Espol Ejercicios Cinética Química Lección 3

Ejercicios para la lección 3 Fecha de entrega: 24 de julio j ulio de 2018

1. Considere la reacción

      → 2 ∗  ∗ ñ = 2   ∗ 33 ∗ ñ =    ∗  ∗ 3ñ = 9

Si se sabe que: Al duplicar la concentración de A, la velocidad se duplica 



Al triplicar la concentración de B, no se altera la velocidad



Al triplicar la concentración de C aumenta la velocidad por un factor de 9

¿Por qué factor cambiará la velocidad si reducen a la mitad l as concentraciones de A, B y C? Gracias a los datos se deduce que m=1, n=0, ñ=2 Entonces la ecuación se representaría de esta forma

  ∗  ∗  =   [] ∗ [] ∗ []  = 1 ∗ 1  2 2 2 24  [] ∗ [] ∗ []  = 1  2 2 2 8

Y al reducir a la mitad ocurriría lo siguiente

 

Entonces el factor por el que cambiara la velocidad será el de

2. Se recopilaron los datos siguientes de la velocidad de desaparición de NO en la reacción:

( ()  () → ()

Experimento 1 2 3

[NO] (M) 0.0126 0.0252 0.0252

[O2] (M) 0.0125 0.0250 0.0125

Velocidad inicial (M/s) 1.41x10-2 1.13x10-1 5.64x10-2

(a) ¿Cuál es la ecuación de velocidad de la reacción? Orden de la reacción respecto a A y B

     =     10−− = 0.01260.0125

1.41*

10  = 0.00.2525 0.0125

5.64*

1.13*

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   10  = 0.02252 0. 0 125  

5.64*

0.25= m=2

  ∗  = 

     =     10−− = 0.02520.0250 2= m=1

 ∗ 2 = 

PARALELO 12

24/07/18

(b) ¿Cuáles son las unidades de la constante de velocidad?

21  

 ∗2

K=

K=

 ∗ 2 =  −−

K=

−−

LAS UNIDADES DE K SON (c) ¿Cuál es el valor promedio de la constante de velocidad calculado con base en los tres conjuntos de datos?

   ∗2 

K=

.∗ ..  K=7105.06 .∗ K= ..  K=7117.66 .∗ K= .++ .  K=7105.06 Kprom=  = 7109.26 −− K=

3.

La descomposición en fase gaseosa de SO 2Cl2 es de primer orden respecto al reactivo y está dado por:

() → ()()

A 600 K, la vida media de este proceso es de 2.3x10 5 s. ¿Cuál es la constante de velocidad a esta temperatura? Vmedia =

 

k=

  .∗

 = 3.0136∗10− −

A 350°C la constante de velocidad es de 2.2x10 -5 s-1. ¿Cuál es la vida media a esta temperatura?

Vmedia =

 

Vmedia=

  .∗

 = 31506.69

Calcular la energía de activación para la reacción

ln 12 =  (2 1  11 )

6 3.013∗10 1 8.31∗ln  ∗ln 5  =  1 21  = 1 2.2∗10 1

2  1 623  600    = 268504.80 

268.50 

Ea=

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4. Al considerar la descomposición del cloruro de sulfurilo (SO 2Cl2) como de primer orden. Se sabe que la constante de velocidad de la descomposición a 660 K es de 4.5x10 -2 s-1. Si se parte de una presión inicial de SO 2Cl2 de 3750 mm Hg. ¿cuál es la presión de esta sustancia al cabo de 65 s?

ln−.= ln  2 65)ln3750  == 201.∗1024( ln  = 

¿En qué tiempo descenderá la presión de SO 2Cl2 a un décimo de su valor inicial?

110  22 1  1 1 2 (ln1/10) = 51 t =   ln  =   ln 22 =  4.5∗10 5. Se determinó la velocidad inicial de la reacción entre el HgCl 2 y el C2H4-2 con varias concentraciones iniciales y se obtuvieron los datos siguientes: Experimento [HgCl2] (M) [C2 H4-2] (M) Velocidad inicial (M/s) 1 0.164 0.15 3.2x10-5 2 0.164 0.45 2.9x10-4 3 0.082 0.45 1.4x10-4 4 0.246 0.15 4.8x10-5 ¿Cuál es el orden global de la reacción? Orden de la reacción respecto a A y B             =      =     3.2*10−  = 0.164 0.15 3.2*10−  = 0.164 0.15

10− = 0.1640.45  

10− = 0.2460.15  

2.9*

4.8*

=

=

m=2

m=1

  ∗  = 

 ∗ 2 = 

ORDEN GLOBAL= 2+1= 3 ¿Cuál es el valor de la constante de velocidad?

 .  ∗   = ∗2 .. = 8.73∗10− M

K=

-2 -1

S

¿Cuál es la velocidad de reacción cuando la concentración de HgCl 2 es 0.12 M, y la de C 2H4-2 es 0.10 M si la temperatura es la misma a la que se obtuvieron los datos que se muestran?

8.73∗10   −) 0.120.10 10−

Vreaccion=k Vreaccion=( Vreaccion= 1.04*

 M/S

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6. La sacarosa (C12H22O11), o azúcar de mesa, reacciona con soluciones ácidas diluidas y forma dos azúcares más sencillos, glucosa y fructosa. La reacción se puede expresar:

()() → 2()

A23°C y en HCl, se obtuvieron los siguientes datos de la desaparición de la sacarosa: Tiempo (min) [C12 H22O11] (M) Tiempo (seg) Ln([C12 H22O11]) (M) 0 0.316 0 -1.15 39 0.274 2340 -1.29 80 0.238 4800 -1.43 140 0.190 8400 -1.66 210 0.146 12600 -1.92

¿De qué orden, primero o segundo, es la reacción respecto a [C 12H22O11]?

Debido a que la gráfica de Ln(M) vs tiempo es decreciente se concluye que es una reacción de primer orden. ¿Cuál es el valor de la constante de velocidad? El constante de la velocidad se lo determina con la pendiente de la grafica

  − −.  −(−.  )  K=− =   = 5.69*10

-5

K= 5.69*10-5 S-1

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7. La reacción en fase gaseosa

()() → ()()

 tiene una variación de entalpía global de -66 kJ/mol. La energía de activación de la reacción es de 7 kJ/ mol. Grafique el perfil de energía de la reacción e identifique Ea y ΔHreacción

E N E R G I A

Ea=7 KJ/mol

ΔHreacción=-66KJ/mol

Trayectoria de la Reacción

¿Cuál es la energía de activación de la reacción inversa? Eainversa=7+66= 73 KJ/mol

8. Dos reacciones de primer orden tienen la misma constante de velocidad a 30°C. La reacción A tiene una energía de activación de 45.5 kJ/mol; la reacción B tiene una energía de activación de 25.2 kJ/mol. Calcule la relación entre las constantes de velocidad, kA/kB, a 60°C.

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9. Se ha tabulado como sigue la dependencia respecto a la temperatura de la constante de velocidad de la reacción:

()() → ()() K (M-1s-1) 0.028 0.22 1.3 6 23

Temperatura (K) 600 650 700 750 800 ¿Cuál es el orden global de la reacción? Debido a que la constante K posee unidades (

−−

), el orden de la reacción es 2.

Calcular Ea (Energía de activación) y A. Para Ea

ln 12 =  (2 1  11 ) 12 8.31∗ln 0.23028  ∗ ln  =  1  1  =  1  1  2 1 800 600 Para A

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  = 133.85 

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10. La oxidación de SO 2 a SO3 es catalizada por el NO 2. La reacción se lleva a cabo como sigue:

Muestre que la suma de las dos reacciones da la oxidación global de SO 2 con O2 que produce SO3. LEY DE HESS (X2)

2NO2(g)+2SO2(g) 2NO(g)+ O2(g) 2NO2(g)+2SO2(g)+2NO(g)+ O2(g)

 

SO2(g)+ O2

2NO(g)+2SO3(g) 2NO2(g 2NO2(g) +2NO(g)+2SO3(g)

Luego de restar y dividir todo para 2 nos queda

SO3(g)

y con eso se comprueba. ¿Por qué se considera al NO 2 como un catalizador y no como un intermediario de esta reacción?

Se lo considera catalizador debido a que el NO2 no aparece en el producto final ya que se pierde en el proceso. ¿Es éste un ejemplo de catálisis homogénea o de catálisis heterogénea?

Catálisis Homogénea porque todos los compuestos se encuentran en la misma fase.

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