Questão de Química — Cinética Química — CESPE / CEBRASPE 2026

Teoria das Colisões e o efeito da temperatura na velocidade das reações

Gabarito: letra D. Segundo a teoria das colisões, o aumento da temperatura eleva a energia cinética média das moléculas, o que faz com que uma maior fração delas atinja a energia de ativação necessária para que as colisões sejam eficazes e a reação ocorra. É exatamente esse o fundamento que explica a observação experimental descrita no enunciado.

A teoria das colisões é o modelo que explica como as reações químicas ocorrem a partir do choque entre as partículas dos reagentes. Para que uma colisão seja eficaz — ou seja, para que efetivamente resulte em produtos —, três condições precisam ser satisfeitas: (1) as moléculas devem colidir com orientação geométrica favorável, permitindo que os átomos envolvidos na quebra e formação de ligações se aproximem corretamente; (2) a colisão deve ocorrer com energia suficiente para superar a energia de ativação ($E_a$), que é a barreira energética mínima que os reagentes precisam transpor para se transformarem em produtos; e (3) obviamente, as moléculas precisam colidir entre si.

A temperatura é um dos fatores que mais influenciam a velocidade das reações, e o motivo está diretamente ligado à distribuição de energia cinética das moléculas. Quando a temperatura aumenta, a energia cinética média das partículas também aumenta. Isso significa que, em um conjunto de moléculas, uma proporção maior delas passa a ter energia igual ou superior à energia de ativação. É importante destacar que a energia de ativação é uma característica intrínseca de cada reação e não se altera com a variação de temperatura — o que muda é a fração de moléculas que consegue atingi-la. O aumento da temperatura também torna as colisões mais frequentes, pois as moléculas se movimentam mais rapidamente, mas o efeito dominante, e o que a teoria das colisões enfatiza, é o aumento da fração de moléculas com energia suficiente para reagir.

Um exemplo prático ajuda a fixar: ao colocar um comprimido efervescente em água quente, a liberação de gás é muito mais rápida do que em água fria. Isso ocorre porque, na água quente, uma parcela muito maior das moléculas do comprimido e da água possui energia suficiente para superar a barreira de ativação e reagir, formando os produtos (como o CO₂) em maior velocidade. O mesmo raciocínio se aplica à decomposição da água oxigenada (H₂O₂ → H₂O + ½ O₂): a 45 °C, mais moléculas de H₂O₂ atingem a energia de ativação, e a formação de bolhas de O₂ é visivelmente mais rápida.

A pegadinha clássica desta questão é a alternativa C, que afirma que a energia de ativação diminui com o aumento da temperatura. Isso é um erro conceitual grave: a energia de ativação é uma propriedade da reação, determinada pela natureza dos reagentes e pelo caminho da reação, e não varia com a temperatura. Quem diminui a energia de ativação é o catalisador, que oferece um caminho alternativo de menor energia para a reação. A temperatura apenas fornece mais energia às moléculas, permitindo que uma fração maior delas supere a barreira existente.

Guarde, portanto, a distinção central: temperatura aumenta a fração de moléculas com energia suficiente; catalisador diminui a energia de ativação. É exatamente nessa fronteira que as alternativas desta questão se dividem.

Alternativa A — ❌ Incorreta

Afirma que as moléculas passam a colidir em orientação ideal independentemente da energia. A orientação favorável é uma condição necessária para a colisão eficaz, mas ela não é afetada pela temperatura — a orientação depende da geometria molecular e da forma como as moléculas se aproximam, não da energia cinética. Além disso, a energia continua sendo um requisito fundamental: mesmo com orientação perfeita, sem energia suficiente para superar a $E_a$, a colisão não resulta em reação. A alternativa erra ao sugerir que a orientação seria suficiente e que a energia se tornaria irrelevante.

Alternativa B — ❌ Incorreta

Afirma que as moléculas passam a ter menor energia cinética média. Isso é exatamente o oposto do que ocorre: o aumento da temperatura eleva a energia cinética média das moléculas, pois elas se movimentam com maior velocidade. A temperatura é, na verdade, uma medida da energia cinética média das partículas de um sistema — quanto maior a temperatura, maior a agitação e, consequentemente, maior a energia cinética média.

Alternativa C — ❌ Incorreta

Afirma que a energia de ativação diminui com o aumento da temperatura. Este é o erro conceitual mais comum e a principal pegadinha da questão. A energia de ativação é uma barreira energética característica de cada reação, determinada pela natureza química dos reagentes e pelo mecanismo da reação. Ela não varia com a temperatura. O que a temperatura altera é a distribuição de energia cinética das moléculas, aumentando a fração delas que consegue superar essa barreira. Quem efetivamente reduz a energia de ativação é o catalisador, ao proporcionar um caminho alternativo de reação com menor barreira energética.

Alternativa D — ✅ Correta ⟵ GABARITO

Esta é a alternativa correta. Com o aumento da temperatura, a energia cinética média das moléculas aumenta, e a distribuição de energias se desloca para valores mais altos. Consequentemente, uma fração maior de moléculas atinge a energia de ativação necessária para que as colisões sejam eficazes. É exatamente isso que a teoria das colisões prevê: a velocidade da reação aumenta porque mais moléculas têm energia suficiente para reagir, e não porque a barreira energética diminuiu.

Alternativa E — ❌ Incorreta

Afirma que as colisões tornam-se menos frequentes, porém mais eficazes. Há dois erros aqui. Primeiro, com o aumento da temperatura, as moléculas se movimentam mais rapidamente, o que torna as colisões mais frequentes, não menos. Segundo, a eficácia das colisões aumenta porque uma fração maior delas possui energia suficiente para superar a $E_a$ — mas isso não é uma compensação pela menor frequência, e sim um efeito adicional. A alternativa inverte o efeito da temperatura sobre a frequência das colisões.

Gabarito: letra D