Dê o número de etapas elementares
(b) Dê a Molecularidade de cada etapa
(c) Dê os intermediários da reação
(d) Dê a lei da velocidade para cada componente para cada etapa elementar
Reação Global: 2 \mathrm{O}_{3}(\mathrm{~g}) \rightarrow 3 \mathrm{O}_{2}(\mathrm{~g})
Mecanismo de reação:
O enunciado pede quatro coisas, etiquetadas (a) a (d). Vou listar claramente o que foi pedido e quais informações o enunciado dá:
Pedidos:
(a) Dê o número de etapas elementares.
(b) Dê a Molecularidade de cada etapa.
(c) Dê os intermediários da reação.
(d) Dê a lei da velocidade para cada componente para cada etapa elementar.
Observação: não há informações sobre reações reversas além do que está escrito; cada etapa é tratada aqui como elementar e irreversível conforme o mecanismo indicado.
Passo 2
Contar o número de etapas elementares é direto: cada linha do mecanismo corresponde a uma etapa elementar distinta. Portanto, as etapas são:
Logo, o número de etapas elementares é a contagem dessas linhas: 3.
Passo 3
Explicação didática do conceito de molecularidade e aplicação a cada etapa:
Definição rápida e amigável: a molecularidade de uma etapa elementar é o número de moléculas (ou átomos/espécies) reativas que colidem/participam simultaneamente nessa etapa. Para etapas elementares simples, é simplesmente a soma das espécies que aparecem do lado dos reagentes dessa etapa. Molecularidade é uma propriedade da etapa elementar (não do mecanismo completo) e só faz sentido para etapas elementares.
Aplicando ao mecanismo:
Etapa 1: reagente é \mathrm{O}_{3} (uma única molécula). A molecularidade é 1 — chamamos de unimolecular.
Etapa 2: reagentes são \mathrm{O}_{2} e \mathrm{O} (duas partículas). A molecularidade é 2 — bimolecular.
Etapa 3: reagentes são \mathrm{O} e \mathrm{O}_{3} (duas partículas). A molecularidade é 2 — bimolecular.
Passo 4
Definição e identificação de intermediários (explicação didática):
Intermediário é uma espécie que é produzida em uma (ou mais) etapas do mecanismo e consumida em uma (ou mais) etapas subsequentes, e que não aparece na equação global como reagente inicial fixo ou produto final (ou aparece mas é gerada e consumida durante o mecanismo). Intermediários não existem em grande quantidade no estado inicial; são “espécies temporárias” do mecanismo.
Verificando as espécies do mecanismo: \mathrm{O}_{3} aparece como reagente inicial na Etapa 1 e também é consumida/produzida em outras etapas; \mathrm{O}_{2} aparece na equação global como produto final; \mathrm{O} (o átomo de oxigênio) é produzido na Etapa 1 e consumido nas Etapas 2 e 3. A espécie que é claramente formada numa etapa e consumida em outras é \mathrm{O}.
Portanto o(s) intermediário(s) do mecanismo é(são): \mathrm{O}.
Passo 5
Princípio para escrever a lei da velocidade de uma etapa elementar (explicação didática):
Para uma etapa elementar, a lei da velocidade (taxa) tem a forma direta dada pela colisão/participação das espécies reagentes nessa etapa. Em termos práticos: se a etapa elementar é
\alpha A + \beta B + \cdots \xrightarrow{k} \text{produtos},
então a velocidade (taxa de avanço) da etapa é
r = k [A]^{\alpha}[B]^{\beta}\cdots,
onde k é a constante de velocidade daquela etapa e [X] indica concentração de X. Aqui \alpha,\beta são os coeficientes estequiométricos dos reagentes na etapa elementar. Esse resultado vale porque, numa etapa elementar, os reagentes colidem/participam exatamente na proporção indicada — por isso a lei de velocidade reflete diretamente a estequiometria dos reagentes nessa etapa.
Sinal das taxas para consumo/produção: se a velocidade de avanço é r, então a contribuição dessa etapa para a variação temporal de uma espécie S é
onde \nu_{S} é o coeficiente estequiométrico algébrico (positivo para produção, negativo para consumo) da espécie S na etapa.
Passo 6
Aplicando o princípio às três etapas: escrevo a velocidade de avanço de cada etapa (taxa elementar) e depois escrevo como cada espécie é afetada por essa etapa (ou seja, a lei da velocidade para cada componente naquela etapa).
Resumo e interpretação final (ajuda prática para a prova):
Para cada etapa: escreva primeiro a forma elementar (já dada), identifique reagentes e seus coeficientes, escreva r=k\prod[\text{reagentes}]^{\text{coef}}. Depois multiplique r pelos coeficientes algébricos para obter as contribuições às derivadas temporais das concentrações.
Se precisar da variação total de cada espécie ao longo do tempo (útil em problemas cinéticos), some as contribuições de todas as etapas. Por exemplo, a variação total de [\mathrm{O}] é
(Isto é só um exemplo de soma das contribuições já calculadas; de modo análogo você pode somar para [\mathrm{O}_{3}] e [\mathrm{O}_{2}].)
Dica de prova: identificar rapidamente intermediários e escrever as leis elementares economiza muito tempo. Se a questão pedir a lei global, você pode precisar aplicar aproximação de estado estacionário para intermediários (isso não foi pedido aqui, mas é um próximo passo comum).