Lista TEQ 2021-2

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Tópicos Especiais em Química 2021 Instituto Federal de Rondônia 
Lista TEQ 2021 1/18 
Lista TEQ 
 Entrega: Quinta-feira, 28 de agosto de 2021 
Henrique da Rocha Velôso 
 
A fim de determinar a cinética das reações de destruição do ozônio, químicos realizam experimentos em 
condições controladas. Neste exercício, você deverá interpretar dados obtidos nesses experimentos para estudar 
a reação de depleção do ozônio: 
 
 O3 (g) + O(g) → 2O2(g) (1) 
Os dados lhe ajudarão a: 
(1) determinar a velocidade da reação sem a presença do catalisador; 
(2) determinar o efeito da presença de cloro na cinética da reação; 
(3) determinar o efeito da temperatura na velocidade da reação. 
 
Por favor, adicione os resultados do seu trabalho a este arquivo Word. Encorajo fortemente a você utilizar 
um programa de tabela (Excel, Origin, etc.) ou outro programa matemático (Matlab, Mathcad, 
Mathematica, R, etc.). 
Os resultados de 12 experimentos são apresentados abaixo. 
Experimento [O3] [O] [Cl] T [O3](t=0.50 ms) [O3] 
 moléc/cm3 moléc/cm3 moléc/cm3 K moléc/cm3 moléc/cm3 
1 1.530E+15 1.471E+11 0.000E+00 230 1.530E+15 -1.159E+08 
2 2.780E+15 1.471E+11 0.000E+00 230 2.780E+15 -2.106E+08 
3 1.530E+15 1.150E+11 0.000E+00 230 1.530E+15 -9.069E+07 
4 2.250E+15 2.100E+11 0.000E+00 230 2.250E+15 -2.435E+08 
5 1.350E+15 2.100E+11 3.100E+11 230 1.350E+15 -9.084E+08 
6 1.790E+15 2.100E+11 3.100E+11 230 1.790E+15 -9.463E+08 
7 1.350E+15 1.500E+11 3.100E+11 230 1.350E+15 -6.480E+08 
8 1.350E+15 2.100E+11 5.300E+11 230 1.350E+15 -1.469E+09 
9 3.650E+15 1.560E+11 5.300E+11 230 3.650E+15 -1.238E+09 
10 1.530E+15 1.471E+11 0.000E+00 230 1.530E+15 -1.159E+08 
11 1.530E+15 1.471E+11 0.000E+00 298 1.530E+15 -8.937E+08 
12 1.530E+15 1.471E+11 0.000E+00 270 1.530E+15 -4.369E+08 
 
Nota: Os resultados dos experimentos estão disponíveis no arquivo Excel Dados Ozônio.xlsx que 
acompanha esta avaliação. 
As Colunas de 2 a 5 descrevem as condições experimentais. A Coluna 6 apresenta a concentração de ozônio a 
0.50 ms de reação. Considerando os algarismos significativos, a concentração de ozônio não variou. A última 
coluna apresenta a diferença entre os valores da 2ª e da 6ª colunas. 
A partir desses dados, faça as seguintes análises: 
a) Os experimentos de 1 a 4 foram realizados na ausência de cloro. Esta informação pode ser utilizada para se 
determinar a Lei de Velocidade da Reação na ausência de um catalisador. Uma vez que você tenha determinado 
sua lei de velocidade, adicione duas colunas aos dados acima: uma que prediga a velocidade da reação baseada 
na sua Lei de Velocidade e uma que mostre o Erro Percentual entre sua predição e a velocidade observada 
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experimentalmente. (Nesta atividade, sua lei de velocidade deve reproduzir as velocidades experimentais com 
desvio inferior a 5%). 
Minha Lei de Velocidade predita é (inclua o valor numérico da constante de velocidade): 
𝒗 = 𝒌[𝑶𝟑][𝑶] 
Com 𝒌 = 𝟏, 𝟎𝟑 × 𝟏𝟎−𝟏𝟓𝒄𝒎𝟑. 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒄−𝟏. 𝒔−𝟏 
Substitua essa tabela (copie e cole do Excel) com a sua contendo as três últimas colunas preenchidas (inclua as 
unidades). 
 
Experimento [O3] [O] [Cl] T [O3](t=0.50 ms) D[O3] 
velocidade 
experimental Velocidade predita Erro 
 molec/cm3 molec/cm3 molec/cm3 K molec/cm3 molec/cm3 (molec O3).cm-3.s-1 (molec O3).cm-3.s-1 % 
1 1,53E+15 1,47E+11 0,00E+00 230 1,53E+15 -1,16E+08 2,318E+11 2,318E+11 0,0 
2 2,78E+15 1,47E+11 0,00E+00 230 2,78E+15 -2,11E+08 4,212E+11 4,212E+11 0,0 
3 1,53E+15 1,15E+11 0,00E+00 230 1,53E+15 -9,07E+07 1,814E+11 1,812E+11 0,1 
4 2,25E+15 2,10E+11 0,00E+00 230 2,25E+15 -2,44E+08 4,870E+11 4,866E+11 0,1 
 
 
b) Os experimentos de 4 a 9 contém informação suficiente para se determinar a lei de velocidade da reação 
catalisada. Note que, quando átomos de Cl estão presentes, ocorre uma versão catalisada da reação. Isso não 
significa que a reação não catalisada pare. Quando Cl está presente, ambas as versões da reação ocorrem 
simultaneamente. Se você considerar isso apropriadamente, determinará as potências inteiras da lei de 
velocidade (os valores inteiros da ordem de reação). 
Minha Lei de Velocidade predita para a reação global (lei de velocidade da reação não catalisada mais a lei da 
reação catalisada) é: 
𝒗 = 𝒌[𝑶𝟑][𝑶] + 𝒌𝒄𝒂𝒕[𝑪𝒍][𝑶] 
Com 𝒌 = 𝟏, 𝟎𝟑 × 𝟏𝟎−𝟏𝟓𝒄𝒎𝟑. 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒄−𝟏. 𝒔−𝟏 e 𝒌𝒄𝒂𝒕 = 𝟐, 𝟑𝟒 × 𝟏𝟎
−𝟏𝟏𝒄𝒎𝟑. 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒄−𝟏. 𝒔−𝟏 
Substitua essa tabela (copie e cole do Excel) com a sua contendo as três últimas colunas preenchidas (inclua as 
unidades). A Lei de Velocidade que você derivar aqui, deve funcionar para a reação na presença de Cl ou não, 
isto é, ela deve funcionar para os experimentos de 1 a 9! 
 
Experimento [O3] [O] [Cl] T [O3](t=0.50 ms) D[O3] 
velocidade 
experimental 
Velocidade 
predita Erro 
 molec/cm3 molec/cm3 molec/cm3 K molec/cm3 molec/cm3 (molec O3).cm-3.s-1 (molec O3).cm-3.s-1 % 
1 1,53E+15 1,47E+11 0,00E+00 230 1,53E+15 -1,16E+08 2,318E+11 2,318E+11 0,0 
2 2,78E+15 1,47E+11 0,00E+00 230 2,78E+15 -2,11E+08 4,212E+11 4,212E+11 0,0 
3 1,53E+15 1,15E+11 0,00E+00 230 1,53E+15 -9,07E+07 1,814E+11 1,812E+11 0,1 
4 2,250E+15 2,100E+11 0,000E+00 230 2,250E+15 -2,435E+08 4,870E+11 4,866E+11 0,1 
5 1,350E+15 2,100E+11 3,100E+11 230 1,350E+15 -9,084E+08 1,817E+12 1,814E+12 0,1 
6 1,790E+15 2,100E+11 3,100E+11 230 1,790E+15 -9,463E+08 1,893E+12 1,910E+12 -0,9 
7 1,350E+15 1,500E+11 3,100E+11 230 1,350E+15 -6,480E+08 1,296E+12 1,296E+12 0,0 
8 1,350E+15 2,100E+11 5,300E+11 230 1,350E+15 -1,469E+09 2,938E+12 2,895E+12 1,5 
9 3,650E+15 1,560E+11 5,300E+11 230 3,650E+15 -1,238E+09 2,476E+12 2,520E+12 -1,8 
 
 
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c) Os experimentos de 10 a 12 lhe fornecem informação suficiente para se ajustar a constante de 
velocidade da reação não catalisada à forma de Arrhenius: 
k = Ae-Ea/RT 
Determine a Energia de Ativação, Ea, (em J/mol) e o Pré-Fator, A, para a reação não catalisada. 
Idealmente, você deve fazer isso usando um gráfico de Arrhenius. No entanto, vou aceitar também 
gráficos feitos a mão. 
Experimento [O3] [O] [Cl] T [O3](t=0.50 ms) [O3] 
velocidade 
experimental 103/T (K-1) ln K 
mol/dm3 mol/dm3 molec/cm3 K mol/dm3 mol/dm3 (mol O3).dm-3.s-1 
10 2,540E-06 2,442E-10 0,000E+00 230 2,540E-06 -1,924E-13 3,849E-10 4,35 13,338 
11 2,540E-06 2,442E-10 0,000E+00 298 2,540E-06 -1,484E-12 2,968E-09 3,36 15,381 
12 2,540E-06 2,442E-10 0,000E+00 270 2,540E-06 -7,254E-13 1,451E-09 3,70 14,665 
 
𝐸𝑎 = |𝑖𝑛𝑐𝑙𝑖𝑛𝑎çã𝑜| × 𝑅 
𝐸𝑎 = 2,059 × 8,3145 × 1000 
𝑬𝒂 = 𝟏𝟕𝟏𝟏𝟗, 𝟓𝟔 𝑱. 𝒎𝒐𝒍−𝟏 
𝐴 = 𝑒𝑖𝑛𝑡𝑒𝑟𝑐𝑒𝑝𝑡𝑜 
𝐴 = 𝑒22,29 
𝑨 = 𝟒, 𝟕𝟗 × 𝟏𝟎𝟗 𝒅𝒎𝟑. 𝒎𝒐𝒍−𝟏. 𝒔−𝟏 
 
Considerando a lei de derivada anteriormente, resolva os exercícios abaixo: 
1. Para cada um dos mecanismos seguintes, derive a lei de velocidade, e determine se está de acordo com 
os dados experimentais, a fenomenologia e a lei de velocidade acima. 
(a) O3 (g) + O(g) → 2O2(g) (Mecanismo de passo único) 
R: 
𝒗 = 𝒌. [𝑶𝟑]. [𝑶] 
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Lei de Velocidade: 𝒗 = 𝒌. [𝑶𝟑]. [𝑶] 
Concorda com a velocidade observada experimentalmente: Sim (X) Não ( ) 
(b) O3 (g) ↔ O2(g) + O(g) (Rápido, reversível) 
 O(g) + O(g) → O2(g) (Lento) 
R: A velocidade da reação está de acordo com a velocidade da etapa determinante da reação 
𝑣 = 𝑘𝑙𝑒𝑛𝑡𝑜 . [𝑂]. [𝑂] 
O é um intermediário da reação e a velocidade da reação global deve ser expressa em termos dos reagentes e 
produtos. Como o primeiro passo é reversível e considerando a aproximação do estado estacionário para a 
produção do intermediário, temos 
𝑑[𝑂]
𝑑𝑡
= 𝑘1. [𝑂3] − 𝑘
′
1. [𝑂2]. [𝑂] ≈ 0 
−𝑘′1. [𝑂2]. [𝑂] = 𝑘1. [𝑂3] 
[𝑂] =
𝑘1.[𝑂3]
𝑘′1. [𝑂2]
 
Substituindo na velocidade da reação determinante, temos 
𝑣 = 𝑘𝑙𝑒𝑛𝑡𝑜 . (
𝑘1. [𝑂3]
𝑘′1. [𝑂2]
)
2
 
𝑣 =
𝑘𝑙𝑒𝑛𝑡𝑜 . 𝑘1
2
𝑘′1
2 . (
[𝑂3]
[𝑂2]
)
2
 
Considerando 
𝑘𝑙𝑒𝑛𝑡𝑜 . 𝑘1
2
𝑘′1
2 = 𝑘𝐵 
Temos 
𝒗 = 𝒌𝑩. (
[𝑶𝟑]
[𝑶𝟐]
)
𝟐
 
 
 
Lei de Velocidade: 𝒗 = 𝒌𝑩. (
[𝑶𝟑]
[𝑶𝟐]
)
𝟐
 
Concorda com a velocidade observada experimentalmente: Sim ( ) Não (X) 
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 (c) O3 (g) + O(g) → O4(g) (Lento) 
 O4(g) → 2O2(g) (Rápido) 
R: A velocidade da reação está de acordo com a velocidade da etapa determinante da reação 
𝒅[𝑶𝟑]
𝒅𝒕
= −𝒌𝟏. [𝑶𝟑]. [𝑶] 
 
 
 
 
 
Lei de Velocidade: 
𝒅[𝑶𝟑]
𝒅𝒕
= −𝒌𝟏. [𝑶𝟑]. [𝑶] 
Concorda com a velocidade observada experimentalmente: Sim (X) Não ( ) 
 (d) O3 (g) + O(g) ↔ O4(g) (Rápido, reversível) 
 O4(g) → 2O2(g) (Lento) 
R: A velocidade da reação está de acordo com a velocidade da etapa determinante da reação 
𝑣 = 𝑘2. [𝑂4] 
O4 é um intermediário da reação e a velocidade da reação global deve ser expressa em termos dos reagentes e 
produtos. Como o primeiro passo é reversível e considerando a aproximação do estado estacionário para a 
produção do intermediário, temos 
𝑑[𝑂4]
𝑑𝑡
= 𝑘1. [𝑂3]. [𝑂] − 𝑘
′
1. [𝑂4] ≈ 0 
−𝑘′1. [𝑂4] = −𝑘1. [𝑂3]. [𝑂] 
[𝑂4] =
𝑘1. [𝑂3]. [𝑂]
𝑘′1
 
Substituindo na velocidade da reação da etapa determinante, temos 
𝑣 =
𝑘2. 𝑘1
𝑘′1
. [𝑂3]. [𝑂] 
Considerando 
𝑘2. 𝑘1
𝑘′1
= 𝑘𝐷 
Temos 
𝒗 = 𝒌𝑫. [𝑶𝟑]. [𝑶] 
 
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Lei de Velocidade: 𝒗 = 𝒌𝑫. [𝑶𝟑]. [𝑶] 
Concorda com a velocidade observada experimentalmente: Sim (X) Não ( ) 
 (e) O3 (g) + O(g) ↔ O4(g) (Rápido, reversível) 
 O4(g) → 2O2(g) (Rápido) 
R: Encontramos a lei de velocidade para o intermediário (O4) e, depois, igualamos a zero, resolvendo-a na 
sequência. 
𝑑[𝑂4]
𝑑𝑡
= 𝑘1. [𝑂3]. [𝑂] − 𝑘2. [𝑂4] − 𝑘
′
1. [𝑂4] ≈ 0 
𝑑[𝑂4]
𝑑𝑡
= 𝑘1. [𝑂3]. [𝑂] − [𝑂4]. (𝑘2 + 𝑘
′
1) ≈ 0 
[𝑂4] =
𝑘1
(𝑘2 + 𝑘′1)
. [𝑂3]. [𝑂] 
A velocidade global de mudança na concentração 
𝑑[𝑂3]
𝑑𝑡
= −𝑘1. [𝑂3]. [𝑂] + 𝑘
′
1. [𝑂4] 
Então, substituímos as concentrações dos intermediários pela equação dada anteriormente, temos que 
𝑑[𝑂3]
𝑑𝑡
= −𝑘1. [𝑂3]. [𝑂] +
𝑘′1. 𝑘1
(𝑘2 + 𝑘′1)
. [𝑂3]. [𝑂] 
Colocando o produto das concentrações em evidência, temos 
𝑑[𝑂3]
𝑑𝑡
= [𝑂3]. [𝑂]. (
𝑘′1. 𝑘1
(𝑘2 + 𝑘′1)
− 𝑘1) 
𝑑[𝑂3]
𝑑𝑡
= [𝑂3]. [𝑂]. (
𝑘′1. 𝑘1 − 𝑘1. (𝑘2 + 𝑘
′
1)
(𝑘2 + 𝑘′1)
) 
𝑑[𝑂3]
𝑑𝑡
= [𝑂3]. [𝑂]. (
𝑘′1. 𝑘1 − 𝑘1. 𝑘2 − 𝑘
′
1. 𝑘1
(𝑘2 + 𝑘′1)
) 
𝑑[𝑂3]
𝑑𝑡
= [𝑂3]. [𝑂]. (
−𝑘1. 𝑘2
(𝑘2 + 𝑘
′
1)
) 
Considerando 
𝑘1. 𝑘2
(𝑘2 + 𝑘′1)
= 𝑘𝐸 
Temos 
𝒅[𝑶𝟑]
𝒅𝒕
= −𝒌𝑬. [𝑶𝟑]. [𝑶] 
 
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Lei de Velocidade: 
𝒅[𝑶𝟑]
𝒅𝒕
= −𝒌𝑬. [𝑶𝟑]. [𝑶] 
Concorda com a velocidade observada experimentalmente: Sim (X) Não ( ) 
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f) Nos mecanismos (c), (d) e (e), os passos mecanísticos são idênticos. As diferenças surgem apenas nas 
premissas sobre quais as reações rápidas e quais as lentas. As leis de velocidade para os mecanismos (c) e 
(d) devem corresponder aos comportamentos limitantes da lei de velocidade da parte (e). Informe qual o 
comportamento limitante (Fator ou passo do mecanismo) que deve conectar (e) com (c) e (e) com (d) [isto 
é, k1>>k2 ou k2<<k-1, etc.] e mostre que a lei de velocidade para (e) apresenta o comportamento limitante 
correto: 
R: 
No mecanismo da letra c, temos 
𝑑[𝑂3]
𝑑𝑡
= −𝑘1. [𝑂3]. [𝑂] 
No mecanismo da letra e, temos 
𝑑[𝑂3]
𝑑𝑡
= [𝑂3]. [𝑂]. (
−𝑘1.𝑘2
(𝑘2+𝑘′1)
) 
Quando o valor de 𝑘2 e 𝑘
′
1 é muito menor que 𝑘1, podemos fazer uma aproximação em e,de maneira que 
chegamos à lei de velocidade de c 
−𝑘1.𝑘2
(𝑘2+𝑘′1)
≈ −𝑘1, 𝑞𝑢𝑎𝑛𝑑𝑜 𝑘1 ≫ 𝑘2 𝑒 𝑘
′
1 
𝑑[𝑂3]
𝑑𝑡
= [𝑂3]. [𝑂]. (−𝑘1); 𝑐𝑜𝑚 𝑘1 ≫ 𝑘2 𝑒 𝑘′1 
 
(c) é o fator limitante de (e) para 𝒌𝟏 ≫ 𝒌𝟐 𝒆 𝒌′𝟏 (i.e. k1>>k2 ou k2<<k-1). Seu trabalho acima deve mostrar que a lei de velocidade para 
o mecanismo (e) de fato se torna a de (c) sob essas premissas. 
 
No mecanismo da letra d, temos 
𝑑[𝑂3]
𝑑𝑡
= −
𝑘2.𝑘1
𝑘′1
. [𝑂3]. [𝑂] 
No mecanismo da letra e, temos 
𝑑[𝑂3]
𝑑𝑡
= [𝑂3]. [𝑂]. (
−𝑘1.𝑘2
(𝑘2+𝑘′1)
) 
Quando o valor de 𝑘2 é muito menor que 𝑘′1, podemos fazer uma aproximação em e,de maneira que chegamos 
à lei de velocidade de d 
𝑘2 + 𝑘′1 ≈ 𝑘
′
1, 𝑞𝑢𝑎𝑛𝑑𝑜 𝑘
′
1 ≫ 𝑘2 
𝑑[𝑂3]
𝑑𝑡
= [𝑂3]. [𝑂]. (−
𝑘2. 𝑘1
𝑘′1
) ; 𝑐𝑜𝑚 𝑘′1 ≫ 𝑘2 
 
 
(d) é o fator limitante de (e) para 𝒌′𝟏 ≫ 𝒌𝟐 (i.e. k1>>k2 ou k2<<k-1). Seu trabalho acima deve mostrar que a lei de velocidade para o 
mecanismo (e) de fato se torna a de (d) sob essas premissas. 
 
(g) Dois ou mais dos mecanismos acima fornecem leis de velocidade que estão de acordo com a lei de 
velocidade observada experimentalmente. Sugira um experimento adicional que lhe ajudaria a identificar 
o mecanismo correto dentre aqueles que se ajustam à lei de velocidade experimental. 
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R: Energia de ativação 
 
 
 
 
Mecanismo da reação catalisada 
A lei de velocidade derivada dos dados experimentais do trabalho “Cinética I” foi: 
Velocidade =2,343 10-11 cm3 moléculas-1 s-1 [Cl][O] 
2. Considere o seguinte mecanismo proposto para a reação catalisada: 
a) O3 (g) + Cl(g) → ClO(g) + O2(g) (Lento) 
ClO(g) + O(g) → Cl(g) + O2(g) (Rápido) 
R: A velocidade da reação está de acordo com a velocidade da etapa determinante da reação 
𝒗 = 𝒌𝟏. [𝑶𝟑]. [𝑪𝒍] 
 
 
 
Lei de Velocidade: 𝒗 = 𝒌𝟏. [𝑶𝟑]. [𝑪𝒍] 
Concorda com a velocidade observada experimentalmente: Sim ( ) Não (X) 
 
 b) O3 (g) + Cl(g) ↔ ClO(g) + O2(g) (Rápido, reversível) 
 ClO(g) + O(g) → Cl(g) + O2(g) (Lento) 
R: A velocidade da reação está de acordo com a velocidade da etapa determinante da reação 
𝑣 = 𝑘2. [𝐶𝑙𝑂]. [𝑂] 
ClO é um intermediário da reação e a velocidade da reação global deve ser expressa em termos dos reagentes e 
produtos. Como o primeiro passo é reversível e considerando a aproximação do estado estacionário para a 
produção do intermediário, temos 
𝑑[𝐶𝑙𝑂]
𝑑𝑡
= 𝑘1. [𝑂3]. [𝐶𝑙] − 𝑘
′
1. [𝐶𝑙𝑂]. [𝑂2] ≈ 0 
−𝑘′1. [𝐶𝑙𝑂]. [𝑂2] = −𝑘1. [𝑂3]. [𝐶𝑙] 
[𝐶𝑙𝑂] =
𝑘1. [𝑂3]. [𝐶𝑙]
𝑘′1. [𝑂2]
 
Substituindo na velocidade da reação da etapa determinante, temos 
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𝑣 =
𝑘2. 𝑘1
𝑘′1
.
[𝑂3]. [𝐶𝑙]
[𝑂2]
. [𝑂] 
Considerando 
𝑘2. 𝑘1
𝑘′1
= 𝑘𝐷 
Temos 
𝒗 = 𝒌𝑩.
[𝑶𝟑]. [𝑪𝒍]
[𝑶𝟐]
. [𝑶] 
 
Lei de Velocidade: 𝒗 = 𝒌𝑩.
[𝑶𝟑].[𝑪𝒍]
[𝑶𝟐]
. [𝑶] 
Concorda com a velocidade observada experimentalmente: Sim ( ) Não (X) 
c) (bônus) O3 (g) + Cl(g) → ClO(g) + O2(g) (Rápido, não-reversível) 
 ClO(g) + O(g) → Cl(g) + O2(g) (Lento) 
 R: A velocidade da reação está de acordo com a velocidade da etapa determinante da reação 
𝑣 = 𝑘2. [𝐶𝑙𝑂]. [𝑂] 
ClO é um intermediário da reação e a velocidade da reação global deve ser expressa em termos dos reagentes e 
produtos. Considerando a aproximação do estado estacionário para a produção do intermediário, temos 
𝑑[𝐶𝑙𝑂]
𝑑𝑡
= 𝑘1. [𝑂3]. [𝐶𝑙] ≈ 0 
−𝑘′1. [𝐶𝑙𝑂]. [𝑂2] = −𝑘1. [𝑂3]. [𝐶𝑙] 
[𝐶𝑙𝑂] =
𝑘1. [𝑂3]. [𝐶𝑙]
𝑘′1. [𝑂2]
 
Substituindo na velocidade da reação da etapa determinante, temos 
𝑣 =
𝑘2. 𝑘1
𝑘′1
.
[𝑂3]. [𝐶𝑙]
[𝑂2]
. [𝑂] 
Considerando 
𝑘2. 𝑘1
𝑘′1
= 𝑘𝐷 
Temos 
𝒗 = 𝒌𝑩.
[𝑶𝟑].[𝑪𝒍]
[𝑶𝟐]
. [𝑶] 
 
Lei de Velocidade: ___________________________________________ 
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Concorda com a velocidade observada experimentalmente: Sim ( ) Não ( ) 
O mecanismo em 2c é de uma forma não discutida diretamente no livro-texto. Para derivar a lei de velocidade 
esperada para os experimentos em da Parte 1, considere as concentrações relativas de O3 e Cl naqueles 
experimentos. Para essas concentrações relativas, qual você acha que resulta da reação rápida no mecanismo 
(c)? 
d) Revisando os dados da reação catalisada por cloro, você deve observar que a quantidade de ozônio 
extrapolada para o tempo zero é menor que a quantidade de ozônio adicionada no início do experimento 
(veja a figura abaixo). Explique esta observação em termos do mecanismo (c) proposto para a reação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3- Quatro experimentos foram realizados para descobrir como a velocidade inical de consumo de íons bromato, 𝑩𝒓𝑶𝟑
−, na 
reação 𝑩𝒓𝑶𝟑
−(𝒂𝒒) + 𝟓𝑩𝒓−(𝒂𝒒) + 𝟔𝑯+(𝒂𝒒) → 𝟑𝑩𝒓𝟐(𝒂𝒒) + 𝟑𝑯𝟐𝑶(𝒍) varia à medida que as concentrações dos 
reagentes são mudadas. Use os dados experimentais da tabela abaixo para determinar a ordem da reação em relação a 
cada reagente e a ordem global. Escreva a lei de velocidade para a reação e determine o valor de 𝒌. 
 
 
 
R: Para se determinar a ordem de reação em cada composto presente, analisa-se dois experimentos onde ocorre variação 
apenas na concentração desse composto. Considerando a a ordem de reação, temos 
 Ordem de reação para o composto BrO3-, utilizando os valores dos experimentos 1 e 2 
𝑎 =
ln (
𝑉1
𝑉2
⁄ )
ln (
[𝐵𝑟𝑂3
−]1
[𝐵𝑟𝑂3
−]2
⁄ )
 
 
t (ms) 
[O3] (moléculas cm
-3) 
Concentração observada 
Concentração inicial 
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𝑎 =
ln (1,2 × 10
−3
2,4 × 10−3
⁄ )
ln (0,10 0,20⁄ )
 
𝑎 =
−0,6931
−0,6931
 
𝒂 = 𝟏, 𝟎 
Tendo encontrado o valor de a podemos dizer que a ordem da reação no composto BrO3- é igual a 1; 
 
 Ordem de reação para o composto Br-, utilizando os valores dos experimentos 1 e 3 
𝑎 =
ln (
𝑉1
𝑉3
⁄ )
ln (
[𝐵𝑟−]1
[𝐵𝑟−]3
⁄ )
 
𝑎 =
ln (1,2 × 10
−3
3,5 × 10−3
⁄ )
ln (0,10 0,30⁄ )
 
𝑎 =
−1,0704
−1.0986
 
𝒂 = 𝟎, 𝟗𝟕𝟒𝟒 
Tendo encontrado o valor de a podemos considerar que a ordem da reação no composto Br- é igual a 1; 
 
 Ordem de reação para o composto H+, utilizando os valores dos experimentos 2 e 4 
𝑎 =
ln (
𝑉2
𝑉4
⁄ )
ln (
[𝐻+]2
[𝐻+]4
⁄ )
 
𝑎 =
ln (2,4 × 10
−3
5,4 × 10−3
⁄ )
ln (0,10 0,15⁄ )
 
𝑎 =
−0,8109
−0,4055
 
𝒂 = 𝟐, 𝟎 
Tendo encontrado o valor de a podemos considerar que a ordem da reação no composto H+ é igual a 2. 
 
Agora que encontramos os valores de ordem para cada composto presente na reação, podemos escrever a lei de velocidade 
 Lei de velocidade 
𝒗 = 𝒌[𝑩𝒓𝑶𝟑
−][𝑩𝒓−][𝑯+]𝟐 
A partir da lei de velocidade podemos determinar o valor da constante k 
 Valor da constante 
𝑘 =
𝑣
[𝐵𝑟𝑂3
−][𝐵𝑟−][𝐻+]2
 
𝑘 =
1,2 × 10−3
0,10 × 0,10 × (0,10)2
 
𝒌 = 𝟏𝟐, 𝟎 𝑳𝟑 𝒎𝒐𝒍−𝟑 𝒔−𝟏 
 
4- Escreva a lei de velocidade para o consumo de íons persulfato na reação 𝑺𝟐𝑶𝟖
𝟐−(𝒂𝒒) + 𝟑𝑰−(𝒂𝒒) → 𝟐𝑺𝑶𝟒
𝟐−(𝒂𝒒) + 𝑰𝟑
−(𝒂𝒒) 
com relação a cada reagente e determine o valor de 𝒌, a partir dos seguintes dados: 
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(𝑅𝑒𝑠𝑝𝑜𝑠𝑡𝑎: 𝑣 = 𝑘[𝑆2𝑂8
2−][𝐼−], 𝑘 = 36 𝐿 𝑚𝑜𝑙−1 𝑠−1) 
 
R: Para se determinar a ordem de reação em cada composto presente, analisa-se dois experimentos onde ocorre variação 
apenas na concentração desse composto. Considerando a a ordem de reação, temos 
 Ordem de reação para o composto S2O8-2, utilizando os valores dos experimentos 1 e 2 
𝑎 =
ln (
𝑉1
𝑉2
⁄ )
ln (
[𝑆2𝑂8
−2]1
[𝑆2𝑂8
−2]2
⁄ )
 
𝑎 =
ln (1,14 1,70⁄ )
ln (0,15 0,22⁄ )
 
𝑎 =
−0,3996
−0,3830
 
𝒂 = 𝟏, 𝟎𝟒 
Tendo encontrado o valor de a podemos dizer que a ordem da reação no composto S2O8-2 é igual a 1; 
 
 Ordem de reação para o composto I-, utilizando os valores dos experimentos 2 e 3 
𝑎 =
ln (
𝑉2
𝑉3
⁄ )
ln (
[𝐵𝑟−]2
[𝐵𝑟−]3
⁄ )
 
𝑎 =
ln (1,70 0,98⁄ )
ln (0,21 0,12⁄ )
 
𝑎 =
−0,5508
−0,5596
 
𝒂 = 𝟎, 𝟗𝟖 
Tendo encontrado o valor de a podemos considerar que a ordem da reação no composto I- é igual a 1; 
 
Agora que encontramos os valores de ordem para cada composto presente na reação, podemos escrever a lei de velocidade 
 Lei de velocidade 
𝒗 = 𝒌[𝑺𝟐𝑶𝟖
−𝟐][𝑰−] 
A partir da lei de velocidade podemos determinar o valor da constante k 
 Valor da constante 
𝑘 =
𝑣
[𝑆2𝑂8
−2][𝐼−]
 
𝑘 =
1,14
0,15 × 0,21
 
𝒌 = 𝟑𝟔, 𝟏𝟗 𝑳 𝒎𝒐𝒍−𝟏 𝒔−𝟏 
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5- Escreva a lei de velocidade e determine o valor de 𝒌 para a reação entre monóxido de carbono e cloro para produzir o 
altamente tóxico cloreto de carbonila, 𝑪𝑶(𝒈) + 𝑪𝒍𝟐(𝒈) → 𝑪𝑶𝑪𝒍𝟐(𝒈), fornecidos os seguintes dados coletados a uma 
certa temperatura: 
 
 
 
R: Para se determinar a ordem de reação em cada composto presente, analisa-se dois experimentos onde ocorre variação 
apenas na concentração desse composto. Considerando a a ordem de reação, temos 
 Ordem de reação para o composto CO, utilizando os valores dos experimentos 1 e 2 
𝑎 =
ln (
𝑉1
𝑉2
⁄ )
ln (
[𝐶𝑂]1
[𝐶𝑂]2
⁄ )
 
𝑎 =
ln (0,121 0,241⁄ )
ln (0,12 0,24⁄ )
 
𝑎 =
−0,6890
−0,6931
 
𝒂 = 𝟎, 𝟗𝟗𝟒𝟏 
Tendo encontrado o valor de a podemos dizer que a ordem da reação no composto CO é igual a 1; 
 
 Ordem de reação para o composto Cl2, utilizando os valores dos experimentos 2 e 3 
𝑎 =
ln (
𝑉2
𝑉3
⁄ )
ln (
[𝐶𝑙2]2
[𝐶𝑙2]3
⁄ )
 
𝑎 =
ln (0,241 0,682⁄ )
ln (0,20 0,40⁄ )
 
𝑎 =
−1,0402
−0,6931
 
𝒂 = 𝟏, 𝟓𝟎𝟎𝟖 ≈ 𝟑 𝟐⁄ 
Tendo encontrado o valor de a podemos considerar que a ordem da reação no composto Cl2 é igual a 3/2; 
 
Agora que encontramos os valores de ordem para cada composto presente na reação, podemos escrever a lei de velocidade 
 Lei de velocidade 
𝒗 = 𝒌[𝑪𝑶][𝑪𝒍𝟐]
𝟑 𝟐⁄ 
A partir da lei de velocidade podemos determinar o valor da constante k 
 Valor da constante 
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𝑘 =
𝑣
[𝐶𝑂][𝐶𝑙2]
3 2⁄
 
 
𝑘 =
0,121
0,12 × (0,20)3 2⁄
 
𝒌 = 𝟏𝟏, 𝟐𝟕 𝑳(𝟑 𝟐⁄ ) 𝒎𝒐𝒍−(𝟑 𝟐⁄ ) 𝒔−𝟏 
 
 
 
6- Calcule a concentração de 𝑵𝟐𝑶𝟓 remanescente 600 s após o início de sua decomposição a 𝟔𝟓 ℃ quando sua concentração 
inicial era 𝟎, 𝟎𝟒𝟎 𝒎𝒐𝒍 𝑳−𝟏. A reação e sua lei de velocidade são 
𝟐𝑵𝟐𝑶𝟓(𝒈) → 𝟒𝑵𝑶𝟐(𝒈) + 𝑶𝟐(𝒈) 
𝒗 = 𝒌[𝑵𝟐𝑶𝟓] 
Com 𝒌 = 𝟓, 𝟐 𝒙 𝟏𝟎−𝟑 𝒔−𝟏. 
R: 
[𝑁2𝑂5] = [𝑁2𝑂5]0 ∙ 𝑒
−𝐾∙ 𝑡 
[𝑁2𝑂5] = 0,040 𝑚𝑜𝑙 𝐿
−1 ∙ 𝑒−(5,2 𝑥 10
−3 𝑠−1∙ 600 𝑠) 
[𝑵𝟐𝑶𝟓] = 𝟏, 𝟕𝟕 × 𝟏𝟎
−𝟑 𝒎𝒐𝒍 𝑳−𝟏 
 
7- Calcule a concentração de 𝑵𝟐𝑶 remanescente após a decomposição de primeira ordem 
𝟐𝑵𝟐𝑶(𝒈) → 𝟐𝑵𝟐(𝒈) + 𝑶𝟐(𝒈) 𝒗 = 𝒌[𝑵𝟐𝑶] 
ter ocorrido a 𝟕𝟖𝟎 ℃ por 100 ms, se a concentração inicial de 𝑵𝟐𝑶 era de 𝟎, 𝟐𝟎 𝒎𝒐𝒍 𝑳
−𝟏 e 𝒌 = 𝟑, 𝟒 𝒔−𝟏. 
(𝑹𝒆𝒔𝒑𝒐𝒔𝒕𝒂: [𝑵𝟐𝑶] = 𝟎, 𝟏𝟒 𝒎𝒐𝒍 𝑳
−𝟏). 
R: 
[𝑁2𝑂] = [𝑁2𝑂]0 ∙ 𝑒
−𝐾∙ 𝑡 
[𝑁2𝑂] = 0,20 𝑚𝑜𝑙 𝐿
−1 ∙ 𝑒− (3,4 𝑠
−1∙ 0,1 𝑠) 
[𝑵𝟐𝑶] = 𝟎, 𝟏𝟒 𝒎𝒐𝒍 𝑳
−𝟏 
 
8- Calcule a concentração de ciclopropano, 𝑪𝟑𝑯𝟔, remanescente após a isomerização de primeira ordem ao seu isômero 
propeno 
𝑪𝟑𝑯𝟔(𝒈) → 𝑪𝑯𝟑 − 𝑪𝑯 = 𝑪𝑯𝟐(𝒈) 𝒗 = 𝒌[𝑪𝟑𝑯𝟔] 
ter ocorrido a 773 K por 200 s, se a concentração inicial de 𝑪𝟑𝑯𝟔 era 𝟎, 𝟏𝟎 𝒎𝒐𝒍 𝑳
−𝟏 e 𝒌 = 𝟔, 𝟕 𝒙 𝟏𝟎−𝟒𝒔−𝟏. 
R: 
[𝐶3𝐻6] = [𝐶3𝐻6]0 ∙ 𝑒
−𝐾∙ 𝑡 
[𝐶3𝐻6] = 0,10 𝑚𝑜𝑙 𝐿
−1 ∙ 𝑒−(6,7 𝑥 10
−4 𝑠−1∙ 200 𝑠) 
[𝑪𝟑𝑯𝟔] = 𝟖, 𝟕𝟒 × 𝟏𝟎
−𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝑳−𝟏 
 
9- Quando o ciclopropano é aquecido a773 K, ele se transforma em propeno (veja exercício 6). A reação foi acompanhada 
determinando-se a concentração de ciclopropano em uma série de intervalos de tempo após o início da reação. Os 
seguintes dados foram observados: 
 
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Confirme se a reação é de primeira ordem em 𝑪𝟑𝑯𝟔 e calcule a constante de velocidade. 
R: 
t, min 
Concentração de 
C3H6, mol.L-1 
ln([C3H6]/[C3H6]0) 1/[C3H6] 
0 1,50E-03 0 666,67 
5 1,24E-03 -0,190353728 806,45 
10 1,00E-03 -0,405465108 1000,00 
15 8,3E-04 -0,591794686 1204,82 
 
 
 
Fazendo uma análise dos valores de R2 nos dois gráficos acima, podemos chegar a conclusão de que o gráfico que mais se 
aproxima da tendência linear (R2 mais próximo de 1) é o gráfico para o teste de primeira ordem, logo podemos afirmar que 
a reação é de primeira ordem no composto C3H6. 
A constante de velocidade, k, corresponde ao valor da inclinação da reta em módulo, logo k = 0,0398 min-1. 
 
10- Alguns dados da decomposição do 𝑵𝟐𝑶𝟓 a 𝟐𝟓 ℃ são 
 
Confirme se a reação é de primeira ordem e ache o valor de 𝒌. 
(𝑹𝒆𝒔𝒑𝒐𝒔𝒕𝒂: 𝒌 = 𝟐, 𝟐 𝒙 𝟏𝟎−𝟑𝒔−𝟏). 
R: 
t, min 
Concentração de 
N2O5, mol.L-1 
ln([N2O5]/[N2O5]0) 1/[N2O5] 
0 1,50E-02 0 66,67 
200 9,60E-03 -0,446287103 104,17 
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Lista TEQ 2021 17/18 
400 6,20E-03 -0,883500909 161,29 
600 4,0E-03 -1,32175584 250,00 
800 2,5E-03 -1,791759469 400,00 
1000 1,6E-03 -2,238046572 625,00 
 
 
 
Fazendo uma análise dos valores de R2 nos dois gráficos acima, podemos chegar a conclusão de que o gráfico que mais se 
aproxima da tendência linear (R2 mais próximo de 1) é o gráfico para o teste de primeira ordem, logo podemos afirmar que 
a reação é de primeira ordem no composto N2O5. 
A constante de velocidade, k, corresponde ao valor da inclinação da reta em módulo, logo k = 0,0022 min-1. 
 
11- O azometano, 𝑪𝑯𝟑𝑵𝟐𝑪𝑯𝟑, se decompõe em etano e nitrogênio pela reação 𝑪𝑯𝟑𝑵𝟐𝑪𝑯𝟑(𝒈) → 𝑪𝟑𝑯𝟔(𝒈) + 𝑵𝟐(𝒈). A 
reação foi acompanhada a 460 K pela medida da pressão parcial de azometano ao longo do tempo. 
 
Confirme se a reação é de primeira ordem e ache o valor de 𝒌. 
R: 
t, s 
Pressão parcial 
de CH3N2CH3, 
Torr 
ln(PC3H3/PC3H30) 1/PC3H6 
0 8,20E-02 0 12,20 
1000 5,72E-02 -0,360165349 17,48 
2000 3,99E-02 -0,720342923 25,06 
3000 2,8E-02 -1,081683227 35,97 
4000 1,9E-02 -1,441446181 51,55 
 
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Lista TEQ 2021 18/18 
 
Fazendo uma análise dos valores de R2 nos dois gráficos acima, podemos chegar a conclusão de que o gráfico que mais se 
aproxima da tendência linear (R2 mais próximo de 1) é o gráfico para o teste de primeira ordem, logo podemos afirmar que 
a reação é de primeira ordem no composto CH3N2CH3. 
A constante de velocidade, k, corresponde ao valor da inclinação da reta em módulo, logo k = 0,0004 s-1.