A reação entre ozônio e dióxido de nitrogênio a 231 K é de primeira ordem tanto em relação a
\left[\mathrm{NO}_{2}\right] como em relação a
\left[\mathrm{O}_{3}\right] .2 \mathrm{NO}_{2(\mathrm{~g})}+\mathrm{O}_{3(\mathrm{~g})} \rightarrow \mathrm{N}_{2} \mathrm{O}_{5(\mathrm{~g})}+\mathrm{O}_{2(\mathrm{~g})} (a) Escreva a equação de velocidade para a reação. (b) Se a concentração de
\mathrm{NO}_{2} for triplicada (e
\left[\mathrm{O}_{3}\right] não sofrer alteração), qual é a mudança na velocidade de reação? (c) Qual é o efeito na velocidade da reação se a concentração de
\mathrm{O}_{3} for reduzida para metade (com nenhuma mudança em
\left[\mathrm{NO}_{2}\right] )?
7. Os dados na tabela são para a reação de NO e
\mathrm{O}_{2} a 660 K .
\mathrm{NO}_{(\mathrm{g})}+1 / 2 \mathrm{O}_{2(\mathrm{~g})} \rightarrow \mathrm{NO}_{2(\mathrm{~g})}
Concentração de Reagente (mol/L)
Velocidade de Desaparecimento do
[NO]
\mathbf{[} \mathbf{O}_{\mathbf{2}} \boldsymbol{]}
NO (mol/L
\boldsymbol{\mathrm { s }} \boldsymbol{)}
0,010
0,010
2,5 \times 10^{-5}
0,020
0,010
1,0 \times 10^{-4}
0,010
0,020
5,0 \times 10^{-5}
(a) Determine a ordem da reação para cada reagente. (b) Escreva a equação de velocidade para a reação. (c) Calcule a constante de velocidade. (d) Calcule a velocidade (
\mathrm{em} \mathrm{mol} / \mathrm{L} \cdot \mathrm{s} ) no instante quando
[\mathrm{NO}]=0,015 \mathrm{~mol} / \mathrm{L} e
\left[\mathrm{O}_{2}\right]=
0,0050 \mathrm{~mol} / \mathrm{L} . (e) No instante quando NO está reagindo a uma velocidade de
1,0 \times 10^{-4} \mathrm{~mol} / \mathrm{L} \cdot \mathrm{s} , qual é a velocidade em que
\mathrm{O}_{2} está reagindo e
\mathrm{NO}_{2} está se formando?