CINETICA QUIMICA: EJERCICIOS RESUELTOS
PROPUESTO POR LUIS ANTONIO VACA SALAZAR – AYUDANTE ACADEMICO
1. Con la ayuda gráfica de la representación solicitada en 1A., calcular la velocidad media de aparición del O2 (g) durante el intervalo de descomposición de N2O5 de 600s a 1200s. Calcular la velocidad instantánea de aparición del O2(g) para el tiempo de reacción de 2400s. Espacio para 1B Velocidad media = ( [O2] / ∆ t) = = (0.0015 mol / L) / 600s = 2.5 x 10-6 mol / (L x s)
Espacio para 1C Para t = 2400 s. Velocidad Instantánea = ([O2] / ∆ t) = = (0.002 mol / L) / 1650s = 1.21x 10-6 mol / (L x s)
2. Determinar gráficamente la velocidad de reacción inicial para para la descomposición del peróxido de hidrógeno (H2O2(aq) H2O(l) +(1/2) O2(g)) a partir de los siguientes datos a temperatura constante: Tiempo, s
0
200 400 600 1200 1800 3000
[H2O2],M 2.32 2.01 1.72 1.49 0.98
0.62 0.25
a) Con los datos de la tabla elaborar, la representación gráfica de la descomposición del H 2O2.: En las abscisas describir las variables con sus unidades. b) A partir de la gráfica determinar la velocidad inicial de la reacción. Escribir el resultado de sus cálculos con las unidades correspondientes. Para t = 0.00 s. V. inicial = ( [H2O2] / ∆ t) = = (2.25 mol / L) / 1400s = v. i. = 1.61x 10 -3 mol / (L x s)
3. El amoniaco (NH3) reacciona con el oxígeno (O2) para producir monóxido de nitrógeno (NO) y agua (H2O) según la ecuación general sin balancear que se muestra en la primera celda de la primera fila. En la segunda celda, escriba la ecuación balanceada pertinente. Luego, en la segunda fila escriba –en los casilleros correspondientes- la ecuación de velocidad de reacción tanto para la desaparición de los reactivos para como la aparición de los productos. Finalmente, en las tres últimas columnas proceda a calcular las velocidades de desaparición y aparición justo en el instante en que el amoniaco está reaccionando con el O2 a una velocidad de 1,20 M / min. Escribir ecuación química balanceada:
a NH3 + b O2 c NO + d H2O
Escribir la ecuación de velocidad de reacción tanto para la desaparición de los reactivos como para la aparición de los productos
4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O NH3
O2
NO
H2O
(-1/ 4) ∆[NH3] / ∆t
(-1/ 5) ∆[O2] / ∆t
(1/ 4) ∆[NO] / ∆t
(1/6) ∆[ H2O] / ∆t
Cálculo de la velocidad de reacción (desaparición / aparición) en el instante en que el amoniaco está reaccionando con el O 2 a una velocidad de 1,20 M / min para la: Desaparición del O2
Aparición del NO
Aparición del H2O
Dato: (∆[NH3] / ∆t = 1.20 M / m in)
- (1/4) x (1.20 M / min) =
(1/4) x (1.20 M / min) =
1/4(1.20 M / min) =
= - (1/5) x ∆[O2] / ∆t
= (1/4) x ∆[NO] /∆t =
= (1/6) x ∆[H2O] / ∆t =
∆[O2] /∆t = 5/4 x (1.20 M / min) =
∆[NO] / ∆t = 4/4 x (1.20 M / min)
∆[H2O] / ∆t = (6/4) x (1.20 M / min)
1.50 M / min
= 1.20 M / min
= 1.80 M / min
1 4. La reacción del ion peroxodisulfato 2 2 8 con el ion yoduro es:
1 2 2 2 8 () + 3 () → 24 () + 3 ()
En la tabla n.- 1 se presentan valores medidos y registrados a cierta temperatura. Con estos datos calcular la ley de velocidad (rapidez) para la reacción referida y luego calcular la constante de rapidez. Tabla n.- 1 − () − () # EXPERIMENTO Rapidez Inicial (M/s) 1 0.040 0.051 1.7x10-4 2 0.080 0.034 2.2x10-4 3 0.160 0.017 2.2x10-4 4 0.080 0.017 1.1x10-4
La ley de rapidez se expresa como:
= − − Para poder compleatarla se deben hallar los valores de m y n Calculo de m
Tomando el experimento 3 y 4 nos damos cuenta que la concentracion de 1 queda constante y la
velocidad aumenta al igual que la concentracion de 2 2 8 , entonces tomamos las dos ecuaciones de rapidez de los dos experimentos y dividimos asi:
3 − m −n = 4 − m −n 2.210− 0.160m0.017n = 1.110− 0.080m0.017n 2 = 2 =1 El orden de la reacción para 2 2 8 es 1 Calculo de n
2 2 8 queda constante y la velocidad aumenta al igual que la concentracion de 1, entonces tomamos Tomando el experimento 2 y 4 nos damos cuenta que la concentracion de
las dos ecuaciones de rapidez de los dos experimentos y dividimos asi:
2 − m −n = 4 − m −n 2.210− 0.080m0.034n = 1.110− 0.080m0.017n 2 = 2 =1 El orden de la reacción para 1 es 1 La ecuación de velocidad nos queda así:
− = [ − ] [ ]
Para hallar el valor de k tomamos los datos de cualquier experimento en este caso tomamos el experimento 1
1.710− / = = = , − − 0.040 0.051 . 5. Se sigue por espectroscopia la velocidad de una reacción de primer orden, vigilando la absorción de un reactivo colorido. Si se inicia con una concentración de 0,15 M y al cabo de 2 minutos desaparece el 75% de la concentración ¿Cuál es la vida media de la reacción?
= 25 = 25% = 0,15 = 0,0375 100 ln
ln
/ =
(0,0375 ) = (2 ) (0,15 ) = 0,6931 − ln 2 ln 2 = = 1 0,6931 −
6. El reordenamiento del ciclo del propano se ha estudiando experimentalmente a va rias temperaturas. Se han determinado los valores para la constante específica de velocidad para varios casos -ver las dos primeras filas de la tabla. Grafique ln k en función de 1/ T y proceda a determinar gráficamente el valor de la energía de activación Ea. Luego, use su gráfico como base para estimar el valor de k -constante de velocidad- a 500K. Finalmente, aproxime la temperatura a la cual el valor de k -constante de velocidad- sería igual a 5,00 x 10-5 s-1. 600
T (K)
650 -9
-1
700 -7
750 -6
-4
1,80 x 10
800
850
900
2,74 x 10-3
3,04 x 10-
2,58 x 10-
2
1
k (s )
3,30 x 10
2,19 x 10
7,96 x 10
ln k
-19.53
-15.33
-11.74
-8.62
-5.90
-3.49
-1.36
1/ T ( x 10 -3 )
1.7
1.54
1.43
1.33
1.25
1.18
1.11
ECUACIÓN DE ARRHENIUS: ln k = -Ea / RT +ln A Cálculo de la energía de activación:
m= -Ea / R m = (-10 +14) / (1.35 -1-5)
Ea = mR Ea = - (- 2.7 x 10 4)(8.31/1000) = 221.6 kJ/ mol Valor de k a T = 500K ln k2 – ln k1= Ea/ R (1/T1 – 1/T2)
k1= 3.30 x 10-9 s-1 T1 = 600 K k2 = ¿?
k2 =4.59 x 10-13 s-1
T2 = 500 K
Valor de la temperatura a k= 5,00 x 10 -5 s-1
k1= 3.30 x 10-9 s-1 T1 = 600 K k2 = 5.00 x 10-9 s-1 T2 = ¿?
ln k2 = 221.6(1000/8.31)(1/600 – 1/500) + ln (3.30 x 109 ) =26,666.67(-3.33 x 10-4) + (-19.53) = -28.41 k2 = e-28.41 ln (5.00 x 10-9 / 3.30 x 10-9 ) / 26,666.67= 1/600 – 1/ T2 1/ T2 = 1/600 – 3.6 x 10-4 T2 = 1 / 1.30 x 10 -3 T2 = 756.87 K
