Cinética Química

(UFSC)O nitrogênio do ar não é assimilável, mas por uma ação simbiótica entre os legumes e certas bactérias que existem nos nódulos das raízes, ele é fixado no solo em forma de compostos amoniacais. A cada ano, em toda a superfície terrestre, um bilhão de toneladas de nitrogênio atmosférico é transformado em N2 fixado, além disso, dentre todas as reações químicas realizadas, a síntese da amônia a partir de hidrogênio e nitrogênio atmosférico é a mais importante, conhecida como processo de Haber:
 
N2 + 3H2 ⇒  2NH3


Em uma experiência para determinar a lei de velocidade dessa reação, os dados da tabela a seguir foram obtidos:






Com base nas informações do enunciado, assinale a(s) proposição(ões) CORRETA(S). 
(01) A lei de velocidade da reação de formação da amônia é v = k[N2]² . [H2]³
(02) A partir de 10g de N‚ são obtidos 17g de NH3 
(04) Se a velocidade de formação da amônia é igual a 3,4 × 10 ^ -4 molL ^ -1 min ^ -1, então a velocidade de consumo do nitrogênio é de 1,7 × 10^ - 4  molL ^ -1 min ^ -1
(08) A reação de formação da amônia é de segunda ordem em relação ao nitrogênio e ao hidrogênio. 
(16) Quando a concentração de N‚ duplica, a velocidade da reação se reduz à metade. 
(32) A expressão da constante de equilíbrio para a reação é: K = [NH3] ²/[N2] . [H2]³. 
(64) A velocidade de consumo do hidrogênio é um terço da velocidade de consumo do nitrogênio. 

Gabarito : 01 + 04 + 32



        


         

(01)Correto

A velocidade é dado por:

[latex]v_{reacao}=k \cdot \left[N_{2} \right]^{\alpha }\cdot \left[H_{2} \right]^{\beta }[/latex]

Pelos experimentos 1 e 2 temos:

[latex]\begin{matrix}4.2 \cdot 10^{-5}=k \cdot (0.03)^{\alpha }\cdot (0.01)^{\beta }\\--------------\\ 1.7 \cdot 10^{-4}=k \cdot (0.06)^{\alpha }\cdot (0.01)^{\beta }\end{matrix} \Rightarrow \left (\frac{0.03}{0.06} \right )^{\alpha }= \frac{4.2 \cdot 10^{-5}}{1.7 \cdot 10^{-4}}[/latex]

[latex]2^{-\alpha }=\frac{4.2}{17}\approx 0.25 \Rightarrow \alpha =2[/latex]

Pelos experimentos 1 e 3 temos:

[latex]\begin{matrix}4.2 \cdot 10^{-5}=k \cdot (0.03)^{\alpha }\cdot (0.01)^{\beta }\\--------------\\ 3.4 \cdot 10^{-4}=k \cdot (0.03)^{\alpha }\cdot (0.02)^{\beta }\end{matrix} \Rightarrow \left (\frac{0.01}{0.02} \right )^{\beta }= \frac{4.2 \cdot 10^{-5}}{3.4 \cdot 10^{-4}}[/latex]

[latex]2^{-\beta }=\frac{4.2}{34}\approx 0.125\Rightarrow \beta =3[/latex]

Logo,

[latex]v_{reacao}=k \cdot \left[N_{2} \right]^{2}\cdot \left[H_{2} \right]^{3}[/latex]



(02)Errado

Pela reação:

[latex]N_{2}+3H_{2}\rightarrow 2NH_{3}[/latex]


[latex]n_{N_{2}}=\frac{m_{N_{2}}}{M_{N_{2}}}= \frac{10}{28} \approx 0.36\; mol[/latex]

[latex]m_{NH_{3}}=2 \cdot n_{N_{2}}\cdot M_{NH_{3}}=2\cdot 0.36\cdot 17 \approx 12.3 g[/latex]



(04)Correto

Temos:

[latex]\frac{v_{NH_{3}}}{2}=v_{N_{2}}\Rightarrow v_{N_{2}}=\frac{3.4 \cdot 10^{-4}}{2}=1.7 \cdot 10^{-4}[/latex]



(08)Falso

[latex]v_{NH_{3}}=2 \cdot v_{reacao}=2k \cdot \left[N_{2} \right]^{2}\cdot \left[H_{2} \right]^{3}[/latex]

2º ordem para o nitrogênio e 3º ordem para o hidrogênio



(16)Falso

[latex]v_{reacao}=k \cdot \left[N_{2} \right]^{2}\cdot \left[H_{2} \right]^{3}[/latex]

se a concentração de N₂ duplica, a velocidade da reação quadruplica



(32)Verdadeiro

Constante de eq. é dada por:

[latex]K=\frac{\prod_{produtos}\left [A \right ]^{\alpha }}{\prod_{reagentes}\left [A \right ]^{\beta }}=\frac{\left [ NH_{3} \right ]^{2}}{\left [ N_{2} \right ]\cdot \left [ H_{2} \right ]^{3}}[/latex]



(64)Falso

A relação é:

[latex]\frac{v_{H_{2}}}{3}=v_{N_{2}}[/latex]

a velocidade de consumo de hidrogênio é 3 vezes a do nitrogênio