Nível I

O seguinte mecanismo foi proposto para a reação de decomposição do ozônio: $\begin{aligned} \ce{ O3 &<=>[$k_1$][$k_1^\prime$] O + O_2 && {rápida} } \\ \ce{ O + O_3 &->[$k_2$] 2 O2 && {lenta} } \end{aligned}$ Assinale a alternativa com a lei de velocidade para essa reação.

v = k_1 [\ce{O3}]

v = \dfrac{k_1}{k_2} [\ce{O2}]

v = k_1 [\ce{O3}]^2

v = \dfrac{k_1 k_2}{k_1^\prime} \dfrac{[\ce{O3}]}{[\ce{O2}]}

v = \dfrac{k_1 k_2}{k_1^\prime} \dfrac{[\ce{O3}]^2}{[\ce{O2}]}

Gabarito 2I.05

A velocidade da reação é dada pela velocidade da etapa lenta então podemos escrever o seguinte: $v_{r} = v_\ce{lenta}$ $v_{r} = k_{2}\ce{[O][O3]}$ A lei de velocidade não deve ficar em função de intermediários, então devemos escrever a $\ce{[O]}$ em função das concentrações dos reagentes. Usando a hipótese do pré-equilíbrio na primeira etapa temos: $v_{1}=v_{-1}$ $k_{1}\ce{[O3]}=k_{-1}\ce{[O][O2]}$ $\ce{[O]}=\frac{k_{1}\ce{[O3]}}{k_{-1}\ce{[O2]}}$ Substituindo em $v_{r}$ temos: $\boxed{v_{r}=\frac{k_{2}k_{1}\ce{[O3]^{2}}}{k_{-1}[\ce{O2}]}}$