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Na situação hipotética apresentada no texto 10A2-II, se o
hidrogênio fosse estável a temperaturas acima de 200 °C, seria de
se esperar que o aumento da temperatura do meio
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No que tange ao efeito da pressão na situação hipotética
apresentada no texto 10A2-II, julgue os itens a seguir.
I O aumento da pressão aumentou a velocidade da reação até atingir o limite desse parâmetro, pois, com o aumento da pressão de H2, mais hidrogênio foi dissolvido na solução.
II O aumento da pressão aumentou a velocidade da reação, o que comprova que a reação é de 1.ª ordem em relação ao hidrogênio.
III O fato de haver um limite para o aumento da velocidade da reação devido à pressão indica que existe uma capacidade limitada do catalisador de suportar o H2.
Assinale a opção correta.
I O aumento da pressão aumentou a velocidade da reação até atingir o limite desse parâmetro, pois, com o aumento da pressão de H2, mais hidrogênio foi dissolvido na solução.
II O aumento da pressão aumentou a velocidade da reação, o que comprova que a reação é de 1.ª ordem em relação ao hidrogênio.
III O fato de haver um limite para o aumento da velocidade da reação devido à pressão indica que existe uma capacidade limitada do catalisador de suportar o H2.
Assinale a opção correta.
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Considerando a situação hipotética apresentada no texto 10A2-II,
assinale a opção correta, no que diz respeito ao catalisador.
O gás NO reage com o gás O3 conforme a seguinte
equação.
NO (g) + O3 (g) ? NO2 (g) + O2 (g)
Estudos mostraram que, quando esses dois gases são colocados em um mesmo recipiente a 25 °C e 1 atm, cada molécula colide, em média, cerca de um bilhão de vezes por segundo com outras moléculas. Se todas essas colisões resultassem em formação de produto, a reação aconteceria em uma fração de segundo. Porém, não é isso que se observa empiricamente, sendo a reação muitíssimo mais lenta.
Nesse caso, para que a reação aconteça, a simples colisão entre as moléculas não é suficiente; é necessário, também, que
NO (g) + O3 (g) ? NO2 (g) + O2 (g)
Estudos mostraram que, quando esses dois gases são colocados em um mesmo recipiente a 25 °C e 1 atm, cada molécula colide, em média, cerca de um bilhão de vezes por segundo com outras moléculas. Se todas essas colisões resultassem em formação de produto, a reação aconteceria em uma fração de segundo. Porém, não é isso que se observa empiricamente, sendo a reação muitíssimo mais lenta.
Nesse caso, para que a reação aconteça, a simples colisão entre as moléculas não é suficiente; é necessário, também, que
Alguns povos indígenas da Amazônia utilizam a casca da
quina (Coutarea hexandra) para extrair quinina, uma substância
que eles utilizam para tratar febre. Atualmente, a quinina é
utilizada no tratamento da malária e de arritmias cardíacas, além
de ser o flavorizante da água tônica. Os estudos sobre a cinética
de degradação da quinina por ácido estabeleceram que a lei de
velocidade dessa reação é dada por v = k [quinina] [ácido]2
, em
que v é a velocidade da reação e k é a constante de velocidade.
Nesses estudos, quando 1,0 × 10-4 mol/L de quinina foram
misturados com 5,0 × 10-3 mol/L de ácido, a velocidade da
reação medida foi de 2,4 × 10-3 mol·L-1·s-1.
Com base nessas informações, é correto afirmar que, se as concentrações iniciais de quinina e de ácido forem, respectivamente, de 0,250 mol/L e 0,160 mol/L, então a velocidade inicial da reação será igual a
Com base nessas informações, é correto afirmar que, se as concentrações iniciais de quinina e de ácido forem, respectivamente, de 0,250 mol/L e 0,160 mol/L, então a velocidade inicial da reação será igual a
