Para la reacción A + B → D se han realizado 4 experimentos que aparecen recogidos en la siguiente tabla:

a) Encuentra su ecuación cinética, así como las unidades de k
b) Determina el orden de reacción y di si en este caso se puede hablar de molecularidad.

Solución:

a) La ecuación de velocidad debe tener las siguientes dependencias: v=k.[A]^α[B]^β

Debemos calcular los órdenes parciales de reacción α, β y k

Para calcular α escogemos 2 experimentos en los que la velocidad varíe solo porque varía [A], es decir, en los que la concentración de [B] sea la misma: 1 y 3

Partimos la una por la otra y de ese modo obtenemos la dependencia con [A]:

1/3 → 0,030/0,090 = (0,10/0,30)^α → (1/3)=(1/3)^α ;  α=1

Para calcular β escogemos 2 experimentos en los que la velocidad varíe solo porque varía [B], es decir, en los que la concentración de [A] sea la misma: 1 y 2

Partimos la una por la otra y de ese modo obtenemos la dependencia con [B]:

1/2 → 0,030/0,120 = (0,30/0,60)β → (1/4)=(1/2)^β ;  β=2
Sustituyendo en cualquiera de los experimentos, obtenemos el valor de k, por ejemplo en el experimento 3:

v=k.[A][B]²; 0,090=k(0,30)(0,30)²; k=3,33

mol/L.s=[k](mol/L)(mol/L)²; [k]=L²/mol².s

v=3,33.[A][B]²

b) El orden total de la reacción será la suma de los órdenes parciales = 1 + 2 = 3

Solo se puede hablar de molecularidad (moléculas o átomos que deben chocar para que se produzca la reacción) cuando se trata de una reacción elemental, es decir, cuando los órdenes parciales coinciden con los coeficientes estequiométricos de la reacción. En este caso no coinciden y por lo tanto no es una reacción elemental y no podemos hablar de molecularidad.

Sea la siguiente reacción: 2A + B → 3C:
a) Expresa la velocidad de reacción en función de cada uno de los reactivos y de los productos.
b) Si la ecuación cinética es v=k[A][B], determina los órdenes parciales y total de la reacción y las unidades de k. ¿Qué podemos decir de esta reacción?

Solución

a) Definimos velocidad de reacción como la rapidez con la que desaparecen los reactivos o la rapidez con la que aparecen los productos:

b) Lo primero que podemos decir de la reacción es que no se trata de una reacción elemental puesto que los coeficientes estequiométricos de la reacción no coinciden con los órdenes parciales de la misma. Se trata de una reacción que se va a producir en varias etapas y su etapa más lenta tendrá como reactivos A y B con coeficiente estequiométrico 1 en ambos casos.

Orden parcial del reactivo A = 1
Orden parcial del reactivo B = 1
Orden total de la reacción = 1 + 1 = 2

Unidades de k: mol/(L·s) = [k]·(mol/L)·(mol/L) → [k] = L/(mol.s)

Para la reacción en fase gaseosa CO + NO₂ → CO₂ + NO
la ecuación de velocidad es v=k.[NO₂]². Justifica si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:
a) La velocidad de desaparición del CO es igual que la velocidad de desaparición del NO₂
b) La constante de velocidad depende de la temperatura porque la reacción se produce en fase gaseosa.
c) El orden total de la reacción es 2
d) Las unidades de la constante de velocidad serán mol/L.s

Solución:

a) VERDADERO

Se define velocidad de reacción como la rapidez con la que desaparecen los reactivos o rapidez con la que aparecen los productos. Para que la velocidad pueda definirse tanto a partir de la concentración de los reactivos como de los productos, hemos de afectarlos de sus respectivos coeficientes estequiométricos. Para nuestra reacción:

v=-d[CO]/dt = – d[NO₂ ]/dt = d[CO₂ ]/dt = d[NO]/dt

Puesto que los coeficientes estequiométricos para CO y para NO₂ son los mismos, la velocidad de desaparición será la misma.

b) FALSO

k siempre depende de la temperatura, según la ecuación: k=A.e^(-Ea/RT), independientemente de la fase de los reactivos y de los productos.

c) VERDADERO

El orden total de reacción es la suma de los órdenes parciales de cada reactivo en la ecuación de velocidad. Puesto que la velocidad solo depende de un reactivo y su orden parcial es 2, el orden total será 2.

d) FALSO

Las unidades de k se calculan a partir de la ecuación de v:

(mol/L.s)=[k](mol/L)² → [k]=L/mol.s