O seguinte mecanismo foi proposto para a reação de oxidação do ClOX−\ce{ClO^-} ClOX−+HX2O⇌k1′k1HClO+OHX−raˊpidaIX−+HClO→k2HIO+ClX−lentaHIO+OHX−→k32 OX2raˊpida \begin{aligned} \ce{ ClO^- + H2O &<=>[$k_1$][$k_1^\prime$] HClO + OH^- && {rápida} } \\ \ce{ I^- + HClO &->[$k_2$] HIO + Cl^- && {lenta} } \\ \ce{ HIO + OH^- &->[$k_3$] 2 O2 && {rápida} } \end{aligned} Assinale a alternativa com a lei de velocidade de formação do HIO\ce{HIO}.

Gabarito 2I.06

A velocidade de formação do HIO\ce{HIO} é dado pela segunda reação pois é a única que forma o HIO\ce{HIO} então podemos escrever: vHIO=k2[IX−][HClO]v_{\ce{HIO}}=k_{2}[\ce{I-}][\ce{HClO}] A lei de velocidade não deve ficam em função de intermediários, então devemos escrever a [HClO]\ce{[HClO]} em função das concentrações dos reagentes. Usando a hipótese do pré-equilíbrio na primeira etapa temos: v1=v−1v_{1} = v_{-1} k1[ClOX−][HX2O]=k−1[HClO][OHX−]k_{1}\ce{[ClO-][H2O]}=k_{-1}[\ce{HClO}][\ce{OH-}] [HClO]=k1[ClOX−][HX2O]k−1[OHX−]\ce{[HClO]}=\frac{k_{1}\ce{[ClO-][H2O]}}{k_{-1}[\ce{OH-}]} Substituindo em vHIOv_\ce{HIO} temos: vHIO=k2k1[IX−][ClOX−][HX2O]k−1[OHX−]v_{\ce{HIO}}=\frac{k_{2}k_{1}\ce{[I-][ClO-][H2O]}}{k_{-1}[\ce{OH-}]}