Reação de decomposição do ozônio e a cinética química

Reação de decomposição do ozônio e a cinética química

Em 1930, Chapman sugeriu um mecanismo para formação e destruição de ozônio atmosférico a partir de espécies de oxigênio. As reações são descritas a seguir:
O2 + hν  2 O k1 (s-1) (1)
O + O2 + M  O3 + M k2 (cm6molecule-2s-1) (2)
O3 + hν  O + O2 k3 (s-1) (3)
O + O3  2 O2 k4 (cm3molecules-1 s-1) (4)
Sendo M uma molécula de espécie não-reativa que estabilize a energia liberada na reação 2, de forma que o ozônio formado não seja novamente degradado a gás oxigênio e oxigênio nascente. (Devido à proporção de gases atmosféricos, M tende a ser N2 ou O2). As constantes k1 e k3 dependem da intensidade de luz incidente (neste caso, a luz do sol).
Analisando as reações, podemos prever que a ordem de reação teórica de cada reação é (1) e (3) são de primeira ordem, a reação (2) é de terceira ordem e a (4) é de segunda ordem. Uma análise mais aprofundada revela que a reação (2) é tri-molecular e que as concentrações de M e O2 na atmosfera são imensamente maiores às das outras espécies envolvidas, e podem ser consideradas constantes ao longo do tempo. Assim, podemos esperar que a reação (1) ocorra em ordem zero e a reação (2) possua ordem 1
A concentração de ozônio tende a ser maior na estratosfera do que na troposfera, podemos deduzir a partir das reações a taxa de formação de O e O3: d[O]/dt = 2k1[O2]− k2[O][O2][M] + k3[O3]− k4[O][O3] d[O3]/dt = k2[O][O2][M] − k3[O3]− k4[O][O3]
Assumindo que a concentração de intermediários de reação é constante ao longo do tempo – taxa de variação nula - (teoria do estado estacionário), temos que: d[O]/dt = d[O3]/dt = 0
[O] = (2k1[O2]+ k3[O3]) /( k2[O2][M]+ k4[O3])
[O3] = (k2[O][O2][M]) / (k3+ k4[O])
Rearranjando a reação de concentração de ozônio, temos:
[O3] =(k2[O2][M]/ k4) / ([k3/(k4[O])]+1)
A partir de diversos estudos, sabe-se que as constantes k1 a k4 dependem da altitude e tem valor: k1~10-12 s-1 k2 ~ 2x10-33 cm6 molecule-2 s-1 k3 ~10-3 s -1
k4