CURSO DO M˘RIOQU¸MICA B e D estão presentes no início da reação Coloque (V) diante das afirmações corretas e (F) das incorretas. Assinale a(s) afirmação(ões) correta(s). e. C e D. de acordo com a equação: 2H2O2(aq) ® 2H2O(l) + O2(g) Os gráficos a seguir foram construídos a partir de dados obtidos num determinado experimento em que a concentração inicial de H2O2 era de 0. b.8 mol/L. em mols por minuto será de: a. (UFPR) No gráfico a seguir estão apresentadas as concentrações ao longo do tempo de quatro substâncias A. nessa experiência. produzindo água e gás oxigênio. B. é correto afirmar que: ( ( ( ( ( ( ) As substâncias A e B são reagentes da reação ) A velocidade de produção de C é menor que a velocidade de produção de A ) Transcorridos 50 s do início da reação. d. c. A velocidade de formação do gás amônia.Numa determinada experiência. 05. a concentração de C é maior que a concentração de B ) Nenhum produto se encontra presente no início da reação ) A mistura das substâncias A e D resulta na produção de B ) As substâncias A. 10 20 40 50 60 04. (UFSC) A água oxigenada (H2O2) se decompõe. a velocidade média de consumo de gás hidrogênio foi de 120 gramas por minuto. 2 . que participam de uma reação hipotética. A partir dessas informações. 10-2 mol/L. 07. mas é maior que no intervalo I. 2. os valores corretos de x e y devem ser: N2 Início (t = 0) Após 2 min Formou Reagiu Restou a. O oxigênio tem velocidade média de formação (Vm O2) que vale 2.min 16.2 mol/L x = 0.1 mol/L. 06. Observando a tabela abaixo. 2 2 2 1 Dê como resposta a soma dos números associados às afirmações corretas. y = 0. y = 0.75 mol/L . A concentração inicial do alvejante é mil vezes maior que a do corante. No intervalo II.min-1. 1. e. (UFG-GO) O hipoclorito de sódio (NaOCl) é utilizado como alvejante. A velocidade da reação diminui com a diminuição da concentração de água oxigenada. Em 4 minutos. O gráfico a seguir representa a variação na concentração do corante em função do tempo de reação com o alvejante. 3. 64. No intervalo de 0 a 30 minutos. min.1 mol/L 3 . y = 0.2 mol/L. 32. a concentração do corante é a metade da inicial Após 24 horas a solução permanece azul.25 mol. A ação desse alvejante sobre uma solução azul produz descoramento devido à reação com o corante.min no intervalo 0-30 minutos. 2.0.10-2 mol/L. 4.05 mol/L.0. e a quantidade de oxigênio formado será de 0. a velocidade média da reação é menor que no intervalo III. é 0.4 mol/L.5 mol/L da concentração inicial de H2O2. o tempo da reação será de 20 minutos. c. b.35 mol/L x = 0.4 mol/L x = 0. julgue as proposições a seguir. entre 0 e 3 minutos. A velocidade da reação aumenta com o tempo A velocidade média da reação. Quando tiverem sido consumidos 0. a velocidade média da decomposição da água oxigenada (Vm H2O2) é 3. y = 0 mol/L x = 0. x y + 3H2 ® 0 0. A velocidade da reação atinge seu valor máximo ao final da reação. 8. A velocidade média da reação após 10 minutos é V O V H O V H O V H O Vm = m 2 2 = m 2 = m 2 2 = m 2 = 1.1.L-1. Analisando esse gráfico.1 mol/L 2NH3 0.10-2 mol. d.3 mol/L x = 0. y = 0.5. 4.3 mol/L. III. I. e. As velocidades de consumo de A e B são iguais. a velocidade aumenta quatro vezes. d. III. d. uma diminuição de temperatura provoca uma diminuição na velocidade da reação. II e III Fatores que afetam a velocidade 09. de acordo com a seguinte lei de velocidade velocidade = k [A] × [B]2 Com relação a esta reação são feitas as seguintes afirmações: I. Apenas II e III são corretas. Dado um processo genérico A+2B ® 3C + 2D.08. se o volume inicial for reduzido à metade. c. há formação de 3 mol de C. II. I II III I e III I. Podemos afirmar que: a. (VUNESP) Duas substâncias gasosas A e B reagem em um recipiente fechado. para cada mol de A que reage. b. Mantidos constantes o volume. e diminuindo pela metade a concentração de B. c. A velocidade de formação da substância C é o triplo da velocidade de consumo da substância A porque. e. Apenas I e II são corretas. a velocidade aumentará oito vezes. b. 4 . A velocidade média da reação pode ser dada por: Vmédia = VA V V V = B = C = D 1 2 3 2 Está(ão) correto(s) o(s) comentário(s): a. um estudante comentou: I. Apenas I e III são corretas. Apenas II é correta. II e III são corretas. a temperatura e a concentração de A. Mantida constante a temperatura. pois as duas substâncias reagem na mesma proporção. Mantido constante o volume. II. como: 2 CO + 2 NO ¾cat ® 2 CO2 + N2 ¾ 2 CO + O2 ¾cat ® 2 CO2 ¾ 2 NO2 ¾cat ® N2 + 2 O2 ¾ Das seguintes afirmações acerca dessas reações: I. (PUCCAMP-SP) Para diminuir a poluição atmosférica muitos carros utilizam conversores catalíticos. Ocorrem reações complexas. O gráfico a seguir ilustra o resultado obtido: a. São todas de catálise heterogênea. A velocidade dessa reação pode ser determinada medindo-se o volume total do gás formado (V) em função do tempo de reação (t). I está correta. substituindo-se o ácido diluído por igual volume de ácido concentrado. utilizou-se magnésio e excesso de uma solução diluída de HCl aquoso. II e IV estão corretas. d. que são dispositivos. Justifique sua resposta. com transformações de substâncias tóxicas em não-tóxicas. III está correta. II. Pode-se afirmar que somente: a. e.10. 11.0 minutos. Os catalisadores são consumidos nas reações. Justifique sua resposta. indique o que ocorreria com o volume de hidrogênio produzido no tempo t = 2.0 minutos na hipótese considerada no item anterior. 5 . b. Indique o que ocorreria com o volume de hidrogênio produzido no tempo t = 1. Todo magnésio foi consumido. III. Se a temperatura do sistema fosse aumentada. (UFMG) O magnésio reage com solução aquosa de ácido clorídrico produzindo gás hidrogênio. I e III estão corretas. Justifique sua resposta. II está correta. b. como “colméias”. c. c. Baixas temperaturas provavelmente aumentam a eficácia dos conversores catalíticos. Os catalisadores aumentam a superfície de contato entre os reagentes. contendo catalisadores apropriados e por onde fluem gases produzidos na combustão. Indique o que ocorreria com o volume de hidrogênio produzido no tempo t = 5.0 minuto. IV. Em um experimento. 12. respectivamente. o mecanismo de dada reação foi descrito por meio das seguintes etapas: 1. d. As reações possuem velocidades iguais. d. Qual das curvas refere-se ao experimento realizado com catalisador? Justifique sua resposta. A área sombreada sob a curva representa o número de moléculas com energia insuficiente para reagir. b. Portanto. b. (UnB-DF) No gráfico a seguir. 13. A reação 2 é a que se processa com maior velocidade porque possui o maior número de moléculas com energia suficiente. E1. na temperatura T2. 14. c. e.a etapa: CH3I + HI ® I2 + CH4 A substância catalisadora da reação é: a. a reação 1 é mais lenta do que a 2 ou a 3.a etapa: CH3CHO + I2 ® CH3I + HI + CO 2. com exceção da presença de catalisador em um deles. 2 e 3. c. (Santa Casa) Na presença de catalisador. E2 e E3 representam as energias de ativação das reações 1. podemos afirmar que: a. I2 CH3I HI CO CH4 6 . o número de moléculas com energia suficiente para reagir é maior na reação 1 do que na 3. Na temperatura T1. (UNICAMP-SP) A velocidade de uma reação química foi estudada medindo-se a concentração do produto X em função do tempo. e. As curvas A e B no gráfico são o resultado de dois experimentos iguais. Considere o seguinte diagrama: Sobre o diagrama apresentado é correto afirmar que: a. A energia própria dos reagentes vale 60 kcal/mol 8. (FUVEST-SP) Considere a reação: A B cuja constante de equilíbrio é K.0 kJ/mol. assinale as corretas: 1. A reação I possui menor energia de ativação. d. Trata-se de uma reação exotérmica 2.Teoria das Colisões e Gráficos 15. Na reação II. A energia de ativação da reação vale 60 kcal/mol 32.0 e 30. respectivamente. c. A reação I ocorre a uma temperatura maior. A energia do complexo ativado vale 60 kcal/mol 64. Podemos afirmar que. são. em relação à reação I. 25. e. 16. com certeza. Os produtos apresentam 10 kcal/mol de energia 16. cuja energia de ativação vale 1 kcal/mol 7 . qual seria a variação de energia para a reação global? 17. A reação II possui menor energia de ativação. São liberadas 10 kcal/mol 4. A reação II é mais rápida que a reação I. representadas nos sentidos (®) e (¬) na equação acima. (UFC-CE) Considere o gráfico abaixo: Agora. há um número menor de moléculas capazes de reagir. Duas moléculas reagentes chocam-se com energia superior à energia de ativação. Essa reação é mais rápida do que uma outra reação. b. elas se transformarão em produto? Por quê ? 18. Sabendo que as energias de ativação para as reações de formação e de decomposição de B. (2) (X + Y) representa a energia de ativação para a reação inversa à apresentada. b. As velocidades das reações I. (UnB-DF) O diagrama a seguir representa esquematicamente as variações de energia na combustão do metano. poluente atmosférico: A equação que descreve o fenômeno é: CH4 (g) + 2 O2 (g) ® CO2 (g) + 2 H2O (g) Analise o diagrama e julgue os itens abaixo: (1) Y representa a variação de entalpia da reação. I > II > III I > III > II I = II = III III > II > I apenas com estes dados. c. 20. entre diferentes gases. e. d. levadas a efeito à mesma pressão e temperatura. As equações abaixo e os respectivos gráficos representam reações distintas. (3) A reação de combustão do metano é exotérmica. que é igual a -890 kJ/mol. não é possível prever qual a reação que se processa mais rapidamente 8 . II e III estão na seguinte ordem: a.19. (y . Uma mistura de NO e O2 reage segundo a equação: 2NO(g) + O2(g) ® 2NO2(g) Um dos mecanismos propostos para esta reação é: Etapa I: NO(g) + O2(g) ® NO3(g) Etapa II: NO3(g) + NO(g) ® 2NO2(g) 9 . só aumenta x só diminui z só diminui y só diminuem y e z diminuem igualmente x. e.z) (z . d. Em relação ao diagrama da questão anterior.y) 23. b.y) (y .y) e (x . e.21. respectivamente.z) e (x . d.y) (x . (ITA) Um equilíbrio químico genérico representado por: A+B C+D pode ser discutido em termos de um diagrama do tipo: Qual das opções abaixo explica o comportamento observado quando da adição de um catalisador? a. b. o DH da reação direta e a energia de ativação da reação inversa estão representados. c. por: a. c.x) e (y .z) e (x .x) e (x . y e z 22.z) (z . pois tem a menor energia de ativação Estão corretas as afirmações: a. há consumo de oxigênio e a sua velocidade pode ser medida pelo volume de O2(g) consumido. pois DVII < DVI são iguais. pois DVI < DVII a II. e. Numa reação que ocorre em solução (reação I). d.O diagrama qualitativo para a variação da energia potencial em função do caminho da reação é: A respeito dos dados acima. c. pois DVI > DVII a I. II. Uma outra reação (reação II) ocorre nas mesmas condições. e. III e V somente II. III e IV somente Todas 24. III. foram feitas as seguintes afirmativas: I. d. A etapa II determina a velocidade da reação total. IV. V. IV e V somente I. porém liberando O2 e esta liberação mede a velocidade desta reação. O gráfico apresenta os resultados referentes às duas reações: Considerando as duas horas iniciais. b. c. I. III. II e IV somente I. pois DVII > DVI a II. pois é a mais lenta A etapa II tem a maior energia de ativação O DH da reação é representado pelo segmento ab O segmento be corresponde a energia de ativação para a reação direta A etapa I determina a velocidade da reação total. qual das reações tem velocidade maior? a. pois DVI = DVII 10 . b. II. a I. II. O quadro a seguir mostra os resultados obtidos: Exp. b e c são iguais a 2. assinale a alternativa que contém a afirmação incorreta: a. 1 2 3 4 [MnO4–] (mol/L) 2.5 . [B] e [C] são as concentrações das espécies participantes da reação e x. do peróxido de hidrogênio [H2O2] e do catalisador iodeto [I-]. 5 e 6 respectivamente.0 . 10–5 2. c. 10–5 8. que se processa com liberação de calor E4 é a energia de ativação do catalisador que é o íon iodeto E3 é o abaixamento de energia de ativação devido ao catalisador E5 é a variação de entalpia da reação. onde k é uma constante de proporcionalidade. 10–5 Indique as corretas. positivos. 10–3 2. 10–3 1. A reação de decomposição de peróxido de hidrogênio em presença de permanganato ocorre em meio ácido. b.(aq) + b H2O2 (aq) + c H+ (aq) ® d O2 (g) + e H2O (l) + f Mn2+ (aq) Nos experimentos de 1 a 4. A velocidade da reação é diretamente proporcional à concentração de permanganato. b. 10–5 5. 10–3 5. que aparecem na equação da velocidade.5 .0 . 10 –3 [I–] (mol/L) 1. Os valores de x. Se a concentração de H2O2 (aq) fosse triplicada. y e t. y e t são números que podem ser inteiros ou fracionários. 10–5 1. (VUNESP) A hidrólise do brometo de metila pode ser representada pela equação e pelo gráfico a seguir: Com relação a esta reação.0 .25.5 . O peróxido de hidrogênio (H2O2) funciona como agente redutor. A equação não balanceada é mostrada a seguir: a MnO4.0 .0 . [A]. f. d.0 . A velocidade da reação independe da concentração do catalisador iodeto. c. a velocidade da reação deveria aumentar 15 vezes.0 . 10–3 2. 10–5 8.5 . 10–5 8.0 . s) 4. d. são determinados experimentalmente e sempre coincidem com os valores dos coeficientes estequiométricos da reação em estudo. 10 –5 Velocidade (mol/L . Os menores coeficientes estequiométricos inteiros a. a velocidade da reação anterior foi estudada em função da variação das concentrações do permanganato [MnO4-].5 . que é exotérmica E1 é a energia de ativação sem catalisador e E2 é a energia de ativação com catalisador Determinação experimental da equação da velocidade e a influência da concentração 26. e. a. 11 . 10–3 2. 10–3 2.5 . O íon iodeto é catalisador da reação. 10 –3 [H2O2] (mol/L) 2. negativos ou zero. (UFPR) Costuma-se representar a velocidade (v) de um processo químico através de equações que têm a forma v = k [A]x [B]y [C]t .0 .0 . e. tendo iodeto como catalisador. 10–5 12 . Toda colisão com orientação adequada produz uma reação.100 0. promove um aumento de colisões efetivas por unidade de tempo. Os dados estão na tabela: [HgCl2] (mol/L) 0.15 0. A energia de ativação de uma reação é independente da ação de um catalisador. Um aumento na concentração de CO irá afetar a velocidade da reação? e. 10–5 3. [NO] . A cinética da reação: 2 HgCl2 + C2O42– ® 2 Cl . mas nem toda colisão gera uma reação. Uma colisão altamente energética pode produzir uma reação.a etapa: NO2 + NO2 ® NO3 + NO 2. Represente o(s) complexo(s) ativado(s) da(s) reação(ões) elementar(es).050 Pede-se: a.30 0.8 . 2. b. A reação NO2 + CO ® CO2 + NO . [NO]2 . min –1) 1. [O3] a. em uma reação. (UnB) Considere os estudos cinéticos de uma reação química e julgue os itens abaixo em verdadeiros ou falsos. Determinar o valor da constante de velocidade da reação. Qual é a etapa determinante? d. responda: a. A reação é elementar? f. 10–5 7. c.6 . 3. Determinar a lei de velocidade (equação da velocidade). de acordo com dados experimentais. ocorre. 6. [SO2] .+ 2 CO2 (g) + Hg2Cl2 (s) foi estudada em solução aquosa. Qual será a velocidade da reação quando as concentrações dos dois reagentes atingiram o valor 0. Qual é a ordem da reação em relação a cada um dos reagentes? d. Qual das etapas é mais lenta? c. 5.2 . O aumento da temperatura. 1. Toda reação é produzida por colisões. 4. Qual(is) da(s) reação(ões) é (são) elementar(es)? b. A reação é elementar? e. 30. A energia mínima para uma colisão efetiva é denominada energia da reação. L–1 . 7. Qual é o significado de k? b.30 Velocidade (mol . 28. onde reagentes e produtos são gasosos.010 mol/L? [C2O42–] (mol/L) 0. seguindo o número de mols de Hg2Cl2 que precipita por litro de solução por minuto. Se triplicarmos as pressões parciais dos reagentes qual será o aumento na velocidade? g. [H2] v2 = k2 .a etapa: NO3 + CO ® NO2 + CO2 Sabendo-se que a lei de velocidade é dada pela expressão v = k [NO2]2 . A diferença energética entre produtos e reagentes é denominada energia de ativação da reação. [H2] v3 = k3 . (EFEI-MG) São mostradas a seguir três equações e suas respectivas leis de velocidade: 2 NO (g) + 2 H2 (g) 1 SO2 (g) + 2 H2 (g) 1 NO (g) + 1 O3 (g) ® ® ® 1 N2 (g) + 2 H2O (g) 1 S (g) + 2 H2O (g) 1 O2 (g) + 1 NO2 (g) ® ® ® v1 = k1 .27. Qual das etapas apresenta maior energia de ativação? 29. segundo o mecanismo: 1.100 0. 7 .6 .a e 1. 32.05 0. Temos a seguinte equação química: X + Y ® XY Baseando-se nos dados abaixo: Velocidade inicial (mol/L. o valor da constante de velocidade c.31. a etapa lenta.a ordem 1.30 0.a e 2. 10-4 3.40 [Br2] 0.7 .00 x 10 -3 [X] (mol/L) 1. a lei de velocidade b.a e 1. d. 1.30 0.04 .5 [Y] (mol/L) 0. 10-5 5.a ordem e ordem zero 13 .10 0. e.5 0.05 Velocidade inicial mol/L . Justifique.5 1.0 Podemos concluir que em relação a X e a Y a reação é.05 0. (Ufes) A reação de bromação da acetona com catálise ácida ocorre em duas etapas.a ordem 2.20 0. 10-4 7. determine: a.a ordem 2. s 5.s) 6.40 0.0 0.0 0x 10-3 1.05 0. 10-5 Com base no que foi apresentado.50 x 10-3 3. conforme representado nas sequências abaixo: O OH || | H+ CH3 ¾ C ¾ CH3 ¾ ¾® CH3 ¾ C = CH2 OH O | || CH3 ¾ C = CH2 + Br2 ¾ ® CH3 ¾ C ¾ CH2Br + Br.05 [H+] 0.05 0.30 0.a ordem 2. respectivamente. de: a. b.a e 2.14 .5 0. 10-5 1.+ H+ ¾ Um estudo experimental da cinética da reação de bromação apresentou os seguintes resultados: Concentrações iniciais (mol/L) [CH3COCH3] 0.10 0. c.05 0. Alternativa a. Alternativa a. F(mais lenta) 14 . Alternativa b. já que nesse instante todo o metal já foi consumido. Não. F. 13. N2 + 3H2 ® 2NH3 6 g ____ 2 mol 120 g ____ x = 40 mol vm = 40 mol/min. 11. a. F.F (20 kcal/mol) 8. 18. b. 09. Não sofrerá alteração. portanto a reação é exotérmica. A curva A. pois aumentamos a velocidade. 2. Alternativa a. 2. 04. 10. pois o produto é formado mais rapidamente. Alternativa a. A variação de energia para a reação global vale -5. Alternativa a. II 02. 15. 08.V 64. 84 06. V.V 16. c. porque a orientação do choque pode não ser favorável à formação do complexo ativado. 1. Verdadeira 07.V 19. F (40 kcal/mol) 32. 03. F. Alternativa d. 12. 16. pois com o aumento da concentração aumentamos a velocidade. 14. Alternativa a.0 kJ/mol 17. V 05. Seria maior.Gabarito 01. Seria maior. Alternativa c.V 4. V. (1) V DH = (75-965) kJ = -890 kJ (2) V CO2 + 2H2O ® CH4 + 2O2 energia de ativação = x + y (3) V DH < 0. b. maior a velocidade ® III > II > I 21. Alternativa b. a.V 2.a ordem [C2O42-] = 2. 24.F 4.1 mol/L (0. Alternativa c. Alternativa a.a experiência 1.a experiências. Altenativa b. Alternativa d. a. 23. NO + O3 ® NO4 ® O2 + NO complexo ativado 28. 26.a e 3.F 30. Não. 27. Terceira reação. 1. temos: [C2O42-] dobra [HgCl2] constante Observando a 2. ocorre em duas etapas f.20. Quanto menor a energia de ativação.min = k 0. Alternativa d. pois não participa da etapa lenta e.a etapa) 29.a experiências [HgCl2] dobra [C2O42-] constante Concluímos que: v = k [HgCl2] [C2O42-]2 b.mol2 a. 1.a ordem d.8 x 10-7 mol/L. c e d.a etapa c. pNO2 = [NO2] R T pNO2 triplica [NO2] triplica vf = k (3x)2 vi = k x2 vf = 9 vi g. Observando a 1.a etapa d. 1.F 6. a. 1.F 5. pois a ordem coincide com o coeficiente estequiométrico. [HgCl2] = 1. constante de proporcionalidade b. Não. Alternativas b. 22.15)2 mol2/L2 k = 8 x 10-3 L2/min. 25. não v quadruplica v dobra 15 .C 7.a e 2. etapa lenta (1.V 3. 0. (0. a.01 mol/L . Alternativa c.e.mol2 . v = k [CH3OCH3] [H+] b. A etapa lenta é a primeira 32. v = 8 x 10-3 L2/min.01)2 mol2/L2 v = 8 x 10-9 mol/L. 3. v = k [HgCl2] [C2O42-]2 16 .8 x 10-3 c.min 31. . Justificativa . Vide explicação I. II. e e. Alternativa d. 15. Onde o autor escreve Eat entenda como Energia cinética. A etapa I possui menor energia de ativação (mais rápida). III. Verdadeira. IV. vide teste 12. Portanto.afirmativa a d. Verdadeira. uma orientação favorável das moléculas no momento do choque. os reagentes precisam ter. determinante para a velocidade da reação – etapa lenta. eletricidade) fornecida aos reagentes para formação do complexo ativado. Verdadeira. Alternativa a. Energia cinética alta garante um maior número de colisões efetivas (choque frontal). a. b. Para que se transformem em produto. V. luz. Veja: 23. São falsas: energia de ativação de uma reação independe da temperatura e da concentração. É verdadeira. A etapa II (maior pico) possui maior energia de ativação (cujo valor é igual a diferença e – b) sendo. além da energia suficiente para alcançar o complexo ativado. Vide explicação I. 2 .Comentário: uma grande maioria de autores confunde energia cinética com energia de ativação. 17. c. I. portanto. É falsa. Falsa. DH é definido como a entalpia dos produtos menos a dos reagentes. DH = a – b. pois considerando as áreas: Área II > Área I ® a II possui uma maior quantidade de moléculas com energia cinética suficiente para ocorrer a reação. É falsa. Energia de ativação = energia “externa” (calor. Verdadeira. Comentário inicial: o autor deve ter considerado a mesma reação a temperaturas diferentes (chamando-as de reação I e II). ] Obs. Se mantém constante. Comparar exp. 1 e exp. Dobra a concentração de H2O2 ® dobra a velocidade.24.é o catalisador e este participa da reação. Falsa. O oxigênio da água foi proveniente do permanganato (onde possui mesmo nox).® ordem 1. 2 (I . Assim. c.e I . Nem sempre os coeficientes coincidem com a ordem de cada reagente da reação. O I . Comparar exp. Em relação a H2O2 ® ordem 1. 1 e exp. funcionando como agente oxidante. temos que: a.e H2O2 ).(aq) + 5 H2O2 (aq) + 6 H+ (aq) ® 5 O2 (g) + 8 H2O (l) + 2 Mn2+ (aq) e. b.]1 [H2O2]1 [I. A essas reações dá-se o nome de reações não-elementares. (UFPR) Para determinação da equação da velocidade Comparar exp. a velocidade da reação aumentaria três vezes: v = k [MnO4. Se ele não participasse da equação da velocidade ele não interferiria na velocidade da reação. 2 MnO4+ 5 H2O2 + H+ ® 5 O2 + H2O + 2 Mn2+ MnO4. Verdadeira. desta forma entra na equação da velocidade. Em relação ao permanganato ® ordem 1.: como o permanganato sofre redução. Dobra a concentração de I . a água oxigenada deve sofrer oxidação (exclusivamente) funcionando como agente redutor. Verdadeira. A velocidade da reação depende da concentração do catalisador. 4 (MnO4.® dobra a velocidade. Verdadeira: 2 MnO4. 1 e exp. Falsa. 3 (MnO4.) se mantém constantes. Dobra concentração de permanganato ® dobra a velocidade. Falsa. Em relação a I.e H2O2 ) se mantém constantes.: o meio ácido provoca a redução do permanganato. Logo: V = k [MnO4-] [H2O2] [I .+ 6 H+ = 2 Mn2+ 2+ 6+ = 4+ (ok) Obs.]1 f. 3 . d.a Mn2+ : D = 5 H2O2 a O2 : D = 1 x 2 = 2 Próximo passo: contar os oxigênios dos reagentes (= 18) ® devem ter 8 H2O 2 MnO4+ 5 H2O2 + 6 H+ ® 5 O2 + 8 H2O + 2 Mn2+ Verifique as cargas totais: 2 MnO4. Se a concentração de H2O2 fosse triplicada. a. pode-se dizer que a pressão parcial sofre a mesma variação que a concentração. Analogamente. a ordem em relação ao bromo é zero.3 para 0. na mesma temperatura.28. v = k [CH3OCH3] [H+] b. 10–5).7 x 10–5 = k 0. 5. a velocidade se mantém constante (5. a ordem em relação a CH3COCH3 é 1. Portanto. A etapa lenta é a primeira (depende apenas da concentração de acetona e de H+) Vf = k (3x)2 4 .05 ® k = 3. p(NO2)V = n(NO2)RT p(NO2) = n(NO2)/V RT p(NO2) = [NO2] RT. também multiplica por 1. Assim. Assim.6 . Mantendo as concentrações de Br2 e H+ e passando a concentração de CH3COCH3 de 0.7 . temos que a velocidade passa de 5.3) – experiências 1 e 5. quando dobramos [Br2]. multiplicando por 1. ou seja.4 (ou seja. Por fim.6 .30 x 0. 10–5 para 30.3).8 x 10–3 c. 10–5).7 . a ordem em relação a H+ é 1. 10–5 para 7. 10–5 (ou seja.4 . f. Assim. temos: Vi = kx2 Vf = 9Vi 31. Assim. mantendo a concentração de CH3COCH3 e de H+ (primeira e segunda experiências). a velocidade também quadruplica (passa de 7. se triplicarmos a pressão parcial. mantendo a concentração de CH3COCH3 e de Br2 (quarta e quinta experiências) e quadruplicando a concentração de H+.