Considere a reação: 2 \mathrm{HI}(\mathrm{g}) \rightarrow \mathrm{H}_{2}(\mathrm{~g})+\mathrm{I}_{2}(\mathrm{~g})
Um experimento mostra que a concentração de HI diminui de 0,80 \mathrm{~mol} \cdot \mathrm{~L}^{-1} para 0,20 \mathrm{mol} \cdot \mathrm{L}^{-1} \mathrm{em} um intervalo de 200 s .
a) Calcule a velocidade média da reação em termos de consumo de HI.
b) Calcule a velocidade média em termos de formação de \mathrm{H}_{2} (relação molar).
c) Explique o que acontece com a velocidade dessa reação se a temperatura do sistema for aumentada, justificando em termos de teoria das colisões.

Passo 1

O enunciado dá a reação
2\,\mathrm{HI}(g)\longrightarrow \mathrm{H}_{2}(g)+\mathrm{I}_{2}(g)
e informa que a concentração de HI cai de [{\rm HI}]_i=0{,}80\\ \mathrm{mol\,L^{-1}} para [{\rm HI}]_f=0{,}20\\ \mathrm{mol\,L^{-1}} em \Delta t=200\\ \mathrm{s}.
O conteúdo é cinética química, mais especificamente velocidade média de reação, e vamos precisar usar a definição
v_{\rm média}=-\frac{\Delta[\mathrm{HI}]}{\Delta t}é
para o reagente e
v_{\rm média}=\frac{\Delta[\mathrm{H}_{2}]}{\Delta t}é
para o produto.

Passo 2

Calcular a velocidade média em termos de consumo de HI. Primeiro,
\Delta[\mathrm{HI}]=[{\rm HI}]_f-[{\rm HI}]_i=0{,}20-0{,}80=-0{,}60\\ \mathrm{mol\,L^{-1}}.
Aplicando
v_{\rm HI}=-\frac{\Delta[\mathrm{HI}]}{\Delta t}=-\frac{-0{,}60}{200}=0{,}0030\\ \mathrm{mol\,L^{-1}\,s^{-1}}.

Passo 3

Calcular a velocidade média em termos de formação de \mathrm{H}_{2}. Pela estequiometria, a cada 2 mol de HI consumidos forma-se 1 mol de \mathrm{H}_{2}, logo
\Delta[\mathrm{H}_{2}]=-\tfrac{1}{2}\,\Delta[\mathrm{HI}]=-\tfrac{1}{2}(-0{,}60)=0{,}30\\ \mathrm{mol\,L^{-1}}.
Portanto
v_{\mathrm{H}_{2}}=\frac{\Delta[\mathrm{H}_{2}]}{\Delta t}=\frac{0{,}30}{200}=0{,}0015\\ \mathrm{mol\,L^{-1}\,s^{-1}}.

Passo 4

Explicar o efeito de aumento de temperatura segundo a teoria das colisões:
Quando a temperatura sobe, as moléculas se movem mais rápido, aumentando a frequência de colisões e a fração de colisões com energia igual ou acima da energia de ativação. Assim, mais colisões são efetivas para reagir, fazendo a velocidade da reação aumentar.

Resposta

a) v_{\rm média\,(HI)}=0{,}0030\\ \mathrm{mol\,L^{-1}\,s^{-1}}é
b) v_{\rm média\,(\mathrm{H}_{2})}=0{,}0015\\ \mathrm{mol\,L^{-1}\,s^{-1}}é
c) Ao elevar a temperatura, a velocidade aumenta porque há mais colisões por segundo e maior fração delas com energia suficiente para superar a barreira de ativação (teoria das colisões).

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