aa + bb produtos RESUMO EXERCÍCIOS RESOLVIDOS

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CASD Vestibulares Química – Cinética Química 1

Química – Frente IV – Físico-química Prof. Vitor Terra

Lista 09 – Cinética Química – Lei de Velocidade

RESUMO

Lei de velocidade

Reações elementares são aquelas que ocorrem

em uma única etapa (ou seja, com uma única colisão entre moléculas de reagente).

Molecularidade é o número de moléculas que

participa de uma reação elementar.

Reações não-elementares são aquelas que

ocorrem em duas ou mais etapas. Uma das etapas é a

etapa lenta, que determina a velocidade da reação. Mecanismo de reação é o conjunto de etapas de

uma reação.

Isso quer dizer que nem todos os reagentes precisam ter suas concentrações na lei de velocidade, bem como catalisadores podem aparecer na lei de velocidade, apesar de não serem efetivamente consumidos na reação global.

EXERCÍCIOS RESOLVIDOS

Exercício 1. Em altas temperaturas, gás

hidrogênio reage com óxido nítrico formando gás nitrogênio e vapor d’água, de acordo com a seguinte equação:

2H2 + 2NO → N2 + 2H2O

A 900ºC, a reação foi repetida várias vezes com diferentes concentrações iniciais dos reagentes e a velocidade inicial da reação foi medida em cada um dos casos. Os resultados obtidos estão na tabela a seguir:

Nº do exp. Concentração inicial de H2 (mol/L) Concentração inicial de NO (mol/L) Velocidade inicial da reação (mol/L.s) 1 0,1 0,2 0,026 2 0,2 0,2 0,052 3 0,2 0,4 0,208

A partir dos dados fornecidos, determine: a) a ordem da reação em relação ao H2

b) a ordem da reação em relação ao NO

c) a ordem global da reação

d) a expressão da velocidade da reação

e) o valor da constante de velocidade da reação (com unidade)

f) a velocidade da reação quando [H2] = 0,5 mol/L

e [NO] = 0,1 mol/L

g) se a reação é elementar

aA + bB → produtos

𝒗 = 𝒌[𝑨]

𝒎

[𝑩]

𝒏

v é a velocidade (instantânea) da reação,

k é a constante de velocidade da reação

(ou constante cinética)

m é a ordem da reação em relação a A

n é a ordem da reação em relação a B

m+n+... é a ordem global da reação

(soma de todos os expoentes)

Quanto maior a temperatura,

maior o valor de k.

Quanto maior a energia de

ativação, menor o valor de k.

Para uma reação elementar:

ordens = coeficientes

𝒗 = 𝒌[𝑨]

𝒂

[𝑩]

𝒃

Para uma reação não-elementar:

ordens = coeficientes da

etapa lenta

Se a questão der o mecanismo da reação,

(2)

Resolução:

a) 𝑣 = 𝑘[𝐻2]𝑥[𝑁𝑂]𝑦

Do experimento 1: 0,026 = 𝑘(0,1)𝑥_(0,2)𝑦

Dividindo a segunda equação pela primeira: 0,052 0,026 = 𝑘(0,2)𝑥_(0,2)𝑦 𝑘(0,1)𝑥_(0,2)𝑦 2 = (0,2) 𝑥 (0,1)𝑥= ( 0,2 0,1) 𝑥 = 2𝑥 𝒙 = 𝟏

Assim, a ordem da reação em relação ao H2 é 1.

Note que comparamos 2 situações nas quais a concentração inicial de NO é a mesma. Isso é essencial para que o termo com expoente y cancele (tchans!) e possamos obter o valor de x.

Alternativamente, podemos perceber que, do experimento 1 para o 2, a concentração do H2 dobra e a velocidade também dobra, com a mesma concentração de NO. Logo, a velocidade da reação é proporcional à concentração de H2, ou seja, x = 1.

b) 𝑣 = 𝑘[𝐻2]𝑥[𝑁𝑂]𝑦

Dividindo a segunda equação pela primeira: 0,208 0,052 = 𝑘(0,2)𝑥_(0,4)𝑦 𝑘(0,2)𝑥_(0,2)𝑦 4 = (0,4) 𝑦 (0,2)𝑦= ( 0,4 0,2) 𝑦 = 2𝑦 𝒚 = 𝟐

Assim, a ordem da reação em relação ao NO é 2. Note que comparamos 2 situações nas quais a concentração inicial de H2 é a mesma. Isso é essencial

para que o termo com expoente x cancele (tchans!) e possamos obter o valor de y.

Alternativamente, podemos perceber que, do experimento 2 para o 4, a concentração do NO dobra e a

velocidade quadruplica e, com a mesma concentração

de H2. Logo, a velocidade da reação é proporcional ao

quadrado da concentração de NO, ou seja, y = 2

c) A ordem global é a soma das ordens parciais, ou seja, a ordem global é x + y = 1 + 2 = 3.

d) A velocidade da reação pode ser escrita como 𝒗 = 𝒌[𝑯𝟐][𝑵𝑶]𝟐

e) Substituindo os valores obtidos no experimento 1 na equação do item anterior:

0,026 = 𝑘(0,1)(0,2)2

𝑘 = 0,026

(0,1)(0,2)2= 6,5

Usando os dados do experimento 2 ou 3, o resultado teria sido o mesmo.

Qual a unidade de k? Nesse caso, como a reação é de terceira ordem (global), a unidade da velocidade (mol/L.s) é igual à unidade de k multiplicada pela unidade de [H2] (mol/L) multiplicada pela unidade de [NO]²

(mol²/L²). Logo, a unidade de k é: 𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐 (𝑐𝑜𝑛𝑐)(𝑐𝑜𝑛𝑐)2= 𝑚𝑜𝑙 𝐿 ⋅ 𝑠 (𝑚𝑜𝑙_𝐿 ) (𝑚𝑜𝑙_𝐿 ) 2 = 𝑚𝑜𝑙 𝐿 ⋅ 𝑠 𝑚𝑜𝑙³ 𝐿³ =𝑚𝑜𝑙 𝐿 ⋅ 𝑠⋅ 𝐿3 𝑚𝑜𝑙3= 𝐿² 𝑚𝑜𝑙2_{⋅ 𝑠} 𝒌 = 𝟔, 𝟓 𝑳² 𝒎𝒐𝒍𝟐_{⋅ 𝒔}

f) Substituindo [H2] = 0,5 mol/L e [NO] = 0,1 mol/L

na expressão de velocidade da reação: 𝒗 = 6,5(0,5)(0,1)2_{= 𝟎, 𝟎𝟑𝟐𝟓}𝒎𝒐𝒍

𝑳 ⋅ 𝒔

g) A reação não é elementar, pois a ordem do H2

(1) é diferente de seu coeficiente estequiométrico (2).

Exercício 2. O mecanismo proposto para a

decomposição do peróxido de hidrogênio (H2O2) na

presença do íon iodeto (I-) encontra-se a seguir: H2O2 + I- → H2O + IO- (etapa lenta)

H2O2 + IO- → H2O + O2 + I- (etapa rápida)

a) Qual a reação global composta pelas duas etapas acima?

b) Qual a lei de velocidade da reação?

c) Qual a ordem global da reação?

d) Qual a molecularidade de cada uma das etapas?

e) Qual o papel do íon iodeto (I-) na reação?

f) Mostre num mesmo gráfico como varia a entalpia ao longo da reação de decomposição do H2O2

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Resolução:

a) Somando as duas etapas da reação, obtemos a reação global:

H2O2 + I- → H2O + IO-

+ H2O2 + IO- → H2O + O2 + I-.

2 H2O2 → 2 H2O + O2 (Reação global)

b) A etapa lenta do processo é: H2O2 + I- → H2O + IO

-Logo, a lei de velocidade da reação é:

v = k[H2O2][I-]

Note que o I- aparece na lei de velocidade, mesmo sem ser consumido na reação global.

c) A reação é de primeira ordem em relação ao H2O2 e de primeira ordem em relação ao I-. Logo, a reação

tem ordem global 2 (é de segunda ordem).

d) As duas etapas envolvem colisão entre duas moléculas (colisões bimoleculares). Logo, tanto a etapa lenta quanto a etapa rápida possuem molecularidade 2.

e) O íon iodeto atua como catalisador, pois ele participa da etapa lenta (ou seja, quanto maior a [I-], maior a velocidade da reação) e ele não é consumido na reação global (o I- consumido na etapa lenta é reposto na etapa seguinte).

f) Note que a reação catalisada pelo I- ocorre em duas etapas, logo o gráfico correspondente deve apresentar dois picos:

EXERCÍCIOS PROPOSTOS

01. (UFF-RJ) Considere a reação:

M(g) + N(g) → O(g)

Observa-se, experimentalmente, que, dobrando-se a concentração de N, a velocidade de formação de O quadruplica e, dobrando-se a concentração de M, a velocidade da reação não é afetada.

A equação da velocidade v desta reação é: a) v = K [M]2

b) v = K [N]2

c) v = K [M] d) v = K [M] [N] e) v = K [M] [N]2

02. (UNIRIO) Num laboratório, foram efetuadas diversas

experiências para a reação:

2H2(g) + 2NO(g) → N2(g) + 2H2O(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]

d) V = K. [H2]2 [NO]

e) V = K. [H2] [NO]2

03. (UFSCar) A decomposição do pentóxido de

dinitrogênio é representada pela equação 2N2O5(g) → 4NO2(g) + O2(g)

Foram realizados três experimentos, apresentados na tabela abaixo.

A expressão da velocidade da reação é a) v = k [N2O5]0.

b) v = k [N2O5]1/4.

c) v = k [N2O5]1/2.

d) v = k [N2O5]1.

e) v = k [N2O5]2.

04. (PUC-RIO) As velocidades iniciais da decomposição

do aldeído acético (CH3CHO) foram medidas para as

concentrações iniciais de 0,10mol/L e 0,20mol/ e apresentaram os valores de 0,02mol/L.s e 0,08 mol/L.s, respectivamente. A ordem da reação em relação ao aldeído acético é: a) 1/2. b) 1. c) 2. d) 3/2. e) 3.

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05. (UEL-PR) O ozônio próximo à superfície é um

poluente muito perigoso, pois causa sérios problemas respiratórios e também ataca as plantações através da redução do processo da fotossíntese. Um possível mecanismo que explica a formação de ozônio nos grandes centros urbanos é através dos produtos da poluição causada pelos carros, representada pela equação química a seguir:

De acordo com as reações apresentadas, a lei da velocidade é dada por:

a) v = k [O2] [O]

b) v = k [NO2]

c) v = k [NO2] + k [O2] [O]

d) v = k [NO] [O3]

e) v = k [O3]

06. (UEL-PR) 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.

A equação de velocidade para essa reação pode ser escrita como v = k [CO]a_[O

2]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 b) 2 e 1 c) 3 e 2 d) 0 e 1 e) 1 e 1

07. (ITA) Uma certa reação química é representada pela

equação:

2A(g) + 2B(g) → C(g),

onde "A" "B" e "C" significam as espécies químicas que são colocadas para reagir. Verificou-se experimentalmente numa certa temperatura, que a velocidade desta reação quadruplica com a duplicação da concentração da espécie "A", mas não depende das concentrações das espécies "B" e "C". Assinale a opção que contém, respectivamente, a expressão CORRETA da velocidade e o valor CORRETO da ordem da reação.

a) v = k [A]2_[B]2_{e 4}

b) v = k [A]2_[B]2_{e 3}

c) v = k [A]2_[B]2_{e 2}

d) v = k [A]2_{e 4}

e) v = k [A]2_{e 2}

08. (IME-RJ) – Para a reação A + B → C foram realizados

três experimentos, conforme a tabela abaixo:

Experimento [A] (mol/L) [B] (mol/L) Velocidade da reação (mol / L.min) I 0,10 0,10 2,0x10−3 II 0,20 0,20 8,0x10−3 III 0,10 0,20 4,0x10−3 Determine:

a) a lei de velocidade da reação acima; b) a constante de velocidade;

c) a velocidade de formação de C quando as velocidades de A e B forem ambas iguais a 0,5 mol/L

09. (UFSC) As velocidades iniciais foram obtidas para a

reação elementar 2A + B



C + D, conforme a tabela a seguir:

Com base nos resultados apresentados, é CORRETO afirmar que a

01) lei de velocidade para a reação dada é: V = k [A]2_[B].

02) lei de velocidade para a reação dada é: V = k [A] [B]2_.

04) constante k de velocidade da reação vale 25 mol-2_.L2_.s-1_.

08) constante k de velocidade da reação vale 50 mol-2_.L2_.s-1_.

16) velocidade de desaparecimento de A é o dobro da velocidade de desaparecimento de B.

32) velocidade de desaparecimento de A, quando [A] = 0,1 mol/L e [B] = 0,1 mol/L, é de 0,4 mol.L-1_.s-1_.

Soma: ( )

10. (Fuvest) Em solução aquosa ocorre a transformação:

H2O2 + 2I- + 2H+ → 2H2O + I2

(Reagentes) (Produtos)

Em quatro experimentos, mediu-se o tempo decorrido para a formação de mesma concentração de I‚, tendo-se na mistura de reação as seguintes concentrações iniciais de reagentes:

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CASD Vestibulares Química – Cinética Química 5 Esses dados indicam que a velocidade da reação

considerada depende apenas da concentração de: a) H2O2 e I-.

b) H2O2 e H+.

c) H2O2.

d) H+_.

e) I-_.

11. (Unesp) A cinética da reação

2HgCℓ2 + C2O24- → 2Cℓ- + 2CO2(g) + Hg2Cℓ2(s)

Foi estudada em solução aquosa, seguindo o número de mols de Hg2Cℓ2 que precipita por litro de solução por

minuto. Os dados obtidos estão na tabela.

Pede-se:

a) Determinar a equação de velocidade da reação. b) Calcular o valor da constante de velocidade da reação.

c) Qual será a velocidade da reação quando [HgCℓ2] = 0,010 mol/L e [C2O42-] = 0,010 mol/L?

12. (Unesp) A oxidação do íon iodeto pelo peróxido de

hidrogênio em meio ácido ocorre segundo a equação química balanceada:

H2O2 + 3I- + 2H+ → 2H2O + I3

-Medidas de velocidade de reação indicaram que o processo é de primeira ordem em relação à concentração de cada um dos reagentes.

a) Escreva a equação de velocidade da reação. Como é chamada a constante introduzida nessa equação matemática?

b) Os coeficientes da equação de velocidade da reação são diferentes dos coeficientes da equação química balanceada. Explique por quê.

13. (Fuvest) O composto C6H5N2Cℓ reage

quantitativamente com água, a 40°C, ocorrendo a formação de fenol, ácido clorídrico e liberação de nitrogênio:

C6H5N2Cℓ (aq) + H2O(ℓ) → C6H5OH(aq) + HCℓ (aq) + N2(g)

Em um experimento, uma certa quantidade de C6H5N2Cℓ foi colocada em presença de água a 40°C e

acompanhou-se a variação da concentração de C6H5N2Cℓ

com o tempo. A tabela a seguir mostra os resultados obtidos:

a) Partindo-se de 500 mL da solução de C6H5N2Cℓ e

coletando-se o nitrogênio (isento de umidade) à pressão de 1 atm e 40°C, qual o volume obtido desse gás decorridos 27 minutos? Mostre com cálculos.

b) A partir dos dados da tabela pode-se mostrar que a velocidade da reação é dada pela expressão:

v = k[C6H5N2Cℓ]

Demonstre esse fato utilizando os dados da tabela. Sugestão: calcule a velocidade média nas concentrações 0,60 e 0,30 mol/L.

Volume molar de gás a 1 atm e 40°C = 26 L/mol

14. (UFRJ) A expressão da velocidade de uma reação

deve ser determinada experimentalmente, não podendo, em geral, ser predita diretamente a partir dos coeficientes estequiométricos da reação.

O gráfico a seguir apresenta dados experimentais que possibilitam a obtenção da expressão da velocidade da seguinte reação:

2 ICℓ (g) + H2 (g) → I2 (g) + 2 HCℓ (g).

a) Escreva a expressão da velocidade desta reação. b) Calcule o número de mols de cada produto ao final da reação apresentada se, no início, há 3 mols de cada reagente.

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15. (UERJ) A reação expressa pela equação

x X + y Y → z Z + w W

foi realizada em diversas experiências nas quais se manteve constante a temperatura. As velocidades de reação foram medidas, variando-se a concentração molar de um dos reagentes e mantendo-se a do outro constante. Os resultados obtidos estão representados no gráfico adiante:

Em função dos dados apresentados,

a) determine a ordem da reação em relação aos reagentes X e Y, respectivamente.

b) calcule o número de vezes em que a velocidade da reação aumenta quando se duplica a concentração molar de Y e se triplica a concentração molar de X.

16. (PUC-MG) Considere o gráfico abaixo, referente ao

diagrama energético de uma reação química ocorrendo em 2 etapas:

A seguir, assinale a afirmativa INCORRETA: a) A etapa nº 1 é endotérmica

b) A etapa nº 2 é exotérmica. c) A reação global é endotérmica.

d) A velocidade da reação é determinada pela etapa 2

17. (Unesp) Há décadas são conhecidos os efeitos dos

CFCs, ou freons, na destruição da camada de ozônio da atmosfera terrestre. Acredita-se que a diminuição da quantidade de O3 na atmosfera seja responsável pelo

aumento na incidência de câncer de pele, pois a radiação ultravioleta não mais é bloqueada com a mesma eficiência. A ação destes gases, como o CF2Cℓ2, inicia-se

com a produção de átomos de cloro livres (Cℓ*), pela

interação das moléculas do gás com a radiação solar, seguindo-se as reações:

1a_{etapa: O}₃_{+ C}_ℓ_{* → O}₂_{+ C}_ℓ_O*

2a_{etapa: C}_ℓ_{O* + O}₃_{→ 2O}₂_{+ C}_ℓ_*

a) Escreva a equação global para esta reação e identifique o produto formado.

b) Considere a afirmação: "O mecanismo proposto para a destruição da camada de ozônio equivale a uma reação catalisada". Justifique esta afirmação e identifique o catalisador.

18. (Fuvest) Para a transformação representada por

2NO(g) + 2H2(g)



N2(g) + 2H2O(g),

a velocidade da reação, em função da pressão de hidrogênio PH2, para duas diferentes pressões de óxido

nítrico PNO, à temperatura de 826 °C, está indicada no

gráfico a seguir:

Examinando o gráfico, pode-se concluir que as ordens da reação, em relação ao óxido nítrico e em relação ao hidrogênio, são, respectivamente,

a) 1 e 1 b) 1 e 2 c) 2 e 1 d) 2 e 2 e) 3 e 1

19. (UFRJ) A oxidação do brometo de hidrogênio pode ser

descrita em 3 etapas:

I) HBr(g )+ O2(g) → HOOBr(g) (etapa lenta)

II) HBr(g) + HOOBr(g) → 2 HOBr(g) (etapa rápida)

III) HOBr(g) + HBr(g) → Br2(g) + H2O(g) (etapa rápida)

a) Apresente a expressão da velocidade da reação de oxidação do brometo de hidrogênio.

b) Utilizando a equação global da oxidação do brometo de hidrogênio, determine o número de mols de bromo (Br2)

produzido quando são consumidos 3,2g de O2.

Dados: O = 16, Br = 80

20. (UFRJ) A redução das concentrações de gases

responsáveis pelo efeito estufa constitui o desafio central do trabalho de muitos pesquisadores. Uma das possibilidades para o sequestro do CO2 atmosférico é sua

transformação em outras moléculas. O diagrama a seguir mostra a conversão do gás carbônico em metanol.

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CASD Vestibulares Química – Cinética Química 7 a) Indique a etapa lenta do processo e justifique.

b) Indique as etapas endotérmicas e exotérmicas.

c) Calcule a variação de entalpia na conversão do CO2 em

metanol.

21. (IME) Considere a sequência de reações e o perfil

energético associados ao processo de oxidação do dióxido de enxofre.

Etapa 1 (elementar): SO2(g) + NO2 (g) → SO3 (g) + NO(g)

Etapa 2: 2 NO(g) + O2 (g) → 2 NO2 (g)

A alternativa que apresenta corretamente os compostos no estágio II, o catalisador e a lei de velocidade para a reação global é

Estágio II Catalisador Lei de Velocidade (A) NO, O2 NO k[SO2]²[O2]

(B) SO3, NO, O2 NO2 k[SO2]²[O2]

(C) SO3, NO, O2 NO2 k[SO2][NO2]

(D) NO, O2 NO k[SO2][NO2]

(E) SO3, NO, NO2 O2 k[SO2][NO2]

22. (ITA) A figura mostra o perfil reacional da

decomposição de um composto X por dois caminhos reacionais diferentes, I e II. Baseado nas informações apresentadas nessa figura, assinale a opção errada.

a) O caminho reacional II envolve duas etapas. b) A quantidade de energia liberada pelo caminho reacional I é igual à do caminho reacional II. c) O composto K é um intermediário no processo reacional pelo caminho II.

d) O caminho reacional I mostra que a decomposição de X é de primeira ordem.

e) O caminho reacional II refere-se à reação catalisada.

DICAS

01. Se a velocidade não se altera quando muda a

concentração de M, quer dizer que a concentração do M não aparece na lei de velocidade.

02. Note que, do experimento 1 para o

experimento 2, a concentração de NO permanece constante. Do 1 pro 2, a concentração de H2 dobra e a

velocidade dobra também. Assim, quanto vale a ordem do H2? Para achar a ordem do NO, procure duas linhas da

tabela que apresentem a mesma concentração de H2.

05. Nesse caso, a questão não deu uma tabela

relacionando concentrações e velocidade, mas deu as etapas da reação, indicando qual delas é a etapa lenta. Lembre-se de que a velocidade da reação depende

somente da etapa lenta.

07. Note que a questão fala que a velocidade não

depende da concentração de B. Assim, a concentração de B não deve aparecer na lei de velocidade.

08. A ideia dessa questão é bem parecida com a

do primeiro exercício resolvido. Qualquer coisa, dá uma olhada lá na resolução dele.

10. Note que dois experimentos possuem o

mesmo tempo, ou seja, a mesma velocidade. Entre esses experimentos, a concentração de um certo reagente mudou. Isso quer dizer que a velocidade depende da concentração desse reagente?

11. Essa questão é muito parecida com a questão

08 e com o primeiro exercício resolvido, apenas a reação e os valores são diferentes.

13. Por “velocidade média na concentração 0,60

mol/L”, ele quis dizer “velocidade média no intervalo de zero a 9 minutos”. Note que é nesse intervalo de tempo que o reagente vai ter concentração de 0,60 mol/L (pois 0,60 está entre 0,80 e 0,40). A mesma ideia vale para a “velocidade média na concentração 0,30 mol/L”.

A rigor, isso é apenas uma aproximação, pois a lei de velocidade envolve velocidade instantânea, não velocidade média. No entanto, se a questão mandou fazer, temos que dançar conforme ela manda 

14. Esse gráfico traz as mesmas informações

que uma tabela, só que a informação está exposta de um jeito diferente. Uma coisa que pode facilitar é reescrever os dados na forma de uma tabela. Cada um dos pontos corresponde a uma linha da tabela, veja:

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CASD Vestibulares Química – Cinética Química 8 A linha correspondente ao ponto 1 ficaria assim:

[H2] (mol/L) [ICℓ] (mol/L) v (mol/L.s)

1,5 1,5 3,7 x 10-7

Como ficariam as outras duas linhas da tabela? Assim, é só usar a mesma ideia utilizada nas questões anteriores desta lista. Claro que esse negócio de “transformar o gráfico numa tabela” é só uma sugestão para facilitar a interpretação dos dados, também dá para resolver a questão olhando direto pelo gráfico.

15. Novamente, as informações estão dispostas

em um gráfico. Para cada uma das curvas (I e II), encontre dois pontos bem definidos (pelas linhas tracejadas) e compare os valores de velocidade em concentrações diferentes. Uma dica: o ponto (1,1) é uma boa escolha!

16. Lembre-se de que a velocidade da reação é

determinada pela etapa lenta e que a etapa lenta é aquela que possui maior energia de ativação.

18. Para um gás a uma temperatura constante, dá

na mesma falar de concentração e pressão parcial desse gás, pois os dois vão ser proporcionais, veja: temos que PV = nRT. Passando o V pro outro lado, fica P = (n/V)RT. Só que n/V é a concentração: P = [ ]RT. Tcharam! Pressão é igual à concentração vezes RT, ou seja, pressão e concentração são proporcionais a T constante.

Isso quer dizer que podemos considerar que v = k’(PNO)x(PH2)y, onde x e y são as ordens do NO e do

H2, respectivamente. Para dicas de como interpretar esse

gráfico, veja as dicas das questões 14 e 15.

19. Para achar a lei de velocidade, tem que olhar

somente para a etapa lenta. Para achar a equação global, tem que somar as três etapas (vai ter tchans! no HOOBr e em um dos HOBr!)

20. Descubra qual é a etapa lenta olhando para a

energia de ativação de cada uma delas.

21. O estágio II ocorre depois da etapa 1 e antes

da etapa 2. Ou seja, nele vão estar presentes os produtos da etapa 1 e os reagentes da etapa 2.

A substância que atua como catalisador vai ser consumida na etapa 1 e depois reposta na etapa 2.

22. Note que o caminho reacional I consiste em

uma única etapa, na qual os reagentes (2X) se convertem nos produtos (2T + Z), ou seja, a equação do caminho reacional I é 2X → 2T + Z.

O caminho reacional II possui os mesmos reagentes e os mesmos produtos (note que os dois gráficos têm cada um o mesmo patamar inicial e final). Note que as substâncias Y e W, consumidas na primeira etapa, são repostas na segunda etapa, pois elas aparecem nos produtos. Assim, o caminho reacional II consiste em duas etapas:

X + 2Y + 2W → 2T + K X + K → Z + 2Y + 2W

Agora, qual dessas etapas é rápida e qual é a lenta? Olhe para a energia de ativação de cada uma delas, no gráfico.

Por fim: um intermediário é uma substância que é produzida em uma das etapas, só que é consumida posteriormente, portanto não participa da reação global.

GABARITO

1. B 2. E 3. D 4. C 5. B 6. A 7. E 8. a) v = k[A][B b) k = 0,2 L/(mol.min) c) v = 0,05 mol/(L.min) 9. 02 + 04 + 16 = 22 10. A 11. a) v = k[HgCℓ2][C2O42-]² b) k = 8,0.10-3 _mol-2_.L2_{. min}-1 c) v = 8,0.10-9_mol.L-1_{. min}-1 12. a) v = k[H2O2][I-][H+]. k é chamada de

constante de velocidade (ou constante cinética)

b) Obtém-se a equação de velocidade experimentalmente. Essa velocidade depende da etapa lenta da reação. Os expoentes da equação de velocidade são os coeficientes da etapa lenta, que nem sempre corresponde à equação global balanceada.

13. a) V = 9,1 L

b) v0-9 = 0,044 mol/(L.min) (0,60 mol/L)

v9-18= 0,022 mol/(L.min) (0,30 mol/L)

Note que, quando a concentração do C6H5N2Cℓ cai pela metade (0,60 para 0,30), o mesmo

acontece com a velocidade (0,044 para 0,022). Logo, a ordem do C6H5N2Cℓ é um e a expressão para a velocidade

é dada por v = k[C6H5N2Cℓ].

14. a) v = k[H2][ICℓ]

b) Número de mols de HCℓ: 3 mol Número de mols de I2: 1,5 mol

15. a) 2ª ordem em relação a X e 1ª ordem em

relação a Y.

b) Aumenta 18 vezes.

16. D

17. a) O3 + Cl* → O2 + ClO* (primeira etapa)

ClO* + O3 → O2 + Cl* (segunda etapa)

Somando as duas equações, temos a global: 2O3 → 3O2. O produto formado é o gás oxigênio.

b) O Cl* é o catalisador, pois é consumido na 1ª etapa e regenerado na 2ª etapa do processo

18. C

19. a) v = k[HBr][O2]

b) 0,2 mol

20. a) É a que vai de II para III, pois é a de maior

energia de ativação. b) Endotérmica: II para III

Exotérmicas: I para II e III para IV c) ΔH = - 40 kJ

21. C 22. D