2 \mathrm{NO}(\mathrm{g})+\mathrm{O}_{2}(\mathrm{~g}) \rightarrow 2 \mathrm{NO}_{2}(\mathrm{~g})
Um possível mecanismo para a reação global representada acima é o seguinte:
(1) \mathrm{NO}(\mathrm{g})+\mathrm{NO}(\mathrm{g}) \rightarrow \mathrm{N}_{2} \mathrm{O}_{2}(\mathrm{~g}) lento
(2) \mathrm{N}_{2} \mathrm{O}_{2}(\mathrm{~g})+\mathrm{O}_{2}(\mathrm{~g}) \rightarrow 2 \mathrm{NO}_{2}(\mathrm{~g}) rápido

Passo 1

O enunciado dá a reação global
2\,\mathrm{NO}(g) + \mathrm{O}_2(g) \;\longrightarrow\; 2\,\mathrm{NO}_2(g)
e propõe o mecanismo
(1) \mathrm{NO} + \mathrm{NO} \to \mathrm{N_2O_2} lento
(2) \mathrm{N_2O_2} + \mathrm{O_2} \to 2\,\mathrm{NO_2} rápido
O conteúdo é cinética química: queremos obter a lei de velocidade a partir do passo lento (determinate).

Passo 2

Como o passo (1) é declarado lento, ele controla a velocidade global. Para um passo elementar bimolecular em que duas moléculas de NO reagem, a taxa é proporcional ao produto das concentrações de reagentes envolvidas.

Passo 3

Escrevendo a expressão de velocidade para o passo lento:
v = k_1\,[\mathrm{NO}]^2
Aqui k_1 é a constante de velocidade do passo (1).

Passo 4

O passo (2) é rápido, produzindo o intermediário \mathrm{N_2O_2} quase instantaneamente após o passo lento, de modo que não altera a dependência em [\mathrm{NO}]. A concentração de \mathrm{O_2} não aparece na etapa lenta, então a ordem em \mathrm{O_2} é zero.

Resposta

A lei de velocidade da reação é
v = k\,[\mathrm{NO}]^2
onde k = k_1.

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