A reaçāo 2 HgCl2(s)+C2 O4^2 (aq) 2 Cl (aq) +2 CO2( (s) +Hg2 Cl2 (s) apresentou os seguintes dados cinéticos:
Experimento |c|c|c|c| hline Experimento & $[HgCl2]0 mol L^-1$ & $[C2 O4 ^2 cdot]0 mol L^-1$ & Velocidade $(t=0)$ hline 1 & 0,164 & 0,45 & $2,88.10^-4$ hline 2 & 0,082 & 0,45 & $1,44.10^-4$ hline 3 & 0,246 & $?$ & $4,8,10^-5$ hline 4 & 0,164 & 0,15 & $3,2.10^-5$ hline (1,0) Velocidade
1 0,164 0,45
2 0,082 0,45
3 0,246
4 0,164 0,15
Esta reação poderia ocorrer por um mecanismo de uma única etapa?

Passo 1

Beleza, vamos dar uma olhada nesse exercício. A gente tem uma reação química:
2 HgCl2(s) + C2 O4^2- , (aq) 2 Cl^- , (aq) + 2 CO2(g) + Hg2 Cl2 , (s)
E uma tabela com dados de diferentes experimentos mostrando as concentrações iniciais dos reagentes e a velocidade inicial da reação. A pergunta é: Essa reação poderia ocorrer por um mecanismo de uma única etapa?
Para resolver isso, vamos precisar entender um pouco de cinética química, que estuda a velocidade das reações e os fatores que a influenciam. Vamos analisar os dados para descobrir a lei de velocidade da reação e ver se isso sugere um mecanismo de uma só etapa.

Passo 2

Primeiro, vamos lembrar o que é a lei de velocidade. Ela relaciona a velocidade da reação com as concentrações dos reagentes elevadas a certos expoentes, que são chamados de ordens parciais. A lei de velocidade geral tem a forma:
Velocidade = k [HgCl2]^m [C2O4^2-]^n
Aqui, $ k $ é a constante de velocidade, e $ m $ e $ n $ são as ordens em relação a $ \mathrm{HgCl}_2 $ e $ \mathrm{C}_2\mathrm{O}_4^{2-} $, respectivamente.
Nos dados, temos várias experiências com diferentes concentrações de reagentes e velocidades correspondentes. Vamos usar essas informações para encontrar $ m $ e $ n $.

Passo 3

Vamos começar comparando Experimento 1 e 2, onde a concentração de $ \mathrm{C}_2\mathrm{O}_4^{2-} $ é a mesma (0,45 mol/L), mas a concentração de $ \mathrm{HgCl}_2 $ é dobrada de 0,082 para 0,164 mol/L.
Observamos que a velocidade dobra de $ 1,44 \times 10^{-4} $ para $ 2,88 \times 10^{-4} $ mol/(L·s).
Isso sugere que a velocidade é proporcional à concentração de $ \mathrm{HgCl}_2 $. Ou seja, $ m = 1 $.

Passo 4

Agora, vamos comparar Experimento 1 e 4, onde a concentração de $ \mathrm{HgCl}_2 $ é a mesma (0,164 mol/L), mas a concentração de $ \mathrm{C}_2\mathrm{O}_4^{2-} $ é reduzida de 0,45 para 0,15 mol/L.
A velocidade diminui de $ 2,88 \times 10^{-4} $ para $ 3,2 \times 10^{-5} $ mol/(L·s).
Para encontrar a ordem em relação a $ \mathrm{C}_2\mathrm{O}_4^{2-} $, vamos ver de quanto a velocidade mudou quando a concentração foi reduzida para 1/3:
HgCl2
Isso é aproximadamente $ \left(\frac{1}{3}\right)^2 $, o que sugere que $ n = 2 $.

Passo 5

Agora que temos $ m = 1 $ e $ n = 2 $, podemos escrever a lei de velocidade:
m = 1
Isso significa que a reação é de primeira ordem em $ \mathrm{HgCl}_2 $ e de segunda ordem em $ \mathrm{C}_2\mathrm{O}_4^{2-} $.

Passo 6

Para verificar se a reação pode ocorrer por um único passo mecânico, precisamos considerar a ordem total da reação. A ordem total é a soma das ordens parciais:
Ordem total = m + n = 1 + 2 = 3
Reações que ocorrem em uma única etapa geralmente têm ordens de reação que correspondem à estoquiometria dos reagentes na equação balanceada. No nosso caso, a equação balanceada mostra 2 mols de $ \mathrm{HgCl}_2 $ e 1 mol de $ \mathrm{C}_2\mathrm{O}_4^{2-} $, o que não corresponde diretamente à nossa lei de velocidade, que tem ordem total 3 (não 3 mols reagentes na equação).

Resposta

Não, a reação não pode ocorrer por um mecanismo de uma única etapa.

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