4 Lista de Exercícios_Cinética_Completa

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4ª Lista de Exercícios de Química Geral II – Cinética e Teoria das Colisões 
Instituto de Química – UFRJ 
Departamento de Química Geral e Inorgânica 
Química Geral II - IQG120 
Professora Fernanda Arruda 
 
1) Quais os 4 fatores que controlam a velocidade das reações químicas? 
 
2) Defina e explique o significado dos termos: 
a) velocidade da reação 
b) lei de velocidade 
c) constante de velocidade 
d) ordem de reação global e de uma substância 
e) energia de ativação 
f) estado de transição 
g) complexo ativado 
h) catalisador 
 
3) Como a teoria das colisões explica que a velocidade de uma reação aumenta 
quando se aumenta a concentração de um reagente? 
 
4) Para a reação, 2NO + Br2 → 2NOBr, pode-se sugerir o mecanismo: 
NO + Br2 → 2NOBr2 
NOBr2 + NO → 2NOBr 
a) Qual a lei de velocidade se a primeira reação for a etapa lenta? 
b) Qual a lei de velocidade se a segunda etapa for a etapa lenta? 
c) Por que não se aceita um mecanismo de uma única etapa 2NO + Br2 → 2NOBr? 
 
5) Para a reação NO2(g) + CO(g) → CO2(g) + NO(g) propõe-se o mecanismo: 
NO2(g) + NO2(g) → NO3(g) + NO(g) (lenta) 
NO3(g) + CO(g) → NO2(g) + CO2(g) (rápida) 
Explique porque a reação é de ordem zero em relação ao CO. 
 
 
 
 
 
4ª Lista de Exercícios de Química Geral II – Cinética e Teoria das Colisões 
6) Para a reação NO2(g) + O3(g) → NO3(g) + O2(g) temos: 
[NO2]0/M [O3]0/M ν0/M s-1 
5,0x10-5 1,0x10-5 0,022 
5,0x10-5 2,0x10-5 0,044 
2,5x10-5 2,0x10-5 0,022 
 
Qual a lei de velocidade? Calcule a constante de velocidade. R: V = [NO2]0.[O3]1 
 
7) Para a reação 2 NO (g) + Cl2 (g) → 2 NOCl(g), tem-se: 
Experimento [NO]0/M [Cl2]0/M ν0/M s-1 
1 0,250 0,250 1,43 
2 0,500 0,250 5,72 
3 0,250 0,500 2,86 
4 0,500 0,500 11,4 
 
Qual a lei de velocidade quando se compara: 
a) Experimentos 1 e 2; R: V= [NO]2.[Cl2]0 
b) Experimentos 1 e 3; R: V = [NO]0.[Cl2]1 
c) Experimentos 1 e 4. V = [NO]2.[Cl2]1 
 
8) A velocidade da reação entre CO e NO2: CO (g) + NO2 (g) → CO2 (g) + NO (g), foi 
estudada a 540 K, começando com várias concentrações de CO e NO2 e, assim, 
foram coletados dados, descritos na Tabela a seguir. Determine a equação de 
velocidade. 
Experimento [NO]0/M [Cl2]0/M ν0/M s-1 
1 5,1 0,35 3,4 
2 5,1 0,70 6,8 
3 5,1 0,175 1,7 
4 10,2 0,35 6,8 
5 15,3 0,35 10,2 
R: V = [CO].[NO2] 
 
9) Explique porque o aumento da temperatura aumenta a velocidade de uma reação. 
 
 
 
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10) Qual o efeito de um catalisador sobre: 
a) o calor da reação 
b) o estado de transição 
 
11) Para a reação CHI3(g) + HI(g) → CH4(g) + I2(g) a constante de velocidade a 200 ºC é 
1,32x10-2M-1s-1 e a 275 ºC é 1,64 M-1s-1. Qual a energia de ativação? 
 
12) Faça o gráfico para as distribuição de Maxwell [(1/N)(dn/dE) X E] em duas 
temperaturas diferentes. Com base neste gráfico, explique porque uma reação 
aumenta a sua velocidade com o aumento da temperatura. 
 
13) Como pode-se saber que nem todas as colisões entre as moléculas de reagentes 
conduzem a um processo químico? O que determina se uma colisão particular é 
efetiva? 
 
14) Por que é necessário determinar experimentalmente a lei de velocidade para uma 
reação? Por que não se pode usar os coeficientes da equação global balanceada para 
deduzir a lei de velocidades? 
 
15) As duas etapas elementares seguintes constituem o mecanismo proposto para a 
reação de conversão do ozônio, O3, no O2: 
O3(g) O2(g) + O(g) 
O3(g) + O(g) 2 O2(g) 
 
De a molecularidade de cada etapa do mecanismo. Escreva a equação da reação 
global. Identifique os intermediários (se houver).