Parte de la química que se encarga de estudiar la velocidad o rapidez con la que ocurren las reacciones químicas, el mecanismo de cómo se consumen los reactantes y los factores que alteran la velocidad de una reacción química. 

1. UNIVERSIDAD DEL ZULIA
FACULTAD DE INGENIERÍA
CICLO BÁSICO
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
CÁTEDRA QUIMICA II
MARACAIBO, FEBRERO DE 2015
Profesora: Ing. Neida Núñez
CINETICA

2. CINÉTICA
Es una parte de la química que se
encarga de estudiar la velocidad o
rapidez con la que ocurren las
reacciones químicas, el mecanismo
de cómo se consumen los
reactantes y los factores que alteran
la velocidad de una reacción
química.

3. CINÉTICA
Las reacciones
ocurren a
diferentes
velocidades
Algunas reacciones
termodinámicamente
espontáneas no
parecen ocurrir en
absoluto, mientras
que otras
reacciones alcanzan
el equilibrio con
mucha rapidez.
Reaccione
s Lentas
Reaccione
s Rápidas

4. Se define como el cambio en la
concentración de uno de los reactivos o
productos dividido por el intervalo de
tiempo en el cual tiene lugar el cambio,
se expresa en mol/L..s
∆[R] = [R]t=2 -
[R]t=1
∆t = t2 - t1
La velocidad de reacción
es la velocidad a la que
se forman los productos
o se consumen los
reactantes.
Varía
muchísimo de
una reacción a
otra.
Puede
alterarse
modificando
ciertos
factores.
El signo
menos en la
ecuación
asegura que la
velocidad sea
positiva.
El conocimiento de
los factores que
alteran la velocidad
de reacción es de
extraordinaria
importancia
práctica, pues puede
enseñarnos como
acelerar las
reacciones
deseables y cómo
retardar las
indeseables.
VELOCIDAD DE
REACCIÓN
Velocidad promedio de desaparición de R = -
Velocidad promedio de formación P =
 
t
 P
 
t
R



5. VELOCIDAD DE
REACCIÓN
Velocidad
instantáne
a.
Velocidad
inicial.
La velocidad de reacción no es
constante. Al principio de una
reacción, cuando la concentración
de reactivos es mayor, la
velocidad es mayor, a medida que
la reacción avanza, al ir
disminuyendo la concentración de
los reactivos también disminuye
la velocidad de la reacción.
Es la pendiente de
una tangente
dibujada en el
gráfico de
concentración en
función del tiempo.
Es la velocidad de
reacción
instantánea al
comenzar la
reacción, es decir,
en el tiempo igual
cero
(t = 0).

6. VELOCIDAD DE
REACCIÓN
Las diferentes
maneras de
informar la
velocidad de
una reacción,
está
relacionada
con la
estequiometri
a.
Al dar la
velocidad de una
reacción hay que
tener el cuidado
de especificar la
especie a la que
se refiere la
velocidad
Es la
velocidad
promedio
dividida por el
coeficiente
estequiométri
co de la
especie
monitorizada
aA + bB → cC + dD
Velocidad única promedio
Velocidad única promedio

7. VELOCIDAD DE
REACCIÓN
Ejercicio
s
1. El rearreglo del metil isonitrilo, CH3NC , se estudió en fase gaseosa a 215ºC y se
obtuvieron los datos siguientes:
Tiempo
(s)
0 2000 5000 8000 12000 15000
[CH3NC] 0.0165 0.0110 0.00591 0.00314 0.00137 0.00074
Calcular la velocidad promedio de la reacción para el intervalo inicial, intervalo final y durante
todo el proceso
Para to = 0 y t = 2000 s
Velocidad promedio
Velocidad promedio
Velocidad promedio =
2.75x10-
6mol/L.s

8. VELOCIDAD DE
REACCIÓN
Para t = 12000 s y t = 15000 s
Velocidad promedio
Velocidad promedio =2.1x10-7mol/L.s
Para to = 0 y t = 15000
s
Velocidad promedio
Velocidad promedio =
1.05x10-
6mol/L.s

9. VELOCIDAD DE
REACCIÓN
2. Utilizando los datos del problema anterior, haga un gráfico de [CH3NC] en función del tiempo y
determine la velocidad instantánea a los 3500 s.
Tomando dos puntos de la recta:
x1 = 800; x2 = 8000
y1 = 0.013; y2 = 0.001
se obtiene la pendiente de la recta:
Como el gráfico representa la variación de la
concentración de un reactante en función del
tiempo, entonces la velocidad corresponde a -
m,
Velocidad a los 3.500 s =1.67x10-6mol/L.s

10. VELOCIDAD DE
REACCIÓN
3. Considere la reacción: 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g). Si el hidrógeno arde a la velocidad de
4,6 mol/L.s, ¿cuál es la velocidad de consumo de oxígeno?, ¿cuál es la velocidad de
formación de vapor de agua?
Velocidad única de reacción
=
Velocidad de consumo de oxígeno =
Velocidad de consumo de oxígeno =
Velocidad de formación H2O =4.6 mol/L.s
Velocidad de formación de vapor de agua =
Velocidad de formación de vapor de agua = Velocidad de reacción del hidrógeno
Velocidad de consumo O2 =2.3 mol/L.s

11. VELOCIDAD DE
REACCIÓN
4. La reacción 2 NO(g) + Cl2(g) → 2 NOCl(g) se lleva a cabo en un recipiente cerrado. Si la
presión parcial de NO disminuye a la velocidad de 30 mm Hg/min, ¿cuál es la velocidad de
cambio de la presión total en el recipiente?
La variación de presión parcial de un componente de una mezcla gaseosa es
una manera de expresar la variación de concentración de ese componente.
Velocidad única de reacción =
Velocidad única de reacción =
Ptotal = ƩPi
ΔP= (- 30 - 15 + 30)
mmHg/min ΔP= - 15 mmHg/min
ʌ

12. LEY DE
VELOCIDAD
m y n = orden de
reacción
k = constante de
velocidad
aA + bB → cC + dD
Velocidad de reacción = k[A]m
[B]n
Las unidades
de k dependen
del orden
global de la
reacción.
Orden de
reacción
Es la potencia a la
cual la
concentración de
los reactivos se
eleva en la ley de
velocidad; el orden
global de la
reacción, es la
suma de los
ordenes
individuales
La ley de velocidad
resume la
dependencia entre la
velocidad y la
concentración. Es una
característica de la
reacción que se
determina
experimentalmente.
A = factor de frecuencia
Ea = Energía de
activación
R = Constante de los
gases
T = Temperatura
k = Ae- Ea/RT
ln k = - + lnART
Ea
Los órdenes de reacción
no tienen relación con los
coeficientes
estequiométricos.

13. MÉTODO DE LAS
VELOCIDADES
INICIALES
Se hacen una serie de
experimentos donde la
concentración inicial del
reactivo se varía y se
observa como varía la
velocidad inicial de la
reacción.
 Si la reacción es de orden cero respecto a ese reactivo la velocidad inicial de reacción
no cambia.
 Si la reacción es de primer orden respecto a ese reactivo la velocidad inicial de reacción
se duplica.
 Si la reacción es de segundo orden respecto a ese reactivo la velocidad inicial de
reacción se multiplica por cuatro.
 Si el orden de reacción respecto a ese reactivo es tres la velocidad de inicial de reacción
se multiplica por ocho.
Teniendo los datos
experimentales de
concentración y
velocidad, se
relacionan de tal
manera que permitan
determinar el orden de
reacción para uno de
los reactivos.
Al tener los órdenes
de reacción, se
puede determinar la
constante de
velocidad k, con los
datos experimentales
de concentración y
velocidad inicial para
cualquiera de los
experimentos.
Al duplicarse la
concentración inicial de
ese reactivo,

14. MÉTODO DE LAS
VELOCIDADES
INICIALESEjercicio
s
1 0,038 0,060 1, 4x10-5
2 0,076 0,060 2, 8x10-5
3 0,076 0,030 1, 4 x 10-5
mol/L.sExperimento
(a) Escriba la ecuación para la velocidad de desaparición de S2O8
-2. (b) ¿cuál es el valor de k
para la desaparición de S2O8
-2? (c) ¿cuál es la velocidad de desaparición de S2O8
-2 cuando
[S2O8
-2 ] = 0.025 mol/L y [I-] = 10.10 mol/L? (d) ¿cuál es la velocidad de aparición de SO4
-2
cuando [S2O8
-2 ] = 0.025 mol/L y [I-] = 3.00 mol/L?
1. Considere la reacción del ion peroxidisulfato:
A una temperatura determinada, la velocidad inicial de esta reacción varía con las
concentraciones de los reactivos en la forma siguiente:
S2O8
-2
(ac) + 3I-
(ac) → 2SO4
-2
(ac) + I3
-
(ac

15. MÉTODO DE LAS
VELOCIDADES
INICIALES
(a) Se escribe una ley de velocidad en términos de las
incógnitas:
Velocidad de reacción = k [S2O8
-2]m
[I-]n
Para determinar el valor de “m” se debe escoger dos experimentos donde la concentración
del ion S2O8
-2 sea diferente y la concentración del ion I- se mantenga constante y
reemplazamos los datos en la expresión para la velocidad.
Utilizando los datos de los experimentos 1 y 2 y reemplazándolos sucesivamente:
Exp.1 1.4×10-5 = k (0.038)m (0.060)n
Exp.2 2.8×10-5 = k (0.076)m (0.060)n
Dividiendo la ecuación del Exp.2 por la ecuación del Exp.1,
se tiene:
m = 1ʌ

16. MÉTODO DE LAS
VELOCIDADES
INICIALES
Para encontrar el valor de “n “se utilizan los experimentos 2 y 3, donde cambia la concentración
de I- y se mantiene invariable la concentración de S2O8
-2
Reemplazando los datos en la expresión de
velocidad:
Dividiendo la ecuación del Exp. 2 por la ecuación del Exp. 3,
se tiene:
Exp.2 2.8×10-5 = k (0.076)m (0.060)n
Exp.3 1.4×10-5 = k (0.076)m (0.030)n
2 = 2n n = 1
Conocidos los valores de m y n, la ecuación de velocidad para la desaparición de
S2O8
-2 queda:
Velocidad de reacción = k [S2O8
-
2] [I-]
ʌ

17. MÉTODO DE LAS
VELOCIDADES
INICIALES
(b) ¿cuál es el valor de k para la desaparición de
S2O8
-2?
Para determinar cuál es el valor de k para la desaparición del peroxidisulfato, es necesario
primero tomar en cuenta que la velocidad de reacción medida corresponde a la de desaparición
del peroxidisulfato. Entonces se toman los datos de concentración de cada experimento y se
reemplazan en la ecuación de velocidad para calcular k:
k = 6.14 × 10-3(mol/L)-1
s-1
Exp. 1 1.4×10-5 mol/L.s = k (0.038mol/L) (0.060 mol/L) k = 6.14 × 10-3(mol/L)-1 s-1
Exp. 2 2.8 ×10-5mol/L.s = k (0.076 mol/L) (0.060 mol/L) k = 6.14 × 10-3(mol/L)-1 s-1
Exp. 3 1.4 ×10-5mol/L.s = k (0.076 mol/L) (0.030 mol/L) k = 6.14 × 10-3(mol/L)-1 s-1
(c) ¿cuál es la velocidad de desaparición de S2O8
-2 cuando [S2O8
-2 ] = 0.025 mol/L y [I-] =
10.10 mol/L?
Si se conoce la ecuación de velocidad, se puede determinar la velocidad simplemente
reemplazando las concentraciones dadas:

18. MÉTODO DE LAS
VELOCIDADES
INICIALES
Velocidad de reacción = k [S2O8
-2] [I-]
Velocidad de reacción = 6.14.10-3 (mol/L)-1 s-1 (0.025
mol/L)(10.10mol/L)
Velocidad de reacción = 1.55.10-3 mol/L.s
(d) ¿cuál es la velocidad de aparición de SO4
-2 cuando [S2O8
-2 ] = 0.025 mol/L y [I-] = 3.00
mol/L?
Para calcular la velocidad de aparición de ion sulfato, hay que tener presente que la ecuación
de velocidad, y por lo tanto k están dadas para la velocidad de desaparición del ion
peroxidisulfato. Al reemplazar las concentraciones dadas, se obtendrá la velocidad de
desaparición del ion peroxidisulfato y luego hay que buscar la relación que existe entre
ambas velocidades
Velocidad de reacción = 6.14.10-3 (mol/L)-1 s-1 (0.025 mol/L)(3.00 mol/L) = 4.6.10-4 mol/L.s

19. MÉTODO DE LAS
VELOCIDADES
INICIALES
De acuerdo a la ecuación química de la
reacción:
Velocidad de
reacción =
Velocidad de formación del SO4
-2
4.6.10-4 mol/L.s
=
Velocidad de formación del SO4
-2
Velocidad de aparición del SO4
-2 = 9.12.10-4 mol/L.s
2x4.6.10-4 mol/L.s = Velocidad de formación del SO4
-
2

20. TEORÍAS QUE
EXPLICAN LA
VELOCIDAD DE
REACCIÓN
Teoría de las
colisiones.
Para que se produzca
una reacción química,
los átomos, iones o
moléculas
involucrados deben
experimentar choques
o colisiones.
Disponer de la energía cinética suficiente para
que tengan lugar el reordenamiento de los
enlaces y la formación de una nueva sustancia.
Colisionar con la debida
orientación.
Para que el choque de
dos partículas
garantice la reacción
entre ellas, las
partículas deben
cumplir las dos
condiciones
siguientes:
Energía
insuficiente

21. TEORÍAS QUE
EXPLICAN LA
VELOCIDAD DE
REACCIÓN
Teoría del estado de
transición
Los reactivos
pasan por un
estado intermedio
transitorio de alta
energía y corta
duración: estado de
transición, en
donde existe el
complejo activado.
El complejo activado tiene una estructura que
se halla entre la de los reactivos y la de los
productos. Los enlaces antiguos están
debilitados y se están formando los nuevos. La
energía de activación, Ea, es la energía
necesaria para llegar al complejo activado
desde los reactivos.

22. FACTORES QUE
AFECTAN LA VELOCIDAD
DE REACCIÓN
Dependiendo del tipo de reactivo que intervenga, una
determinada reacción tendrá una Energía de
Activación.
Naturaleza de
los Reactivos
Mientras mas pequeñas sean las partículas de los reactivos, mas se
facilita el contacto entre ellas y por tanto, las colisiones efectivas.
Grado de
división de los
Reactivos
Al haber más partículas en el mismo
espacio, aumentará el número de
colisiones.
Concentración
de los Reactivos
Al aumentar la temperatura, también lo hace la velocidad a la que
se mueven las partículas y, por tanto, aumentará el número de
colisiones
Temperatura de
Reacción
Los catalizadores modifican el mecanismo de reacción, empleando
pasos elementales con mayor o menor energía de activación.
Catalizador si lo
hubiera

23. CONCENTRACIÓN Y
TIEMPO
Ecuación
Diferencial
Ecuación
Integrada

24. CONCENTRACIÓN Y
TIEMPO
Reacciones de primer
orden
PA 
Ecuación
Diferencial
Ecuación
Integrada

25. CONCENTRACIÓN Y
TIEMPO
Reacciones de segundo
orden
PA 
Ecuación
Diferencial
Ecuación
Integrada
 A
1
k
t

26. CONCENTRACIÓN Y
TIEMPO
Reacción de primer
orden
k
t
693.0
2/1 
Reacción de segundo
orden
 0
2/1
1
Ak
t 
Tiempo de vida media
(t½)
Tiempo necesario
para que [A]o se
reduzca a la mitad

27. VARIACIÓN DE LA CONSTANTE
DE VELOCIDAD CON LA
TEMPERATURA
La ecuación de Arrhenius es una
expresión matemática que se utiliza para
comprobar la dependencia de la
constante de velocidad de una reacción
química con respecto a la temperatura a
la que se lleva a cabo esa reacción.
Ecuación de
Arrhenius
Escribiendo la
ecuación de
Arrhenius linealizada
para dos puntos, y
restando ambas
ecuaciones se
obtendría

28. CONCENTRACIÓN Y
TIEMPO
Ejercicio
s
1. Para la reacción: A(g) → B(g) + C(g), el valor de la constante de velocidad a una cierta
temperatura es 1.5·10-3 L.mol-1.s-1.
a) ¿Cuál es el orden de la reacción?
b) ¿Cuál es la ecuación de velocidad?
c) A esa misma temperatura, ¿cuál será la velocidad de la reacción cuando hayan transcurrido
3 min si la concentración inicial de A es 0,242mol/L?
Para determinar el orden de la reacción nos fijaremos en las unidades de la constante de
velocidad.
Reacciones de orden global 1 Velocidad = k [A] →
s-1
Reacciones de orden global 2 Velocidad = k [A]2 → L/mol.s →
L.mol-1.s-1
a)
La reacción es de segundo
orden
b) Velocidad = 1.5·10-3 L.mol-1.s-1[A]2

29. CONCENTRACIÓN Y
TIEMPO
c) A esa misma temperatura, ¿cuál será la velocidad de la reacción cuando hayan transcurrido
180 segundos si la concentración inicial de A es 0,242mol/L?
Velocidad = k[A]2
Velocidad = 1.5·10-3 L.mol-1.s-1. (0.227mol/L)2
c)
Velocidad = 7.710-
5mol/L.s

30. CONCENTRACIÓN Y
TIEMPO
2. Para estudiar la cinética de la reacción de descomposición del N2O5 a 328 K:
N2O5(g)  2 NO2(g) + 1/2 O2(g)
se ha estudiado la variación de la presión que se produce en un recipiente cuyo volumen no
varía y en que inicialmente sólo se introduce N2O5 a una presión de 429 mm de Hg. La tabla de
resultados obtenidos es:
Tiempo (min) 0 5 8 10
Pt (mm Hg) 429 663 758 811
Hallar: a) la constante de velocidad; b) la ley de velocidad; c) la velocidad promedio cuando
hayan transcurrido los 10 min; d) la velocidad de reacción cuando hallan transcurrido 20 min; e)
el tiempo transcurrido para que se consuma el 95% del N2O5 ; f) la vida media de la reacción.
Las ecuaciones integradas de velocidad relacionan la concentración molar de reactante en
un intervalo dado de tiempo.
Solució
n
Los datos cinéticos que se obtuvieron, corresponden a presión total del sistema, es decir,
representan la presión que ejerce la mezcla de gases (reactante más productos) al tiempo de
realizarse la medición.
Para resolver este problema se debe determinar que concentración de N2O5 existe en el
recipiente en cada intervalo de medición.

31. CONCENTRACIÓN Y
TIEMPO
El punto de partida de los cálculos está en el hecho que al inicio sólo hay N2O5 y por lo tanto
la presión del sistema corresponde a la presión de este único componente.
Si se conoce la presión de un componente de una mezcla, se puede determinar la
concentración molar, suponiendo comportamiento de gas ideal, a través de:
PV = nRT
para lo cual se requiere conocer el volumen del recipiente.
Este volumen es constante durante la reacción por lo tanto todas las concentraciones
calculadas estarán referidas al mismo volumen, el cual se asumirá como 1 L, volumen para
el cual el número de moles presentes es igual a la concentración.
Entonces tenemos que la concentración inicial de N2O5 se puede determinar a partir de:
P V = n R T

32. CONCENTRACIÓN Y
TIEMPO
Para utilizar esta expresión se debe utilizar la presión en atm:
Tiempo (min) 0 5 8 10
Pt (atm) 0.564 0.862 0.997 1.07
Ct 0.0210 0.0320 0.0371 0.0398
Cuando la reacción progrese, esta concentración debe disminuir, al mismo tiempo que se
forman cantidades proporcionales de NO2 y O2. Se puede plantear entonces que cuando haya
transcurrido un tiempo t la concentración del reactante habrá disminuido en x:

33. CONCENTRACIÓN Y
TIEMPO
moles/L N2O5(g)  2 NO2(g) + 1/2
O2(g)Ci 0.0210 0 0
Reax. X 2X
1/2X
Ct 0.0210 - X 2X
1/2X
Después de un tiempo t, el número de moles de mezcla por litro
será:
0.0210 - X + 2X + 1/2 X = 0.0210 + 1.5 X
Para cada medición se tiene la concentración de la mezcla después de un tiempo t y se
puede determinar el valor de X:
Ct = 0.0210 + 1.5X

34. CONCENTRACIÓN Y
TIEMPO
 Para t = 5 min; Ct = 0.0320
mol/L
Ct = 0.0210 + 1.5X 0.0320 = 0.0210 + 1.5X X =^ 7.61x10-3
Este valor corresponde a la disminución de la concentración de N2O5 por lo tanto la
concentración que queda de reactante a los 5 min es:
0.0210 – 0.00761 = 0.0134 mol/L
 Para t = 8 min; Ct = 0.0371
mol/L
Ct = 0.0210 + 1.5X 0.0371 = 0.0210 + 1.5X X =^ 0.0107
[N2O5 ] = 0.0134
0.0210 – 0.0107 = 0.0103 mol/L [N2O5 ] = 0.0103

35. CONCENTRACIÓN Y
TIEMPO
 Para t = 10 min; Ct = 0.0398 mol/L
Ct = 0.0210 + 1.5X 0.0398 = 0.0210 + 1.5X X =^ 0.0124
0.0210 – 0.0124 = 0.0086 mol/L [N2O5 ] = 0.086
En cada intervalo de medición se restó la concentración inicial de reactivo menos el valor
obtenido para X, por lo tanto se tiene la concentración final para cada intervalo de tiempo.
Tiempo (min) 0 5 8 10
[N2O5 ] 0.0210 0.0134 0.0103 0.0086

36. CONCENTRACIÓN Y
TIEMPO
Teniendo la concentración del N2O5 en cada intervalo de tiempo se puede determinar la ecuación de
velocidad para la reacción. Se supone que es de primer orden y se determina k para cada experiencia.
 Para t = 5 min
k = 0.0901min-
1
 Para t = 8 min k = 0.0892min-1
 Para t = 10
min
k = 0.0898min-1

37. CONCENTRACIÓN Y
TIEMPO
Los valores de k calculados resultan constantes y por lo tanto la reacción es de primer
orden. La constante de velocidad promedio es 0.0898 min-1
b)
Velocidad = 0.0898 min-1
[N2O5 ]
a) k = 0.0898 min-1
c) La velocidad promedio cuando hayan transcurrido los
10 min.
Velocidad promedio = 1.24x10-3
mol/L.min

38. CONCENTRACIÓN Y
TIEMPO
d) La velocidad de reacción cuando hallan transcurrido
20 min.
Velocidad = 0.0898 min-1 [N2O5 ]
Para calcular la velocidad de la reacción a los 20 min se debe conocer la concentración de
[N2O5] en ese tiempo.
ln[N2O5]20min = -0.0898min-1x20min + ln0.0210
ln[N2O5] = - kt +
ln[N2O5]o
ln[N2O5]20min = -5.66 ^[N2O5]20min = e-5.66 [N2O5]20min = 0.00348mol/L
Velocidad = 0.0898 min-1 x0.00348mol/L
Velocidad = 3.12x10-4
mol/L.min

39. CONCENTRACIÓN Y
TIEMPO
e) El tiempo transcurrido para que se consuma el 95% del
N2O5 .
t = 33 min
f) la vida media de la reacción.
k
t
693.0
2/1 
t1/2 = 7.7 min

40. CONCENTRACIÓN Y
TIEMPO
3. Para una reacción: A(g)  B(g) + C(g), que es de segundo orden, se encuentra que a 300 K la
presión total varía de 600 mm Hg a 663 mm Hg en 33 min. La reacción se realiza en un
recipiente a volumen constante y en el que inicialmente se introduce sólo el gas A. Calcular:
(a) la constante de velocidad; (b) la concentración de A que ha reaccionado al cabo de 60
min.
Para una reacción de segundo
orden:
Las presiones parciales de los componentes de una mezcla gaseosa son proporcionales a
las concentraciones relativas de esas especies, ya que.
PV = nRT
Al inicio de la reacción sólo hay un componente en el recipiente y por lo tanto la presión
inicial, que es
600 mm Hg corresponde a la presión de A antes de reaccionar que expresada en atm es:
600 mm Hg x

41. CONCENTRACIÓN Y
TIEMPO
Reemplazando
Al cabo de 33 min de reacción, parte de la sustancia A ha reaccionado transformándose en
B y C por lo tanto la presión final, 663 mm Hg corresponde a la presión que ejercen los 3
gases.
Ahora bien, se sabe que la presión del gas A debe disminuir durante este lapso, mientras
que las presiones de los productos deben aumentar. Como no se conoce en cuanto
varían las presiones parciales se puede expresar la variación de las presiones en función
de la relación estequiométrica de la ecuación química:
A(g)  B(g) +
C(g)
atm
Pₒ 0.789 0
0Reax. X X
X
P33min 0.789 - X X X

42. CONCENTRACIÓN Y
TIEMPO
La presión total en el recipiente corresponde a la suma de las presiones
parciales:
Ptotal = PA + PB +
PC
La presión total al cabo de 33 min resultó ser 663 mm Hg, que expresada
en atm es
663 mm Hg x
Reemplazando los
valores:
0.872 atm = (0.789 - X) + X + X
0.872 atm = 0.789 +
X
X = 0.872 – 0.789 = 0.083 atm
La presión parcial de A después de 33 min es
entonces:
PA = 0.789 - X PA = 0.789 – 0.083 = 0.706 atm PA = 0.706 atm

43. CONCENTRACIÓN Y
TIEMPO
Este valor se reemplaza entonces en:
Reemplazando en la ecuación de segundo orden:
k = 0.11 L .mol-1min-1
= 0.11 L mol-1min-1

44. CONCENTRACIÓN Y
TIEMPO
(b) la concentración de A que ha reaccionado al cabo de 60 min.
La concentración de A a los 60 min es:
[A]60min = 0.0265mol/L
Por lo tanto, la cantidad de A que ha reaccionado es:
[A]reac. = [A]ₒ - [A]60min [A]reac. = 0.0321mol/L -- 0.0265mol/L = 0.0056 mol/L
[A]reac. = 0.0056 mol/L