Capítulo 17

La tasa instantánea es la tasa de una reacción en un momento determinado, un periodo tan corto que las concentraciones de reactivos y productos cambian en una cantidad insignificante. La tasa inicial es la tasa instantánea de la reacción en el momento en que se inicia (cuando el producto comienza a formarse). La tasa media es el promedio de las tasas instantáneas durante un periodo.

$\text{velocidad}=+\frac{1}{2}\frac{\text{Δ}[{\text{CIF}}_3]}{\text{Δ}t}=–\frac{\text{Δ}[{\text{Cl}}_2]}{\text{Δ}t}=–\frac{1}{3}\frac{\text{Δ}[{\text{F}}_2]}{\text{Δ}t}$

(a) tasa media, 0 − 10 s = 0,0375 mol L⁻¹ s⁻¹; tasa media, 10 − 20 s = 0,0265 mol L⁻¹ s⁻¹; (b) tasa instantánea, 15 s = 0,023 mol L⁻¹ s⁻¹; (c) tasa media de formación de B = 0,0188 mol L⁻¹ s⁻¹; tasa instantánea de formación de B = 0,012 mol L⁻¹ s⁻¹

Una mayor molaridad aumenta la velocidad de la reacción. Una mayor temperatura aumenta la velocidad de la reacción. Los trozos más pequeños de metal de magnesio reaccionarán más rápidamente que los trozos más grandes porque existe más superficie reactiva.

(a) Dependiendo del ángulo seleccionado, el átomo puede tardar mucho tiempo en colisionar con la molécula y, cuando se produce una colisión, puede que no se produzca la ruptura del enlace y la formación del otro. (b) Las partículas del reactivo deben entrar en contacto entre sí antes de poder reaccionar.

(a) muy lenta; (b) a medida que aumenta la temperatura, la reacción avanza a mayor velocidad. La cantidad de reactivos disminuye y la de productos aumenta. Después de un tiempo, hay una cantidad aproximadamente igual de BC, AB y C en la mezcla y un ligero exceso de A.

(a) 2; (b) 1

(a) El proceso reduce la velocidad por 4. (b) Como el CO no aparece en la ley de velocidad, esta no se ve afectada.

4,3 $\times$ 10⁻⁵ mol/L/s

7,9 $\times$ 10⁻¹³ mol/L/año

velocidad = k; k = 2,0 $\times$ 10⁻² mol L⁻¹ h⁻¹ (aproximadamente 0,9 g L⁻¹ h⁻¹ para el hombre promedio); la reacción es de orden cero.

velocidad = k[NOCl]²; k = 8,0 $\times$ 10⁻⁸ L/mol/h; segundo orden

velocidad = k[NO]²[Cl₂]; k = 9,1 L² mol⁻² h⁻¹; segundo orden en NO; primer orden en Cl₂

(a) La ley de velocidad es de segundo orden en A y se escribe como velocidad = k[A]². (b) k = 7,88 $\times$ 10⁻³ L mol⁻¹ s⁻¹

(a) 2,5 $\times$ 10⁻⁴ mol/L/min

velocidad = k[I⁻][OCl⁻]; k = 6,1 $\times$ 10⁻² L mol ⁻¹ s⁻¹

Al trazar un gráfico de ln[SO₂Cl₂] versus t revela una tendencia lineal; por lo tanto, sabemos que se trata de una reacción de primer orden:

k = 2,20 $\times$ 10^-5 s^-1

14,3 d

8,3 $\times$ 10⁷ s

0,826 s

La reacción es de primer orden. k = 1,0 $\times$ 10⁷ L mol⁻¹ min⁻¹

1,16 × 10³ s; queda 20%

252 días

Es posible que los reactivos se muevan con demasiada lentitud como para tener suficiente energía cinética para superar la energía de activación de la reacción, o que la orientación de las moléculas al chocar impida que se produzca la reacción.

La energía de activación es la cantidad mínima de energía necesaria para formar el complejo activado en una reacción. Suele expresarse como la energía necesaria para formar un mol de complejo activado.

Después de hallar k a varias temperaturas diferentes, un gráfico de ln k versus $\frac{1}{T},$ da una línea recta con la pendiente $\frac{\text{–}{E}_{\text{a}}}{R}$ a partir de la cual se puede determinar E_a.

(a) 4 veces más rápido (b) 128 veces más rápido

$\mathrm{3,9}\times {10}^{15}{\text{s}}^{-1}$

43,0 kJ/mol

177 kJ/mol

E_a = 108 kJ; A = 2,0 $\times$ 10⁸ s⁻¹; k = 3,2 $\times$ 10⁻¹⁰ s⁻¹; (b) 1,81 $\times$ 10⁸ h o 7,6 $\times$ 10⁶ día; (c) Asumir que la reacción es irreversible simplifica el cálculo porque no es necesario tener en cuenta ningún reactivo que, habiéndose convertido en producto, vuelva al estado original.

El átomo A tiene suficiente energía para reaccionar con BC; sin embargo, los diferentes ángulos con los que rebota en BC sin reaccionar indican que la orientación de la molécula es una parte importante de la cinética de reacción y determina si se producirá una reacción.

No. En general, para la reacción global, no podemos predecir el efecto de cambiar la concentración sin conocer la ley de velocidad. Sí. Si la reacción es una reacción elemental, duplicar la concentración de A duplica la velocidad.

Velocidad = k[A][B^]2; Velocidad = k[A^]3

(a) Velocidad₁ = k[O₃]; (b) Velocidad₂ = k[O₃][Cl]; (c) Velocidad₃ = k[ClO][O]; (d) Velocidad₂ = k[O₃][NO]; (e) Velocidad₃ = k[NO₂][O]

(a) Al duplicar [H₂] se duplica la velocidad. [H₂] debe entrar en la ley de velocidad a la primera potencia. La duplicación del [NO] aumenta la velocidad en un factor de 4. El [NO] debe entrar en la ley de velocidad a la segunda potencia. (b) Velocidad = k [NO]²[H₂]; (c) k = 5,0 $\times$ 10³ mol⁻² L⁻² min⁻¹; (d) 0,0050 mol/L; (e) El paso II es el paso determinante de la velocidad. Si el paso I da N₂O₂ en cantidad adecuada, los pasos 1 y 2 se combinan para dar $2\text{NO}+{\text{H}}_2⟶{\text{H}}_2\text{O}+{\text{N}}_2\text{O}.$ Esta reacción corresponde a la ley de velocidad observada. Combine los pasos 1 y 2 con el paso 3, que se produce por suposición de forma rápida, para obtener la estequiometría adecuada.

El modo de acción general de un catalizador es proporcionar un mecanismo por el que los reactivos puedan unirse más fácilmente tomando una ruta con una energía de reacción más baja. Las velocidades de las reacciones directa e inversa aumentan, lo que hace que se alcance el equilibrio más rápidamente.

(a) Los átomos de cloro son un catalizador porque reaccionan en el segundo paso pero se regeneran en el tercero. Por lo tanto, no se agotan, lo cual es una característica de los catalizadores. (b) El NO es un catalizador por la misma razón que en la parte (a).

no hay cambios.

La disminución de la energía del estado de transición indica el efecto de un catalizador. (a) B; (b) B

La energía necesaria para pasar del estado inicial al estado de transición es (a) 10 kJ; (b) 10 kJ.

Ambos diagramas describen reacciones exotérmicas de dos pasos, pero con diferentes cambios en la entalpía, lo que sugiere que los diagramas representan dos reacciones globales diferentes.