Lista de Exercícios (Resolvidos) Cinética Química)

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Lista de Exercícios
Livro: Princípios de Química – Questionando a vida moderna e o meio ambiente.
Autor: Peter Atkins
Capítulo 13: Cinética Química
Resolução:
a) 2 O3 (g) → 3 O2 (g)
v O2 = 1,5x10-3 mol/L.s
v O3 = ?
Pela estequiometria da reação temos:
- a formação de 3 mols de oxigênio (O2) para cada 2 mols de ozônio (O3) decompostos;
 Assim, a velocidade por mol da decomposição do ozônio produzido é 2/3
por mol de formação de oxigênio, e portanto, sua velocidade será 2/3*1,5x10-3 mol/L.s = 1,0x10-3 mol/L.s
b) V reação = v produtos –v reagentes
V reação = 1,5x10-3 mol/L.s - 1,0x10-3 mol/L.s
V reação = 0,5x10-3 mol/L.s
Resolução:
NO2 NO2 → 1/2N2 + O2
m=100mg= 0,1g / V=200 mL=0,2L / T=300°C = 573K M.M.(NO2) = 14+2.16 =46 g/mol
Reação de Segunda Ordem: n=2 / k = 0,54L/mol.s
a) v = k[NO2]2
[NO2] = nº mols/Volume .: [NO2] = m/M.M.xV = 0,1/(46x0,2) .: [NO2] = 0,01mol/L
v = k[NO2]2 .: v = 0,54x(0,01)2 .: v = 0,54x10-4 mol/L.s
b) A velocidade aumentará. Mudará por um fator de 4, já que a concentração de [NO2] irá ser duplicada pelo dobro da massa.
Resolução:
A → 2B
Reação de Primeira Ordem: n=1
[A] = 0,02 mol/L
[B] = 0,02 mol/L em t=75 s
t=? s [B] =0,03mol/L
v = - k[A] / v= k[B]
t= 0 .: [A] = 0,02 mol/L [B] = 0
t= 75 s .: [A] = 0,02-x [B] = 0,02 mol/L
t= ? s .: [A] = 0,02-2x [B] = 0,03 mol/L
A reação é de primeira ordem (n=1), assim, o aumento da concentração de B é proporcional à redução na concentração de A, como mostrado na Tabela acima. E apenas em relação ao tempo decorrido da reação na formação de B, teremos:
0,02 mol/L → 75 s
0,03 mol/L → t
t = 112,5 s = 1,87 min
Resolução:
C2H5I (g) → C2H4 (g) + HI (g)
a) Ea = ?
Equação de Arrehnius: k = A.e (-Ea/RT)
 
Pela Tabela acima, os quatro pontos listados gerarão 4 equações simples para determinarmos a energia de ativação (Ea).
Utilizando os dois primeiros valores, temos:
1) T = 660 k e k = 7,2x10 -4 / k = A.e (-Ea/RT) .: 7,2x10 -4 = A. e(-Ea/R.660) (Eq. I)
2) T = 680 k e k = 2,2x10 -3 / k = A.e (-Ea/RT) ) .: 2,2x10 -3 = A. e(-Ea/R.680) (Eq. II)
Dividindo as equações I e II, obtemos:
0,33 = e(-Ea/R.660 + Ea/R.680) 
Aplicando o logaritmo neperiano (ln) em ambos os membros determinamos a Ea, vejamos:
-Ea/660R + Ea/680R = ln 0,33 .: -1,11 = - 0,003.Ea/R .: Ea = 3076,18 J/mol.K
b) k = A.e (-Ea/RT)
k = A. e (-3076, 18/8,314x400) .: k = A.e (-0,925) .: k = 0,396.A 
Etapa 1: Cl2 →2Cl (rápida)
Etapa 2: 2Cl → Cl2 (rápida)
Etapa 3: CHCl3 + Cl → CCl3 + HCl (lenta)
Etapa 4: CCl3 + Cl → CCl4 (rápida)
Reação Global: CHCl3 + 2Cl → CCl4 + HCl
V = k [CHCl3][Cl]
A lei de velocidade é determinada pela etapa de reação mais lenta, pois essa é a limitante da reação sendo necessária ser concluída para obtenção dos produtos desejados na reação global.
a) As constantes de velocidade (k1 e k2) de cada reação são distintas pois essas representam a cada reagente e/ou produto na reação inversa de determinada reação.
A → B v1 = k1[A] 
B → A v2 =k2[B]
 b ) As constantes de velocidade k1 e k2 são distintas, mas em grandeza são próximas, pois ao caracterizar o equilíbrio, as concentrações de reagentes [A] e/ou produtos[B] são iguais, portanto bastante semelhantes serão os valores de suas constantes.
Energia de Ativação:
(1) Sem catalisador: Ea = 88 kJ/mol 
(2) Com catalisador: Ea = 62 kJ/mol
 r v1/v2 =? (T= 300 K)
 k = A.e(-Ea/RT)
 v = k[A] .: k =v/[A]
 v = A[A].e(-Ea/RT)
(1) v = A[A].e(-Ea1/RT) .: v1= A[A].e(-88/8,314.300)
(2) v = A[A].e(-Ea2/RT) .: v2= A[A].e(-62/8,314.300)
 r v1/v2 = A[A].e(-88/8,314.300)/ A[A].e(-62/8,314.300) .: r v1/v2 = e-0,03/e-0,02 .: 
r v1/v2 = 0,99
Reação Global: 2NO + 2H2 → N2 + 2H2O
 v = k[NO]2[H2] 
a) Etapa 1: 2NO →N2O2
Etapa 2: N2O2 + H2 → N2O + H2O
Etapa 3: N2O + H2 →N2 +H2O
Total: 2NO +2H2 → N2 + 2H2O
A etapa 2 deve ser a etapa determinante da velocidade por ser a mais lenta, devido a reação do N2O2 intermediário da etapa 1 na formação do N2O intermediário da etapa 3, para assim, geração dos produtos N2 e H2O.
Exotérmica: ∆H < 0 (EP < ER)
H2 + Cl2 →2HCl
Etapa 1: Cl2 → 2Cl
Etapa 2: H2 → 2H.
Etapa 3: 2H.+ Cl2 → 2H. +2Cl.
Etapa 4, 5 e 6: 2H.+ 2Cl. →2HCl
k1
CH3OH + H+ ↔CH3OH2+ 	v1 = k1 [CH3OH][H+] v1’ = k1’[CH3OH2+]
CH3OH2+ + Br- → CH3Br + H2O v2 = k2[CH3OH2+][Br-]
Global: CH3OH + H++ Br-→ CH3Br + H2O v = k[CH3OH][H+][Br-] 
a) Velocidade efetiva da decomposição do CH3OH:
k1 [CH3OH][H+] - k1’[CH3OH2+]= 0 .: [CH3OH] = k1’/k1*[CH3OH2+]/[H+] = 0 
Velocidade efetiva de decomposição do CH3OH2+
- k1’[CH3OH2+] + k2[CH3OH2+][Br-] = 0 .: [CH3OH2+]*(-k1’+ k2[Br-])=0 .: [CH3OH2+] = 0
Substituindo na equação do CH3OH, temos:
[CH3OH] = k1’/k1*[CH3OH2+]/[H+] = 0 .: [CH3OH] = k1’/k1*(1/[H+])
Agora, na reação global, obtemos:
v = k[CH3OH][H+][Br-].: v =k. k1’/k1*(1/[H+])*[H+][Br-].: v = k’[Br-], onde k’=k.k1’/k
b) Os métodos do estado estacionário e do pré-equilíbrio são semelhantes quando a reações são lentas.
c) Na própria concentração de bromo.
k1’
K2
k