Identificar si la reacción de descomposición del azometano es de primer orden y calcular K // 🕑 Cinética química // Joseleg

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16. Referencias bibliográficas | ⏩ Cinética química | Joseleg

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15. Catalizadores | ⏩ Cinética química | Joseleg

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 Un catalizador es una sustancia que cambia la velocidad de una reacción química sin sufrir un cambio químico permanente. La mayoría de las reacciones en el cuerpo, la atmósfera y los océanos ocurren con la ayuda de catalizadores. Gran parte de la investigación química industrial es dedicada a la búsqueda de catalizadores más efectivos para reacciones de importancia comercial. También se dedican grandes esfuerzos de investigación a encontrar medios para inhibir o eliminar ciertos catalizadores que promueven reacciones indeseables, como las que corroen metales, envejecen nuestros cuerpos y causan caries. 

Catálisis homogénea

Un catalizador que está presente en la misma fase que los reactivos en una mezcla de reacción se llama catalizador homogéneo. Los ejemplos abundan tanto en solución como en fase gaseosa. Considere, por ejemplo, la descomposición de peróxido de hidrógeno acuoso, en agua y oxígeno: 2 H₂O₂(aq)→2H₂O(l)+O₂(g). En ausencia de un catalizador, esta reacción ocurre de forma extremadamente lenta. Sin embargo, muchas sustancias son capaces de catalizar la reacción, incluido el ion bromuro, que reacciona con el peróxido de hidrógeno en solución ácida, formando bromo acuoso y agua: H₂O₂(aq)+2Br^-(aq)+2H⁺(aq)→2H₂O(l)+Br₂(aq).

Figura 15‑1. Catálisis homogénea. Efecto del catalizador sobre la velocidad de descomposición del peróxido de hidrógeno en agua y oxígeno gaseoso.

Si esta fuera la reacción completa, el ion bromuro no sería un catalizador porque experimenta un cambio químico durante la reacción. Sin embargo, el peróxido de hidrógeno también reacciona con el Br^—(aq): H₂O₂(aq)+Br₂(aq)→2Br^-(aq)+2H⁺(aq)+O₂(g)

Cuando el H₂O₂ se ha descompuesto por completo, nos queda una solución incolora de Br^— (aq), lo que significa que este ion es de hecho un catalizador de la reacción porque acelera la reacción sin sufrir ningún cambio neto. En contraste, Br₂ (aq) es un intermedio porque primero se forma y luego se consume. Ni el catalizador ni el intermedio aparecen en la ecuación para la reacción global. Tenga en cuenta, sin embargo, que el catalizador está allí al comienzo de la reacción, mientras que el intermedio se forma durante el curso de la reacción.

¿Cómo funciona un catalizador? Si pensamos en la forma general de las leyes de velocidad de reacción:

Debemos concluir que el catalizador debe afectar el valor numérico de , la constante de tasa. Sobre la base de la ecuación de Arrhenius

Donde  está determinado por la energía de activación E_a y el factor de frecuencia (A). Un catalizador puede afectar la velocidad de reacción al alterar el valor de E_a,0. Podemos imaginar que esto suceda de dos maneras: el catalizador podría proporcionar un nuevo mecanismo para la reacción que tenga un valor de E_a menor que el valor de E_a para el reacción no catalizada, o el catalizador podría ayudar en la orientación de los reactivos y así aumentar A. Los efectos catalíticos más dramáticos provienen de la disminución de E_a. Como regla general, un catalizador reduce la energía de activación general para una reacción química.0

Figura 15‑2. Perfiles de energía para la descomposición no catalizada y catalizada por bromuro de H₂O₂.

Un catalizador puede reducir la energía de activación para una reacción al proporcionar un mecanismo diferente para la reacción. En la descomposición del peróxido de hidrógeno, por ejemplo, tienen lugar dos reacciones sucesivas de , primero con bromuro y luego con bromo. Debido a que estas dos reacciones juntas sirven como una vía catalítica para la descomposición del peróxido de hidrógeno, ambas deben tener energías de activación significativamente más bajas que la descomposición no catalizada.

Catálisis heterogénea

Un catalizador heterogéneo es uno que existe en una fase diferente de la fase de las moléculas reactivas, generalmente como un sólido en contacto con reactivos gaseosos o reactivos en una solución líquida. Muchas reacciones de importancia industrial son catalizadas por las superficies de los sólidos. Por ejemplo, el petróleo crudo se transforma en moléculas de hidrocarburos más pequeñas mediante el uso de los llamados catalizadores de "craqueo". Los catalizadores heterogéneos a menudo están compuestos de metales u óxidos metálicos.

El paso inicial en la catálisis heterogénea suele ser la adsorción de reactivos. La adsorción se refiere a la unión de moléculas a una superficie, mientras que la absorción se refiere a la absorción de moléculas en el interior de una sustancia. La adsorción ocurre porque los átomos o iones en la superficie de un sólido son extremadamente reactivos. Debido a que la reacción catalizada ocurre en la superficie, a menudo se usan métodos especiales para preparar catalizadores para que tengan áreas de superficie muy grandes. A diferencia de sus contrapartes en el interior de la sustancia, los átomos e iones superficiales tienen una capacidad de unión no utilizada que puede usarse para unir moléculas desde la fase gaseosa o de solución a la superficie del sólido.

Figura 15‑3. Catálisis heterogénea. Mecanismo de reacción de etileno con hidrógeno en una superficie catalítica.

La reacción del gas hidrógeno con el gas etileno para formar gas etano proporciona un ejemplo de catálisis heterogénea: C₂H₄(g)+H₂(g)→C₂H₆(g) con un ΔHº=-137 kJ/mol. Aunque esta reacción es exotérmica, ocurre muy lentamente en ausencia de un catalizador. Sin embargo, en presencia de un metal finamente pulverizado, como el níquel, el paladio o el platino, la reacción se produce fácilmente a temperatura ambiente a través del mecanismo diagramado en la Figura 15‑3. Tanto el etileno como el hidrógeno se adsorben en la superficie del metal. Tras la adsorción, el enlace H-H del H₂ se rompe, dejando inicialmente dos átomos de H unidos a la superficie del metal pero relativamente libres para moverse. Cuando un hidrógeno encuentra una molécula de etileno adsorbida, puede formar un enlace  con uno de los átomos de carbono, destruyendo efectivamente el enlace C-C π y dejando un grupo etilo C₂H₅ unido a la superficie a través de un enlace metal-carbono . Este enlace  es relativamente débil, por lo que cuando el otro átomo de carbono también encuentra un átomo de hidrógeno, se forma fácilmente un sexto enlace C-H , y se libera una molécula de etano C₂H₆ de la superficie del metal.

Enzimas

El cuerpo humano se caracteriza por un sistema extremadamente complejo de reacciones químicas interrelacionadas, todo lo cual debe ocurrir a ritmos cuidadosamente controlados para mantener la vida. Una gran cantidad de catalizadores biológicos maravillosamente eficientes conocidos como enzimas son necesarios para que muchas de estas reacciones ocurran a velocidades adecuadas. La mayoría de las enzimas son moléculas de proteínas grandes con pesos moleculares que varían de aproximadamente 10 000 a aproximadamente 1 millón de u. Son muy selectivos en las reacciones que catalizan (aunque pueden catalizar varias reacciones semejantes con sustratos parecidos), y algunos son absolutamente específicos, que operan para una sola sustancia en una sola reacción. La descomposición del peróxido de hidrógeno, por ejemplo, es un proceso biológico importante. Debido a que el peróxido de hidrógeno se oxida fuertemente, puede ser fisiológicamente dañino. Por esta razón, la sangre y el hígado de los mamíferos contienen una enzima, la catalasa, que cataliza la descomposición del peróxido de hidrógeno en agua y oxígeno.

Figura 15‑4. Las enzimas aceleran las reacciones. El hígado macerado libera muchas enzimas, entre ellas la catalasa, que agregada al agua oxigenada, libera oxígeno.

La Figura 15‑4 muestra la aceleración dramática de esta reacción química por la catalasa en el hígado de res. La reacción que cataliza cualquier enzima dada tiene lugar en una ubicación específica en la enzima llamada sitio activo. Las sustancias que reaccionan en este sitio se llaman sustratos. El modelo de cerradura y llave proporciona una explicación simple de la especificidad de una enzima.

Figura 15‑5. Modelo de cerradura y llave para la acción enzimática.

La combinación de enzima y sustrato se llama complejo enzima-sustrato. Aunque la Figura 15‑5 muestra que tanto el sitio activo como su sustrato tienen una forma fija, el sitio activo a menudo es bastante flexible y, por lo tanto, puede cambiar de forma a medida que se une al sustrato. La unión entre el sustrato y el sitio activo implica atracciones dipolo-dipolo, enlaces de hidrógeno y fuerzas de dispersión. A medida que las moléculas de sustrato ingresan al sitio activo, se activan de alguna manera para que puedan reaccionar rápidamente. Este proceso de activación puede ocurrir, por ejemplo, por el retiro o la donación de densidad electrónica de un enlace particular o grupo de átomos en el sitio activo de la enzima. Además, el sustrato puede distorsionarse en el proceso de adaptación al sitio activo y hacerse más reactivo. Una vez que se produce la reacción, los productos salen del sitio activo, permitiendo que entre otra molécula de sustrato.

El sustrato se muestra como que encaja perfectamente en el sitio activo, al igual que una llave encaja en una cerradura. La lisozima es una enzima que es importante para el funcionamiento de nuestro sistema inmunitario porque acelera las reacciones que dañan (o "lisan") las paredes celulares bacterianas. La Figura 15‑6 muestra un modelo de la enzima lisozima sin y con una molécula de sustrato unida.

Figura 15‑6. La lisozima fue una de las primeras enzimas para las cuales se describió una relación estructura-función. Este modelo muestra cómo el sustrato (amarillo) "encaja" en el sitio activo de la enzima.

Las enzimas son enormemente más eficientes que los catalizadores no bioquímicos. El número de eventos de reacción catalizados individuales que ocurren en un sitio activo particular, llamado número de rotación, generalmente está en el rango de 10³ a 10⁷ por segundo. Tales números de rotación grandes corresponden a energías de activación muy bajas. En comparación con un catalizador químico simple, las enzimas pueden aumentar la velocidad constante para una reacción dada en un millón de veces o más.

14. Mecanismos de reacción | ⏩ Cinética química | Joseleg

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 Una ecuación equilibrada para una reacción química indica las sustancias presentes al comienzo de la reacción y las presentes al final de la reacción. Sin embargo, no proporciona información sobre los pasos detallados que ocurren a nivel molecular a medida que los reactivos se convierten en productos. Los pasos por los cuales ocurre una reacción se llama mecanismo de reacción “e involucran fórmulas extrañas que normalmente no deberían ser correctas, de allí que son transitorias e inestables”. En el nivel más sofisticado, un mecanismo de reacción describe el orden en que los enlaces se rompen y forman y los cambios en las posiciones relativas de los átomos en el curso de la reacción.

En química, un mecanismo de reacción es la secuencia paso a paso de reacciones elementales por las cuales ocurre un cambio químico general. Un mecanismo químico es una conjetura teórica que trata de describir en detalle lo que ocurre en cada etapa de una reacción química general. Los pasos detallados de una reacción no son observables en la mayoría de los casos. El mecanismo conjeturado se elige porque es termodinámicamente factible y tiene soporte experimental en intermedios aislados u otras características cuantitativas y cualitativas de la reacción. También describe cada intermedio reactivo, complejo activado y estado de transición, y qué enlaces se rompen (y en qué orden), y qué enlaces se forman (y en qué orden). Un mecanismo completo también debe explicar la razón de los reactivos y catalizadores utilizados, la estereoquímica observada en los reactivos y productos, todos los productos formados y la cantidad de cada uno.

Reacciones elementales

Hemos visto que las reacciones tienen lugar debido a colisiones entre las moléculas que reaccionan. Por ejemplo, las colisiones entre moléculas de metil isonitrilo CH₃NC pueden proporcionar la energía para permitir que el CH₃NC se reorganice en acetonitrilo:

Figura 14‑1. Mecanismo de reacción de la síntesis de acetonitrilo.

De manera similar, la reacción de NO y O₃ para formar NO₂ y O₂ parece ocurrir como resultado de una sola colisión que involucra moléculas de NO y O₃ adecuadamente orientadas y suficientemente energéticas: NO(g)+O₃(g)→NO₂(g)+O₂(g), ambas reacciones ocurren en un solo evento o paso y se llaman reacciones elementales. El número de moléculas que participan como reactivos en una reacción elemental define la molecularidad de la reacción. Si está involucrada una sola molécula, la reacción es unimolecular. La reorganización del metil isonitrilo es un proceso unimolecular. Las reacciones elementales que implican la colisión de dos moléculas reactivas son bimoleculares. La reacción entre NO y O₃ es bimolecular. Las reacciones elementales que implican la colisión simultánea de tres moléculas son termoleculares. Las reacciones termoleculares son mucho menos probables que los procesos unimoleculares o bimoleculares y son extremadamente raras. La posibilidad de que cuatro o más moléculas choquen simultáneamente con cualquier regularidad es aún más remota; en consecuencia, tales colisiones nunca se proponen como parte de un mecanismo de reacción. Por lo tanto, casi todos los mecanismos de reacción contienen solo reacciones elementales unimoleculares y bimoleculares.

Mecanismos multi-paso

El cambio neto representado por una ecuación química equilibrada a menudo ocurre por un mecanismo de varios pasos que consiste en una secuencia de reacciones elementales. Por ejemplo, por debajo de 225 ° C, la reacción: NO2(g)+CO(g)→NO(g)+CO2(g)., Parece proceder en dos reacciones elementales (o dos pasos elementales), cada uno de los cuales es bimolecular. Primero, dos moléculas de NO2 chocan y un átomo de oxígeno se transfiere de una a la otra. El NO3 resultante luego colisiona con una molécula de CO y le transfiere un átomo de oxígeno. Como el NO₃ no es un reactivo ni un producto de la reacción, se forma en una reacción elemental y se consume en la siguiente, se llama intermedio. Los mecanismos de múltiples pasos involucran uno o más intermedios. Los intermedios no son lo mismo que los estados de transición. Los intermedios pueden ser estables y, por lo tanto, a veces pueden identificarse e incluso aislarse.

Los estados de transición, por otro lado, siempre son inherentemente inestables y, como tales, nunca pueden aislarse. Sin embargo, el uso de técnicas avanzadas "ultrarrápidas" a veces nos permite caracterizarlas.

Figura 14‑2. El perfil energético de una reacción, que muestra estados de transición y un intermedio.

Ley de velocidad de reacción para reacciones elementales

En secciones anteriores, enfatizamos que las leyes de velocidad de reacción deben determinarse experimentalmente; no pueden predecirse a partir de los coeficientes de ecuaciones químicas equilibradas. Ahora estamos en condiciones de entender por qué esto es así. Cada reacción se compone de una serie de uno o más pasos elementales, y las leyes de velocidad y las velocidades relativas de estos pasos dictan la ley de velocidad general para la reacción. De hecho, la ley de velocidad para una reacción se puede determinar a partir de su mecanismo, como veremos en breve, y se puede comparar con la ley de velocidad experimental. Por lo tanto, nuestro próximo desafío en cinética es llegar a mecanismos de reacción que conduzcan a leyes de velocidad consistentes con las observadas experimentalmente. Comenzamos examinando las leyes de velocidad de las reacciones elementales. Las reacciones elementales son significativas de una manera muy importante: si una reacción es elemental, su ley de velocidad se basa directamente en su molecularidad. Por ejemplo, considere la reacción unimolecular (A → B).

A medida que aumenta el número de moléculas A, el número que reacciona en un intervalo de tiempo dado aumenta proporcionalmente. Por lo tanto, la tasa de un proceso unimolecular es de primer orden:

Para los pasos elementales bimoleculares ( A + B → C + D), la ley de velocidad es de segundo orden, como en la reacción.

La ley de tasa de segundo orden se deriva directamente de la teoría de colisión. Si duplicamos la concentración de A, el número de colisiones entre las moléculas de A y B se duplica; asimismo, si duplicamos [B], el número de colisiones entre A y B se duplica. Por lo tanto, la ley de tasas es de primer orden tanto en [A] como [B] y en segundo orden en general. Las leyes de velocidad para todas las reacciones elementales factibles se dan en la tabla:

Tabla 14‑1. Reacciones elementales y sus leyes de velocidad de reacción.

Observe cómo cada ley de velocidad se sigue directamente de la molecularidad de la reacción, en otras palabras, aunque la ley de velocidad general no usa los números estequiométricos las leyes de velocidad para los mecanismos si lo hacen. Es importante recordar, sin embargo, que no podemos decir simplemente observando una ecuación química global equilibrada si la reacción involucra uno o varios pasos elementales. De lo anterior se sigue que:

👉 En una reacción de mecanismo a un paso, los órdenes de reacción son iguales a los números estequiométricos;

👉 si lo anterior no se cumple, significa que el mecanismo de reacción involucrados o más pasos elementales.

El problema ahora radica en que cada paso elemental al poseer su propia cinética va a generar efectos distintivos en la ley de cinética general. A continuación, analizaremos dos casos para reacciones cuyo mecanismo involucra dos pasos. Adicionalmente es conveniente recordar que:

👉 los mecanismos termoleculares son raros comparados con los monomoleculares y bimoleculares.

El paso determinante de la velocidad para un mecanismo de varios pasos

La mayoría de las reacciones ocurren por mecanismos que involucran dos o más reacciones elementales. Cada paso del mecanismo tiene su propia constante de velocidad y energía de activación.

Primer paso más lento

A menudo, un paso es mucho más lento que los demás y la velocidad general de una reacción no puede exceder la velocidad del paso elemental más lento. Debido a que el paso lento limita la velocidad de reacción general, se le llama paso determinante de la velocidad.

En algunas reacciones químicas la diferencia de velocidad de reacción entre los pasos puede llegar a ser de varios órdenes de magnitud diferentes, por lo que la velocidad de reacción de la más lenta va a ser casi igual a la velocidad de reacción general, asumiendo que las velocidades de reacción de los siguientes pasos son insignificantes.

Química de Chang 10

✔ Ejemplo 13.10. Se cree que la descomposición en fase gaseosa del óxido nitroso (N₂O) ocurre a través de dos pasos elementales. Experimentalmente se encuentra que la ley de velocidad es de r =  k[N₂O]. (a) Escriba la ecuación para la reacción global. (b) Identifique los intermedios. (c) ¿Qué puede decir acerca de las tasas relativas de los pasos 1 y 2?

✔ Práctica 13.10. Se cree que la reacción entre NO₂ y CO para producir NO y CO₂ ocurre a través de dos pasos. La ley de velocidad experimental es la velocidad r = k[NO₂]². (a) Escriba la ecuación para la reacción global. (b) Identifique el intermedio. (c) ¿Qué puede decir acerca de las tasas relativas de los pasos 1 y 2?

Brown13 química la ciencia central

✔ 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.

✔ 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.

✔ 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)

✔ 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)

✔ 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

✔ 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?

✔ 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.

✔ 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.

✔ 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?

Segundo paso más lento

En este caso la rapidez promedio general parece no concordar, o no estar expresada en términos del paso determinante, esto se debe a que el paso determinante está expresado en términos de intermediarios, pero aun así sigue siendo un embudo de paso. Lo que debe hacerse es expresar la sustancia intermedia en términos de las concentraciones de la reacción rápida asumiendo que se ha alcanzado un equilibrio. De esta manera para el mecanismo A ⇌ B, B → C para la forma general A → C tendríamos que:

👉 Plantear la rapidez promedio para las reacciones reversa y directa del paso 1.

👉 Despejar la concentración de la o las sustancias intermediarias.

👉 Igualar en la rapidez promedio del paso 2.

👉 Cancelar términos.

Brown13 química la ciencia central

✔ 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)?