Equilibrio químico: 8. Ley de la velocidad de reacción | 🔥 Cinética química

| Ciencias de Joseleg | Química | Química del equilibrio | 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)

Una forma de estudiar el efecto de la concentración en la velocidad de reacción es determinar la forma en que la velocidad inicial de una reacción depende de las concentraciones iniciales. Por ejemplo, podríamos estudiar la velocidad de la reacción con la información de la tabla

Tabla 8‑1. Velocidad de reacción inicial para diferentes concentraciones iniciales en la reacción: NH₄⁺+NO₂^-→N₂+2H₂ O, a 25°C

Al estudiar una reacción química, es importante tener en cuenta no solo las propiedades químicas de los reactivos, sino también las condiciones bajo las cuales se produce la reacción, el mecanismo por el cual tiene lugar, la velocidad a la que ocurre y el equilibrio hacia el cual Se procede.

La relación entre la velocidad de una reacción y las concentraciones de reactivos se expresa mediante una ley de velocidad, la cual debe ser medida experimentalmente, y se define de la siguiente forma.

Tenga en cuenta que solo las concentraciones molares de los reactivos c_r aparecen en la ley de velocidad, normalmente. La constante k se llama constante de velocidad. La magnitud de k cambia con la temperatura y, por lo tanto, determina cómo la temperatura afecta la velocidad. Los exponentes a_re se denominan ordenes parciales de reacción son típicamente números enteros pequeños pero no siempre, que se determinan experimentalmente, no puede determinarse solo a partir de una ecuación química balanceada, y los denominaremos orden de reacción. Como veremos en breve, si conocemos a para una reacción, podemos obtener una gran comprensión de los pasos individuales que ocurren.

Química la ciencia central 13

✔️ (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.

✔️ (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

✔️ (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?

✔️ (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 .

Ordenes de reacción

Debe tener en cuenta que ni el orden de reacción general, ni los órdenes parciales de reacción, tienen un símbolo estandarizado en el libro de oro de la IUPAC así que emplearemos a para el orden general y a_re para el orden parcial que depende de cada reactivo.

Puesta en palabras, el orden general de reacción es la suma de los órdenes de reacción de cada reactivo individual.

Química de Chang 10

✔️ (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].

Química la ciencia central 13

✔️ (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

✔️ (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.

Magnitudes y unidades de k

Si los químicos quieren comparar reacciones para evaluar cuáles son relativamente rápidas y cuáles son relativamente lentas, la cantidad de interés es k. Una buena regla general es que un valor grande de k (∼10⁹ o superior) significa una reacción rápida y un valor pequeño de k (10 o inferior) significa una reacción lenta.

Las unidades de la constante de velocidad dependen del orden de reacción general de la ley de velocidad. En una reacción de segundo orden general, por ejemplo, las unidades de la constante de velocidad deben satisfacer la ecuación:

Química de Chang 10

✔️ (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.

Química la ciencia central 13

✔️ (Muestra 14.5b) Deducir las unidades de la constante k en r = k[N₂O₅].

✔️ (Práctica 14.5.1) Deducir las unidades de la constante k en r = k[CHCl₃] [Cl₂]^1/2.

✔️ (Práctica 14.5.2) Calcular el orden de reacción del hidrógeno elemental y las unidades de la constante k en r = k[H₂][I₂]

✔️ (Problema 13.13): La ley de velocidad para la reacción NH₄⁺ (aq) + NO₂^- (aq) → N₂(g) + 2H₂O(l) está dada por la velocidad = k[NH₄⁺][NO^2-]. 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 .

✔️ (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.

Como calcular los órdenes de reacción

Hemos visto que la ley de velocidad para la mayoría de las reacciones tiene la forma general ( 8.2). Por lo tanto, la tarea de determinar la ley de velocidad se convierte en determinar los órdenes de reacción parciales (a_r). En la mayoría de las reacciones, los órdenes de reacción son 0, 1 o 2, pero no necesariamente serán enteros. Calcular los órdenes de reacción parciales involucra a los siguientes pasos generales:

👉 crear series de datos en los cuales tengamos una sustancia variable y las demás constantes: con eso podremos identificar cuál es el efecto de la concentración de cada sustancia por separado.

👉 identificar el efecto de una concentración variable: si al variar la concentración no cambia la velocidad de reacción promedio, podremos concluir que el orden de reacción es cero. por el contrario, sí con la variación de la concentración cambia la velocidad de la reacción entonces sí tendremos un efecto, bueno que deberemos despejar algebraicamente.

👉 Cuantificar el efecto de la concentración variable: para ello vamos a utilizar el mismo truco que empleamos para analizar las leyes de los gases, es decir todos los términos constantes se fusionan en una nueva constante, de forma tal que la constante general absorber a las concentraciones que mantenemos constantes convirtiéndose en una segunda constante k₂ que no nos interesará de momento, pues la podremos cancelar al ejecutar un ratio o regla de tres analítica, luego es sólo cuestión de despejar el orden de reacción parcial de la sustancia que sí es variable usando las leyes de los logaritmos naturales.

🟦 DEMOSTRACION: Sí tenemos una ley de velocidad de reacción promedio compuesta por una cantidad indefinida de sustancias reactivo (re), demuestre una función que permita calcular el orden de la reacción para un solo reactivo, asumiendo que los demás reactivos en el análisis se mantuvieron constantes.

Aunque hay que saberse las leyes de los algoritmos el álgebra para deducir la ecuación 8.3 no es particularmente exigente, lo cual es sorprendente porque los libros de texto en los cuales se hallan este tipo de ejercicios no emplean esta ecuación, y en su lugar emplean un análisis cualitativo que nos puede llevar más tiempo que simplemente reemplazar y calcular.

Química de Chang 10

✔️ (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.

✔️ (Práctica 13.3): La reacción del ion peroxidisulfato (S₂O₈^2-) con el ion yoduro (I^-) es S₂O₈^2- (aq) + 3I^-(aq) → 2 SO₄^2- (aq) + I₃^-(aq) A partir de los siguientes datos recopilados a cierta temperatura, determine la velocidad ley y calcule la constante de velocidad.