Lista cinética

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IFRJ – Duque de Caxias – Licenciatura em Química 
Química Geral II 
Prof. André Von-Held Soares 
Lista de Exercícios – Cinética 
Nota: para dados de massa molar, consulte uma tabela periódica. 
1. O pentóxido de nitrogênio, N2O5, se decompõe em óxido nitroso, NO, e oxigênio, O2. 
A lei de velocidade é de primeira ordem em N2O5 e, a 64ºC, a constante de velocidade é 
igual a 4,82 . 10-3. Pede-se: a) Forneça a reação balanceada da reação. b) Escreva a lei 
de velocidade para a reação. c) Sabendo que a unidade de medida da velocidade é 
mol/(L.s), qual é a unidade da constante de reação? d) Qual é a velocidade de reação 
quando [N2O5] = 0,0240 mol/L. e) O que acontece com a velocidade quando a 
concentração de N2O5 é dobrada para 0,0480 mol/L? 
2. Considere a seguinte reação: 
2NO(g) + 2H2(g) → N2(g) + 2H2O(g) 
a)A lei de velocidade para essa reação é de primeira ordem em relação a H2 e de 
segunda ordem em NO. a) Escreva a lei de velocidade. b) Se a constante de velocidade a 
1000 K é 6,0.104 mol-2L2s-1, qual é a velocidade de reação quando [NO] = 0,050 mol/L 
e [H2] = 0,010 mol/L? c) Qual é a velocidade de reação a 1000 K quando a 
concentração de H2 é dobrada (0,020 mol/L) e a concentração de NO é mantida (0,050 
mol/L)? d) Qual é a velocidade de reação a 1000 K quando a concentração de H2 é 
mantida (0,010 mol/L) e a concentração de NO é dobrada (0,100 mol/L)? 
3. Considere a reação 
CH3Br(aq) + OH– (aq) → CH3OH(aq) + Br–(aq) 
A lei de velocidade para essa reação é de primeira ordem em CH3Br e de primeira 
ordem em OH–. Quando [CH3Br] é 5,0.10-3 mol/L e [OH–] é 0,05 mol/L, a velocidade 
de reação é 0,0432 mol/(L.s). a) Escreva a lei de velocidade para a reação. b) Qual é a 
unidade da constante de velocidade para essa reação? c) Qual é o valor da constante de 
velocidade? d) Caso a concentração de [OH–] seja triplicada, em quantas vezes a 
velocidade será maior? 
4. Você determina que a lei de velocidade para uma reação A→B+C tem a forma v = 
k.[A]x. Calcule o valor de x para os seguintes casos: (a) a velocidade triplica quando [A] 
é triplicada; (b) a velocidade aumenta oito vezes quando [A] é dobrada; (c) não se 
observa qualquer modificação na velocidade quando [A] é triplicada. 
5. A meia-vida (t1/2) é definida como o tempo de reação para que a concentração do 
reagente atinja metade de seu valor inicial. Para o cálculo da meia-vida, supõe-se que a 
velocidade inicial se mantém constante até que a concentração atinja a metade da 
concentração inicial. Derive uma expressão geral para a meia-vida de uma reação geral 
A→P, com lei de velocidade de primeira ordem em A, em função da constante de 
velocidade, k, com concentração inicial CA0 (ou [A]0, se preferir). 
6. A decomposição do peróxido de hidrogênio (água oxigenada) ocorre da seguinte 
forma: 
H2O2(aq) → H2O(l) + ½O2(g) 
A lei de velocidade é de primeira ordem em H2O2 com constante igual a 7,0.10-4 s-1 a 
uma determinada temperatura. Calcule a meia-vida de H2O2 em minutos. 
7. A reação 2NO(g) + Cl2(g) → 2 NOCl(g) obedece à lei de velocidade: v = k.[NO]2.[Cl2]. 
O seguinte mecanismo foi proposto: 
NO + Cl2 → NOCl2 (1) 
NOCl2 + NO → 2NOCl (2) 
a) Qual seria a lei de velocidade se a primeira etapa fosse a etapa determinante da 
velocidade? 
b) Com base na lei de velocidade observada, o que você pode concluir sobre as 
velocidades relativas das duas etapas? 
 
8. Você estudou a reação de oxidação de HBr com O2 em fase gasosa: 
4 HBr(g) + O2(g) → 2 H2O(g) + 2 Br2(g) 
Após experimentos, você descobre que a reação é de primeira ordem em relação a HBr 
e de primeira ordem em relação a O2. Assim, você propõe o seguinte mecanismo, de 
etapas elementares: 
HBr + O2 → HOOBr (i) 
HBr + HOOBr → 2 HOBr (ii) 
HOBr + HBr → H2O + Br2 (iii) 
a) Prove que o mecanismo é compatível com a equação global. 
b) Com base na lei de velocidade, qual etapa é determinante da velocidade da 
reação? 
c) Quais são os intermediários no mecanismo? 
d) Se você não for capaz de detectar HOBr ou HOOBr entre os produtos, isso 
contradiz seu mecanismo? 
 
Gabarito: 
1. a) 2N2O5 → 4NO + O2; b) v=k.[N2O5]; c) s-1; d) v =1,16.10-4 mol/(L.s); e) 
2,31.10-4 mol/(L.s) 
2. a) v = k.[NO]2[H2]; b) 1,5 mol.L-1.s-1; c) 3,0 mol.L-1.s-1; d) 6,0 mol.L-1.s-1. 
3. a) v = k.[CH3Br][OH–]; b) L.mol-1.s-1; c) 173; d) 3 vezes, v=0,13 mol/(L.s) 
4. (a) x = 1; (b) x = 3; (c) x = 0. 
5. 
k
t
2
1
2/1 = 
6. t½ = 23,8 min. 
7. a) Da forma como a lei de velocidade foi escrita, está claro (ou deveria estar) 
que a concentração de NO é mais importante do que a de Cl2 no mecanismo. 
NOCl é um intermediário que reage com NO. Como NO participa de duas 
etapas, o fato de a lei de velocidade ser de segunda ordem para este composto 
confirma que ambas as etapas são elementares. Pensando na forma de 
mecanismos, a etapa (1) teria lei de velocidade v1=k1.[NO][Cl2], ao passo que a 
etapa (2) seria descrita por v2=k2.[NOCl2][NO]. Mas NOCl2 é um intermediário 
que deve ser suposto como altamente reativo, com concentrações sempre baixas. 
Daí, é preciso expressar [NOCl2] como função de [NO] e [Cl2], de modo que 
[NOCl2]= 
1
1
−
k
k [NO][Cl2], onde k1 é o sentido direto da etapa 1 e k-1 é o sentido 
inverso. Assim, v2 = v = k2[NOCl2][NO] = k2
1
1
−
k
k [NO][Cl2][NO], ou, finalmente, 
v = k.[NO]2[Cl2], onde k = k2
1
1
−
k
k
. Assim, a etapa limitante não pode ser a 
primeira, pois a expressão obtida para v2 coincide perfeitamente com a expressão 
da lei de velocidade da reação, de modo que v2 = v. Logo, se v2 = v, nada mais 
justo do que afirmar que a etapa 2 é a determinante da reação, pois é ela que, de 
fato, determina a velocidade. 
8. a) Basta multiplicar (iii) por 2 e somar as etapas; b) como a lei de velocidade é 
de primeira ordem tanto para HBr quanto para O2 (ou seja, a ordem é a mesma) 
e como no mecanismo há três etapas que dependem de HBr, ao passo que há 
apenas uma que depende de O2, é razoável afirmar que o consumo de O2 tem um 
impacto maior na velocidade da reação, devendo (i) ser, portanto, a etapa 
determinante; c) HOOBr e HOBr; d) caso os intermediários não sejam 
encontrados ao final da reação, não há contradição, pois pode ser o caso de 
HOOBr e HOBr serem muito reativos e, assim, uma vez formados, reagem logo. 
Isso, de certa forma, confirmaria a hipótese de que a etapa (i) é a limitante da 
reação, pois HOOBr seria difícil de ser formado, mas, uma vez formado, reage 
prontamente com HBr formando HOBr, que, por seu turno, também reage 
prontamente com HBr para formar H2O e Br2.