Questão de Química — Cinética Química — VUNESP 2025
Química›Cinética Química
Código
vu111142
Banca
VUNESP
Órgão
UEA
Ano
2025
Nível
Superior
Cargo
Sistema de Ingresso Seriado - 3ª Série do Ensino Médio - Prova de Acompanhamento III
Para que uma reação química ocorra, é necessário que as moléculas dos reagentes colidam entre si, possibilitando a formação de um complexo ativado, que pode dar origem aos produtos. No entanto, nem toda colisão leva à formação de produto reacional. A seguir, são apresentadas duas reações, I e II, envolvendo poluentes atmosféricos, realizadas em condições diferentes. Em uma das condições, ocorre a reação química (colisão efetiva) e formação de produto; na outra condição, não há reação (colisão não efetiva) e não se forma produto.As justificativas das colisões não efetivas na reação I e na reação II são, respectivamente,
Aenergia insuficiente e ausência de catalisador.
Benergia insuficiente e geometria desfavorável.
Cgeometria desfavorável e energia insuficiente.
Dgeometria desfavorável e ausência de catalisador.
Eausência de catalisador e energia insuficiente.
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GabaritoB — energia insuficiente e geometria desfavorável.
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Teoria das Colisões: Reação I e Reação II
Gabarito: letra B. A Teoria das Colisões estabelece que, para uma reação ser efetiva, as moléculas devem possuir energia cinética mínima (energia de ativação) e uma orientação espacial (geometria) adequada no momento do choque. Na Reação I, a colisão não efetiva ocorre devido à {{energia insuficiente}} para superar a barreira energética, enquanto na Reação II, a falha decorre da {{geometria desfavorável}} (orientação inadequada das moléculas).
Para que uma reação química ocorra, não basta que as moléculas colidam. A Teoria das Colisões postula dois requisitos fundamentais para que a colisão seja classificada como efetiva:
Energia de Ativação: As partículas devem colidir com energia cinética suficiente para romper as ligações dos reagentes e formar o complexo ativado.
Orientação Espacial (Geometria): As moléculas devem estar alinhadas de forma que os átomos que formarão novas ligações entrem em contato direto.
Teoria das Colisões
1Requisitos para colisão efetiva
Energia de ativação suficiente
Orientação espacial (geometria) adequada
2Colisão não efetiva
Energia insuficiente
Exemplo: Reação I
Geometria desfavorável
Exemplo: Reação II
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Alternativa A — ❌ Incorreta
Afirma que a Reação II falha por ausência de catalisador. O enunciado foca na natureza da colisão (efetiva vs. não efetiva) entre moléculas, não na presença de agentes externos como catalisadores.
Alternativa B — ✅ Correta ⟵ GABARITO
Identifica corretamente que a Reação I falha por falta de energia (colisão lenta/fraca) e a Reação II falha pela orientação espacial inadequada das moléculas de no momento do choque.
Alternativa C — ❌ Incorreta
Inverte as justificativas. Na Reação I, observa-se o choque frontal entre as moléculas sem a energia necessária para a transformação, enquanto na Reação II, o desenho ilustra que a orientação das moléculas não permite o encaixe necessário para a formação do produto.
Alternativa D — ❌ Incorreta
Atribui a falha da Reação II à ausência de catalisador, ignorando o fator geométrico evidente na representação visual das moléculas de colidindo de forma desalinhada.
Alternativa E — ❌ Incorreta
Inverte a lógica das causas, sugerindo que a Reação I falha por falta de catalisador, o que não é o foco da análise de colisões moleculares apresentada.
PEGA ESSA DICA!
Sempre que a questão apresentar esquemas de colisões, observe dois pontos: a velocidade/força do impacto (energia) e o alinhamento dos átomos (geometria). Se as moléculas se chocam e ricocheteiam sem mudar, verifique se o problema é o ângulo de ataque ou a falta de energia para o "encaixe".
As justificativas das colisões não efetivas na reação I e na reação II são, respectivamente,