Considere a reação de oxidação do óxido nítrico: 2HX2(g)+2NO(g)NX2(g)+2HX2O(g) \ce{ 2 H2(g) + 2 NO(g) -> N2(g) + 2 H2O(g) } Os resultados a seguir foram obtidos no estudo da cinética dessa reação:

Expt. PNO/TorrP_{\ce{NO}}/\pu{Torr} PHX2/TorrP_{\ce{H2}}/\pu{Torr} vNX2/Torrsv_{\ce{N2}}/\pu{Torr//s}
1400\pu{400}300\pu{300}1,60\pu{1,60}
2400\pu{400}150\pu{150}0,80\pu{0,80}
3300\pu{300}400\pu{400}1,20\pu{1,20}
4150\pu{150}400\pu{400}

Dois mecanismos foram propostos para a reação de decomposição da nitramida em solução aquosa.

Mecanismo 1 HX2+NO+NOk1NX2O+HX2OHX2+NX2Ok2NX2+HX2O \begin{aligned} \ce{ H2 + NO + NO &->[$k_1$] N2O + H2O } \\ \ce{ H2 + N2O &->[$k_2$] N2 + H2O } \end{aligned} Mecanismo 2 NO+NOk1k1NX2OX2raˊpidaHX2+NX2OX2k2NX2O+HX2OlentaHX2+NX2Ok3NX2+HX2Olenta \begin{aligned} \ce{ NO + NO &<=>[$k_1$][$k_1^\prime$] N2O2 && {rápida} } \\ \ce{ H2 + N2O2 &->[$k_2$] N2O + H2O && {lenta} } \\ \ce{ H2 + N2O &->[$k_3$] N2 + H2O && {lenta} } \end{aligned}

  1. Determine a lei de velocidade experimental para a reação.

  2. Determine qual dos mecanismos é mais plausível.

Gabarito 2I.13

Analisando o experimento 1 e 2 percebemos que ao dobrar a pressão de HX2\ce{H2} a velocidade fica multiplicada por 212^{{\color{red}1}} então a reação é de ordem 1 em relação à HX2\ce{H2}. Analisando o experimento 1 e 3 temos que: v=k(PXNO)Xα(PXH2)v = k \ce{(P_{NO})^{\alpha}(P_{H_{2}})} Fazendo a razão entre v1v_{1} e v3v_{3} temos: v1v3=1,61,2=k(400)α(300)k(300)α(400)\frac{v_{1}}{v_{3}}=\frac{1,6}{1,2} =\frac{k(400)^\alpha(300)}{k(300)^\alpha(400)} (43)α=169=(43)2\left(\frac{4}{3}\right)^{\alpha}=\frac{16}{9}=\left(\frac{4}{3}\right)^{2} α=2\alpha=2 Então a lei de velocidade é dada por: v=k(PXNO)X2(PXH2)\boxed{v = k \ce{(P_{NO})^{2}(P_{H_{2}})}} Vamos analisar quais mecanismos são plausíveis. Análise do mecanismo 1: vr=k2[HX2][NX2O]v_{r} = k_{2}[\ce{H2}][\ce{N2O}] A lei de velocidade não deve ficar em função de um intermediário, então devemos escrever a [NX2O]\ce{[N2O]} em função das concentrações dos reagentes. Usando a hipótese do estado-estacionário para o [NX2O][\ce{N2O}] temos: d[NX2O]dt=0\frac{d[\ce{N2O}]}{dt}=0 kX1[NO]X2[HX2]kX2[HX2][NX2O]=0\ce{k1[NO]^{2}[H2] - k_{2}[H2][N2O]} = 0 k2[NX2O]=k1[NO]2k_{2}\ce{[N2O]}=k_{1}[\ce{NO}]^{2} Substituindo em vrv_{r} temos: vr=k1[NO]X2[HX2]v_{r}=k_{1}\ce{[NO]^{2}[H2]} O mecanismo é compatível com a lei de velocidade. Análise do mecanismo 2: vr=vlentav_{r} = v_\ce{lenta} vr=k3[HX2][NX2O]v_{r} = k_{3}\ce{[H2][N2O]} A lei de velocidade não deve ficar em função de um intermediário, então devemos escrever a [NX2O]\ce{[N2O]} em função das concentrações dos reagentes. Usando a hipótese do estado-estacionário para o [NX2O][\ce{N2O}] temos: d[NX2O]dt=0\frac{d[\ce{N2O}]}{dt}=0 kX3[NX2O][HX2]kX2[NX2OX2][HX2]=0\ce{k3[N2O][H2] - k2[N2O2][H2]}=0 [NX2O]=kX2[NX2OX2]kX3\ce{[N2O] = \frac{k2[N2O2]}{k3}} Substituindo em vrv_{r} temos: vr=k2[HX2][NX2OX2]v_{r} = k_{2}\ce{[H2][N2O2]} 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=v1v_{1}=v_{-1} k1[NO]X2=k1[NX2OX2]k_{1}\ce{[NO]^{2} = }k_{-1}\ce{[N2O2]} [NX2OX2]=k1[NO]X2k1\ce{[N2O2]}=\frac{k_{1}\ce{[NO]^{2}}}{k_{-1}} Substituindo em vrv_{r} temos: vr=k1k2[NO]X2[HX2]k1=k[NO]2[HX2]v_{r} = \frac{k_{1}k_{2}\ce{[NO]^{2}[H2]}}{k_{-1}}=k[\ce{NO}]^{2}[\ce{H2}] O mecanismo 2 também é compatível com a velocidade e é mais plausível que o mecanismo 1 já que o mecanismo 1 apresenta uma colisão trimolecular na primeira etapa, tais colisões apesar de possíveis são muito improváveis.