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UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN CRISTÓBAL DE HUAMANGA FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y METALURGIA Departamento Académico de Ingeniería Química ESCUELA DE FORMACIÓN PROFESIONAL DE INGENIERÍA QUÍMICA

Laboratorio de Química “B” ASIGNATURA: QU-142 QUÍMICA II PRÁCTICA N° 7 CINÉTICA QUÍMICA PROFESOR DE TEORÍA: Ing. Vargas Camarena, Mauro PROFESOR DE PRÁCTICA: Ing. Palomino Malpartida Ybar ALUMNO:  

De la cruz Espinoza Jhon Oliver Huaman Vivanco Anthony Alexander

DÍA DE PRÁCTICAS: Martes

HORA: 10 :00am 1:00 pm

FECHA DE EJECUCIÓN: 04/11/2019 FECHA DE ENTREGA:11/11/2019

AYACUCHO - PERÚ 2019

MESA: “C”

CINÉTICA QUÍMICA I.

OBJETIVO(S)  En un sistema homogéneo, explicar cualitativa y cuantitativamente los efectos de la concentración sobre la velocidad de una reacción química a temperatura constante.  Formular la solución de problemas y ejercicios relacionados con la velocidad de las reacciones químicas, con errores mínimos.

II.

REVISIÓN BIBLIOGRÁFICA CINÉTICA QUÍMICA es un área de la fisicoquímica que se encarga del estudio de la rapidez de reacción, cómo cambia la rapidez de reacción bajo condiciones variables y qué eventos moleculares se efectúan mediante la reacción general (Difusión, ciencia de superficies, catálisis). La cinética química es un estudio puramente empírico y experimental; el área química que permite indagar en las mecánicas de reacción se conoce como dinámica química. Rapidez de reacción La rapidez de reacción está conformada por la rapidez de formación y la rapidez de descomposición. Esta rapidez no es constante y depende de varios factores, como la concentración de los reactivos, la presencia de un catalizador, la temperatura de reacción y el estado físico de los reactivos. La medida de la rapidez de reacción implica la medida de la concentración de uno de los reactivos o productos a lo largo del tiempo, esto es, para medir la rapidez de una reacción necesitamos medir, bien la cantidad de reactivo que desaparece por unidad de tiempo, o bien la cantidad de producto que aparece por unidad de tiempo. La rapidez de reacción se mide en unidades de concentración/tiempo, esto es, en

mol/L

mol/L

S

h

, es decir,

Reacción aA + bB → cC + dD La velocidad de la reacción se expresa 1 ∆[A] 1 ∆[B] 1 ∆[C] 1 ∆[D] 𝑣𝐴 = − × 𝑣𝐵 = − × 𝑣𝐶 = + × 𝑣𝐷 = + × 𝑎 ∆t 𝑏 ∆t 𝑐 ∆t 𝑑 ∆t Disminución de []concentración Aumento de [] concentración a, b, c, d = coeficientes estequimétricos vA, vB, vC, vD velocidad o rapidez de una reacción con respecto al componente A, B, C y D respectivamente. Δ [A] = variación o cambio de la concentración A Δt = variación o cambio de tiempo Factores que afectan a la rapidez de las reacciones

Concentración de los reactivos La mayoría de las reacciones son más rápidas en presencia de un catalizador y cuanto más concentrados se encuentren los reactivos, mayor frecuencia de colisión. Si los reactivos están en disolución o son gases encerrados en un recipiente, cuanto mayor sea su concentración, más alta será la velocidad de la reacción en la que participen, ya que, al haber más partículas en el mismo espacio, aumentará el número de colisiones. El ataque que los ácidos realizan sobre algunos metales con desprendimiento de hidrógeno es un buen ejemplo, ya que este ataque es mucho más violento cuanto mayor es la concentración del ácido. Temperatura Se conocen reacciones endotérmicas y exotérmicas. Por norma general, la rapidez de reacción aumenta con la temperatura porque al aumentarla incrementa la energía cinética de las moléculas. El comportamiento de la constante de rapidez o coeficiente cinético frente a la puede ser descrito a través de la Ecuación de Arrhenius Donde K = es la constante de la rapidez A = es el factor de frecuencia, Ea = es la energía de activación necesaria R = constante de los gases ideales T = es la temperatura Presión En una reacción química, si existe una mayor presión en el sistema, ésta va a variar la energía cinética de las moléculas. Entonces, si existe una mayor presión, la energía cinética de las partículas va a aumentar y la reacción se va a volver más rápida; al igual que en los gases, que al aumentar su presión aumenta también el movimiento de sus partículas y, por tanto, la rapidez de reacción es mayor. Esto es válido solamente en aquellas reacciones químicas cuyos reactantes sean afectados de manera importante por la presión, como los gases. En reacciones cuyos reactantes sean sólidos o líquidos, los efectos de la presión son ínfimos.

Presencia de un catalizador

Los catalizadores aumentan o disminuyen la rapidez de una reacción sin transformarse. Suelen empeorar la selectividad del proceso, aumentando la obtención de productos no deseados. La forma de acción de los mismos es modificando el mecanismo de reacción, empleando pasos elementales con mayor o menor energía de activación. Existen catalizadores homogéneos, que se encuentran en la misma fase que los reactivos (por ejemplo, el hierro III en la descomposición del peróxido de hidrógeno) y catalizadores heterogéneos, que se encuentran en distinta fase (por ejemplo, la malla de platino en las reacciones de hidrogenación). Luz La luz es una forma de energía. Algunas reacciones, al ser iluminadas, se producen más rápidamente, como ocurre en el caso de la reacción entre el cloro y el hidrógeno. En general, la luz arranca electrones de algunos átomos formando iones, con lo que aumenta considerablemente la rapidez de reacción. Ley de velocidad y orden de reacción LEY DE VELOCIDAD Hemos visto que la velocidad de una reacción es proporcional a la concentración de los reactivos. Sin embargo, no todos ellos influyen de la misma manera en la velocidad. La expresión que nos permite calcular la velocidad a la que ocurre reacción y relacionar la velocidad con las concentraciones de los reactivos se llama Ley de Velocidad. Para una reacción hipotética: A + 2 B → C Sabemos que la velocidad la podemos expresar así:

Sin embargo, la ley de velocidad nos permite calcular la velocidad, conociendo las concentraciones iniciales de los reactivos. Así, la expresión de la ley de velocidad será: v = k [A]m[B]n Donde k (minúscula) es una constante de proporcionalidad denominada constante de velocidad, y m y n son números enteros (mayores o iguales que cero), que NO NECESARIAMENTE son los coeficientes estequiométricos. Es decir, yo no puedo decir que m = 1 y n =

2, ya que estos valores hay que determinarlos experimentalmente. Los números m y n se denominan ÓRDENES PARCIALES DE LA REACCIÓN: “m” con respecto al reactivo A y “n” con respecto a B. La suma de “m + n” nos da el ORDEN TOTAL DE LA REACCIÓN. Volvamos a nuestra reacción A + 2 B → C Sabemos que la expresión de la velocidad es: v = k [A]m[B]n Supongamos ahora, que hemos encontrado experimentalmente los valores de los exponentes: m=1 y n=1. Entonces, podemos decir que la ley de velocidad para la reacción planteada es: v = k [A][B] y, por tanto, afirmaremos que:   

La reacción es de primer orden con respecto a la sustancia A. La reacción es de primer orden con respecto a la sustancia B. La reacción es de segundo orden.

Reacciones químicas de orden cero A → producto La velocidad de la reacción 𝑣=−

∆[𝐴] (1) ∆𝑡

Ecuación de la velocidad 𝑣 = 𝑘[𝐴]0 (2) De (1) y (2) −

∆[𝐴] ∆𝑡

=𝑘→−

𝛼[𝐴]

∆t

𝛼𝑡

= 𝑘[𝐴] −𝑑[𝐴] = 𝑘𝑑𝑡 t

− ∫[A] d[A] = k ∫0 df → [𝐴]𝑡 = −𝑘𝑡 + [𝐴]0 Ecuación integrada 0

Representación en una gráfica [A]t vs t Reacciones químicas de primer orden A → producto La velocidad de la reacción 𝑣=−

∆[𝐴] (1) ∆𝑡

Ecuación de la velocidad

𝑣 = 𝑘[𝐴]1 (2) De (1) y (2) − −

∆[𝐴] ∆𝑡

= 𝑘[𝐴] −

𝛼[𝐴] 𝛼𝑡

= 𝑘[𝐴]

𝑑[𝐴] = 𝑘𝑑𝑡 ecuación diferencial [𝐴]1 [A]t

−∫ [A]0

t d[A] = k ∫ dt → ln[A]t = −kt + ln[A]0 ecuación integrad𝑎 [A] 0

Representación en una gráfica ln[A]t vs t

Reacciones químicas de segundo orden A → producto Ecuación de la velocidad ∆[𝐴] = 𝑘[𝐴]2 ∆𝑡 𝑑[𝐴] − = 𝑘𝑑𝑡 ecuación diferencial [𝐴]2 𝑣=−

[A]t

−∫ [A]0

t d[A] 1 1 = k ∫ dt → = kt + Ecuación integrada 2 [A]0 [A] [A]t 0

1

Representación en un grafica [A] vs t t

Resumen de las expresiones Orden De una reacción

Ley de velocidad

Ecuación integrada

Línea recta

Pendiente (m)

Vida media

0

𝑣=𝑘

[𝐴]𝑡 = −𝑘𝑡 + [𝐴]0

[A] vs t

m = −k

1

𝑣 = 𝑘[A]

ln[A]t = −kt + ln[A]0

m = −k

2

𝑣 = 𝑘[𝐴]2

1 1 = kt + [A]0 [A]t

ln[A] vs t 1 vs t [A]

[𝐴]0 2𝑘 0,693 𝑡1/2 = 𝑘 1 𝑡1/2 = 𝑘[𝐴]0

m = +k

III. MATERIALES, EQUIPOS E INSTRUMENTOS LABORATORIO Y REACTIVOS QUÍMICOS UTILIZADOS  balanza de precisión 0,01 g

𝑡1/2 =

DE

 Espátula

 1 bureta graduada de 50 mL

 2 fiolas de 1 L

 1 mechero de Bunsen

 4 fiolas de 250 mL

 2 lunas de reloj medianas

 4 probetas de 50 mL

 20 tubos de ensayo

 4 termómetro (0 -100 °C)

 20 matraces Erlenmeyer de 250 mL

 4 Varillas de vidrio

 1 pinza par bureta

 20 vasos de precipitado de 250 mL

 4 gradillas para tubos de ensayo

REACTIVOS QUÍMICOS Sustancias sólidas  Magnesio metálico en cinta  Almidón en polvo  Oxalato de potasio (K2C2O4)  Yodato de potasio (KlO3)

 Pirosulfito de potasio (K2C2O5) Sustancias acuosas  Ácido sulfúrico concentrado  Ácido clorhídrico concentrado  Solución A = KIO3 0,02 M (4,28 g/L)  Solución B = KHSO3 0,008 M (1,778 g de K2C2O4, 4,0 mL de H2SO4 concentrado y 50,0 mL de almidón, por litro de solución).  KMnO4 0,1 M  HCl 0,1 M y 1 M  K2C2O4 0,1 M

IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL 1. Evaluación cualitativa de la velocidad de una reacción 1.1 Naturaleza y concentración de las sustancias reaccionantes: Ley de velocidad 1.2 Efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción  ¿En cuál de los tubos el tiempo de reacción es menor? Explique la influencia o efecto de la temperatura sobre la velocidad de la reacción experimentada. 2. Evaluación cuantitativa de la velocidad de reacción. Efectos de los cambios de concentración Para evaluar el efecto de los cambios de concentración de una de las sustancias reaccionantes sobre el tiempo de reacción, se realizarán diluciones de la solución A para variar la concentración del ion lO3(ac)¯ y se mantendrán constante la concentración del ion HSO3¯(ac) y la temperatura. La reacción reloj se lleva a cabo mezclando las dos soluciones. La solución A contiene KIO3 0,02 M (4,28 g/L). La solución B contiene iones HSO3¯(ac) 0,008 M en medio ácido y contiene almidón. La reacción química que ocurre se señala a continuación: A

+

B

2 KIO3(ac) + 5 KHSO3(ac) Almidón +

I2(ac)

[A] = [A]0 −2/5[B]0 x [B] = [B]0 −2/5[B]0 x Procedimiento

productos I2(ac) + 3 KHSO4(ac) + 2 K2SO4(ac) + H2O(l) almidón. I2 (color azul)

 Con una probeta graduada limpia, mídase 50 mL de solución B (HSO3¯ 0,008 M) y viértase a un matraz aforado de 250 mL y complétese con agua destilada hasta el aforo, debiendo lavarse varias veces con agua.  Dispóngase de cinco (5) matraces Erlenmeyer de 250 mL y rotúlese con 1, 2, 3,4 y 5 y viértase a cada uno de ellos 50 mL de la solución B y ordénese adecuadamente.  A una bureta graduada limpia de 50 mL, cárguese solución A (KIO3 0,02 M) y enrase a cero.  Dispóngase de cinco (5) vasos de precipitado de 250 mL y rotúlese con 1*, 2*, 3*, 4* y 5*.  A una probeta graduada limpia viértase 5,0 mL de la solución A y agréguese agua destilada hasta completar a 50 mL. Luego, viértase al vaso de precipitado N° 1*, homogeneice y guárdese.  Repítase el paso anterior, utilizando esta vez, 10,0 mL de la solución A y diluyéndose a 50 mL, luego verterse al vaso de precipitado N° 2*, concluyendo con la utilización de 25,0 mL (vaso N° 5*).  Mediante un reloj con segundero, anótese el tiempo de inicio de La reacción desde el momento en que ambas soluciones entren en contacto hasta la aparición de un color azul (fin de la reacción). Para lo cual viértase la solución A (N° 1*) contenida en el vaso de precipitado a la solución B contenida en el matraz Erlenmeyer (N° 1), mézclese convenientemente y contrólese el tiempo de reacción en segundos.  Mídase la temperatura de la solución resultante y anótese.  Deséchese la solución del matraz, lávese el matraz y termómetro. Cálculos y preguntas a) Calcular la concentración de los iones lO3(ac)¯ (solución A) después de enrasar a 50 mL contenida en cada uno de vasos de precipitado (N° 1*, 2* ,3* ,4*, y 5*) y de los iones HSO3¯(ac) (solución B) colocadas en los matraces Erlenmeyer (N° 1,2,3,4 y 5). Concentración de lO3(ac)¯ (solución A) C1 =0,02 M V1* = 50 mL Fórmula para hallar las concentraciones:

𝑉2 × 𝐶1 𝑉1 ∗ Para vaso numero 1er = V1 = 05 mL → Para vaso numero 2do = V2 = 10 mL → Para vaso numero 3er = V3 = 15 mL → Para vaso numero 4to = V4 = 20 mL → Para vaso numero 5to = V5 = 05 mL → 𝐶1 ∗ =

C1 = 2,0 x 10-3 M C2 = 4,0 x 10-3 M C3 = 6,0 x 10-3 M C4 = 8,0 x 10-3 M C5 = 0,01 M

Concentraciones iones HSO3¯(ac) (solución B) C1 = 0,008 M V1 = 50 mL V1 = 250 mL C2 = ? 𝑉1 × 𝐶1 50 𝑚𝐿 × 0,008 𝑀 𝐶2 = = 𝑉2 250 𝑚𝐿 −3 𝐶2 = 1,6 × 10 𝑀 la concentración de la solución B es constante. Para matraz numero 1er = V1 = 50 mL → C1 = 1,6 × 10−3 𝑀 Para matraz numero 2do = V2 = 50 mL → C2 = 1,6 × 10−3 𝑀 Para matraz numero 3er = V3 = 50 mL → C3 = 1,6 × 10−3 𝑀 Para matraz numero 4to = V4 = 50 mL → C4 = 1,6 × 10−3 𝑀 Para matraz numero 5to = V5 = 50 mL → C5 = 1,6 × 10−3 𝑀 b) calcular la concentración de los iones lO3(ac)¯ y HSO3¯(ac) después de mezclado ambas soluciones, las cuales son las concentraciones iniciales de los referidos iones, [lO3¯]0 y [HSO3¯]0. Concentraciones de [lO3¯]0 actual la concentración actual es la mitad de la concentración inicial solución N° 1 C1 = 2,0 x 10-3 M →1,0 × 10−3 M solución N° 2 C2 = 4,0 x 10-3 M →2,0 × 10−3 M solución N° 3 C3 = 6,0 x 10-3 M → 3,0 × 10−3 M solución N° 4 C4 = 8,0 x 10-3 M →4,0 × 10−3 M solución N° 5 C5 = 0,01 M →5,0 × 10−3 M Concentraciones de [HSO3¯]0 actual la concentración actual es la mitad de la concentración inicial solución N° 1 C1 = 1,6 × 10−3 M→8,0 × 10−4 M solución N° 2 C2 = 1,6 × 10−3 M→8,0 × 10−4 M solución N° 3 C3 = 1,6 × 10−3 M→8,0 × 10−4 M solución N° 4 C4 = 1,6 × 10−3 M→8,0 × 10−4 M solución N° 5 C5 = 1,6 × 10−3 M→8,0 × 10−4 M

c) Calcular la concentración actual ([lO3¯] y [HSO3¯]) de los iones lO3(ac)¯ y HSO3¯(ac) en cada una de las soluciones, de acuerdo a la ecuación química y la siguiente relación: [lO3¯] = [IO3¯]0 −2/5 [HSO3¯]0 x (asumir x = 1) 1.

2.

3.

4.

5.

[lO3¯] = [1,0 × 10−3 M]0 −2/5 [8,0 × 10−4 M]0 [lO3¯]= 6,8× 10−4 M [lO3¯] = [2,0 × 10−3 M]0 −2/5 [8,0 × 10−4 M]0 [lO3¯]= 1,68× 10−3 M [lO3¯] = [3,0 × 10−3 M]0 −2/5 [8,0 × 10−4 M]0 [lO3¯]= 2,68 × 10−3 M [lO3¯] = [4,0 × 10−3 M]0 −2/5 [8,0 × 10−4 M]0 [lO3¯]= 3,68 × 10−3 M [lO3¯] = [5,0 × 10−3 M]0 −2/5 [8,0 × 10−4 M]0 [lO3¯]= 4,68× 10−3 M [HSO3¯] = [HSO3¯]0 − [HSO3¯]0 x [HSO3¯]= [0] – [0] [HSO3¯]= 0 Las concentraciones actuales del [HSO3¯] es 0.

d) Tabular los valores de la concentración actual de [lO3¯] como ln [lO3¯] y 1/[lO3¯] para cada solución. Tiempo (s)

[lO3¯]

ln [lO3¯]

1/[lO3¯]

176

6,8 × 10−4

−7,29

1470,59

82

1,68 × 10−3

−6,39

595,24

59

2,68 × 10−3

−5,92

373,13

41

3,68 × 10−3

−5,60

271,74

32

4,68 × 10−3

−5,36

213,67

a) De la gráfica ln [lO3¯] vs. tiempo (t) o de 1/[lO3¯] vs. tiempo (t), en la cual se obtiene una recta, determine el orden de la reacción química experimentada. El orden de la reacción es de segundo orden se obtiene una recta 1/[lO3¯] vs. tiempo (t) b) Según el orden de la reacción determinado, calcule la pendiente (m) de la recta y el valor de la constante de velocidad (k). reacción es de segundo orden tgθ = m = k para hallar la tgѲ se eligen los puntos que pertenecen a la recta punto 1 = (176 - 1470) punto 3 = (59 - 373,13) 1470 − 373,13 tgθ = 176 − 59 tgθ = 9,375 m = k = 9,375 𝑀−1 𝑆 −1 c) Graficar en papel milimetrado los valores de la concentración actual de [lO3¯] en la ordenada y el tiempo (t) en la abscisa.

V.

DATOS Y RESULTADOS EXPERIMENTALES 1. Evaluación cualitativa de la velocidad de una reacción 1.1 Naturaleza y concentración de las sustancias reaccionantes: Ley de velocidad

Al momento de insertat el Mg

Al momento de insertat el Mg

a la solucion de HCl a 1,0 M el

a la solucion de HCl a 0,1 M el

Mg sólido se disolvio en 80

Mg sólido se disolvió en 5640

segudos.

segudos.

t = 80 s

t = 5640 s

Se llega a la conclusión que entre más concentrado sea la solución la reacción será más acelerado La reacción que ocurre es la siguiente.

Mg(s) + HCl(ac) → MgCl(ac) + H2(g) 1.2 Efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción Se observa que la temperatura también influye para acelerar la reacción:

Temperatura1 = 21 °C

Temperatura2 = 49 °C

Tiempo1 = 62 segundos tiempo2 = 760 segundos La reacción que ocurre es la siguiente: H2SO4(ac) + KMnO4(ac) + K2C2O4(ac) → MnSO4(ac) + CO2(g) + K2SO4(ac) + H2O(l) 2. Evaluación cuantitativa de la velocidad de reacción. En cada uno de los ensayos realizados en la parte de evaluación cuantitativa, detallar los cálculos realizados para obtener los valores de la constante de velocidad y tabúlese en los cuadros siguientes: Cuadro N° 1 N° de Volumen (mL) experiSol. A Sol. B ¯ mento [lO3 ] [HSO3¯] 0,02 M 0,008 M 1 2 3 4 5

05 10

10 10

Concentración (mol/L) Después de Después de enrasado a 50 mL mezclado ambas soluciones 2 × 10−3

1,6 × 10−3

1 × 10−3

8 × 10−3

−3

−3

−3

−3

4 × 10

1,6 × 10

2 × 10

6 × 10 1,6 × 10 3 × 10 15 10 8 × 10−3 1,6 × 10−3 4 × 10−3 20 10 0,01 1,6 × 10−3 5 × 10−3 25 10 Cuadro N° 2 N° de Tiempo CONCENTRACIÓN experide ACTUAL mento reacción (mol/L) ln 1/[lO3¯] (S) [lO3¯] ¯ [lO3 ] [HSO3¯] −4 6,8 × 10 1 176 0 −7,29 1470,59 −3 1,68 × 10 2 82 0 −6,39 595,24 −3 2,68 × 10 3 59 0 −5,92 373,13 −3 3,68 × 10 4 41 0 −5,60 271,74 −3 4,× 10 5 32 0 −5,36 213,67 −3

−3

−3

8 × 10

8 × 10−3 8 × 10

−3

8 × 10−3

Tiempo de reacció n (S) 176 82

Tempe ratura amb. (°C) 22 22

59 41 32

22 22 22

Pendiente Constante (m) de velocidad (k) 9,375 9,375 9,375 9,375 9,375

9,375 9,375 9,375 9,375 9,375

VI. CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES  Se vio que la concentración y la temperatura influyen más rápido en la reacción de las soluciones.  El tiempo depende de la concentración de la solución entre más concentrado sea la solución el tiempo será menor y si menos concentrado será de mayor tiempo.  Se recomienda medir el volumen exacto va realizar la práctica para así evitar errores.  Limpiar los materiales antes de comenzar los ensayos para evitar alguna contaminación en la práctica.  Una vez terminado la práctica de laboratorio dejar todo limpio.

VII. CUESTIONARIO 1. Para la reacción: A→ productos, se obtuvo los siguientes datos cinéticos: Tiempo,min 0 Concetracion 1.00 molar de A,mol/L

5 0.63

10 0.46

15 0,36

25 0.25

a) establezca el orden de la reacción b) ¿cual es la constante de velocidad, k? c) ¿Cual es la vida media,t1/2,si [A]0=1.00 M? 2. Considere la reacción:N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) Suponga que, en un momento en particular durante la reacción, el hidroge molecular reacciona a una velocidad de 0,074M/s. a) ¿cual es la velocidad de formación del amoniaco? b) ¿ Cual es la velocidad con la que reacciona el nitrógeno molecular?

3. A 40 °C, el peróxido de hidrógeno, H2O2(ac) se descompone por la siguiente reacción: 2H2O2(ac) → 2H2O(l) + O2(g) En un experimento se obtuvieron los siguientes datos para la concentración de H2O2 en diversos tiempos. Tiempo (s) 0 2,16 x 104 4,32 x 104

[H2O2] (mol/L) 1,00 0,40 0,25 a) Calcula la rapidez promedio de descomposición del H2O2 entre 0 y 2,16 x 104 s. Usa esta rapidez para calcular la rapidez promedio de producción de O2(g) en el mismo periodo. ∆[ ] VH2 O2 = − ∆t [H2 O2 ]t2 − [H2 O2 ]t1 VH2 O2 = − t 2 − t1 [H2 O2 ] = 1,00 t1 = 0 s [H2 O2 ] = 0,40 t 2 = 2,16 × 104 s (0,40 − 1,00) VH2 O2 = − 2,16 × 104 − 0 VH2 O2 = 2,7778 × 10−5 𝑀/𝑠 rapidez promedio de producción de O2(g) en el mismo periodo. [O2 ]2 − [O2 ]1 [O2 ]2 = t 2 − t1 2,16 × 104 [O2 ]2 2,7778 × 10−5 = 2,16 × 104 [O2 ]2 = 0,60 b) ¿Qué valor tiene estas rapideces para el periodo de 2,16 x 10 4 s a 4,32 x 104 s. ∆[ ] VH2 O2 = − ∆t (0,25 − 0.40) VH2 O2 = − 4,32 × 104 − 2,16 × 104 VH2 O2 = 6,944 × 10−6 4. A 500 K,en presencia de una superficie de cobre se descompone por la ecuación : C2H5OH(g) → CH3CHO(g) + H2(g) Se mide la presión de C2H5OH en función del tiempo y se obtuvo los siguientes datos: Tiempo,(s) 0 100 200 300 400 PC2H5OH 250 237 224 211 198 (mmHg) VO2 = −

Como la presión del gas es directamente proporcional a su concentración , podemos expresar la ley de rapidez para una reaccion en fase gaseosa en términos de las presiones parciales. Con los datos anteriores,deduce la ley de rapidez, la ley de rapidez integrada y el valor de la constante de rapidez, todos estos términos de unidades de presión en atm y tiempo en segundos.predice la presión de etanol

transcurrido 900 s desde el inicio de la reaccion. Sugerencia :para determinar el orden de la reaccion con respecto a etanol, compara como desmminuye la presión de C2H5OH con cada valor de tiempos.

5. La rapidez de la reacción: NO2(g) + CO(g) → NO(g) + CO2(g) solo depende de la concentración de dióxido de nitrógeno medidos a 225 °C, habiéndose obtenido los siguientes datos cinéticos: Tiempo (s)

0,0

1,2 x 103 0,444

3,0 x 103 0,381

4,5 x 103 0,340

[NO2] 0,500 (mol/L) TABULANDO DATOS los gráficos están al reverso Tiempo (s) [NO2] ln [NO2] 1/[NO2] 0 0.5 -0.693 2 1200 0.444 -0.812 2.252 3000 0.381 -0.965 2.623 4500 0.34 -1.079 2.941 9000 0.25 -1.386 4 18000 0.174 -1.749 5.747

9,0 x 103 0,250

1,8 x 103 0,174

Determina la ley de rapidez, la ley integrada y el valor de la constante de rapidez. Calcula [NO2] a 2.7 x 104 s tras el inicio de la reacción. a) el valor de la constante de rapidez reacción es de segundo orden tgθ = m = k para hallar la tgѲ se eligen los puntos que pertenecen a la recta punto 1 = (0 – 2) punto 7 = (18000 - 5,747) 5,747 − 2 tgθ = 18000 − 0 tgθ = 2,082 × 10−4 m = k = 2,082 × 10−4 𝑀−1 𝑆 −1 b) Calcula [NO2] a 2.7 x 104 s tras el inicio de la reacción. 1 1 ( )= K×t+ [NO2 ]𝟐.𝟕 𝐱 𝟏𝟎𝟒 [NO2 ]0

1 1 ( ) = 2,082 × 10−4 × 2.7 x 104 + [NO2 ]𝟐.𝟕 𝐱 𝟏𝟎𝟒 0.500 1 ( ) = 7.6214 [NO2 ]𝟐.𝟕 𝐱 𝟏𝟎𝟒 [NO2 ]𝟐.𝟕 𝐱 𝟏𝟎𝟒 = 0,13