Cinetica Ing Quimica

CINÉTICA QUÍMICA

PRÁCTICO Nº1: CINÉTICA DE LAS REACCIONES HOMOGÉNEAS

Problemas a resolver en clases:
1. La ecuación estequiométrica de una reacción es: A + 2 B R. Calcular el orden de la reacción y la molecularidad.

El orden de reacción no puede calcularse porque no se dispone de datos experimentales que nos permitan obtener la ley de velocidad de la misma.
En cuanto a lamolecularidad tampoco es posible determinar su valor ya que no sabemos si la reacción es elemental. En caso de serlo, el valor de la molecularidad sería 3, pero cabe destacar que son muy pocas las reacciones elementales con este valor.

2. Dada la reacción en fase gaseosa: 2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g). Escribir las relaciones correspondientes entre la velocidad de desaparición de NO, la velocidad dedesaparición de O2 y la velocidad de producción de NO2.

La relación entre las velocidades de reacción de cada una de las especies puede escribirse como:

r=-12dCNOdt=-dCO2dt = 12dCNO2dt

r=- rNO2= -rO2= rNO22

3. La reacción de combustión del metano es la siguiente: CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O (g). Si la velocidad de esta reacción es de 0,16 mol dm-3 s-1 ¿Cuál es la velocidad deformación de CO2 y la velocidad de formación de agua?

Igualmente al planteo anterior tenemos:

r=-rCH4= -rO22= rCO2=rH2O2

Como r= 0,16 mol/dm3s

rCO2 = r = 0,16 mol/dm3s

rH2O = 2r =0,32 mol/ dm3s

4. Indicar el orden de reacción para cada reactivo y el orden global de reacción para los casos:
a) velocidad = k.[A]
b) velocidad = k.[A][B]
c) velocidad = k.[A]2[B]

a)Orden de reacción para A=1
Orden de reacción global=1

b)

Orden de reacción para A=1
Orden de reacción para B=1
Orden de reacción global=2

c)

Orden de reacción para A=2
Orden de reacción para B=1
Orden de reacción global=3

5. Se ha estudiado cinéticamente la reacción irreversible: 2 A + B A2B y se encontró que la velocidad de formación del producto se ajusta a la ecuacióncinética siguiente:

Encuentre un mecanismo que se ajuste a ésta cinética.

Se procede mediante un mecanismo de prueba y error. Vamos a proponer un mecanismo con las siguientes etapas:

Etapa 1 A+B ⇌AB*

Etapa 2 AB*+A ⟶A2B

Consta de una primera etapa reversible de formación de un intermediario y de una segundaetapa irreversible que finalmente origina el producto.

Escribimos la expresión de la velocidad neta para el compuesto intermedio:

rAB*=k1CACB- k2CAB* - k3CAB*CA (1)

De la misma forma escribimos la expresión de la velocidad de formación para el compuesto A2B:

r A2B= k3CAB*CA (2)

Observando la ecuación (2) vemos que aparece la concentración del compuesto intermedio. Podríamos reemplazardicha concentración por la de la ecuación (1) porque sabemos que en la expresión final no aparece.

Previo a dicho procedimiento algebraico es conveniente realizar una simplificación.
La aproximación de estado estacionario es una simplificación bastante utilizada que consiste en suponer la velocidad de las especies intermedias cero. Esto se fundamenta en el hecho de que la concentración de unaespecie intermedia es muy pequeña y también lo es su velocidad de cambio.

Por lo tanto tomamos rAB*≅0

Y despejando CAB* de la ecuación (1) nos queda:

CAB*= k1CACBk2+k3CA (3)

Finalmente reemplazamos (3) en (2) y obtenemos:

r A2B= k3k1CACBk2+k3CACA (4)

Si dividimos por k2 para darle la misma forma que la ley de velocidad dada tenemos:

r A2B= k1k3k2CA2CB1+k3k2CAVemos que la ley de velocidad obtenida tiene la misma forma que la obtenida experimentalmente. Por lo tanto podemos concluir que el mecanismo se ajusta a la cinética de la reacción.

6. La ecuación estequiométrica para la reacción entre el óxido nítrico y el hidrógeno es:

Se ha encontrado que la expresión de la velocidad viene dada por:

Se han propuesto los siguientes mecanismos...