Respuesta :
Respuesta:
Explicación:
Ejercicio 13.5
Escriba las expresiones de rapidez de reacción para las siguientes reacciones, en función de la desaparición de los reactivos y la aparición de los productos:
a)
2
(
)
+
2
(
)
→
2
(
)
H
2
(g)+I
2
(g)→2HI(g)
Para los reactivos y productos:
Rapidez
=
−
[
2
]
=
−
[
2
]
=
1
2
[
]
Rapidez=−
dt
d[H
2
]
=−
dt
d[I
2
]
=
2
1
dt
d[HI]
b)
5
−
(
)
+
3
−
(
)
+
6
+
(
)
→
3
2
(
)
+
3
2
(
)
5Br
−
(ac)+BrO
3
−
(ac)+6H
+
(ac)→3Br
2
(l)+3H
2
O(l)
Para los reactivos y productos:
Rapidez
=
−
1
5
[
−
]
=
−
[
3
−
]
=
−
1
6
[
+
]
=
1
3
[
2
]
Rapidez=−
5
1
dt
d[Br
−
]
=−
dt
d[BrO
3
−
]
=−
6
1
dt
d[H
+
]
=
3
1
dt
d[Br
2
]
Ejercicio 13.6
Escriba las expresiones de rapidez de reacción para las siguientes reacciones, en función de la desaparición de los reactivos y la aparición de los productos:
a)
2
2
(
)
+
2
(
)
→
2
2
(
)
2H
2
(g)+O
2
(g)→2H
2
O(g)
Para los reactivos y productos:
Rapidez
=
−
1
2
[
2
]
=
−
[
2
]
=
1
2
[
2
]
Rapidez=−
2
1
dt
d[H
2
]
=−
dt
d[O
2
]
=
2
1
dt
d[H
2
O]
b)
4
3
(
)
+
5
2
(
)
→
4
(
)
+
6
2
(
)
4NH
3
(g)+5O
2
(g)→4NO(g)+6H
2
O(g)
Para los reactivos y productos:
Rapidez
=
−
1
4
[
3
]
=
−
1
5
[
2
]
=
1
4
[
]
=
1
6
[
2
]
Rapidez=−
4
1
dt
d[NH
3
]
=−
5
1
dt
d[O
2
]
=
4
1
dt
d[NO]
=
6
1
dt
d[H
2
O]
Ejercicio 13.7
Considere la reacción
2
(
)
+
2
(
)
→
2
2
(
)
2NO(g)+O
2
(g)→2NO
2
(g)
a) Suponga que, en un momento en particular durante la reacción, el óxido nítrico (NO) reacciona a una rapidez de 0.066 M/s. ¿Cuál es la rapidez de formación del NO_2?
Para los reactivos y productos:
Rapidez
=
−
1
2
[
]
=
−
[
2
]
=
1
2
[
2
]
Rapidez=−
2
1
dt
d[NO]
=−
dt
d[O
2
]
=
2
1
dt
d[NO
2
]
Dado que la rapidez de desaparición de
NO es 0.066 M/s:
[
2
]
=
2
×
0.066
M/s
=
0.132
M/s
dt
d[NO
2
]
=2×0.066 M/s=0.132 M/s
b) ¿Cuál es la rapidez con la que reacciona el oxígeno molecular?
Rapidez
=
1
2
[
]
=
−
[
2
]
Rapidez=
2
1
dt
d[NO]
=−
dt
d[O
2
]
Dado que la rapidez de desaparición de
NO es 0.066 M/s:
[
2
]
=
0.5
×
0.066
M/s
=
0.033
M/s
dt
d[O
2
]
=0.5×0.066 M/s=0.033 M/s
Ejercicio 13.8
Considere la reacción
2
(
)
+
3
2
(
)
→
2
3
(
)
N
2
(g)+3H
2
(g)→2NH
3
(g)
Para los reactivos y productos:
Rapidez
=
−
[
2
]
=
−
1
3
[
2
]
=
1
2
[
3
]
Rapidez=−
dt
d[N
2
]
=−
3
1
dt
d[H
2
]
=
2
1
dt
d[NH
3
]
Ejercicio 13.13
La ley de rapidez para la reacción
4
+
(
)
+
2
−
(
)
→
2
(
)
+
2
2
(
)
NH
4
+
(ac)+NO
2
−
(ac)→N
2
O(g)+2H
2
O(l)
está dada por rapidez = k
4
+
NH
4
+
2
−
NO
2
−
. A 25°C la constante de rapidez es 3.0 x 10^-4 M^-1 s^-1. Calcule la rapidez de la reacción en esa temperatura si
4
+
NH
4
+
= 0.26 M y
2
−
NO
2
−
= 0.080 M.
La expresión de la rapidez es:
Rapidez
=
[
4
+
]
[
2
−
]
Rapidez=k[NH
4
+
][NO
2
−
]
Sustituyendo los valores dados:
Rapidez
=
(
3.0
×
1
0
−
4
M
−
1
s
−
1
)
(
0.26
M
)
(
0.080
M
)
Rapidez=(3.0×10
−4
M
−1
s
−1
)(0.26 M)(0.080 M)
Rapidez
=
6.24
×
1
0
−
6
M/s
Rapidez=6.24×10
−6
M/s
Ejercicio 13.16
Considere la siguiente reacción
+
→
X+Y→Z
A partir de los siguientes datos, obtenidos a 360 K, a) determine el orden de la reacción y b) determine la rapidez inicial de desaparición de X cuando su concentración es 0.30 M y la de Y es 0.40 M.
Datos proporcionados:
[X](M) & [Y](M) & \text{Rapidez (M/s)} \\
0.050 & 0.10 & 0.053 \\
0.10 & 0.10 & 0.127 \\
0.20 & 0.20 & 0.254 \\
0.40 & 0.20 & 0.509 \\
\end{array} \]
a) **Determinar el orden de la reacción:**
- Comparando la rapidez entre las primeras dos filas:
Duplicar [X] de 0.05 M a 0.10 M mientras [Y] es constante (0.10 M) hace que la rapidez aumente de 0.053 M/s a 0.127 M/s.
Razón de las velocidades:
\[ \frac{0.127}{0.053} \approx 2.4 \]
Como el aumento es aproximadamente por un factor de 2.4, el orden respecto a X es 1.
- Comparando la rapidez entre la primera y la tercera fila:
Duplicar [Y] de 0.10 M a 0.20 M mientras [X] es constante (0.050 M) hace que la rapidez aumente de 0.053 M/s a 0.254 M/s.
Razón de las velocidades:
\[ \frac{0.254}{0.053} \approx 4.8 \]
Como el aumento es aproximadamente por un factor de 4.8, el orden respecto a Y es 1.
Por lo tanto, la reacción es de primer orden respecto a X y de primer orden respecto a Y. La ley de rapidez es:
\[ \text{Rapidez} = k[X][Y] \]
b) **Determinar la rapidez inicial de desaparición de X cuando su concentración es 0.30 M y la de Y es 0.40 M:**
Usando la ley de rapidez:
\[ \text{Rapidez} = k[X][Y] \]
Para encontrar \( k \), usamos los datos experimentales:
\[ k = \frac{\text{Rapidez}}{[X][Y]} \]
Usando los datos de la primera fila:
\[ k = \frac{0.053 \text{ M/s}}{(0.05 \text{ M})(0.10 \text{ M})} = \frac{0.053}{0.005} = 10.6 \text{ M}^{-1}\text{ s}^{-1} \]
Entonces, con [X] = 0.30 M y [Y] = 0.40 M:
\[ \text{Rapidez} = (10.6 \text{ M}^{-1}\text{ s}^{-1})(0.30 \text{ M})(0.40 \text{ M}) = 1.272 \text{ M/s} \]
### Ejercicio 13.17
**Determine el orden global de las reacciones a las que se aplican las siguientes leyes de rapidez:**
a) **Rapidez = k\[NO\]\(^2\)**