EXERCÍCIOS - CINÉTICA QUÍMICA

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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.
Consiste em se manter em excesso a concentração de todos os reagentes, exceto a de um, para o qual se deseja determinar a ordem parcial.
Assume-se que as concentrações em excesso são constantes durante a reação.
O procedimento é repetido isolando-se separadamente cada reagente, até que todas as ordens parciais sejam obtidas.
Então como se mantém o reagente em excesso constante, a lei é chamada de lei de velocidade de pseudoprimeira ordem.
Método 2: Velocidades iniciais
Geralmente é acoplado ao método do isolamento, a velocidade é medida no início da reação para diferentes concentrações iniciais do reagente.
Utiliza-se o logaritmo da equação da lei de velocidade com o objetivo de obter a equação de uma reta.
Coeficiente angular: ordem parcial "m" em relação ao reagente A.
Coeficiente linear: constante k' da reação com A isolado.
2. (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”.
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. 
4. Relacione e exemplifique os fatores que influenciam a velocidade de uma reação.
5. Faça a distinção entre a inibição enzimática competitiva, não-competitiva e mista.
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 constante de 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?