EXERCÍCIOS - CINÉTICA QUÍMICA COM RESPOSTAS

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LISTA DE EXERCÍCIOS 4 - CINÉTICA QUÍMICA
Descreva as principais características dos seguintes métodos experimentais para a determinação da lei de velocidade de uma reação: método do isolamento, método das velocidades iniciais e método do ajuste das expressões da lei da velocidade integrada aos dados experimentais.
Método 1: Método do Isolamento.
Se uma reação envolve mais de um reagente, pode-se manter em excesso a concentração de todos os reagentes, exceto a de um e medir a velocidade em função de sua concentração. Assume-se que as concentrações em excesso são constantes durante a reação. Qualquer mudança na velocidade deve ser atribuída àquele reagente. Depois de determinar a ordem em relação a esse reagente, repete-se o procedimento para o segundo reagente, e assim por diante. Dessa forma, obtêm-se a ordem total da reação.
Método 2: Velocidades iniciais
Geralmente é acoplado ao método do isolamento, a velocidade é medida no início da reação para diferentes concentrações iniciais dos reagentes. Para uma série de concentrações iniciais, um gráfico do logaritmo das velocidades iniciais contra os logaritmos das concentrações iniciais de A deve representar o gráfico de uma reta, com o coeficiente angular a, que no caso é a ordem da reação em relação a A.
Método 3: Ajuste das expressões da lei da velocidade integrada aos dados experimentais
Utiliza-se a lei de velocidade integrada se quer prever a composição de uma mistura de reação à medida que ela se aproxima do equilíbrio. Também é utilizada quando se quer obter as concentrações em função do tempo.
(a) Faça a distinção entre ordem de reação e molecularidade. (b) Discuta a validade da seguinte sentença: “a etapa determinante da velocidade da reação é a etapa mais lenta em um mecanismo de reação”.
a) A ordem da reação em relação a um reagente indica a dependência existente entre a concentração desse reagente e a velocidade da reação global, reflete a variação total quando se vai de reagentes a produtos. E molecularidade é o número mínimo de partículas que precisam colidir para que ocorra uma reação elementar ou uma etapa de uma reação não elementar.
b) Nem sempre a etapa determinante será só a etapa lenta. A etapa determinante além de ser a etapa mais lenta também tem que ser uma etapa fundamental para a formação dos produtos.
3. (a) Faça a distinção entre uma aproximação de pré-equilíbrio e uma aproximação de estado estacionário. (b) Defina os termos na expressão: ln(k) = ln(A) – Ea/RT. 
a) Em uma aproximação de pré-equilíbrio o intermediário fica em equilíbrio com os reagentes. Isso ocorre quando as velocidades de formação do intermediário e a velocidade de sua decomposição de volta aos reagentes são muito mais rápidas do que sua velocidade de formação de produtos. Em uma aproximação de estado estacionário supõe-se que as concentrações de todos os intermediários da reação permanençam constantes e pequenas durante toda a reação.
b) k é a constante de velocidade da reação e não depende das concentrações, mas sim da temperatura, A é o fator pré-exponencial que representa a frequência de colisões entre as moléculas dos reagentes , Ea é a energia de ativação que é a quantidade de energia mínima necessária para começar a reação química, R é a constante universal dos gases e T é a temperatura.
4. Relacione e exemplifique os fatores que influenciam a velocidade de uma reação.
Natureza dos reagentes – Geralmente, reações de substâncias inorgânicas são mais rápidas que reações de substâncias orgânicas, pois as substâncias orgânicas envolvem moléculas maiores e que tem mais ligações para serem rompidas.
Superfície de contato – A reação ocorre mais rapidamente se a área superficial do sólido aumenta.
Concentração dos reagentes – Com o aumento da concentração dos reagentes, a frequência com que as moléculas de reagente colidem aumenta, levando ao aumento da velocidade.
Temperatura – O aumento da temperatura eleva a energia cinética das moléculas. À medida que as moléculas se movem com maior velocidade, elas colidem com mais frequência e energia levando a velocidades de reações mais altas.
Catalisadores – Aumentam a velocidade da reação porque diminuem a energia de ativação para os reagentes se transformarem no complexo ativado.
5. Faça a distinção entre a inibição enzimática competitiva, não-competitiva e mista.
Inibição competitiva – Acontece quando moléculas estruturalmente semelhantes ao substrato compete com o substrato normal pelo sítio ativo da enzima.
Inibição não competitiva – Ocorre quando o inibidor liga-se diretamente ao complexo enzima-substrato, mas não à enzima livre. Tal inibidor não precisa se assemelhar ao substrato, mas provoca uma distorção do sítio ativo da enzima, fazendo com que a mesma seja catalicamente inativa.
Inibição mista – Tanto a enzima como o complexo enzima-substrato ligam-se ao inibidor. O inibidor misto liga-se a sítios da enzima envolvidos tanto na ligação do substrato como na catálise enzimática.
6. Num determinado meio onde ocorre a reação:
N2O5(g) ( N2O4(g) + ½ O2(g)
Observou-se a seguinte variação na concentração de N2O5 em função do tempo
	[N2O5]/mol(L-1
	0,233
	0,200
	0,180
	0,165
	0,155
	Tempo/s
	0
	180
	300
	540
	840
Calcule a velocidade média da reação no intervalo de tempo entre 3 min e 5 min.
7. A velocidade de formação de C na reação 2A + B ( 3C + D é 2,2 molL-1s-1. Dê a velocidades de formação e de consumo de A, B e D.
8. A velocidade da reação A + 3 B ( C + 2 D é 1,0 molL-1s-1. Dê as velocidades de formação e de consumo dos participantes do sistema reacional.
9. (a) A lei de velocidade da reação do exercício 7 tem a forma: v = k[A][B]2. Qual a unidade de k? (b) Dê a lei de velocidade em termos das velocidades de formação ou de consumo de A e C.
10. A combustão do butano corresponde à equação:
C4H10(g) + 6,5 O2(g) ( 4 CO2(g) + 5 H2O(l)
Se a velocidade da reação for 0,05 mol de butano por minuto, determine a massa de CO2 produzida em meia hora.
11. A amônia gasosa é preparada pela reação:
N2(g) + 3 H2(g) ( 2 NH3(g)
Use as informações sobre a formação de NH3 dadas na tabela a seguir para responder às questões.
	[N2] (M)
	[H2] (M)
	Velocidade (mol/L( min)
	0,03
	0,01
	4,21 x 10-5
	0,06
	0,01
	1,68 x 10-4
	0,03
	0,02
	3,37 x 10-4
a) Determine n e m na equação de velocidade: v = k [N2]n [H2]m
b) Qual é a ordem da reação em relação a [H2]?
c) Qual é a ordem da reação global?
12. O íon iodeto é oxidado em solução ácida por peróxido de hidrogênio:
H2O2(aq) + 2 H+(aq) 2 I-(aq) ( I2(aq) + 2 H2O(l)
Um mecanismo proposto é:
Etapa 1: Lenta H2O2(aq) + I-(aq) ( H2O(l) + OI-(aq)
Etapa 2: Rápida H+(aq) + OI-(aq) ( HOI(aq)
Etapa 3: Rápida HOI(aq) + H+(aq) + I-(aq) ( I2(aq) + H2O(l)
a) Qual dessas etapas é determinante da velocidade?
b) Mostre que as três etapas elementares somam-se para dar a equação global.
c) Qual é a molecularidade da reação?
13. A decomposição do SO2Cl2 é uma reação de primeira ordem:
SO2Cl2(g) ( SO2(g) + Cl2(g)
A constante de velocidade para a reação é 2,8 x 10-3 min-1 a 600 K. Se a concentração inicial de SO2Cl2 é 1,24 x 10-3 mol/L, quanto tempo levará para que a concentração diminua a 0,31 x 10-3 mol/L?
14. O cianeto de amônio, NH4NCO, sofre rearranjo em água para formar a uréia, (NH2)2CO:
NH4NCO(aq) ( (NH4)2CO(aq)
A equação de velocidade para esse processo é:
Velocidade = k [NH4NCO]2
Onde k = 0,0113 L/mol(min. Se a concentração original de NH4NCO em solução é 0,229 mol/L, quanto tempo levará para a concentração diminuir para 0,180 mol/L?
15. A equação de velocidade para a decomposição do N2O5 (formando NO2 e O2) é -([N2O5]/(t = k[N2O5]. Para a reação, o valor de k em uma determinada temperatura é 5,0 x 10-4 s-1.
Calcule a meia-vida do N2O5.
Quanto tempo leva para que a concentração de N2O5 diminua a um décimo de seu valor original?
16. A constantede velocidade da decomposição de primeira ordem do N2O5 na reação
2 N2O5(g) ( 4 NO2(g) + O2(g)
É k = 3,38 x 10-5 s-1, a 25 (C. qual a meia-vida do N2O5? Qual a pressão (a) 50s e (b) 20 min depois do início da reação, sendo de 500 Torr a pressão inicial?
17. A constante de velocidade da decomposição de certa substância é de 2,80 x 10-3 dm3 mol-1 s-1 a 30 (C e 1,38 x 10-2 dm3 mol-1 s-1 a 50 (C. Estime os parâmetros de Arrehenius da reação.
18. Observa-se que a velocidade de uma reação química triplica quando a temperatura aumenta de 24 (C para 49 (C. Determine a energia de ativação.
19. Quando aquecido a uma alta temperatura, o ciclobutano, C4H8, decompõe-se em etileno:
C4H8(g) ( 2 C2H4(g)
A energia de ativação, Ea, para essa reação é 260 KJ/mol. A 800 K, a constante de velocidade k = 0,0315 s-1. Determine o valor de k a 850 K.
20. A teoria da colisao envolve o conhecimento da fração de colisão moleculares que ocorrem com a energia cinética no mínimo igual a Ea ao longo da reta de colisão. Qual é esta fracao quando (a) Ea = 10 kJ・mol-1 e (b) Ea = 100 kJ・mol-1 a (i) 300 K e a (ii) 1000 K?