UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN CRISTÓBAL

DE HUAMANGA
FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y METALURGIA

ESCUELA DE FORMACIÓN PROFESIONAL DE INGENIERÍA

QUÍMICA

Laboratorio de Química General “B”

ASIGNATURA: QU – 142 QUÍMICA II

PRACTICA N0 7

CINÉTICA QUÍMICA

PROFESORDE TEORÍA : ING. VARGAS CAMARENA, Mauro

PROFESOR DE PRÁCTICA : ING. VARGAS CAMARENA, Mauro

ALUMNA - GUTIERREZ VIVANCO, Gabriel Ricardo.

GRUPO : miércoles de 10:00am – 1:00pm

MESA : “C”

FECHA DE EJECUCION : 14 // 11 // 2018

FECHA DE ENTREGA : 05 // 12 // 2018

AYACUCHO-PERÚ

2018
 CINÉTICA QUÍMICA
I. OBJETIVOS
Al concluir la práctica, el alumno estará en condiciones de:
 En un sistema homogéneo, explicar cualitativa y cuantitativamente los
efectos de la concentración sobre la velocidad de una reacción química
a temperatura constante y variable.
 Formular la solución de problemas y ejercicios relacionados con la
velocidad de las reacciones químicas, con errores mínimos.
II. REVISION BIBLIOGRAFICA
La Cinética Química se encarga de la rapidez de las reacciones química y
tiene, además, como objetivo el estudio de los factores que influyen en la
rapidez de un proceso químico, como lo son la temperatura, los cambios de
concentración de reactantes, la adición de catalizadores, modificación de pH;
fuerza iónica, constante dieléctrica, etc. La finalidad de la cinética esta en:
• En la síntesis química o microbiológica de productos empleados en la
industria.
• En la investigación de mecanismos de reacción.
• En la conservación de estratos, materias primas, productos químicos,
alimentos, etc.
• En la estabilidad e incompatibilidad.
• El proceso de absorción, distribución y eliminación de fármacos
Procesos homogéneos y heterogéneos: una de las clasificaciones de las
reacciones químicas, desde el punto de vista de la Cinética Química es la
división entre homogéneas y heterogéneas.
Reacciones homogéneas: Son aquellas que tienen lugar en una sola fase, es
decir fase gaseosa o en fase liquida.
Reacciones heterogéneas: Se producen en más de una fase. El tipo de
reacción más común tiene una rapidez que depende del área de la superficie
expuesta a la mezcla de reacción. Esta superficie puede ser la pared interna
del recipiente de reacción o la de un catalizador sólido. Si la reacción es
homogénea la rapidez de reacción no se ve afectada por el área de superficie
expuesta a la mezcla de reacción.
Rapidez de reacción: esta se expresa como el cambio de la concentración de
un reactante o producto en función del tiempo. Las unidades de la rapidez son
generalmente moles por litro por segundo, para las reacciones en solución, y
moles por centímetros cúbico por segundo para los procesos en fase gaseosa.
Por ejemplo, considérese la siguiente reacción:
aA + bB → pP
para esta reaccion la rapidez se expresa como:
donde r: rapidez de la reacción, [A] y [B] representan las concentraciones de
los reactantes, y [P] indican la concentración del producto en moles litro.
Ley de rapidez:
Si se tiene la reacción:
aA + bB → pP
La rapidez viene dada por la siguiente relación:

Donde k es la constante de rapidez de la reacción.

Orden de reacción: la rapidez de reacción es proporcional a las
concentraciones de los reactantes elevadas a una potencia, por lo que es
conveniente hablar de orden de reacción.
r = k [A]
En este caso decimos que la reacción es de primer orden, ya que la
potencia a la cual esta elevada la concentración es igual a uno.
r=k [A]2 esta es una reacción de segundo orden, así como la siguiente: r = [A]
[B]
Entonces en general podemos tener:
r = k [A]α [B]β Donde n = α + β
n es el orden total de la reacción.
Es importante señalar que el orden de reacción es estrictamente una magnitud
experimental, que depende exclusivamente de la forma en que la rapidez se
relaciona con la concentración de reactantes.
Molecularidad: cada etapa en el mecanismo de una reacción se denomina
reacción elemental; por lo tanto, una reacción compleja tiene dos o más etapas
elementales. A fin de establecer cuantas moléculas intervienen en una reacción
elemental se introduce el termino molecularidad. Esta representa una
deducción del número de moléculas que participan en una reacción química
elemental.
Pseudo orden: Si en una reacción hay exceso de uno de los reactantes, de
forma tal que su concentración no cambia apreciablemente a medida que
transcurre el tiempo, la investigación cinética no revelara dependencia alguna
de rapidez respecto a la concentración de esa sustancia. El resultado es un
orden diferente al real llamado pseudo orden.
ECUACIONES DE RAPIDEZ DE REACCIONES ELEMENTALES:
Reacciones de orden cero: en este tipo de procesos la rapidez es constante e
independiente de la concentración del reactante a cualquier tiempo.
Suponiendo la reacción: A → P
Si tenemos inicialmente una concentración de A definida por A0 y una
concentración de P igual a cero y además definido “x” como la concentración
de A que ha reaccionado a un tiempo t.
Concentración de reactantes inicial a t=0 A0
Concentración de reactante que reacciona a tiempo t x
Concentración de reactante a tiempo t (A 0 – x) x
La Ley de Rapidez tiene la forma:

Tomando como referencia el producto, sustituyendo [P] en función de x,

separando variables e integrando:

Evaluamos la conste de integración cuando t=0 y x=0 y sustituyendo en la

ecuación anterior, por lo tanto, la ecuación queda de la forma: x = kt
Para conocer si una reacción experimental sigue una cinética de orden cero, es
necesario trazar una gráfica de x en función del tiempo y debe dar una línea
recta con pendiente igual a k (constante cinética o constante de rapidez de
reacción) y ordenada al origen de cero.

Otro método para conocer la constante de rapidez de reacción es por medio del
tiempo de vida media de una reacción (t 1/2) que se define como el tiempo
necesario para que desaparezca la mitad del reactante original.
Cuando x = A0/2 se tiene t = t1/2, sustituyendo para una cinética de orden cero
tenemos:
REACCIONES DE PSEUDO ORDEN CERO:
Esto ocurre cuando la concentración de reactante en solución no cambia a
medida que transcurre la reacción para cinéticas de primer orden.
La Ley de Rapidez de Reacción queda:

Se ve modificada a un aparente orden cero ya que [A] es constante:

Donde k ‘ = k[A]
En un experimento cinético los resultados se ajustan a una cinética de orden
cero, al realizar un gráfico de x en función del tiempo, pero la pendiente en este
caso será igual a k por la concentración de A. Estas cinéticas son comunes en
el estudio de suspensiones.
REACCIONES DE PRIMER ORDEN:
Esto ocurre cuando la concentración de reactante en solución no cambia a
medida que transcurre la reacción para cinéticas de primer orden.
Separando variables e integrando: -ln (A 0 – x) = kt + I; donde I = cte de
integración= -ln(A0)

Para una reacción de primer orden se obtiene una relación sencilla entre t 1/2 y
la constante de rapidez.
Las cinéticas de primer orden se ven reflejadas en: las desintegraciones
radiactivas, el crecimiento de colonias de bacterias en su fase exponencial,
algunos fármacos en su inactivación, reacciones químicas en general.
REACCIONES DE SEGUNDO ORDEN:
En este tipo de reacciones existen dos posibilidades: la rapidez puede ser
proporcional al producto de dos concentraciones iniciales iguales, o al producto
de dos concentraciones diferente:
A+A→P
La reacción entre dos sustancias diferentes:
A+B→P
Para ambos casos: 2A → P A+B→P
Conc. Reactante inicial a tiempo 0 A0 A 0 B0
Conc. Reactante que reacciona a tiempo t x x x
Conc. Reactante que queda a tiempo t (A 0 –x) x (A0 –x) (B0 –x) x
Donde A0 = B0
Las Leyes de rapidez serán: r = k [A] 2 y r = k [A][B] Pero como las
concentraciones de A0 y B0 son iguales por lo tanto a cualquier tiempo tomando
como referencia el producto tendríamos: dx/dt = k (A0 –x)2
Después separando variables e integrando: 1/(A 0 –x) = kt + I
Finalmente, obteniendo el valor de la constante de integración cuando x=0 y
t=0 y sustituyendo en la ecuación tenemos: x / A 0 (A0 –x) = kt

La relación entre el tiempo de vida media y la constante de rapidez de reacción

se obtiene al sustituir en la ecuación anterior x = A 0 / 2 y t = t1/2 quedando:
("cinética química - Cite This For Me", 2017)
III. MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS
 1 balanza de precisión 0,01 g - 1 lunas de reloj medianas
 1 espátula - 5 tubos de ensayo
 2 fiolas de 100 ml - 1 termómetro (0 – 100 °C)
 2 fiolas de 1 L - 1 varillas de vidrio
 4 fiolas de 250 ml - 5 vasos de precipitado de 250 ml
 1 probetas de 50 ml - 5 matraces Erlenmeyer de 250 ml
 1 bureta graduada de 50 ml - 1 pinza par bureta
 1 mechero de Bunsen - gradillas para tubos de ensayo
 10 papel toalla
REACTIVOS QUÍMICOS:
Sustancias sólidas:
 Magnesio metálico en cinta
 Ácido oxálico (H2C2O4)
 Piro sulfito de potasio (K2S2O5)
 Almidón en polvo
 Yodato de potasio (KIO3)
Soluciones acuosas:
 Ácido sulfúrico concentrado
 Ácido clorhídrico concentrado
 KMnO4 0,1 M
 HCI 1,0 M y 0,1 M
 K2C2O4 0,1 M.
 Solución A = KIO3 0,02 M (4,28 g/L)
 Solución B = KHSO3 0,008 M (1,778 g de K 2S2O5, 4,0 mL de H2SO4
concentrado y 50,0 ml de almidón, por litro de solución).
IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
IV.1. Evaluación cualitativa de la velocidad de una reacción
IV.1.1. Naturaleza y concentración de las sustancias reaccionantes: Ley
de velocidad
 Rotúlese dos tubos de ensayo con los números 1 y 2. Al primero
adiciónese 2 ml de HCI 0,1 M y al otro un volumen igual de HCI 1,0 M.
 Procédase en forma simultánea y contrólese el tiempo de reacción en
segundos. Agréguense a ambos tubos un trozo pequeño de igual
tamaño de magnesio metálico.
 Obsérvese los cambios y mídase el tiempo de reacción en ambos tubos.
 ¿En cuál de los tubos el tiempo de reacción es mayor? Explique su
respuesta. Formule las reacciones químicas producidas y las
ecuaciones de la ley de velocidad, en cada caso.
IV.1.2. Efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción
 En dos vasos de precipitado de 250 mL colóquese aproximadamente
150 ml de agua destilada y mídase la temperatura del agua (anótese
como t1).
 Caliéntese el agua contenido en uno de los vasos hasta la temperatura
aproximadamente de 60 °C.
 Rotúlese dos tubos de ensayo con los números 1 y 2 y adiciónese 2,0 ml
de solución de KMnO4 0,1 N y agréguese 2-3 gotas de ácido sulfúrico
concentrado.
 Rotúlese otros dos tubos de ensayo con los números 1* y 2* y
adiciónese 2,0 mL de solución acuosa de ácido oxálico (H 2C2O4) 0,1 M.
 En el primer vaso con agua a la temperatura ambiente colóquese los
tubos de ensayo rotulados con los números 1 y 1* y en el otro vaso que
contiene agua caliente colóquese los tubos 2 y 2*. Después de 5
minutos, mídase la temperatura actual del agua en ambos casos y
anótese.
 En cada caso, viértase la solución de oxalato de potasio a la de
permanganato en forma simultánea y contrólese el tiempo de reacción,
en segundos, desde el momento en que ambas soluciones entren en
contacto hasta la desaparición del color púrpura.
 ¿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.
3.2. Evaluación cuantitativa de la velocidad de una 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 y se
mantendrán constante la concentración del ion HSO 3 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 Productos
2KIO3(ac) + 5KHSO3(ac) I2(ac) + 3KHSO4(ac) + 2K2SO4(ac) + H2O(l)
Almidón + I2(ac) almidon.I2 (azul)
[A]=[A]0 – 2/5[B]0x
[B]=[B]0 – 5/5[B]0x
Procedimiento:
 Con una probeta graduada limpia, mídase 50 ml de solución B (HSO 3-
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 (KIO 3 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* homogenice 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 IO 3-(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 HSO 3-(ac) (solución B) colocadas en los matraces
Erlenmeyer (N°1, 2, 3, 4 y 5).
b) Calcular la concentración de los iones IO 3-(ac) y HSO3- después de
mezclado ambas soluciones, las cuales son las concentraciones iniciales de
los referidos iones, [IO3-]0 y [HSO3-]0.
c) Calcular la concentración actual ([IO 3-] y [HSO3-]) de los iones IO3-(ac) y
HSO3-(ac) en cada una de las soluciones, de acuerdo a la ecuación química y
la siguiente relación:
[IO3-] = [IO3-]0 – 2/5 [HSO3-]0 x (asumir x = 1)
[HSO3-] = [HSO3-]0 – [HSO3-]0 x
d) Tabular los valores de la concentración actual de [IO 3-] como In [IO3-] y 1/
[IO3-] para cada solución.
e) Graficar en papel milimetrado los valores de la concentración actual de
[IO3-] en la ordenada y el tiempo (t) en la abscisa.
f) Graficar en papel milimetrado los valores de la concentración actual de
In [IO3-] en la ordenada y el tiempo (t) en la abscisa.
g) Graficar en papel milimetrado los valores de la concentración actual de
1/[IO3-] en la ordenada y el tiempo (t) en la abscisa.
h) De la gráfica In [IO3-] vs. tiempo (t) o de 1/[IO3-] vs. tiempo (t), en la cual
se obtiene una recta, determine el orden de la reacción química
experimentada.
i) Según el orden de la reacción determinado, calcule la pendiente (m) de
la recta y el valor de la constante de velocidad (k).
DATOS Y RESULTADOS EXPERIMENTALES
En cada uno de los ensayos realizados en la parte de evaluación cuantitativa,
detallar los cálculos realizados para obtener tos valores de la constante de
velocidad y tabúlese en los cuadros siguientes:
1. Evaluación cualitativa de la velocidad de una reacción
1.1. Naturaleza y concentración de las sustancias reaccionantes: Ley de
velocidad
Mg(s) + 2HCl(ac) → MgCl2(ac) + H2(g)
1 2 Mg + 2ml
Mg + 2ml de HCl 1,0
de HCl (0,1 M
M)

T1 = + 7 min, 53 s
T2 = 7 min, 53 s
  ¿en cuál de los tubos el tiempo de reacción es mayor?
En el primer el tiempo de reacción es mayor que del segundo porque la
concentración de ácido en el primero es menor que la del segundo tubo.
V1 = - Δ[A] / Δt

Observaciones: en dos tubos de ensayo echamos ácido clorhídrico con

diferentes concentraciones molares, al primer tubo con 0,1 M y al segundo con
1,0 M y al echar un trocito de magnesio metálico se observa que hay una
reacción rápida el magnesio empieza a burbujear en los dos casos, pero al
pasar un tiempo se nota en el tubo con el ácido concentrado el magnesio ya se
diluyo y en el otro aún sigue en la reacción.
1.2. Efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción
KMnO4(ac) +H2SO4(ac) + H2C2O4(ac) → MnSO4(ac) + CO2(g) K2SO4(ac) + H2O(l)

KMnO4 1 1*
H2C2O4
+ H2SO4

 ¿en cuál de los tubos el tiempo

de reacción es menor?
Es menor en el tubo 2 por que la
temperatura 20 °C reacción se efectúa en mayor
temperatura, que la del tubo 1 y esto
KMnO4 hace que la reacción sea más rápida.
2 2* H2C2O4
+ H2SO4 El tiempo de la reacción en el tubo 1
fue de 3 min con 17 segundos y en el
tubo 2 fue de 3 s, con el tiempo nos
podemos dar cuenta que a mayor
temperatura la reacción será más
rápida que a menor temperatura que
retardará la reacción.

Temperatura 70 °C
Observaciones: en dos vasos de precipitado se mide 150 ml de agua a cada
uno, al primero lo dejamos con una temperatura de 20 °C (temperatura
ambiente) y al segundo lo calentamos hasta llegar a una temperatura de
aproximadamente 60 °C a mas, después ponemos los tubos; los tubos 1 y 1* al
vaso frio y los tubos 2 y 2* al vaso caliente, dejamos por un tiempo y al vaciar el
contenido de un tubo al otro simultáneamente se observa que del tubo 2 la
reacción es instantánea y la del tubo 1 demora y se tiene que agitar para lograr
la reacción.
2. Evaluación cuantitativa de la velocidad de una reacción
2 KIO3(ac) + 5KHSO3(ac) → I2(g) + 3 KHSO4(ac) + K2SO4(ac) + H2O(l)
SOLUCION B
La concentración es igual para todos

1
2
3
4 5
La concentración de HSO3- en cada matraz
V1 = 50 ml V1.C1 = V2.C2
C1 = 0,008 M 50 ml x 0,008 M = 250 ml x C 2
V2 = 250 ml C2 =1,6 x 10-3 M
C2 =?
SOLUCION A
Se llena el precipitado con diferentes volúmenes de KIO 3 y se
enrasa hasta 50 ml con agua destilada.
1* 2* 3* 4*

Las concentraciones de IO3- después de enrasar a 50 ml serán:

Vaso 1*
C1 = 0,02 M C2 = V1.C1 = 5 ml x 0,02 M = 2,0 x 10-3 M
V1 = 5 ml V2 50 ml
C2 =?
V2 = 50 ml
Vaso 2*
C1 = 0,02 M C2 = V1.C1 = 10 ml x 0,02 M = 4,0 x 10-3 M
V1 = 10 ml V2 50 ml
C2 =?
V2 = 50 ml
Vaso 3*
C1 = 0,02 M C2 = V1.C1 = 15 ml x 0,02 M = 6,0 x 10-3 M
V1 = 15 ml V2 50 ml
C2 =?
V2 = 50 ml
Vaso 4*
C1 = 0,02 M C2 = V1.C1 = 20 ml x 0,02 M = 8,0 x 10-3 M
V1 = 20 ml V2 50 ml
C2 =?
V2 = 50 ml
Vaso 5*
C1 = 0,02 M C2 = V1.C1 = 25 ml x 0,02 M = 10,0 x 10-3 M
V1 = 25 ml V2 50 ml
C2 =?
V2 = 50 ml

Cuadro N° 1
 N° VOLUMEN(ml) CONCENTRACIÓN (mol/L) TIEMP TEMP
de O DE ERAT
exp Sol. A Sol. B Después de enrasado Después de mezclado REAC URA
erim [IO3-] [HSO3-] a 50 ml ambas soluciones CION AMB.
(s) (°C)
ento 0,02 0,008
M M
[IO3-] [HSO3-] [IO3-]0 [HSO3-]0

Cuadro N°2
N° de Tiempo CONCENTRACION Constante
experi de ACTUAL (mol/L) ln 1/[IO3-] Pendien de
ment reacción [IO3-] te (m) velocidad
[IO3-] [HSO3-]
o (s) (k)
1

COCLUSIONES Y RECOMENDACIONES

Se puede decir que la hipótesis fue acertada ya que mediante los datos
obtenidos se procedió a graficar y a determinar las ecuaciones
lineales. Pudimos observar muy claramente que en la velocidad de reacción
existen varios factores que la pueden alterar los que estudiamos en este
experimento fue la concentración y que a mayor concentración más rápido se
efectúa la reacción, y a mayor temperatura es más rápida la reacción eso que
bien demostrado.

CUESTIONARIO
5.1 Para la reacción: A→ Productos, se obtuvo los siguientes datos
cinéticos:

Tiempo, min 0 5 10 15 25

Concentración 1.00 0.63 0.46 0.36 0.25

molar de A, mol/L

a) Establezca el orden de la reacción.

b) ¿Cuál es la constante de velocidad, k?
c) ¿Cuál es la vida media, t1/2, si [A]0 = 1.00 M?

5.2 Considere la reacción: N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)

Suponga que, en un momento en particular durante la reacción, el
hidrogeno molecular reacciona a una velocidad de 0,074 M/s.
a) ¿Cuál es la velocidad de formación del amoniaco?
b) ¿Cuál es la velocidad con la que reacciona el nitrógeno molecular?

5.3 A 40°C, el peróxido de hidrogeno, H 2O2(ac) se descompone por la

siguiente reacción: 2H2O2(ac) → 2H2O(l) + O2(ac). En un experimento se
obtuvieron los siguientes datos para la concentración de H 2O2 en diversos
tiempos.

Tiempo (s) 0 2,16 x 104 4,23 x 104

[H2O2](mol/L) 1,00 0,40 0,25

a) Calcula la rapidez promedio de descomposición del H 2O2 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.
b) ¿Qué valor tiene estas rapideces para el periodo de 2,16 x 10 4 s a
4,32 x 104 s.

5.4 A 500 K, en presencia de una superficie de cobre, el etanol se

descompone por la ecuación:
C2H5OH(g) → CH3CHO(g) + H2(g)
Se mide la presión de C 2H5OH en función del tiempo y se obtuvieron los
siguientes datos:

Tiempo (s) 0 100 200 300 400 500

PC2H5OH (mm Hg) 250 237 224 211 198 185

Como la presión deles directamente proporcional a su concentración,

podemos expresar la ley de rapidez para una reacción 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 en términos de unidades de presión en atm y tiempo
en segundos. Predice la presión de etanol transcurrido 900 s desde el
inicio de la reacción. (sugerencia: para determinar el orden de la reacción
con respecto a etanol, compara como disminuye la presión de C 2H5OH con
cada valor de tiempo.)

5.5 La rapidez de la reacción: NO2(g) + CO(g) → NO(g) + CO2(g), solo depende

de la concentración del dióxido de nitrógeno medidos a 225°C,
habiéndose obtenido los siguientes datos cinéticos:
 Tiempo (s) 0 1,2 x 103 3,0 x 103 4,5 x 103 9,0 x 103 1,8 x 103

[NO2] (mol/L) 0,500 0,444 0,381 0,340 0,250 0,174

Determinar 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.

5.6 La constante de primer orden para el hidrolisis de un compuesto

orgánico especifico en agua varia con la temperatura como sigue:

Temperatura (K) 300 320 340 355

 Constante de 1,0 x 10-5 5,0 x 10-5 2,0 x 10-4 5,0 x 10-4
velocidad (s-1)

A partir de estos datos, calcule la energía de activación en unidades de

KJ/mol

BIBLIOGRAFIA
 González Velasco, J. (1999). Cinética química aplicada. Madrid: Síntesis.
 Weston Junior, R. (1976). Cinetica quimica. Madrid: Alhambra.
 Netto, R. (2017). Cinética química.. Fisicanet. Retrieved 12 December
2017, from
https://www.fisicanet.com.ar/quimica/cinetica_quimica/ap01_cinetica_qui
mica.php

 Ley de velocidad y orden de reacción | Química general.

(2017). Corinto.pucp.edu.pe. Retrieved 12 December 2017, from
http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/24-ley-de-velocidad-
y-orden-de-reaccion.html