Química – Frente IV – Físico-química
Prof. Vitor Terra
Lista 09 – Cinética Química – Lei de Velocidade
RESUMO
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
Lei de velocidade
aA + bB → produtos
 = [] []
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)
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)
1
2
3
0,1
0,2
0,2
0,2
0,2
0,4
Velocidade
inicial da
reação
(mol/L.s)
0,026
0,052
0,208
A partir dos dados fornecidos, determine:
Quanto maior a temperatura,
maior o valor de k.
Quanto maior a energia de
ativação, menor o valor de k.
a) a ordem da reação em relação ao H2
b) a ordem da reação em relação ao NO
Reações elementares são aquelas que ocorrem
em uma única etapa (ou seja, com uma única colisão
entre moléculas de reagente).
c) a ordem global da reação
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.
d) a expressão da velocidade da reação
Mecanismo de reação é o conjunto de etapas de
uma reação.
e) o valor da constante de velocidade da reação
(com unidade)
Para uma reação elementar:
ordens = coeficientes
 = [] []
Para uma reação não-elementar:
ordens = coeficientes da
etapa lenta
f) a velocidade da reação quando [H2] = 0,5 mol/L
e [NO] = 0,1 mol/L
Se a questão der o mecanismo da reação,
ela deve informar qual é a etapa lenta
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.
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g) se a reação é elementar
1
Resolução:
a)
 = [2 ] []
Do experimento 1: 0,026 = (0,1) (0,2)
Do experimento 2: 0,052 = (0,2)  (0,2) 
Dividindo a segunda equação pela primeira:
0,052
(0,2)  (0,2) 
=
0,026
(0,1)  (0,2) 
2=


3

²

⋅


⋅  =  ⋅  =
=
=
2
2
3
()()
 2 ⋅ 
³  ⋅  
 
(
)(
)


³
(0,2) 
0,2 
=
(
) = 2
(0,1) 
0,1
 = , 
=
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)
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:
f) Substituindo [H2] = 0,5 mol/L e [NO] = 0,1 mol/L
na expressão de velocidade da reação:
 = 6,5(0,5)(0,1)2 = , 

⋅
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)
 = [2 ] []
Do experimento 2: 0,052 = (0,2) (0,2)
Do experimento 3: 0,208 = (0,2)  (0,4) 
²
 ⋅ 
a) Qual a reação global composta pelas duas
etapas acima?
Dividindo a segunda equação pela primeira:
0,208
(0,2)  (0,4) 
=
0,052
(0,2)  (0,2) 
4=
b) Qual a lei de velocidade da reação?
(0,4)
0,4 
=
(
) = 2
(0,2)
0,2
c) Qual a ordem global da reação?
=
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) 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 H 2O2
para dois casos: na presença de I- e na ausência de I-.
d) A velocidade da reação pode ser escrita como
 = [ ][]
e) Substituindo os valores obtidos no experimento
1 na equação do item anterior:
0,026 = (0,1)(0,2)2
=
0,026
= 6,5
(0,1)(0,2)2
Usando os dados do experimento 2 ou 3, o
resultado teria sido o mesmo.
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2
Resolução:
02. (UNIRIO) Num laboratório, foram efetuadas diversas
experiências para a reação:
a) Somando as duas etapas da reação, obtemos
a reação global:
H2O2 + I- → H2O + IO-
2H2(g) + 2NO(g) → N2(g) + 2H2O(g)
Com os resultados das velocidades iniciais obtidos,
montou-se a seguinte tabela:
+ H2O2 + IO- → H2O + O2 + I-.
2 H2O2 → 2 H2O + O2 (Reação global)
b) A etapa lenta do processo é:
H2O2 + I- → H2O + IOLogo, 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).
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
dinitrogênio é representada pela equação
de
2N2O5(g) → 4NO2(g) + O2(g)
Foram realizados três experimentos, apresentados na
tabela abaixo.
f) Note que a reação catalisada pelo I- ocorre em
duas etapas, logo o gráfico correspondente deve
apresentar dois picos:
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.
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
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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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3
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:
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)
I
II
III
0,10
0,20
0,10
0,10
0,20
0,20
Velocidade
da reação
(mol / L.min)
2,0x10−3
8,0x10−3
4,0x10−3
Determine:
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[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
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.
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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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4
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:
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.
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:
Pede-se:
2 ICℓ (g) + H2 (g) → I2 (g) + 2 HCℓ (g).
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.
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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.
Química – Cinética Química
5
15. (UERJ) A reação expressa pela equação
interação das moléculas do gás com a radiação solar,
seguindo-se as reações:
xX +yY → zZ + wW
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:
1a etapa: O3 + Cℓ* → O2 + CℓO*
2a etapa: CℓO* + O3 → 2O2 + Cℓ*
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:
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:
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 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
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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.
Química – Cinética Química
6
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
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)
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.
A alternativa que apresenta corretamente os compostos
no estágio II, o catalisador e a lei de velocidade para a
reação global é
Estágio II
(A)
(B)
(C)
(D)
(E)
NO, O2
SO3, NO, O2
SO3, NO, O2
NO, O2
SO3, NO, NO2
Catalisador
NO
NO2
NO2
NO
O2
Lei de
Velocidade
k[SO2]²[O2]
k[SO2]²[O2]
k[SO2][NO2]
k[SO2][NO2]
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.
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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Química – Cinética Química
7
A linha correspondente ao ponto 1 ficaria assim:
[H2] (mol/L)
1,5
[ICℓ] (mol/L)
1,5
v (mol/L.s)
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.
CASD Vestibulares
GABARITO
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
B
E
D
C
B
A
E
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
Química – Cinética Química
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Lei de Velocidade