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
- A)um catalisador seja adicionado ao meio reacional.
Errada, porque a reacao pode ocorrer sem adicao de catalisador; ele apenas acelera o processo, nao e condicao necessaria.
- B)a colisão seja elástica e a massa de cada produto seja igual à massa de cada um dos reagentes.
Errada, pois colisao elastica nao explica formacao de produtos, e a massa dos produtos nao precisa ser igual a de cada reagente individualmente.
- C)as moléculas colidam com energia potencial superior à energia de ativação.
Errada, porque o criterio relevante e a energia cinetica suficiente para superar a energia de ativacao, nao energia potencial superior.
- D)as moléculas colidam entre si com geometria favorável à formação do complexo ativado e com energia cinética suficiente.
Certa, pois a colisao so gera produto quando ocorre com orientacao favoravel e energia cinetica suficiente para formar o complexo ativado.
- E)a energia de ativação da reação seja diminuída.
Errada, porque diminuir a energia de ativacao e efeito de catalisador, nao requisito que as moleculas precisam cumprir em cada colisao.
Gabarito: D
Em cinetica quimica, nao basta olhar so para a equacao e concluir que, porque ha muito choque entre moleculas, a reacao vai andar rapido. O ponto central e que a reacao so acontece quando as particulas colidem de modo efetivo, isto e, com orientacao adequada e com energia suficiente para vencer a energia de ativacao. Pense como uma porta com fechadura: nao adianta bater na porta toda hora se a chave nao encaixa e se o empurrao nao for forte o bastante. No caso do NO com O3, as moleculas se chocam muitas vezes por segundo, mas a maioria dessas colisoes nao leva a produto. Isso ocorre porque existe uma parcela minima de energia necessaria e tambem uma geometria favoravel para que os atomos se reorganizem e formem o complexo ativado. Sem esses dois requisitos, a colisao vira apenas um encontro social sem resultados praticos. Por isso, a ideia correta e a da alternativa D: as moleculas precisam colidir com geometria favoravel a formacao do complexo ativado e com energia cinetica suficiente. A energia cinetica precisa ser suficiente para superar a barreira energetica, e a orientacao precisa permitir a quebra e formacao de ligacoes no caminho da reacao. Esse e o famoso criterio de colisao efetiva, base classica da teoria das colisoes em cinetica quimica. A banca explora bastante essa diferenca entre "colidir" e "reagir". Colisao por si so nao basta: e necessario choque efetivo. Por isso a resposta certa nao depende de catalisador obrigatorio nem de energia potencial maior que a de ativacao, mas sim de orientacao correta e energia minima adequada.