O seguinte mecanismo foi proposto para a reação entre o óxido nítrico e o oxigênio: 2 NO⇌k1′k1NX2OX2raˊpidaNX2OX2+OX2→k22 NOX2lenta \begin{aligned} \ce{ 2 NO &<=>[$k_1$][$k_1^\prime$] N2O2 && {rápida} } \\ \ce{ N2O2 + O2 &->[$k_2$] 2 NO2 && {lenta} } \end{aligned} Determine a lei de velocidade para essa reação.

Gabarito 2I.04

A velocidade da reação é dada pela velocidade da etapa lenta então podemos escrever o seguinte: vr=vlentav_{r} = v_\ce{lenta} vr=k2[NX2OX2][OX2]v_{r} = k_{2}\ce{[N2O2][O2]} A lei de velocidade não deve ficar em função de intermediários, então devemos escrever a [NX2OX2]\ce{[N2O2]} em função das concentrações dos reagentes. Usando a hipótese do pré-equilíbrio na primeira etapa temos: v1=v−1v_{1}=v_{-1} k1[NO]X2=k−1[NX2OX2]k_{1}\ce{[NO]^{2}}=k_{-1}\ce{[N2O2]} [NX2OX2]=k1[NO]X2k−1\ce{[N2O2]}=\frac{k_{1}\ce{[NO]^{2}}}{k_{-1}} Substituindo em vrv_{r} temos: vr=k2k1[NO]X2[OX2]k−1\boxed{v_{r}=\frac{k_{2}k_{1}\ce{[NO]^{2}[O2]}}{k_{-1}}}