2
b) v = k [X] [Y] .
e) v = k [X]2 [Y]3.
0
2
c) v = k [X] [Y] .
Exercício18: Num laboratório foram efetuadas diversas
experiências para a reação:
2 H2(g) + 2 NO(g)  N2(g) + 2 H2O(g)
Com os resultados das velocidades iniciais obtidos,
montou-se a seguinte tabela:
Baseando-se
na
tabela
anterior,
podemos afirmar que a
lei de velocidade para a
reação é:
a) v = k. [H2].
b) v = k. [NO].
c) v = k. [H2].[NO].
2
d) v = k. [H2] .[NO].
2
e) v = k. [H2].[NO] .
Exercício19: A ação anestésica do clorofórmio (CHCl3) dáse por esse ser muito volátil. Dessa forma, ele absorve
calor da pele, a qual tem temperatura diminuída, então os
nervos sensitivos, que mandam as informações ao cérebro,
ficam inativos e a sensação de dor e diminuída. A tabela a
seguir apresenta os
dados
de
três
experimentos
da
reação química dada
por:
CHCl3(g) + Cl2(g)  CCl4(g) + HCl(g)
Usando esses dados, assinale o correto.
a) A lei da velocidade é: v = k[CHCl3][Cl2].
b) A reação é de segunda ordem em relação ao
clorofórmio.
c) O valor da constante de velocidade é 5.103 L/mol.min.
d) A reação é de ordem três meios ( ⁄ ) em relação ao
cloro.
e) A reação é de quarta ordem em relação ao cloro.
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