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Problemas de Química 2º Bachillerato PAU – Cinética química –
4
4
1.–
La reacción en fase gaseosa: 2 NO(g) + O2(g)  2 NO2(g) es uno de los pasos
intermedios en la síntesis de abonos nitrogenados. Se trata de una reacción de orden 2 respecto
al monóxido de nitrógeno, y de orden 1 respecto al oxígeno.
a) Escriba la ecuación de velocidad para esta reacción. Indique, razonadamente, las unidades
con las que se expresan la velocidad y la constante de velocidad de esta reacción.
b) ¿Qué sucede con la velocidad de la reacción si aumentamos la temperatura y mantenemos
constante el volumen? ¿Y si aumentamos el volumen y mantenemos constante la
temperatura?
Justifique las respuestas.
a) v = k [NO]2 [O2]; ║v║ = ║mol L–1 s–1║; ║k║ = ║L2 mol–2 s–1║ ; b) A mayor temperatura
la velocidad aumenta; a mayor volumen la velocidad disminuye (disminuyen las
concentraciones).
2.– La reacción en fase gaseosa: A + B  C + D es endotérmica y su ecuación cinética es
v = k [A]2. Justifique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a) El reactivo A se consume más deprisa que el B.
b) Un aumento de presión total produce un aumento de la velocidad de la reacción.
c) Una vez iniciada la reacción, la velocidad de reacción es constante si la
temperatura no varía.
d) Por ser endotérmica, un aumento de temperatura disminuye la velocidad de
reacción.
a) Falsa; se consumen a la misma velocidad ; b) Verdadera ; c) Falsa; disminuye al disminuir
continuamente [A] ; d) Falsa; un aumento de temperatura siempre conlleva un aumento de la
velocidad de las reacciones.
3.–
La reacción: 2 N2O5(g)  4 NO2(g) + O2(g) es de orden 1 y su constante de
velocidad a 45 ºC vale 5,0·10–4 s–1. Suponiendo que la concentración inicial de N2O5 es 0,25 M,
determine a esa temperatura:
a) la concentración de N2O5 después de 3 minutos exactos;
b) el tiempo necesario para que la concentración de N2O5 sea 0,15 M.
a) [N2O5]f ≈ 2,3 dM ; b) t ≈ 17 min.
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Solución: a) Como nos dan los órdenes parciales (que nos dicen que la reacción transcurre de
forma elemental), conocemos los exponentes de la ecuación cinética, por lo que:
𝑣𝑣 = 𝑘𝑘 [NO]2 [O2 ].
La velocidad de una reacción siempre se expresa en mol L–1 s–1. Las unidades de la constante de
velocidad se calculan teniendo en cuenta la ecuación cinética:
𝑣𝑣
mol L–1 s –1
2
� = �L2 mol–2 s –1 �.
𝑣𝑣 = 𝑘𝑘 [NO] [O2 ] ⇒ ⟦𝑘𝑘⟧ = �
�=�
[NO]2 [O2 ]
mol2 L–2 · mol L–1
𝐸𝐸 a
d) Al aumentar la temperatura, aumentamos el valor de la constante de velocidad �𝑘𝑘 = 𝐴𝐴 𝑒𝑒 – 𝑅𝑅 𝑇𝑇 �
por lo que la reacción transcurre más rápidamente (no varían las concentraciones, pero sí lo hace la
constante de velocidad). Al aumentar el volumen, manteniendo la misma cantidad de cada
sustancia, disminuye la concentración de éstas, por lo que la velocidad de la reacción disminuye,
ya que es proporcional a las concentraciones de los reactivos (la constante no varía, al no variar la
temperatura, pero la velocidad sí).
Solución: a) Como por cada molécula de A que se consume, se consume una molécula de B, la
velocidad de desaparición de ambos reactivos es la misma. Falsa.
b) Verdadera. Un aumento de la presión, sin variar la temperatura, ocasiona una disminución de
volumen y, por tanto, un aumento de la concentración. Como la velocidad depende del cuadrado
de [A], y éste aumenta, la velocidad aumenta.
c) Falsa. La concentración de A va disminuyendo, lo que ocasiona una disminución en la
velocidad de reacción a lo largo del tiempo.
d) Falsa. Un aumento de la temperatura siempre conlleva un aumento en la velocidad de reacción,
al aumentar el número de choques efectivos. Si la reacción fuera un equilibrio (como tal no
aparece), aumentaría en mayor medida la velocidad de la reacción inversa (por ser endotérmica) y
la reacción se desplazaría hacia la formación de reactivos, pero aumentando siempre la velocidad
de ambas reacciones, directa e inversa.
Solución: a) La ecuación cinética o ecuación de velocidad será:
𝑣𝑣 = 𝑘𝑘 [N2 O5 ].
La velocidad de desaparición del N2O5 a su vez es (ponemos la estequiometría a 1 para que
coincida con la expresión de la constante:
d[N2 O5 ]
𝑣𝑣 = –
d𝑡𝑡
Igualando ambas ecuaciones y resolviendo la integral planteada para hallar la concentración:
[N2 O5 ]f
𝑡𝑡 f
d[N2 O5 ]
d[N2 O5 ]
d[N2 O5 ]
𝑣𝑣 = 𝑘𝑘 [N2 O5 ] = –
⇒ 𝑘𝑘 d𝑡𝑡 = –
⇒ � 𝑘𝑘 d𝑡𝑡 = �
–
[N2 O5 ]
[N2 O5 ]
d𝑡𝑡
[N2O5 ]0
𝑡𝑡 0
𝑘𝑘 (𝑡𝑡f – 𝑡𝑡0 ) = ln [N2 O5 ]0 – ln [N2 O5 ]f ⇒ [N2 O5 ]f = [N2 O5 ]0 · 𝑒𝑒 – 𝑘𝑘 (𝑡𝑡f
–4 –1
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4.– Mediante un diagrama de energía–coordenada de la reacción, justifique en cada caso si la
velocidad de reacción depende de la diferencia de energía entre:
a) reactivos y productos, en cualquier estado de agregación;
b) reactivos y productos, en su estado estándar;
c) reactivos y estado de transición;
d) productos y estado de transición.
Sólo es correcta la c) para la reacción directa y la d) para la reacción inversa.
Licencia Creative Commons 3.0. Autor: Antonio José Vasco Merino
– 𝑡𝑡 0 )
[N2 O5 ]f = [N2 O5 ]0 · 𝑒𝑒 –5,0·10 s ·180 s = 0,25 M · 𝑒𝑒 –0,09 ≅ 0,23 M.
b) Aplicando otra vez la ecuación obtenida anteriormente:
[N O ]
0,25 M
ln [ 2 5 ]0
ln 0,15 M
N2 O5 f
𝑘𝑘 (𝑡𝑡f – 𝑡𝑡0 ) = ln [N2 O5 ]0 – ln [N2 O5 ]f ⇒ 𝑡𝑡f =
=
≅ 1000 s ≅ 17 min.
𝑘𝑘
5,0·10–4 s –1
Solución: La a) y la b) no son correctas porque la
velocidad solo depende de la energía de activación y
la temperatura, según se puede comprobar aplicando
𝐸𝐸 a
la Ecuación de Arrhenius: 𝑘𝑘 = 𝐴𝐴 𝑒𝑒 – 𝑅𝑅 𝑇𝑇 .
La c) es correcta para la velocidad de la reacción
directa, ya que la diferencia de energía entre reactivos
y estado de transición es la energía de activación.
La d) solo sería correcta si hablamos de la
velocidad de reacción de la reacción inversa, por las misma razón comentada en el punto anterior.
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5.–
Para la reacción entre dos reactivos A y B a una determinada temperatura, se obtienen los
siguientes datos experimentales:
Experimento
1
2
3
[A] inicial (mol L–1)
0,040
0,080
0,080
–1
[B] inicial (mol L )
0,040
0,040
0,080
v inicial (mol L–1 s–1)
1,30·10–3
2,60·10–3
5,20·10–3
4
Determine:
a) el orden de reacción respecto de A y B y el orden total;
b) el valor de la constante de velocidad, indicando sus unidades.
a) Orden 1 frente a los dos reactivos y orden total 2 ; b) k ≈ 8,1 dL mol–1 s–1.
4
6.– Para la reacción entre el NO y el H2 , 2 NO(g) + 2 H2(g)  N2(g) + 2 H2O(ℓ) se ha
observado que su ecuación de velocidad es v = k [NO]2 [H2], y el mecanismo propuesto es:
2 NO + H2  N2 + H2O2 (lenta) ; H2O2 + H2  2 H2O (rápida)
a) Justifique si el mecanismo propuesto es coherente con la ecuación de velocidad.
b) Indique la molecularidad de la etapa determinante de la velocidad.
c) Indique el orden de reacción de la reacción global.
a) Sí lo es (coincide con lo que indica la ecuación cinética) ; b) La molecularidad es 3 (2
moléculas de NO y una de H2 ; c) Orden frente a NO, 2; orden frente a H2, 1; orden total, 3.
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Solución: a) Partimos de la expresión de la ecuación cinética de la reacción:
𝑣𝑣 = 𝑘𝑘 [A]𝛼𝛼 [B]𝛽𝛽
Comparando los datos del experimento 2 y del experimento 1:
𝛽𝛽
𝑣𝑣2 𝑘𝑘 [A]𝛼𝛼2 [B]2 2,60·10–3 mol L–1 s –1 [A]𝛼𝛼2 (0,080 mol L–1 )𝛼𝛼
=
⇒
=
=
(0,040 mol L–1 )𝛼𝛼
𝑣𝑣1 𝑘𝑘 [A]𝛼𝛼1 [B]𝛽𝛽 1,30·10–3 mol L–1 s –1 [A]𝛼𝛼1
1
2 = 2𝛼𝛼 ⇒ log 2 = 𝛼𝛼 · log 2 ⇒ 𝛼𝛼 = 1.
Comparando el experimento 3 y el experimento 2:
𝛽𝛽
𝛽𝛽
𝑣𝑣3 𝑘𝑘 [A]𝛼𝛼3 [B]3 5,20·10–3 mol L–1 s –1 [B]3 (0,080 mol L–1 )𝛽𝛽
=
⇒
=
=
(0,040 mol L–1 )𝛽𝛽
𝑣𝑣2 𝑘𝑘 [A]𝛼𝛼2 [B]𝛽𝛽 2,60·10–3 mol L–1 s –1 [B]𝛽𝛽
2
𝛽𝛽
2
2 = 2 ⇒ log 2 = 𝛽𝛽 · log 2 ⇒ 𝛽𝛽 = 1.
El orden es 1 con respecto a A y también 1 con respecto a B, siendo 2 el orden total.
b) Para hallar la constante utilizamos uno de los experimentos, por ejemplo, el 1:
𝑣𝑣1
𝑣𝑣1 = 𝑘𝑘 [A]1 [B]1 ⇒ 𝑘𝑘 =
[A]1 [B]1
–3
–1 –1
1,30·10 mol L s
𝑘𝑘 =
≅ 8,1·10–1 L1 mol–1 s–1 .
0,040 mol L–1 · 0,040 mol L–1
Solución: a) El mecanismo propuesto es coherente ya que la etapa más lenta del proceso es la
primera, que es la que se corresponde con la ecuación de velocidad.
b) La molecularidad de la etapa determinante de la velocidad es tres, puesto que deben chocar
dos moléculas de monóxido de nitrógeno con una de hidrógeno para que tenga lugar.
c) El orden total de la reacción es 3, puesto que lo único que cuenta tanto para los órdenes
parciales como para el orden total son los exponentes de la ecuación de velocidad. Por los propios
datos del problema (los exponentes de la ecuación cinética) el orden respecto al monóxido de
nitrógeno es 2, y el orden respecto al hidrógeno es 1.
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7.–
4
Para la reacción:
A+B 
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C se obtuvieron los siguientes resultados:
ENSAYO
[A] (mol L–1)
[B] (mol L–1)
v (mol L–1 s–1)
1º
0,1
0,1
×
2º
0,2
0,1
2×
3º
0,1
0,2
4×
a) Determine la ecuación de velocidad.
b) Determine las unidades de la constante cinética k.
c) Indique cuál de los dos reactivos se consume más deprisa.
d) Explique cómo se modifica la constante cinética, k, si se añade más reactivo B al sistema.
a) v = k [A] [B]2 ; b) ║k║ = ║L2 mol–2 s–1║ ; c) Ambos a la misma velocidad ; d) No varía
(es constante).
8.–
4
Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones:
a) Escriba las expresiones de velocidad para las siguientes reacciones químicas referidas tanto
a la desaparición de reactivos como a la formación de productos:
a.1) 3 O2(g)  2 O3(g).
a.2) 4 NO2(g) + O2(g)  2 N2O5(g).
b) En la reacción: 4 NO2(g) + O2(g)  2 N2O5(g), el oxígeno molecular en un
determinado momento se está consumiendo con una velocidad de 0,024 M s–1.
b.1) ¿Con qué velocidad se está formando en ese instante el producto N2O5?
b.2) ¿Con qué velocidad se está consumiendo, en ese momento, el reactivo NO2?
1 d[O ]
1 d[O3 ]
1 d[NO2 ]
1 d[O ]
1 d[N2 O5 ]
a.1) 𝑣𝑣 =– d𝑡𝑡2 =
; a.2) 𝑣𝑣 = –
= – d𝑡𝑡2 =
; b.1) v = 4,8 cM s–1 ;
d𝑡𝑡
d𝑡𝑡
3
2 d𝑡𝑡
4
1
2
b.2) v = 9,6 cM s–1.
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Solución: a) La ecuación cinética (o ecuación de velocidad) de la reacción es:
𝑣𝑣 = 𝑘𝑘 [A]α [B]𝛽𝛽
Tenemos que determinar el orden de la reacción con respecto a los reactivos. Aunque se puede
hacer sin cálculos, optamos por la demostración completa:
Comparando los datos del experimento 2 y del experimento 1:
𝛽𝛽
𝑣𝑣2 𝑘𝑘 [A]α2 [B]2
2 × mol L–1 s –1 [A]𝛼𝛼2 (0,2 mol L–1 )α
=
⇒
=
=
[A]𝛼𝛼1
(0,1 mol L–1 )α
𝑣𝑣1 𝑘𝑘 [A]α [B]𝛽𝛽
× mol L–1 s –1
1
1
2 = 2α ⇒ log 2 = 𝛼𝛼 · log 2 ⇒ 𝛼𝛼 = 1.
Comparando el experimento 3 y el experimento 1:
𝛽𝛽
𝛽𝛽
𝑣𝑣3 𝑘𝑘 [A]α3 [B]3
4 × mol L–1 s –1 [B]3 (0,2 mol L–1 )𝛽𝛽
=
⇒
=
=
𝛽𝛽
(0,1 mol L–1 )𝛽𝛽
𝑣𝑣1 𝑘𝑘 [A]α1 [B]𝛽𝛽
× mol L–1 s–1
[
]
B
1
1
log 4 log 22 2 · log 2
4 = 2 ⇒ log 4 = 𝛽𝛽 · log 2 ⇒ 𝛽𝛽 =
=
=
= 2.
log 2
log 2
log 2
𝑣𝑣 = 𝑘𝑘 [A] [B]2 .
b) Para hallar las unidades de la constante utilizamos la ecuación cinética:
𝑣𝑣
mol L–1 s –1
2
⟦
⟧
� = �L2 mol–2 s–1 �.
𝑣𝑣 = 𝑘𝑘 [A] [B] ⇒ 𝑘𝑘 = �
�=�
[A] [B]2
mol L–1 · mol2 L–2
c) La velocidad de consumo de los reactivos viene dada por los coeficientes estequiométricos, ya
que la velocidad de aparición o desaparición es:
1 d[B] 1 d[C]
1 d[A]
=–
=
.
𝑣𝑣 = –
1 d𝑡𝑡
1 d𝑡𝑡
1 d𝑡𝑡
Por tanto, ambos reactivos se consumen a la misma velocidad.
d) La constante cinética (como cualquier constante) es constante, por lo que no varía con la
concentración de B. Lo que varía es la velocidad de la reacción que sí depende de [B].
La constante de velocidad sólo depende de la temperatura.
Solución: a.1) La expresión que relaciona velocidades de aparición y desaparición es:
1 d[ O 2 ] 1 d[ O 3 ]
𝑣𝑣 = –
=
.
3 d𝑡𝑡
2 d𝑡𝑡
a.2) En este caso es:
1 d[NO2 ]
1 d[O2 ] 1 d[N2 O5 ]
𝑣𝑣 = –
= –
=
.
4 d𝑡𝑡
1 d𝑡𝑡
2
d𝑡𝑡
b.1) Por la expresión del apartado anterior comprobamos que la velocidad a la que aparece N2O5
es el doble de la velocidad a la que desaparece O2 por lo que:
1 d[O2 ] 1 d[N2 O5 ]
d[N2 O5 ]
d[O2 ]
–
=
⇒
= 2·
= 2 · 0,024 M s–1 = 0,048 M s –1 .
1 d𝑡𝑡
2
d𝑡𝑡
d𝑡𝑡
d𝑡𝑡
b.2) Por la expresión del apartado a.2) comprobamos que la velocidad a la que desaparece NO2 es
el cuádruple de la velocidad a la que desaparece O2 por lo que:
1 d[NO2 ]
1 d[ O 2 ]
d[NO2 ]
d[O2 ]
–
= –
⇒
= 4·
= 4 · 0,024 M s–1 = 0,096 M s–1 .
4 d𝑡𝑡
1 d𝑡𝑡
d𝑡𝑡
d𝑡𝑡
En ningún caso tenemos en cuenta los signos porque ya están implícitos (todos positivos) en el
enunciado.
𝛽𝛽
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9.–
Se ha medido la velocidad en la reacción: A + 2 B  C, a 25 ºC, para lo que se han
diseñado cuatro experimentos, obteniéndose como resultado la siguiente tabla de valores:
Experimento
1
2
3
4
[A0] (mol L–1)
0,10
0,20
0,10
0,10
[B0] (mol L )
0,10
0,10
0,30
0,60
v0 (mol L–1 s–1)
5,5·10–6
2,2·10–5
1,65·10–5
3,3·10–5
–1
4
Determine:
a) la ley de velocidad para la reacción;
b) su constante de velocidad.
a) v = k [A]2 [B] ; b) k = 5,5·10–3 L2 mol–2 s–1.
10.–
4
Se quieren conocer las ecuaciones de velocidad para dos reacciones del tipo:
A(g) + B(g)  C(g). Para ello se realizan una serie de experimentos que permiten
comprobar que:
• Para la primera reacción: cuando se duplica la concentración de A, la velocidad de
reacción también se duplica, mientras que si se duplica la concentración de B, la velocidad
no varía.
• Para la segunda reacción: si se triplica la concentración de A la velocidad también se
triplica, mientras que si se triplica la concentración de B la velocidad de reacción se
multiplica por nueve.
a) Escriba las ecuaciones de velocidad de ambas reacciones. ¿Qué unidades tendrá cada una
de las constantes de velocidad?
b) Además de la concentración hay otros factores que afectan a la velocidad de reacción.
Nómbrelos y explique brevemente cómo actúa cada uno de ellos.
a) I.– v = k (s–1) [A]; II.– v = k (L2 mol–2 s–1) [A] [B]2 ; b) naturaleza de los reactivos,
temperatura, catalizador.
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Solución: a) Partimos de la expresión de la ecuación cinética de la reacción:
𝑣𝑣 = 𝑘𝑘 [A]α [B]β
Comparando los datos del experimento 2 y del experimento 1:
β
𝑣𝑣2 𝑘𝑘 [A]α2 [B]2
2,2·10–5 mol L–1 s –1 [A]𝛼𝛼2 (0,20 mol L–1 )𝛼𝛼
=
⇒
=
=
(0,10 mol L–1 )𝛼𝛼
𝑣𝑣1 𝑘𝑘 [A]α1 [B]β
5,5·10–6 mol L–1 s –1 [A]𝛼𝛼1
1
4 = 2𝛼𝛼 ⇒ log 4 = 𝛼𝛼 · log 2 ⇒ 𝛼𝛼 =
log 4 log 22 2 · log 2
=
=
= 2.
log 2
log 2
log 2
Comparando el experimento 3 y el experimento 1:
𝛽𝛽
𝛽𝛽
𝑣𝑣3 𝑘𝑘 [A]𝛼𝛼3 [B]3
1,65·10–5 mol L–1 s –1 [B]3 (0,30 mol L–1 )𝛽𝛽
=
⇒
=
=
𝛽𝛽
(0,10 mol L–1 )𝛽𝛽
𝑣𝑣1 𝑘𝑘 [A]𝛼𝛼1 [B]𝛽𝛽
5,5·10–6 mol L–1 s –1
[
]
B
1
1
3 = 3𝛽𝛽 ⇒ log 3 = β · log 3 ⇒ β = 1.
Por tanto, la ley de velocidad para la reacción será: 𝑣𝑣 = 𝑘𝑘 [A]2 [B].
b) Para hallar la constante utilizamos uno de los experimentos, por ejemplo, el 1:
𝑣𝑣1
𝑣𝑣1 = 𝑘𝑘 [A]21 [B]1 ⇒ 𝑘𝑘 =
2
[A]1 [B]1
–6
–1 –1
5,5·10 mol L s
𝑘𝑘 =
= 5,5·10–3 L2 mol–2 s–1 .
(0,10 mol L–1 )2 · 0,10 mol L–1
El experimento 4 es innecesario y solo sirve para confirmar los resultados.
Solución: a) Aplicando los datos que nos dan a la primera reacción:
𝑣𝑣1 = 𝑘𝑘 [A]𝛼𝛼
′
𝛼𝛼
𝛼𝛼
𝛼𝛼
𝛼𝛼
𝛼𝛼 ⇒ 2 𝑣𝑣1 = 𝑣𝑣1 = 𝑘𝑘 (2 [A]) = 2 𝑘𝑘 [A] = 2 𝑣𝑣1 ⇒ 𝛼𝛼 = 1.
𝑣𝑣1′ = 𝑘𝑘 [A]′
𝑣𝑣1 = 𝑘𝑘 [B]𝛽𝛽
′
𝛽𝛽
𝛽𝛽
𝛽𝛽
𝛽𝛽
𝛽𝛽 ⇒ 𝑣𝑣1 = 𝑣𝑣1 = 𝑘𝑘 (2 [B]) = 2 𝑘𝑘 [B] = 2 𝑣𝑣1 ⇒ 𝛽𝛽 = 0.
′
′
𝑣𝑣1 = 𝑘𝑘 [B]
Y a la segunda:
𝑣𝑣2 = 𝑘𝑘 [A]𝛼𝛼
′
𝛼𝛼
𝛼𝛼
𝛼𝛼
𝛼𝛼
𝛼𝛼 ⇒ 3 𝑣𝑣2 = 𝑣𝑣2 = 𝑘𝑘 (3 [A]) = 3 𝑘𝑘 [A] = 3 𝑣𝑣2 ⇒ 𝛼𝛼 = 1.
𝑣𝑣2′ = 𝑘𝑘 [A]′
𝑣𝑣2 = 𝑘𝑘 [B]𝛽𝛽
⇒ 9 𝑣𝑣2 = 𝑣𝑣2′ = 𝑘𝑘 (3 [B])𝛽𝛽 = 3𝛽𝛽 𝑘𝑘 [B]𝛽𝛽 = 3𝛽𝛽 𝑣𝑣2 ⇒ 𝛽𝛽 = 2.
′
′ 𝛽𝛽
[
]
𝑣𝑣2 = 𝑘𝑘 B
Por tanto las ecuaciones de velocidad son: v1 = k [A] y v2 = k [A] [B]2.
La velocidad de una reacción siempre se expresa en mol L–1 s–1. Las unidades de la constante
cinética se calculan teniendo en cuenta la ecuación cinética:
𝑣𝑣1
mol L–1 s –1
� = �s–1 �.
𝑣𝑣1 = 𝑘𝑘 [A] ⇒ ⟦𝑘𝑘⟧ = � � = �
[A]
mol L–1
𝑣𝑣2
mol L–1 s –1
2
[
]
[
]
⟦
⟧
� = �L2 mol–2 s –1 �.
𝑣𝑣2 = 𝑘𝑘 A B ⇒ 𝑘𝑘 = �
�=�
–1
2
–2
[A] [B]2
mol L · mol L
b) Los factores que influyen en la velocidad de reacción son la naturaleza de los reactivos
(según el estado o el nivel de mezcla en el que se encuentren la reacción transcurrirá más o menos
rápidamente −varía el factor A en la Ecuación de Arrhenius−), la temperatura (su aumento
conlleva un aumento de la velocidad) y la presencia de inhibidores o catalizadores (que lentifican o
aceleran, respectivamente, la reacción). La influencia de estos dos últimos factores también se
𝐸𝐸 a
cuantifica con la Ecuación de Arrhenius: 𝑘𝑘 = 𝐴𝐴 𝑒𝑒 – 𝑅𝑅 𝑇𝑇 , en la que la energía de activación varía
por la presencia de catalizadores y la temperatura está explicitada.
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11.–
4
Si a una reacción le añadimos un catalizador, razone si las siguientes frases son verdaderas
o falsas:
a) La entalpía de la reacción disminuye.
b) El orden de reacción disminuye.
c) La velocidad de la reacción aumenta.
a) Falsa. Sólo actúa sobre la energía de activación ; b) Falsa. No puede cambiar el mecanismo
de una reacción ; c) Verdadera, ya que disminuye la energía de activación, favoreciendo el
proceso.
12.–
4
Teniendo en cuenta la gráfica adjunta que debe copiar en su hoja de contestaciones:
a) indique si la reacción es exotérmica o endotérmica;
b) represente el valor de ∆H de reacción;
c) represente la curva de reacción al añadir un catalizador positivo;
d) ¿Qué efectos produce el hecho de añadir un catalizador positivo?
a) Exotérmica ; b) Distancia vertical entre la energía de los productos y los reactivos ; c)
Curva con el pico más suavizado ; d) El aumento de la velocidad de las reacciones directa e
inversa.
Una reacción química del tipo: A(g)  B(g) + C(g) tiene a 25 ºC una constante
cinética k = 5,0·1012 L mol–1 s–1. Conteste razonadamente a las siguientes preguntas:
a) ¿Cuál es el orden de la reacción anterior?
b) ¿Cómo se modifica el valor de la constante k si la reacción tiene lugar a una temperatura
inferior?
c) ¿Por qué no coincide orden de reacción con la estequiometría de la reacción?
d) ¿ Qué unidades tendría la constante cinética si la reacción fuera de orden 1?
a) 2 (orden total y frente a A) ; b) Una disminución de temperatura conlleva una disminución
de la constante de velocidad ; c) No es obligatorio que pase si para que tenga lugar la reacción
han de chocar dos moléculas de A(g) ; d) ║k║ = ║s–1║.
13.–
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Solución: a) Falsa. Disminuye la energía de activación tanto de la reacción directa como de la
inversa, y lo hace en la misma cantidad, por lo que no influye en la entalpía de la reacción, aunque
aumenta la velocidad de las reacciones, tanto directa como inversa.
b) Falsa. Un catalizador no puede cambiar el mecanismo de la reacción sobre la que actúa, sino
sólo favorecer una mayor velocidad. Por tanto no puede cambiar el orden de la reacción, lo que
implicaría un mecanismo diferente.
c) Verdadera. Como ya hemos dicho, ésa es la consecuencia de la presencia de un catalizador:
varía (aumenta) la velocidad de las reacciones directa e inversa, al disminuir ambas energías de
activación.
Solución: a) Como la energía de los productos es
menor que la de los reactivos se ha debido
desprender energía en el proceso que es, por tanto,
exotérmico. La variación de entalpía es negativa,
porque descendemos en el nivel de energía.
b) Es la distancia vertical entre la altura de la
energía que corresponde a los productos y la de los
reactivos con signo.
c) Está en la figura adjunta.
d) Al añadir un catalizador positivo, hacemos que la reacción sea más sencilla energéticamente
(desciende la energía de activación) y por eso son más rápidas tanto la reacción directa como la
inversa. La curva es la misma pero con un "pico" más bajo en la energía de activación.
Solución: a) Como la velocidad de una reacción siempre se expresa en mol L–1 s–1, y teniendo en
cuenta las unidades de la constante de velocidad podemos hallar el orden total:
𝑣𝑣
mol L–1 s –1
� = �mol1–𝛼𝛼 L𝛼𝛼–1 s–1 � = �L1 mol–1 s–1 �.
𝑣𝑣 = 𝑘𝑘 [A]𝛼𝛼 ⇒ ⟦𝑘𝑘⟧ = � 𝛼𝛼 � = �
[A]
mol𝛼𝛼 L–𝛼𝛼
De donde deducimos que α – 1 = 1 ⇒ α = 2. El orden con respecto a A (que es el total) es 2.
b) Como una reacción es más rápida cuanto mayor es la temperatura (al haber mayor energía las
moléculas se mueven más deprisa y chocan más veces), la constante de velocidad aumentará
siempre al hacerlo la temperatura y disminuirá al bajar, que es el caso que nos preguntan.
c) Puede haber muchas razones aunque la fundamental podría ser que, para que tenga lugar la
reacción, deba producirse un choque entre dos moléculas o unidades de la sustancia gaseosa A, lo
que implicaría el orden 2. La reacción podría ser: 2 A(g)  2 B(g) + 2 C(g).
d) Aplicando la ecuación cinética:
𝑣𝑣′
mol L–1 s –1
[
]
⟦
⟧
�
�
�
� = �s–1 �.
𝑣𝑣′ = 𝑘𝑘 A ⇒ 𝑘𝑘 =
=
[A]
mol L–1