diagrama de fases cinetica quimica

01 – (UEFS 2010.1)
[ICl](mol.L-1)
[H2] (mol.L -1)
Velocidade inicial
(mol.L–1.s–1)
1,5
1,5
3,7.10–7
3,0
1,5
7,4.10–7
3,0
4,5
22.10–7
4,7
2,7
X
Os dados apresentados na tabela foram obtidos a partir de experimentos feitos com a reação de cloreto de iodo, ICl(g) e hidrogênio, H2(g), a determinada temperatura. Uma análise desses dados permite inferir:
a) A lei de velocidade de reação é representada pela expressão v = k[ICl].
b) A velocidade de reação independe da concentração de hidrogênio.
c) A reação ocorre a partir da colisão entre duas moléculas de ICl.
d) O valor da constante de velocidade de reação, k, para essa reação é 1,64.10–7mol−1L.s−1.
e) A velocidade inicial de reação, representada por X na tabela, é igual a 1,27.10−6mol.L−1.s−1.
02. – (UEFS 2010.2) H2(g) + I2(g) → 2HI(g) v = k[H2] [I2] 450°C O modelo da teoria das colisões, que resultou de estudos dos fatores que influem na velocidade das reações químicas, é uma explicação para o modo como as moléculas de reagentes são clivadas e são formadas as moléculas de produtos de uma reação química. Admitindo-se a reação química elementar entre o hidrogênio e o iodo, a 450°C, representada pela equação química, a expressão da lei de velocidade dessa reação, e com base na teoria das colisões, para que essa reação ocorra, dentre outros fatores, é preciso que
a) a energia de colisão entre as moléculas de H2(g) e I2(g) seja menor que a energia de ativação.
b) a orientação com a qual essas moléculas colidem forme ângulos de 180° ou de 45° entre seus eixos.
c) a frequência de choque por segundo entre as moléculas de H2(g) e de I2(g) seja grande.
d) as moléculas de H2(g) e de I2(g) tenham tamanhos e formas geométricas diferentes.
e) as colisões efetivas entre moléculas de H2(g) e de I2(g) ocorram quando essas moléculas se encontram no estado sólido.
03 - (UESB 2010.1)

O diagrama representa as entalpias das