O ozônio reage com o dióxido de nitrogênio, produzindo pentóxido de dinitrogênio e oxigênio:
O3(g)+2 NO2(g) N2 O5(g)+O2(g)
Acredita-se que a reação ocorra em duas etapas
c O3(g)+NO2(g) NO3(g)+O2(g) NO3(g)+NO2(g) N2 O5(g)
A lei de velocidade experimental é velocidade =k[O3][NO2]. O que você pode dizer sobre as velocidades relativas das duas etapas do mecanismo?

Passo 1

Beleza, vamos dar uma olhada no que a questão está pedindo. A gente tem uma reação química onde o ozônio (O₃) reage com o dióxido de nitrogênio (NO₂) formando pentóxido de dinitrogênio (N₂O₅) e oxigênio (O₂). A reação acontece em duas etapas, e a lei de velocidade experimental é dada por:
velocidade = k[O3][NO2]
Vamos precisar entender como as duas etapas do mecanismo influenciam essa velocidade e descobrir qual delas é mais rápida ou mais lenta.

Passo 2

Primeiro, é importante lembrar que a taxa de uma reação depende da etapa mais lenta, conhecida como etapa limitante ou etapa determinante da velocidade. A lei de velocidade experimental nos dá uma pista sobre qual etapa está controlando a reação.

Passo 3

Vamos analisar as duas etapas do mecanismo:
  1. Primeira etapa:
    O3 + NO2 NO3 + O2
    A lei de velocidade dessa etapa, assumindo que ela seja a limitante, seria:
    velocidade1 = k1[O3][NO2]
  2. Segunda etapa:
    NO3 + NO2 N2O5
    Como essa etapa depende da concentração de NO₃ e NO₂, a lei de velocidade seria:
    velocidade2 = k2[NO3][NO2]

Passo 4

Comparando a lei de velocidade experimental com a da primeira etapa, vemos que elas são iguais:
velocidade experimental = k[O3][NO2] = velocidade1
Isso indica que a primeira etapa é a que está controlando a velocidade total da reação, ou seja, ela é a etapa limitante e mais lenta.

Resposta

A primeira etapa do mecanismo é mais lenta e determina a velocidade total da reação, enquanto a segunda etapa é mais rápida.

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