| Ciencias de Joseleg
| Química | Química del equillibrio | Cinética
química | (Ejercicios) (Introducción)
(Generalidades)
(Factores
que afectan la velocidad de reacción) (Historia)
(Velocidad
de reacción) (Velocidades
de aparición y desaparición) (Relación
entre velocidades de aparición, desaparición y reacción) (Ley
de velocidad de reacción) (Reacciones
de primer orden) (Reacciones
de segundo orden) (Reacciones
de cero orden) (Vida
media) (Energía
de activación) (Mecanismo
de reacción) (Catalizadores)
(Referencias)
1.
Demostraciones
(1.1) Empleando la
definición de rapidez de reacción con respecto a la concentración de reacción,
hallar las definiciones de rapidez de reacción dadas por el libro de oro de la
IUPAC, es decir en términos del número estequiométrico y la concentración molar
de un reactivo o un producto cualquiera.
(1.2) Hallar
la ecuación de velocidad de aparición/desaparición de una sustancia en términos
de la aparición/desaparición de otra sustancia y los cambios de concentraciones de
esa sustancias.
(1.3) Hallar una ecuación que permita
calcular la diferencia de cantidad de sustancia total, y la cantidad de
sustancia total, en términos de los valores equivalentes de una sola sustancia
medida.
(1.4) Hallar la función que permite calcular la rapidez de una reacción en
términos de la presión a volumen y temperatura constante.
(1.6) Modificar la ley de cinética de primer orden para poder
utilizar parámetros de gases como la presión en lugar de la concentración
molar. Asuma que la temperatura es constante.
(1.7) Deducir la función que permite calcular la concentración
de una sustancia cualquiera para cualquier momento de tiempo t partiendo de la
expresión de cambio instantáneo para una reacción de segundo orden
(1.8) Demostrar la fórmula para calcular el tiempo necesario
para consumir cierto porcentaje de reactivo clave en una reacción de cinética
de primer orden.
(1.9) Demostrar la fórmula
para calcular el tiempo necesario para consumir cierto porcentaje de reactivo
clave en una reacción de cinética de segundo orden.
(1.10) Demostrar la
fórmula para calcular el tiempo necesario para consumir cierto porcentaje de
reactivo clave en una reacción de cinética de cero orden.
2.
Ejemplos propios
(2.1) Enunciado: En una determinada
reacción química consume bromo elemental disuelto en agua, la concentración de
bromo se determinó por medio de espectrometría para: de tiempo arbitrarios. Al
iniciar la reacción la concentración de bromo era de 0.01200 M, a los 50
segundos era de 0.01010 M, y a los 100 segundos era de 0.00864 M. Calcule la
velocidad promedio a la que el bromo desaparece en los intervalos de cero a 50
segundos, y compararla con el intervalo de 50 a 100 segundos.
(2.2) Enunciado: Se sabe que en el intervalo desde cero a 285 segundos la concentración
molar de NO paso de 0.010 a 0.009 M, de O2 paso de 0.010 a 0.0095 M y de NO2
paso de 0.000 a 0.001 M. Calcular los moles totales en 285 segundos con (a)
toda la serie de datos a 285 segundos y (b) solo con los datos de NO y la
ecuación química balanceada 2 NO + O2 → 2 NO2.
(2.3) Ejemplo. Hallar el tiempo requerido para consumir el
50% del reactivo clave para cualquier valor de k.
(2.4) Ejemplo. Hallar el tiempo requerido para consumir el
50% del reactivo clave para cualquier valor de k en una reacción de
segundo orden.
3.
Matamala y González
(3.1)
4.
Química General de Chang
(4.1) (Ejemplo 13.1a): Escriba las expresiones de velocidad para la siguiente
reacción en términos de la desaparición de los reactivos y la aparición de los
productos I2(aq) + OCl-(aq) ⇒ Cl-(aq) OI-(aq).
(4.2) (Ejemplo 13.1b): Escriba las expresiones de velocidad para la siguiente
reacción en términos de la desaparición de los reactivos y la aparición de los
productos 4NH3(g) + 5O2(g) → 4NO(g) + 6H2O(g)
(4.3) (práctica 13.1): Escriba las
expresiones de velocidad para la siguiente reacción en términos de la
desaparición de los reactivos y la aparición de los productos CH4(g)
+ 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g)
(4.4) (Ejemplo 13.2): Considere la reacción 4NO2(g) + O2(g) → 2N2O5(g)
Suponga que, en un momento particular durante la reacción, el oxígeno molecular
está reaccionando a una velocidad de 0.024 M/s. (a) ¿A qué velocidad se forma N2O5?
(b) ¿A qué velocidad reacciona el NO2?
(4.5) (Práctica 13.2): Considere la reacción 4PH3(g)
→ P4(g) + 6H2(g) Suponga que, en un momento particular
durante la reacción, se forma hidrógeno molecular a una velocidad de 0.078 M/s.
(a) ¿A qué velocidad se está formando P4? (b) ¿A qué velocidad está
reaccionando PH3?
(4.6) (Ejemplo 13.3a): La reacción del
óxido nítrico con hidrógeno a 1280 °C es 2NO(g) + 2H2(g) → N2(g)
+ 2H2O(g) A partir de los siguientes datos recopilados a esta
temperatura, determine a) la ley de velocidad.
(4.7) (Práctica 13.3b) La reacción del óxido nítrico con hidrógeno a 1280 °C es 2NO(g) + 2H2(g)
→ N2(g) + 2H2O(g) A partir de los siguientes datos
recopilados a esta temperatura, y la ley de velocidad = k[NO]2[H2], determine la
constante de velocidad.
(4.8) (Práctica 13.3c) La reacción del óxido nítrico con hidrógeno a 1280 °C es 2NO(g) + 2H2(g)
→ N2(g) + 2H2O(g) A partir de los siguientes datos
recopilados a esta temperatura, y la ley de velocidad = k[NO]2[H2], la
constante de velocidad 2.5 x 102
/M-s, determine la velocidad de la reacción cuando [NO] = 12.0 x
10-3 M y [H2] = 6.0 x 10-3 M.
(4.9) (Práctica 13.3): La reacción del ion
peroxidisulfato (S2O82-) con el ion yoduro (I-)
es S2O82- (aq) + 3I-(aq) → 2 SO42-
(aq) + I3-(aq) A partir de los siguientes datos
recopilados a cierta temperatura, determine la velocidad ley y calcule la
constante de velocidad. Enlace a la tabla.
(4.10) Ejemplo 13.4.a. La conversión de ciclopropano a
propeno en fase gaseosa es una reacción de primer orden con una constante de
velocidad de 6.7 x 10-4 s-1 a 500°C. (a) Si la
concentración inicial de ciclopropano era de 0.25 M, ¿cuál es la concentración
después de 8.8 min?
(4.11) Ejemplo 13.4.b. La conversión de ciclopropano a
propeno en fase gaseosa es una reacción de primer orden con una constante de
velocidad de 6.7 x 10-4 s-1 a 500°C. (b) ¿Cuánto tiempo
(en minutos) tardará la concentración de ciclopropano en disminuir de 0.25 M a
0.15 M?
(4.12) Ejemplo 13.4.c. La conversión de ciclopropano a
propeno en fase gaseosa es una reacción de primer orden con una constante de
velocidad de 6.7 x 10-4 s-1 a 500°C. (c) ¿Cuánto tiempo
(en minutos) llevará convertir el 74 por ciento del material de partida?
(4.13) Práctica 13.4. La reacción 2A → B es de primer
orden en A con una constante de velocidad de 2.8 x 10-2 s-1
a 80°C. ¿Cuánto tiempo (en segundos) tardará A en disminuir de 0.88 M a 0.14 M?
(4.14) Ejemplo 13.5.a. La velocidad de descomposición del azometano
(C2H6N2) se estudia controlando la presión
parcial del reactivo en función del tiempo. ¿Son consistentes estos valores con
la cinética de primer orden? Si es así, determine la constante de velocidad
(4.15) Práctica 13.5. El yoduro de etilo (C2H3I)
se descompone a cierta temperatura en fase gaseosa como sigue: C2H5I(g) → C2H4(g) + HI(g) A
partir de los siguientes datos, determine el orden de la reacción y la
constante de velocidad.
(4.16) Ejemplo
13.6. La descomposición del etano (C2H6)
en radicales metilo es una reacción de primer orden con una constante de
velocidad de 5.36 x 10-4 s-1 a 700 °C: C2H6(g)
→ 2CH3(g) Calcule la
vida media de la reacción en minutos.
(4.17) Práctica 13.6. Calcular la vida media de la descomposición
de N2O5 si la constante de velocidad es 5.7 x 10-4
s-1.
(4.18) Ejemplo 13.7a. Los átomos de yodo se combinan para formar
yodo molecular en la fase gaseosa I(g) + I(g) → I2(g) Esta reacción
sigue una cinética de segundo orden y tiene una constante de velocidad alta 7.0
x 109 / M s a 23°C. (a) Si la concentración inicial de I era 0.086
M, calcule la concentración después de 2.0 min.
(4.19) Ejemplo 13.7b. Los átomos de yodo se combinan para formar
yodo molecular en la fase gaseosa I(g) + I(g) → I2(g) Esta reacción
sigue una cinética de segundo orden y tiene una constante de velocidad alta 7.0
x 109 / M s a 23°C. (b) Calcule la vida media de la reacción si la
concentración inicial de I es 0.60 M y si es 0.42 M
(4.20) Práctica 13.7a. La reacción 2A → B es de segundo orden con
una constante de velocidad de 51/M-min a 24°C. (a) Comenzando con [A]0
= 0.0092 M, ¿cuánto tardará [A]t = 3.7 x 10-3 M?
(4.21) Práctica 13.7a. La reacción 2A → B es de segundo orden con
una constante de velocidad de 51/M-min a 24°C. (b) Calcule la vida media de la
reacción si la concentración inicial es de A es 0.0092 M.
(4.22) Ejemplo 13.8. Las constantes de velocidad para la
descomposición del acetaldehído CH3CHO(g) → CH4(g) +
CO(g) se midieron a cinco temperaturas diferentes. Los datos se muestran en la
tabla. Grafique ln k versus 1/T y determine la energía de activación (en
kJ/mol) para la reacción. Tenga en cuenta que la reacción es de orden
"3/2" en CH3CHO, por lo que k tiene las unidades de 1/M1/2-s.
(4.23) Ejemplo 13.9.
La constante de velocidad de una reacción de
primer orden es 3.46 × 10-2 s-1 a 298 K. ¿Cuál es la
constante de velocidad a 350 K si la energía de activación de la reacción es de
50.2 kJ/mol?
(4.24) Práctica 13.9. La constante de velocidad de primer orden
para la reacción de cloruro de metilo (CH3Cl) con agua para producir
metanol (CH3OH) y ácido clorhídrico (HCl) es 3.32 x 10-10
s-1 a 25°C. Calcule la constante de velocidad a 40 °C si la energía
de activación es de 116 kJ/mol.
(4.27) (Problema 13.5a): Escriba las expresiones de velocidad para la siguiente reaccion en
términos de la desaparición de los reactivos y la aparición de los productos H2(g) + I2(g) → 2HI(g)
(4.28) (Problema 13.5b): Escriba las expresiones de velocidad para la siguiente reaccion en
términos de la desaparición de los reactivos y la aparición de los productos 5Br- (aq) + BrO3- (aq)
+ 6H+ (aq) → 3Br2(aq) + 3H2O(l)
(4.29) (Problema 13.6a): Escriba las expresiones de velocidad para la siguiente reaccion en
términos de la desaparición de los reactivos y la aparición de los productos 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)
(4.30)
(Problema
13.6b): Escriba las expresiones de velocidad para la siguiente reaccion en
términos de la desaparición de los reactivos y la aparición de los productos 4NH3(g)
+ 5O2(g) → 4NO(g) + 6H2O(g)
(4.31)
(Problema 13.7): Considere la reacción 2NO(g) + O2(g)
→ 2NO2(g) Suponga que en un momento particular durante la reacción
el óxido nítrico (NO) reacciona a una velocidad de 0.066 M/s. a) ¿A qué
velocidad se forma NO2? (b) ¿A qué velocidad reacciona el oxígeno
molecular?
(4.32) (Problema 13.8): Considere la reacción N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
Suponga que en un momento particular durante la reacción, el hidrógeno
molecular reacciona a una velocidad de 0.074 M/s. (a) ¿A qué velocidad se forma
amoníaco? (b) ¿A qué velocidad reacciona el nitrógeno molecular?
(4.33) (Problema 13.13): La ley de velocidad para la reacción NH4+
(aq) + NO2- (aq) → N2(g) + 2H2O(l) está dada por la velocidad 0 k[NH4+][NO2-].
A 25°C, la
constante de velocidad es 3.0 x 10-4/M·s. Calcule la velocidad de la reacción a esta temperatura si [NH4+]
= 0.26 M y [NO2-] = 0.080 M.
(4.34)
(Problema 13.14): Use los datos de la tabla 13.2 para
calcular la velocidad de la reacción en el momento en que [F2] = 0.010 M y
[ClO2] = 0.020 M.
(4.35) (Problema 13.15): Considere
la reacción A + B → productos. A partir de los
siguientes datos obtenidos a cierta temperatura, determine el orden de la
reacción y calcule la constante de velocidad.
(4.36) (Problema 13.16): Considere
la reacción X + Y → Z. A partir de los siguientes
datos, obtenidos a 360 K, (a) determine el orden de la reacción y (b) determine
la velocidad inicial de desaparición de X cuando la concentración de X es 0.30
M y que de Y es 0.40 M.
(4.37) (Problema 13.17): Determine
los órdenes generales de las reacciones a las que se aplican las siguientes
leyes de velocidad: (a) velocidad = k[NO2]2, (b)
velocidad = k, (c) velocidad = k[H2][Br2]1/2,
( d) velocidad = k[NO]2[O2].
(4.38) (Problema 13.18): Considere
la reacción A → B. La velocidad de la reacción
es 1.6 x 10-2 M/s cuando la concentración de A es 0.35 M. Calcule la
constante de velocidad si la reacción es (a) de primer orden en A y (b) de
segundo orden en A.
(4.39) (Problema 13.19): El
ciclobutano se descompone en etileno según la ecuación C4H8(g)
→ 2C2H4(g)
Determine el orden de la reacción y la constante de velocidad con base en las siguientes
presiones, que se registraron cuando la reacción se llevó a cabo a 430 °C en un
recipiente de volumen constante.
(4.40) (Problema 13.20): La
siguiente reacción en fase gaseosa se estudió a 290 °C observando el cambio de
presión en función del tiempo en un recipiente de volumen constante: ClCO2CCl3(g)
→ 2COCl2(g) Determine
el orden de la reacción y la constante de velocidad con base en en los
siguientes datos a de presión.
(4.41)
(Problema 13.25): ¿Cuál es la vida media de un
compuesto si el 75 por ciento de una muestra dada del compuesto se descompone
en 60 minutos? Suponga una cinética de primer orden.
(4.42)
(Problema 13.26): La descomposición térmica de la fosfina (PH3)
en fósforo e hidrógeno molecular es una reacción de primer orden: 4PH3(g)
→ P4(g) + 6H2(g) La vida media de la
reacción es de 35.0 s a 680 °C. Calcule (a) la constante de velocidad de primer
orden para la reacción y (b) el tiempo requerido para que se descomponga el 95
por ciento de la fosfina.
(4.43)
(Problema 13.27a): La constante de velocidad para la reacción de segundo
orden 2NOBr(g) → 2NO(g) + Br2(g) es 0.80 /M-s a 10 °C.
(a) Comenzando con una concentración de 0.086 M, calcule la concentración de
NOBr después de 22 s.
(4.44)
(Problema 13.27b): La constante de velocidad para la reacción de segundo
orden 2NOBr(g) → 2NO(g) + Br2(g) es 0.80 /M-s a 10 °C.
b) Calcule las vidas medias cuando [NOBr]0 = 0.072 M y [NOBr]0
= 0.054 M.
(4.45)
(Problema 13.28): La constante de velocidad para la reacción de segundo
orden 2NO2(g) → 2NO(g) + O2(g) es
0.54/M-s a 300 °C. ¿Cuánto tiempo (en segundos) tardaría
la concentración de NO2 en disminuir de 0.62 M a 0.28 M?
(4.46)
(Problema 13.29): Considere la reacción de primer orden A → B que se muestra aquí. (a) ¿Cuál es la constante de velocidad
de la reacción? (b) ¿Cuántas moléculas A (amarillas) y B
(azules) están presentes en t = 20 s y 30 s?
(4.47)
(Problema 13.29): La reacción X ¡ Y que se muestra aquí sigue una
cinética de primer orden. Inicialmente se colocan diferentes cantidades de moléculas
X en tres recipientes de igual volumen a la misma temperatura. (a) ¿Cuáles son las velocidades relativas de la reacción en estos tres
recipientes? (b) ¿Cómo se verían afectadas las tasas
relativas si se duplicara el volumen de cada contenedor? (c) ¿Cuáles son las vidas medias relativas de las reacciones en (i) a (iii)?
(4.48)
(Problema 13.37): La variación de la constante de velocidad con la
temperatura para la reacción de primer orden 2N2O5(g) → 2N2O4(g) + O2(g) se da en la siguiente
tabla. Determine gráficamente la energía de activación de la reacción.
(4.49)
(Problema 13.38): Dadas las mismas concentraciones de reactivo, la reacción
CO(g) + Cl2(g) → COCl2(g) a 250 °C es 1.50
x 103 veces más rápida que la misma reacción a 150 °C. Calcular la
energía de activación de esta reacción. Suponga que el factor de frecuencia es
constante.
(4.50)
(Problema 13.39): Para la reacción NO(g) + O3(g) → NO2(g) + O2(g) el factor de frecuencia A es 8.7 x
1012 s-1 y la energía de activación es 63 kJ/mol. ¿Cuál es la constante de velocidad de la reacción a 75 °C?
(4.51)
(Problema 13.40): La constante de velocidad de una reacción de primer
orden es 4.60 3 1024 s21 a 350°C. Si la energía de activación es
104 kJ/mol, calcule la temperatura a la cual su constante de velocidad es 8.80 x
10-4 s-1.
(4.52)
(Problema 13.41): Las constantes de velocidad de algunas reacciones se
duplican con cada aumento de temperatura de 10 grados. Suponga que una reacción
tiene lugar a 295 K y 305 K. ¿Cuál debe ser la energía de
activación para que la constante de velocidad se duplique como se describe?
(4.53)
(Problema 13.42): La velocidad a la que cantan los grillos de los árboles
es de 2.0 x 102 por minuto a 27 °C, pero solo de 39.6 por minuto a 5
°C. A partir de estos datos, calcule la "energía de activación" para
el proceso de chirrido. (Sugerencia: la razón de tasas es igual a la razón de
constantes de tasa).
(4.54)
(Problema 13.43): El siguiente diagrama describe el estado inicial de la
reacción A2 + B2 → 2AB. Suponga que la reacción se
lleva a cabo a dos temperaturas como se muestra a continuación. ¿Qué dibujo representa el resultado a la temperatura más alta? (La reacción
continúa durante la misma cantidad de tiempo a ambas temperaturas).
(4.55)
(Problema 13.51): La ley de velocidad para la reacción 2NO(g) + Cl2(g)
→ 2NOCl(g) está dada por la velocidad = k[NO][Cl2].
(a) ¿Cuál es el orden de la reacción? (b) Se ha
propuesto un mecanismo que involucra los siguientes pasos para la reacción:
NO(g) + Cl2(g) → NOCl2(g); NOCl2(g)
+ NO(g) → 2NOCl(g) Si este mecanismo es correcto, ¿Qué implica acerca de las tasas relativas de estos dos pasos?
(4.56)
(Problema 13.52): Para la reacción X2 + Y + Z → XY + XZ se encuentra que duplicar la concentración de X2
duplica la velocidad de reacción, triplicar la concentración de Y triplica la
velocidad y duplicar la concentración de Z no tiene efecto. (a) ¿Cuál es la ley de velocidad para esta reacción? (b) ¿Por qué el cambio en la concentración de Z no tiene efecto sobre la
velocidad? (c) Sugiera un mecanismo para la reacción que sea consistente con la
ley de velocidad.
(4.57)
(Problema 13.53): La ley de velocidad para la descomposición del ozono
en oxígeno molecular 2O3(g) → 3O2(g) es la velocidad =
k [O3]2/[O2]. El mecanismo propuesto para este proceso es O3
⇌ 2O + O2 ; O + O3 → 2 O2 Deduzca la ley de rapidez promedio de estos pasos
elementales. Indique claramente las suposiciones que utiliza en la derivación.
Explique por qué la velocidad disminuye al aumentar la concentración de O2.
(4.58)
(Problema 13.54): La ley de velocidad para la reacción 2H2(g)
+ 2NO(g) → N2(g) + 2H2O(g) es la
velocidad = k[H2][NO]2. ¿Cuál de los
siguientes mecanismos se puede descartar sobre la base de la expresión de la
tasa observada?
(4.59)
(Problema 13.61): La mayoría de las reacciones, incluidas las reacciones
catalizadas por enzimas, proceden más rápido a temperaturas más altas. Sin
embargo, para una enzima dada, la tasa cae abruptamente a cierta temperatura. Explique
este comportamiento.
4.60)
(Problema 13.62): Considere el siguiente mecanismo para la reacción
catalizada por enzimas: A + S ⇌ ES (equilibrio rápido) ES → E + P (lento) Deduzca una expresión para la ley de velocidad de la
reacción en términos de las concentraciones de E y S. (Sugerencia: Para
resolver [ES], aproveche el hecho de que, en el equilibrio, la velocidad de la
reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa).
5.
Química la Ciencia Central 13
(5.1)
Muestra 14.1. La concentración del
reactivo A antes de iniciar la reacción es de 1.00 M, a los 20 segundos es de
0.54 M, y a los 40 segundos es de 0.30 M. Calcular la rapidez promedio de la
reacción en el intervalo de 20 a 40 segundos
(5.2)
Práctica 14.1.i. En un frasco de exactamente un litro
de volumen se tiene el gas a como reactivo inicialmente con una cantidad de
sustancia de 1.00 mol, a los 20 segundos es de 0.54 mol, a los 40 segundos es
de 0.30 mol, y a los 60 segundos es de 0.16 mol. Confirmar que hay 0.84 mol de
B a los 60 segundos. La ecuación química de la reacción
es A → B
(5.3)
Práctica 14.1.ii. En un frasco de exactamente un litro
de volumen se tiene el gas a como reactivo inicialmente con una cantidad de
sustancia de 1.00 mol, a los 20 segundos es de 0.54 mol, a los 40 segundos es
de 0.30 mol, y a los 60 segundos es de 0.16 mol. Confirmar que la velocidad de
desaparición de A en el intervalo de 0 a 20 segundos es mayor que en el
intervalo de 40 a 60 segundos.
(5.4)
Práctica 14.1.iii. En un frasco de exactamente un litro de volumen se tiene el gas a como
reactivo inicialmente con una cantidad de sustancia de 1.00 mol, a los 20
segundos es de 0.54 mol, a los 40 segundos es de 0.30 mol, y a los 60 segundos
es de 0.16 mol. Confirmar que la velocidad promedio de reacción en el intervalo
de 40 a 60 segundos es 7.0 x 10-3 M/s. Tenga en cuenta que la ecuación
química es A → B
(5.6)
(Muestra 14.4) Considere
una reacción A + B → C para la cual la rapidez promedio es k[A][B]2.
Cada uno de los siguientes cuadros representa una mezcla de reacción en la que
A se muestra como esferas rojas y B como moradas. El cuadro (1) tiene 4 A y 4
B, el cuadro (2) tiene 7 A y 3 B, y el cuadro (3) tiene 3 A y 7 B. Clasifique
estas mezclas en orden de velocidad de reacción creciente.
(5.7) (Práctica 14.4.1) Suponga que la ley de velocidad para la reacción en este
ejercicio de muestra fuera velocidad = k[A]2[B]. Cada uno de los
siguientes cuadros representa una mezcla de reacción en la que A se muestra
como esferas rojas y B como moradas. El cuadro (1) tiene 4 A y 4 B, el cuadro
(2) tiene 7 A y 3 B, y el cuadro (3) tiene 3 A y 7 B. ¿Cuál sería el orden
de las tasas para las tres mezclas de la más lenta a la más rápida? (a) 1 <
2 < 3 (b) 1 < 3 < 2 (c) 3 < 2 < 1 (d) 2 < 1 < 3 (e) 3 <
1 < 2
(5.8)
(Práctica 14.4.2) Suponga que la ley de velocidad para la reacción en este
ejercicio de muestra fuera velocidad = k[A][B]. Cada uno de los siguientes cuadros
representa una mezcla de reacción en la que A se muestra como esferas rojas y B
como moradas. El cuadro (1) tiene 4 A y 4 B, el cuadro (2) tiene 7 A y 3 B, y
el cuadro (3) tiene 3 A y 7 B. ¿Cuál sería el orden
de las tasas para las tres mezclas de la más lenta a la más rápida?
(5.9)
(Muestra 14.5a) Calcular los órdenes de reacción totales para las
siguientes expresiones de rapidez de reacción promedio r = k[N2O5]; r
= k[CHCl3] [Cl2]1/2
(5.10)
(Muestra 14.5b) Deducir las unidades de la constante k en r = k[N2O5].
(5.11)
(Práctica 14.5.1) Deducir las unidades de la constante k en r = k[CHCl3] [Cl2]1/2.
(5.12)
(Práctica 14.5.2) Calcular el orden
de reacción del hidrógeno elemental y las unidades de la constante k en r =
k[H2][I2]
(5.13) (Muestra 14.6) Se midió la velocidad inicial de una reacción A + B → C para varias concentraciones iniciales diferentes de A y B, y los
resultados son los que se muestran en la tabla: Usando estos datos, determine
(a) la ley de velocidad para la reacción, (b) la velocidad constante, (c) la
velocidad de la reacción cuando [A] = 0.050M y [A] = 0.100 M. (Enlace a la tabla).
(5.14) (Práctica 14.6.1) Cierta reacción
X + Y → Z se describe
como de primer orden en [X] y de tercer orden en general. (a) determinar la ley
de velocidad para la reacción. (b) Confirmar si en verdad la concentración de X
aumenta por un factor de 1.5, la velocidad aumentará por un factor de 2.25. (c)
concentración de Y aumenta por un factor de 1.5, la velocidad aumentará por un
factor de 2.25.
(5.15) (Práctica 14.6.2) Se midieron
los siguientes datos para la reacción de óxido nítrico con hidrógeno: 2 NO(g) +
2 H2(g) → N2(g)
+ 2 H2O(g). (a) Determine la ley de velocidad para esta reacción.
(b) Calcule la constante de velocidad. (c) Calcule la tasa cuando [NO] = 0.050
M y [H2] = 0.150 M. Enlace a la
tabla.
(5.16) Muestra 14.7a. La descomposición
de cierto insecticida en agua a 12 °C sigue una cinética de primer orden con
una tasa constante de 1.45 año-1. Una cantidad de este insecticida
se lava en un lago el 1 de junio, lo que lleva a una concentración de 5.0x10-7
g/cm3. Suponga que la temperatura del lago es constante (de modo que
no haya efectos de variación de temperatura en la velocidad, o que los cambios
se concentración se anulan entre si debido a su naturaleza cíclica). ¿Cuál es
la concentración del insecticida el 1 de junio del año siguiente?
(5.17) Muestra 14.7b. La descomposición de cierto insecticida en agua a 12 °C
sigue una cinética de primer orden con una tasa constante de 1.45 año-1.
Una cantidad de este insecticida se lava en un lago el 1 de junio, lo que lleva
a una concentración de 5.0x10-7 g/cm3. Suponga que la
temperatura del lago es constante (de modo que no haya efectos de variación de
temperatura en la velocidad, o que los cambios se concentración se anulan entre
si debido a su naturaleza cíclica). ¿Cuánto
tiempo tomará para que la concentración de insecticida disminuya a 3.0x10-7
g/cm3?
(5.18) Práctica 14.7.1. A 25°C, la descomposición
del pentóxido de dinitrógeno en dióxido de nitrógeno y oxígeno sigue una
cinética de primer orden con una constante igual a 3.4 x 10-5 s-1.
Una muestra de N2O5 con una presión inicial de 760 torr se descompone a 25 °C
hasta que su presión parcial es de 650 torr. ¿Cuanto tiempo en segundos debe
haber pasado? (a) 5.3 x 10-6 (b) 2000 (c) 4600 (d) 34000 (e) 190000
(5.19) Práctica 14.7.2. La descomposición
del dimetil eter (CH3)2O a 510 °C es un proceso de primer
prden con una constante de 6.8 x 10-4 s-1. Si la presión
inicial de 135 torr, cual será la presión después de 1420 s.
(5.20) Muestra 14.8. Se obtuvieron los siguientes datos para la
descomposición en fase gaseosa del dióxido de nitrógeno a 300 °C, NO2(g) →
NO(g) + ½ O2(g). ¿La reacción es de primer o segundo orden en NO2?
(5.21) Práctica 14.8.1. Para ciertos productos
de reacción A → productos, una gráfica de ln[A] contra el tiempo produce una
línea recta con una pendiente de -3.0 x 10-2 s-1. ¿Cuál
de las siguientes afirmaciones es o no es verdadera?: (i) La reacción sigue una
cinética de primer orden. (ii) La constante de velocidad de la reacción es 3.0
x 10-2 s-1. (iii) La concentración inicial de [A] era de
1.0 M. (a) Solo una de las afirmaciones es verdadera. (b) Las afirmaciones (i)
y (ii) son verdaderas. (c) Las afirmaciones (i) y (iii) son verdaderas. (d) Las
afirmaciones (ii) y (iii) son verdaderas. (e) Las tres afirmaciones son
verdaderas.
(5.22) Práctica 14.8.2. La descomposición
de NO2 discutida en el ejercicio de muestra es de segundo orden en
NO2 con k = 0.543 M-1 s-1. Si la concentración
inicial de NO2 en un recipiente cerrado es de 0.0500 M, ¿cuál es la
concentración de este reactivo después de 0.500 h?
(5.23) Muestra 14.9. La reacción de C4H9Cl
con agua es una reacción de primer orden. (a) Estimar la vida media de esta
reacción. (b) Use la vida media de (a) para calcular la constante de velocidad.
(5.24) Práctica 14.9.1. Notamos en un ejercicio de práctica
anterior que a 25 °C la descomposición de N2O5(g) en NO2(g)
y O2(g) sigue el primer orden. cinética con k = 3.4 x 10-5
s-1. ¿Cuánto tardará una muestra que originalmente contiene 2.0 atm
de N2O5 en alcanzar una presión parcial de 380 torr? (a)
5.7 horas (b) 8.2 horas (c) 11 horas (d) 16 horas (e) 32 horas.
(5.25) Práctica 14.9.2. La descomposición
de cierto insecticida en agua a 12 °C sigue una cinética de primer orden con
una tasa constante de 1.45 año-1. Una cantidad de este insecticida
se lava en un lago el 1 de junio, lo que lleva a una concentración de 5.0x10-7
g/cm3. Suponga que la temperatura del lago es constante (de modo que no haya
efectos de variación de temperatura en la velocidad, o que los cambios se
concentración se anulan entre si debido a su naturaleza cíclica). (a) Calcule
t(1/2) para la descomposición del insecticida (b) ¿Cuánto tiempo tarda la
concentración del insecticida en alcanzar la cuarta parte del valor inicial?
(5.26) muestra 14.11a. La siguiente tabla
muestra las constantes de velocidad para el reordenamiento del metilisonitrilo
a varias temperaturas: A partir de estos datos, calcule la energía de
activación para la reacción.
(5.27) muestra 14.11b. La siguiente tabla muestra las constantes de velocidad
para el reordenamiento del metilisonitrilo a varias temperaturas: ¿Cuál es el valor de la constante de
velocidad a 430.0 K?
(5.28) Práctica 14.11.1. La siguiente tabla
muestra las constantes de velocidad para el reordenamiento del metilisonitrilo
a varias temperaturas. Tenga en cuenta que la energía de activación fue de 1.60
x 102 kJ/mol. ¿cuál de las siguientes es la constante de velocidad
para el reordenamiento del metilisonitrilo a 320 °C? (a) 8.1 x 10-15 s-1
(b) 2.2 * 10-13 s-1 (c) 2.7 * 10-9 s-1
(d) 2.3 * 10-1 s-1 (e) 9.2 * 103 s-1.
(5.29) Práctica 14.11.2. La siguiente tabla
muestra las constantes de velocidad para el reordenamiento del metilisonitrilo
a varias temperaturas. Tenga en cuenta que la energía de activación fue de 1.60
x 102 kJ/mol. Con una cifra significativa, ¿cuál es el valor del factor de frecuencia A?
(5.30) Muestra 14.12. Se ha propuesto que
la conversión de ozono en O2 procede mediante un mecanismo de dos
pasos: O3(g) → O2(g) + O(g); O3(g) + O(g) → 2 O2(g) (a)
Describa la molecularidad de cada reacción elemental en este mecanismo. (b)
Escriba la ecuación para la reacción global. (c) Identifique los productos
intermedios.
(5.31) Práctica 14.12.1. Considere el siguiente mecanismo de reacción de dos
pasos: A(g) + B(g) → X(g) + Y(g); X(g) +
C(g) → Y(g) + Z(g) ¿Cuál de las siguientes afirmaciones sobre este mecanismo es
verdadera? (i) Ambos pasos en este mecanismo son bimoleculares. (ii) La
reacción global es A(g) + B(g) + C(g) → Y(g) + Z(g). (iii) La sustancia X(g) es
un intermediario en este mecanismo. (a) Solo una de las afirmaciones es
verdadera. (b) Las afirmaciones (i) y (ii) son verdaderas. (c) Las afirmaciones
(i) y (iii) son verdaderas. (d) Las afirmaciones (ii) y (iii) son verdaderas.
(e) Las tres afirmaciones son verdaderas.
(5.32) Práctica 14.12.2. Para la reacción
Mo(CO)6 + P(CH3)3 → Mo(CO)5P(CH3)3
+ CO, el mecanismo propuesto es Mo(CO)6 → Mo(CO)5 +
CO; Mo(CO)5 + P(CH3)3 → Mo(CO)5P(CH3)3 (a) ¿El mecanismo propuesto es consistente
con la ecuación de la reacción total? (b) ¿Cuál es la molecularidad de cada
paso del mecanismo? (c) Identifique el(los) intermedio(s)
(5.33) Muestra
14.13. Si la siguiente
reacción ocurre en una sola reacción elemental, prediga su ley de velocidad: H2(g)
+ Br2(g) → 2 HBr(g)
(5.34) Práctica 14.13.1. Considere la
siguiente reacción: 2 A + B → X + 2 Y. Se le dice que el primer paso en el
mecanismo de esta reacción tiene la siguiente ley de velocidad: Velocidad =
k[A][B]. ¿Cuál de los siguientes podría ser el primer paso en el mecanismo de
reacción (tenga en cuenta que la sustancia Z es un intermedio)? (a) A + A → Y +
Z (b)A → X + Z (c) A + A + B → X + Y + Y (d)B → X + Y (e) A + B → X + Z
(5.35) Práctica 14.13.2. Considere la siguiente reacción: 2 NO(g) + Br2(g)
→ 2NOBr(g). (a) Escriba la ley de velocidad para la reacción, suponiendo que
involucra una sola reacción elemental. (b) ¿Es probable un mecanismo de un solo
paso para esta reacción?
(5.36) Muestra 14.14. Se cree que la
descomposición del óxido nitroso, N2O, ocurre mediante un mecanismo de dos
pasos: N2O(g) → N2(g) + O(g) (lenta); N2O(g) + O(g) → N2(g) +
O2(g) (rápida) (a) Escriba la ecuación para la reacción general. (b)
Escriba la ley de velocidad para la reacción global.
(5.37) Práctica 14.14.1.
Consideremos una reacción
hipotética 2 C + D → J + 2 K. Se le dice que la velocidad de esta reacción es
de segundo orden general y de segundo orden en [C]. ¿Podría alguno de los
siguientes ser un primer paso determinante de la velocidad en un mecanismo de
reacción que sea consistente con la ley de velocidad observada para la reacción
(tenga en cuenta que la sustancia Z es un intermedio)? (a) C + C → K + Z (b) C
→ J + Z (c) C + D → J + Z (d) D → J + K (e) Ninguno de estos es consistente con
la ley de velocidad observada.
(5.38) Práctica 14.14.2.
El ozono reacciona con el dióxido
de nitrógeno para producir pentóxido de dinitrógeno y oxígeno: O3(g)
+ 2 NO2(g) → N2O5(g) + O2(g) Se
cree que la reacción ocurre en dos pasos: O3(g) + NO2(g)
→ NO3(g) + O2(g) NO3(g) + NO2(g) →
N2O5(g) La ley de velocidad experimental es velocidad =
k[O3][NO2] . ¿Qué puede decir acerca de las velocidades
relativas de los dos pasos del mecanismo?
✔ ejemplo página 604. Experimentalmente se ha determinado
que la rapidez promedio de una reacción química es r k[NO]2[Br2],
la cual se cree está dada por un mecanismo de reacción de dos pasos, cuyo
segundo paso es el determinante NO + Br2 ⇌ NOBr2, NOBr2 +
NO→ 2 NOBr. Demuestre que el mecanismo dado es consistente con la ecuación
medida experimentalmente.
✔ Muestra 14.15. Experimentalmente se ha determinado
que la rapidez promedio de una reacción química es r = k[NO]2[Br2],
la cual se cree está dada por un mecanismo de reacción de dos pasos, cuyo
segundo paso es el determinante NO(g) + NO(g) ⇌ N2O2(g), N2O2(g)
+ Br2(g) → 2 NOBr(g). Demuestre que el mecanismo dado es consistente
con la ecuación medida experimentalmente.
✔ Práctica 14.15.1. Considere la siguiente reacción
hipotética: 2 P + Q → 2 R + S. Se propone el siguiente mecanismo para esta
reacción: P + P ⇌ T (rápida) Q + T → R + U (lenta) U
→ R + S (rápida) Sustancias T y U son intermediarios inestables. ¿Qué ley de
velocidad predice este mecanismo? (a) Tasa = k[P]2 (b) Tasa =
k[P][Q] (c) Tasa = k k[P]2[Q]
(d) Tasa = k[P][Q]2 (e) Tasa = k[U]
✔ Práctica 14.15.2. El primer paso de un mecanismo que
implica la reacción del bromo es Br2(g) ⇌ 2 Br(g) (rápido), ¿Cuál es la
expresión que relaciona la concentración de Br(g) con la de Br2(g)?
(5.39) (Problema 14.19a) Considere la
siguiente reacción acuosa hipotética: A → B. Un matraz se carga con 0.065 mol
de A en un volumen total de 100.0 mL. Se recopilan los siguientes datos: en 0 segundos 0.065
mol, en 10 segundos 0.051 mol, en 20 segundos 0.042 mol, en 30 segundos 0.036
mol en 40 segundos 0.031 mol. Calcule el número
de moles de B en cada momento de la tabla, suponiendo que no hay moléculas de B
en el momento cero, y que A se convierte limpiamente en B sin intermediarios.
(5.40)
(Problema 14.19b) Considere la siguiente reacción acuosa hipotética: A → B.
Un matraz se carga con 0.065 mol de A en un volumen total de 100.0 mL. Se
recopilan los siguientes datos: en 0 segundos 0.065 mol, en 10 segundos 0.051 mol, en 20
segundos 0.042 mol, en 30 segundos 0.036 mol en 40 segundos 0.031 mol. Calcule la tasa promedio de desaparición de A para cada
intervalo de 10 min en unidades de M/s.
(5.41)
(Problema 14.19c) Considere la siguiente reacción acuosa hipotética: A →
B. Un matraz se carga con 0.065 mol de A en un volumen total de 100.0 mL. Se
recopilan los siguientes datos: en 0 segundos 0.065 mol, en 10 segundos 0.051 mol, en 20
segundos 0.042 mol, en 30 segundos 0.036 mol en 40 segundos 0.031 mol. Entre t = 10 min y t = 30 min, ¿cuál es la tasa
promedio de aparición de B en unidades de M/s? Suponga que el volumen de la
solución es constante.
(5.42) (Problema 14.20) Un matraz se carga con 0.100 mol de A y se deja
reaccionar para formar B de acuerdo con la reacción hipotética en fase gaseosa
A(g)→ B(g). Se recogen los siguientes datos:
(5.43) (Problema 14.21a) Se estudió la
isomerización del metilisonitrilo CH3NC a acetonitrilo CH3CN
en fase gaseosa a 215 °C, y se obtuvieron los siguientes datos: 0 s 0.01650 M
de CH3NC; 2000 s 0.01100 M de CH3NC; 5000 s 0.00591 M de
CH3NC; 8000 s 0.00314 M de CH3NC; 12000 s 0.00137 M de CH3NC;
15000 s 0.00074 M de CH3NC. a) Calcule la velocidad de reacción
promedio, en M/s, para el intervalo de tiempo entre cada medición.
(5.44) (Problema 14.21b) Se estudió la
isomerización del metilisonitrilo CH3NC a acetonitrilo CH3CN
en fase gaseosa a 215 °C, y se obtuvieron los siguientes datos: 0 s 0.01650 M
de CH3NC; 2000 s 0.01100 M de CH3NC; 5000 s 0.00591 M de
CH3NC; 8000 s 0.00314 M de CH3NC; 12000 s 0.00137 M de CH3NC;
15000 s 0.00074 M de CH3NC. (b) Calcule la velocidad de reacción
promedio durante todo el tiempo de los datos desde t = 0 hasta t = 15 000 s.
(5.45) (Problema 14.21c) Se estudió la isomerización del metilisonitrilo CH3NC
a acetonitrilo CH3CN en fase gaseosa a 215 °C, y se obtuvieron los
siguientes datos: 0 s 0.01650 M de CH3NC; 2000 s 0.01100 M de CH3NC;
5000 s 0.00591 M de CH3NC; 8000 s 0.00314 M de CH3NC;
12000 s 0.00137 M de CH3NC; 15000 s 0.00074 M de CH3NC.
(c) ¿Cuál es mayor, la tasa promedio entre t = 2000 y t = 12,000 s, o entre t =
8000 y t = 15,000 s?
(5.46) (Problema 14.21d) Se estudió la
isomerización del metilisonitrilo CH3NC a acetonitrilo CH3CN
en fase gaseosa a 215 °C, y se obtuvieron los siguientes datos: 0 s 0.01650 M
de CH3NC; 2000 s 0.01100 M de CH3NC; 5000 s 0.00591 M de
CH3NC; 8000 s 0.00314 M de CH3NC; 12000 s 0.00137 M de CH3NC;
15000 s 0.00074 M de CH3NC. (d) Grafique la concentración molar de
CH3NC contra el tiempo y determine las tasas instantáneas en M/s en
t = 5000 s y t = 8000s.
(5.47) (Problema 14.22a) Se midió la
velocidad de desaparición de HCl para la siguiente reacción: CH3OH + HCl → CH3Cl + H2O. Se
recogieron los siguientes datos: a 0.0 min 1.85 molar, a 54.0
minutos 1.58 molar. a 107.0 minutos 1.36 molar, a 215.0 minutos 1.02 molar, a
430.0 minutos 0.580 molar. (a) Calcule la velocidad de reacción promedio, en M/s,
para el intervalo de tiempo entre cada medición.
(5.48) (Problema 14.22b) Se midió la velocidad de desaparición de HCl para la
siguiente reacción: CH3OH + HCl → CH3Cl + H2O. Se
recogieron los siguientes datos: a 0.0 min 1.85 molar, a 54.0 minutos 1.58 molar. a 107.0
minutos 1.36 molar, a 215.0 minutos 1.02 molar, a 430.0 minutos 0.580 molar. (b) Calcule la velocidad de reacción promedio durante
todo el tiempo para los datos desde t = 0.0 min hasta t = 430.0 min.
(5.49) (Problema 14.22c) Se midió la
velocidad de desaparición de HCl para la siguiente reacción: CH3OH + HCl → CH3Cl + H2O. Se
recogieron los siguientes datos: a 0.0 min 1.85 molar, a 54.0
minutos 1.58 molar. a 107.0 minutos 1.36 molar, a 215.0 minutos 1.02 molar, a
430.0 minutos 0.580 molar. (c) ¿Cuál es mayor, la tasa promedio entre t = 54.0 y t =
215.0 min, o entre t = 107.0 y t = 430.0 min?
(5.50) (Problema 14.22d) Se midió la
velocidad de desaparición de HCl para la siguiente reacción: CH3OH + HCl → CH3Cl + H2O. Se
recogieron los siguientes datos: a 0.0 min 1.85 molar, a 54.0
minutos 1.58 molar. a 107.0 minutos 1.36 molar, a 215.0 minutos 1.02 molar, a
430.0 minutos 0.580 molar. (d) Grafique [HCl] contra el tiempo y determine las
velocidades instantáneas en M/min y M/s en t = 75.0 min y t = 250 min.
(5.51) (Problema 14.23a) Indique cómo se
relaciona la velocidad de desaparición de cada reactivo con la velocidad de
aparición de cada producto en H2O2(g) → H2(g) +
O2(g)
(5.52) (Problema 14.23b) Indique cómo se
relaciona la velocidad de desaparición de cada reactivo con la velocidad de
aparición de cada producto en 2 N2O(g) → 2 N2(g) + O2(g)
(5.53) (Problema 14.23c) Indique cómo se relaciona la velocidad de desaparición
de cada reactivo con la velocidad de aparición de cada producto en N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
(5.54) (Problema 14.23d) Indique cómo se relaciona la velocidad de desaparición
de cada reactivo con la velocidad de aparición de cada producto en C2H5NH2(g) → C2H4(g) + NH3(g)
(5.55) (Problema 14.24a) Indique cómo se relaciona la velocidad de desaparición
de cada reactivo con la velocidad de aparición de cada producto en 2 H2O(g) → 2 H2(g) + O2(g)
(5.56) (Problema 14.24b) Indique cómo se relaciona la velocidad de desaparición
de cada reactivo con la velocidad de aparición de cada producto en 2 SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(g)
(5.57) (Problema 14.24c) Indique cómo se relaciona la velocidad de desaparición
de cada reactivo con la velocidad de aparición de cada producto en 2 NO(g) + 2 H2(g) → N2(g) + 2 H2O(g)
(5.58) (Problema 14.24d) Indique cómo se relaciona la velocidad de desaparición
de cada reactivo con la velocidad de aparición de cada producto en N2(g) + 2
H2(g) → N2H4(g)
(5.59) (Problema 14.25a) Considere la combustión de
H2(g): 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g).
Si el hidrógeno se quema a razón de 0.48 mol/s, ¿cuál es la tasa de consumo de
oxígeno? ¿Cuál es la velocidad de formación del vapor de agua?
(5.60) (Problema 14.25b) La reacción 2 NO(g) +
Cl2(g) → 2 NOCl(g) se lleva a cabo en un recipiente cerrado.
Si la presión parcial del NO disminuye a razón de 56 torr/min, ¿cuál
es la razón de cambio de la presión total del recipiente?
(5.61) (Problema 14.26a) Considere la combustión de
etileno, C2H4(g) + 3 O2(g) →
2 CO2(g) + 2 H2O(g). Si la concentración de C2H4
disminuye a razón de 0.036 M/s, ¿cuáles son las tasas de cambio
en las concentraciones de CO2 y H2O?
(5.62) (Problema 14.26b) La tasa de disminución de
la presión parcial de N2H4 en un recipiente de reacción
cerrado a partir de la reacción N2H4(g) + H2(g)
→
2 NH3(g) es de 74 torr por hora. ¿Cuáles son las tasas de cambio
de la presión parcial y la presión total del NH3 en el recipiente?
(5.63) (Problema 14.27) Una reacción A + B →
C obedece a la siguiente ley de velocidad: Velocidad = k[B]2. (a) Si
[A] se duplica, ¿cómo cambiará la tasa? ¿Cambiará la
constante de velocidad? (b) ¿Cuáles son los órdenes de
reacción para A y B? ¿Cuál es el orden de reacción general? (c) ¿Cuáles
son las unidades de la constante de velocidad?
(5.64) (Problema 14.28) Considere una reacción hipotética
entre A, B y C que es de primer orden en A, de orden cero en B y de segundo
orden en C. (a) Escriba la ley de velocidad para la reacción. (b) ¿Cómo
cambia la velocidad cuando [A] se duplica y las concentraciones de otros
reactivos se mantienen constantes? (c) ¿Cómo cambia la velocidad cuando
[B] se triplica y las concentraciones de otros reactivos se mantienen
constantes? (d) ¿Cómo cambia la velocidad cuando [C] se triplica y
las concentraciones de otros reactivos se mantienen constantes? e) ¿En
qué factor cambia la velocidad cuando se triplican las concentraciones de los
tres reactivos? (f) ¿En qué factor cambia la velocidad cuando las
concentraciones de los tres reactivos se reducen a la mitad?
(5.65) (Problema 14.29) La reacción de descomposición
del N2O5 en tetracloruro de carbono es 2 N2O5
→
4 NO2 + O2. La ley de velocidad es de primer orden en N2O5.
A 64 °C
la constante de velocidad es 4.82 x 10-3 s-1. (a) Escriba
la ley de velocidad para la reacción. (b) ¿Cuál es la velocidad de reacción
cuando [N2O5] = 0.0240 M? (c) ¿Qué sucede
con la velocidad cuando la concentración de N2O5 se
duplica a 0.0480 M? (d) ¿Qué sucede con la tasa cuando
la concentración de N2O5 se reduce a la mitad a 0.0120 M?
(5.66) (Problema 14.30) Considere la siguiente
reacción: 2 NO(g) + 2 H2(g) → N2(g) + 2 H2O(g)
(a) La ley de velocidad para esta reacción es de primer orden en H2 y de
segundo orden en NO. Escriba la ley de velocidad. (b) Si la constante de
velocidad para esta reacción a 1000 K es 6,. x 104 M-2 s-1,
¿cuál
es la velocidad de reacción cuando [NO] = 0.035 M y [H2] = 0.015 M?
(c) ¿Cuál
es la velocidad de reacción a 1000 K cuando la concentración de NO aumenta a 0.10
M, mientras que la concentración de H2 es de 0.010 M? (d) ¿Cuál
es la velocidad de reacción a 1000 K si [NO] se reduce a 0.010 M y [H2]
aumenta a 0.030 M?
(5.67) (Problema 14.31) Considere la siguiente
reacción: CH3Br(aq) + OH-(aq) → CH3OH(aq)
+ Br-(aq) La ley de velocidad para esta reacción es de primer orden
en CH3Br y de primer orden en OH-. Cuando [CH3Br]
es 5.0 x 10-3 M y [OH-] es 0.050 M, la velocidad de
reacción a 298 K es 0.0432 M/s. (a) ¿Cuál es el valor de la
constante de velocidad? (b) ¿Cuáles son las unidades de la
constante de velocidad? (c) ¿Qué pasaría con la velocidad si
la concentración de OH- se triplicara? (d) ¿Qué pasaría
con la velocidad si la concentración de ambos reactivos se triplicara?
(5.68) (Problema 14.32) La reacción entre el bromuro
de etilo [C2H5Br] y el ion hidróxido en alcohol etílico a
330 K, C2H5Br(alc) + OH-(alc) →
C2H5OH(l) + Br-(alc), es de primer orden tanto en el bromuro de
etilo como en el ion hidróxido. Cuando [C2H5Br] es 0.0477
M y [OH-] es 0.100 M, la velocidad de desaparición del bromuro de
etilo es 1.7 x 10-7 M/s. (a) ¿Cuál es el valor de la
constante de velocidad? (b) ¿Cuáles son las unidades de la
constante de velocidad? (c) ¿Cómo cambiaría la velocidad de
desaparición del bromuro de etilo si la solución se diluyera agregando un
volumen igual de alcohol etílico puro a la solución?
(5.69) (Problema 14.33) El ion yoduro reacciona con
el ion hipoclorito (el ingrediente activo de los blanqueadores de cloro) de la
siguiente manera: OCl- + I- → OI-
+ Cl- . Esta reacción rápida da los siguientes datos de velocidad:
(a) Escriba la ley de velocidad para esta reacción. (b) Calcule la constante de
velocidad con las unidades adecuadas. (c) Calcule la tasa cuando [OCl-]
= 2.0 x 10-3 M y [I-] = 5.0 x 10- 4 M.
(5.70) (Problema 14.34) La reacción 2 ClO2(aq)
+ 2 OH- (aq) → ClO3- (aq)
+ ClO2- (aq) + H2O(l) se estudió con los
siguientes resultados: (a) Determine la ley de velocidad para la reacción. (b)
Calcule la constante de velocidad con las unidades adecuadas. (c) Calcule la
velocidad cuando [ClO2] = 0.100 M y [OH-] = 0.050 M.
(5.71) (Problema 14.35) Se midieron los siguientes
datos para la reacción BF3(g) + NH3(g) →
F3BNH3(g): (a) ¿Cuál es la ley de velocidad de
la reacción? (b) ¿Cuál es el orden general de la reacción? (c) ¿Calcule
la constante de velocidad con las unidades adecuadas? (d) ¿Cuál
es la tasa cuando [BF3] = 0.100 M y [NH3] = 0.500 M?
(5.72) (Problema 14.36) Se recolectaron los siguientes
datos para la velocidad de desaparición de NO en la reacción 2 NO(g) + O2(g)
→
2 NO2(g): (a) ¿Cuál es la ley de velocidad
para la reacción? (b) ¿Cuáles son las unidades de la constante de
velocidad? (c) ¿Cuál es el valor promedio de la constante de
velocidad calculada a partir de los tres conjuntos de datos? (d) ¿Cuál
es la tasa de desaparición de NO cuando [NO] = 0.0750 M y [O2] =
0.0100 M? (e) ¿Cuál es la tasa de desaparición de O2 a
las concentraciones dadas en la parte (d)?
(5.73) (Problema 14.37) Considere la reacción en
fase gaseosa entre el óxido nítrico y el bromo a 273 °C: 2 NO(g) + Br2(g)
→
2 NOBr(g). Se obtuvieron los siguientes datos para la velocidad inicial de
aparición de NOBr: (a) Determinar la ley de velocidad. (b) Calcule el valor
promedio de la constante de velocidad para la aparición de NOBr a partir de los
cuatro conjuntos de datos. (c) ¿Cómo se relaciona la tasa de
aparición de NOBr con la tasa de desaparición de Br2? (d) ¿Cuál
es la tasa de desaparición de Br2 cuando [NO] = 0.075 M y [Br2]
= 0.25 M?
(5.74) (Problema 14.38) Considere la reacción del
ion peroxidisulfato [S2O82-] con el ion yoduro
[I-] en solución acuosa: S2O82- (aq)
+ 3 I- (aq) → 2 SO42- (aq) + I3- (aq)
A una temperatura particular, la velocidad inicial de desaparición de S2O82-
varía con concentraciones de los reactivos de la siguiente manera: (a)
Determine la ley de velocidad para la reacción y establezca las unidades de la
constante de velocidad. (b) ¿Cuál es el valor promedio de la
constante de velocidad para la desaparición de S2O82-,
con base en los cuatro conjuntos de datos? (c) ¿Cómo se relaciona la tasa de
desaparición de S2O82- con la tasa de
desaparición de I- ? (d) ¿Cuál es la tasa de desaparición
de I- cuando [S2O82-] = 0,025 M y [I-]
= 0,050 M?
(5.75) (Problema 14.41) (a) La descomposición en
fase gaseosa de SO2Cl2: SO2Cl2(g) → SO2(g) + Cl2(g), es de
primer orden en SO2Cl2. A 600 K, la vida media de este
proceso es de 2.3 x 105 s. ¿Cuál es la constante de
velocidad a esta temperatura? (b) A 320 °C la constante de velocidad es 2.2 x
10-5 s-1. ¿Cuál es la vida media a esta
temperatura?
(5.76) (Problema 14.42) El yodo molecular, I2(g),
se disocia en átomos de yodo a 625 K con una constante de velocidad de primer
orden de 0.271 s-1. (a) ¿Cuál es la vida media de esta
reacción? (b) Si comienza con 0.050 M de I2 a esta temperatura, ¿cuánto
quedará después de 5.12 s, suponiendo que los átomos de yodo no se recombinan
para formar I2?
(5.77) (Problema 14.43) La descomposición del
cloruro de sulfurilo SO2Cl2(g) → SO2(g) + Cl2(g) es un
proceso de primer orden. La constante de velocidad para la descomposición a 660
K es 4.5 x 10-2 s-1. (a) Si comenzamos con una presión
inicial de SO2Cl2 de 450 torr, ¿cuál es la
presión parcial de esta sustancia después de 60 s? (b) ¿En qué momento
la presión parcial de SO2Cl2 disminuirá a una décima
parte de su valor inicial?
(5.78) (Problema 14.44) La constante de velocidad de
primer orden para la descomposición de N2O5: 2 N2O5(g)
→
4 NO2(g) + O2(g), a 70 °C es 6.82 x 10-3 s-1.
Suponga que comenzamos con 0.0250 mol de N2O5(g) en un
volumen de 2.0 L. (a) ¿Cuántos moles de N2O5 quedarán
después de 5.0 min? (b) ¿Cuántos minutos tomará para que
la cantidad de N2O5 baje a 0.010 mol? (c) ¿Cuál
es la vida media del N2O5 a 70 °C?
(5.79) (Problema 14.45) La reacción SO2Cl2(g)
→
SO2(g) + Cl2(g) es de primer orden en SO2Cl2.
Utilizando los siguientes datos cinéticos, determine la magnitud y las unidades
de la constante de velocidad de primer orden:
(5.80) (Problema 14.46) A partir de los siguientes
datos para la isomerización en fase gaseosa de primer orden de CH3NC
a 215 °C, calcule la constante de velocidad de primer orden y la vida media de
la reacción:
(5.81) (Problema 14.47) Considere los datos
presentados en el ejercicio 14.19. (a) Mediante el uso de gráficos apropiados,
determine si la reacción es de primer o segundo orden. (b) ¿Cuál
es la constante de velocidad de la reacción? (c) ¿Cuál es la vida media de la
reacción?
(5.82) (Problema 14.48) Considere los datos presentados en el ejercicio
14.20. (a) Determine si la reacción es de primer o segundo orden. (b) ¿Cuál es la constante de velocidad? (c) ¿Cuál es la
vida media?
(5.83) (Problema 14.49) Se estudia la descomposición
en fase gaseosa del NO2: 2 NO2(g) → 2 NO(g) + O2(g),
a 383 °C, dando los siguientes datos: (a) ¿La reacción es de primer o
segundo orden con respecto a la concentración de NO2? (b) ¿Cuál
es la constante de velocidad? (c) Prediga las velocidades de reacción al
comienzo de la reacción para concentraciones iniciales de 0.200 M, 0.100 M y 0.050
M de NO2.
(5.84) (Problema 14.50) La sacarosa [C12H22O11],
comúnmente conocida como azúcar de mesa, reacciona en soluciones ácidas
diluidas para formar dos azúcares más simples, glucosa y fructosa, los cuales
tienen la fórmula C6H22O6. A 23 °C y en HCl
0.5 M se obtuvieron los siguientes datos de desaparición de sacarosa: (a) ¿La
reacción es de primer o segundo orden con respecto a [C12H22O11]?
(b) ¿Cuál
es la constante de velocidad? (c) Utilizando esta constante de velocidad,
calcule la concentración de sacarosa a los 39, 80, 140 y 210 min si la
concentración inicial de sacarosa era 0,316 M y la reacción era de orden cero
en sacarosa.
(5.85) (Problema 14.52) (a) ¿En cuál de
las siguientes reacciones esperaría que el factor de orientación fuera menos
importante para conducir a la reacción: NO + O → NO2 o H + Cl →
HCl? (b) ¿Cómo nos ayuda la teoría cinético-molecular a
comprender la dependencia de la temperatura de las reacciones químicas?
(5.86) (Problema 14.53) Calcula la fracción de átomos
en una muestra de gas argón a 400 K que tiene una energía de 10.0 kJ o más.
(5.87) (Problema 14.54) (a) La energía de activación
para la isomerización del metilisonitrilo (figura 14.7) es de 160 kJ/mol.
Calcule la fracción de moléculas de metilisonitrilo que tiene una energía de
160.0 kJ o más a 500 K. (b) Calcule esta fracción para una temperatura de 520
K. ¿Cuál
es la relación entre la fracción a 520 K y la de 500 K?
(5.88) (Problema 14.55) La reacción en fase gaseosa
Cl(g) + HBr(g) → HCl(g) + Br(g) tiene un cambio total de energía de
-66 kJ. La energía de activación de la reacción es de 7 kJ. (a) Dibuje el
perfil de energía para la reacción y etiquete Ea y ∆E. (b) ¿Cuál
es la energía de activación para la reacción inversa?
(5.89) (Problema 14.56) Para el proceso elemental N2O5(g)
→
NO2(g) + NO3(g) la energía de activación Ea y el ∆E total
son 154 kJ/mol y 136 kJ/mol, respectivamente. (a) Dibuje el perfil de energía
para esta reacción y etiquete Ea y ∆E. (b) ¿Cuál es la energía de activación
para la reacción inversa?
(5.90) (Problema 14.59-60) Con base en sus energías de
activación y cambios de energía y suponiendo que todos los factores de colisión
son iguales, ¿cuál de las siguientes reacciones sería la más rápida
y cuál la más lenta? (a) Ea = 45 kJ/mol; ∆E = -25 kJ/mol (b) Ea = 35 kJ/mol; ∆E
= -10 kJ/mol (c) Ea = 55 kJ/mol; ∆E = 10 kJ/mol.
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