TRABAJO 2 FISICOQUIMICA..docx

TAREA 3_EQUILIBRIO Y CINÉTICA
PRESENTADO POR:
YULEIDIS ARIZA. 1081027796
YOSIMAR POLO. CÓD. 1043872480
TATIANA MORAN. COD. 1144190031
FABIAN GONZALEZ. COD. 1143858482
SERGIO MURILLAS CASTRO. COD. 1116448001
GRUPO:
201604_18
TUTORA:
LADY DIANA CASTAÑEDA
UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA (UNAD)
ESCUELA DE CIENCIAS BÁSICAS, TECNOLOGÍA E INGENIERÍA (ECBTI)
MAYO DE 2020

ANEXO 1
YULEIDIS ARIZA – Ejercicios 1
Número del ejercicio 1.2
Equilibrio químico y Ecuación de Van’t
Hoff
Nombre del estudiante
YULEIDIS ARIZA
Datos del ejercicio
CH₃ COOH
PM ácido acético= 60 g/mol
V = 21,43 cm3 = 2143 L
T1= 437 K
P = 101,9 Kpa = 1 atm
T2= 471 K
Masa 1 = 0.0463 g = 0.00077 moles
Masa 2 = 0.0380 g =0.00063 moles
Ecuación o ecuaciones a utilizar
𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇
𝐾𝑝 = 𝐾𝑐(𝑅𝑇)∆𝑛
𝐾𝑥 =
𝐾𝑐(𝑅𝑇)∆𝑛
𝑃
∆H = ∫ ∆Cp dT
T2
T1
∆S = ∫
∆Cp
T
dT
T2
T1
Solución numérica del ejercicio
Hallamos los moles del ácido acético, cuando fue evaporado en el recipiente sellado a
437 K
n =
𝑃𝑉
𝑅𝑇
=
(1 𝑎𝑡𝑚)( 0,02145 𝐿)
(0.08205
𝑎𝑡𝑚 𝑥 𝐿
𝑚𝑜𝑙 𝑥 𝐾
)(437 𝐾)
= 0,0006 moles
Hallamos los moles del ácido acético, cuando fue evaporado en el recipiente sellado a
471 K
n =
𝑃𝑉
𝑅𝑇
=
(1 𝑎𝑡𝑚)( 0,02145 𝐿)
(0.08205
𝑎𝑡𝑚 𝑥 𝐿
𝑚𝑜𝑙 𝑥 𝐾
)(437 𝐾)
= 0,00055 moles
Cálculo de Kc y Kp a 437 K
𝐾𝑐 =
0.029
0.026
= 1.12
Usando la ecuación que relaciona Kp y Kc, se reemplazan los datos y se despeja Kc

Donde ∆𝑛 = 0.00063 − 0.00060 = 0.00017
𝐾𝑝 = 1.28(0.08205𝑥437 𝐾)0.00017
𝐾𝑝 =1.28
Cálculo de Kx
Usando la ecuación que relaciona Kx y Kc, se reemplazan los datos
𝐾𝑥 =
𝑃
𝐾𝑥 =
1.28(0.08205𝑥437)0.00017
1 𝑎𝑡𝑚
𝐾𝑥 = 1.28
Cálculo de Kc y Kp a 471 K
𝐾𝑐 =
0.029
0.026
= 1.12
Donde ∆𝑛 = 0.00063 − 0.00055 = 0.00008
𝐾𝑝 = 1.12(0.08205𝑥471 𝐾)0.00008
𝐾𝑝 =1.12.
Cálculo de Kx
𝐾𝑥 =
𝑃
𝐾𝑥 =
1.12(0.08205𝑥471)0.00008
1 𝑎𝑡𝑚
𝐾𝑥 = 1.12
CÁLCULO DE ∆𝑯,∆𝑮 𝒀 ∆𝑺
Cálculo de ∆𝑮𝒓𝒙𝒏 a 437 K

∆Grxn = −RTLn(Kp)
∆Grxn = −0.08205 ∗ 437 ∗ Ln(1.28)
∆Grxn = −8.85
J
mol
Cálculo de ∆𝑮𝒓𝒙𝒏 a 471 K
∆Grxn = −0.08205 ∗ 471 ∗ Ln(1.28)
∆Grxn = −9.54
J
mol
Cálculo de la entalpía
Cambio de entalpía desde Temperatura de 437 K hasta 471 K
 Se calcula ∆𝑎, ∆𝑏, ∆𝑐
 Se reemplaza ∆𝒂, ∆𝒃, ∆𝒄 en la ecuación de ∆𝐶𝑝:
∆𝑪𝒑 = ∆𝒂 + ∆𝒃𝑻 + ∆𝒄𝑻𝟐
∆𝐶𝑝 = 3,203 + 0.57𝑇 + 0,04𝑇2
 Se reemplaza ∆𝐶𝑝 en la ecuación ∆𝑯:
∆𝑯 = ∫ ∆𝑪𝒑 𝒅𝑻
𝑻𝟐
𝑻𝟏
∆𝐻 = ∫ (3,203 + 0.57𝑇 + 0,04𝑇2) 𝑑𝑇
471 𝐾
437 𝐾
∆𝐻 = (3,203𝑇 + 0.57
𝑇2
2
+ 0,04
𝑇3
3
)
471𝐾
437𝐾
∆𝐻 = [3,203𝑥(471 − 437) +
0.57
2
(4712
− 4372) −
0,04
3
(4713
− 4373)]
∆𝐻 = 271541,4
𝐽
𝑘𝑔
= 271,54
𝑘𝐽
𝑘𝑔
 Cálculo de la entalpía total.
∆𝐻𝑇 = ∆𝐻°
+ ∆𝐻 = 0 + (271,54
𝑘𝐽
𝑘𝑔
) = 271,54
𝑘𝐽
𝑘𝑔

Cálculo de la entropía
 Cambio de entropía desde Temperatura de 298 K hasta 1500 K
 Se reemplaza ∆𝐶𝑝 en la ecuación ∆𝑺:
∆𝑺 = ∫
∆𝑪𝒑
𝑻
𝒅𝑻
𝑻𝟐
𝑻𝟏
∆𝑆 = ∫
(3,203 + 0.57𝑇 + 0,04𝑇2)
𝑇
𝑑𝑇
471 𝐾
437 𝐾
∆𝑆 = ∫ (
3,203
𝑇
+ 0,57 + 0,04𝑇)𝑑𝑇
471
437
∆𝑆 = [3,203ln(𝑇) + 0.57𝑇 + 0,04 𝑇2]437
471
∆𝑆 = 1265,6
𝐽
𝑘𝑔 𝐾
= 1,265
𝑘𝐽
𝑘𝑔𝐾
 Cálculo de la entalpía total en equilibrio.
∆𝑆𝑇 = ∆𝑆°
𝑓 + ∆𝑆 = 0 + 1,265
𝑘𝐽
𝑘𝑔𝐾
= 1,265
𝑘𝐽
𝑘𝑔𝐾
Aplicación del tema a su área de
profesión
El equilibrio químico es un indicador que
te permite determinar la cantidad de
producto que podrías obtener a una
determinada temperatura y velocidad
después de un lapso de tiempo, En la
industria cervecera es muy usada para
determinar el
tiempo y velocidad de la fermentación.
Ejercicio 2.2:

1. Los siguientes datos fueron tomados para la descomposición de trióxido de
dinitrógeno (compuesto que sirve para la síntesis de nitritos en la industria de
alimentos) a alguna temperatura fija:
t/s 0 184 526 867 1877
[N2O3] 2,33 2,08 1,67 1,36 0,72
Escribir la velocidad de reacción para cada compuesto. Determine el orden de la reacción
por método gráfico, la constante de velocidad, el tiempo medio y la molar concentración de
[N2O3] después de 5 h. ¿Que indica el orden de reacción en una reacción química? Para
realizar los cálculos tener en cuenta los siguientes datos. Además, exprese la constante de
velocidad y ley de velocidad en términos de presión parcial.
Número del ejercicio
2.2 - 1
YULEIDIS ARIZA
Datos del ejercicio
Datos de la cinética de la reacción
t (s) [N2O3]
0 2,33
184 2,08
526 1,67
867 1,36
1877 0,72
Reacción química
2N2O3 = 2N2 + 3O2
Ecuación o ecuaciones a
utilizar
𝐥𝐧𝑪𝑨 = 𝐥𝐧 𝑪𝑨𝒐 − 𝒌𝒕

A partir de la siguiente tabla se realiza el grafico de orden cero:
t (s) [N2O3]
0 2,33
184 2,08
526 1,67
867 1,36
1877 0,72
Ahora se realiza el grafico de orden uno a partir de la siguiente tabla, para ello debemos
el ln de la [N2O3]
t (s) Ln [N2O3]
0 0,84586827
184 0,73236789
526 0,51282363
867 0,3074847
1877 -0,32850407
Ca= -0,0008t + 2,2116
R² = 0,9706
0
0.5
1
1.5
2
2.5
0 500 1000 1500 2000
[N
203]
t(s)
Gráfico de orden Cero

Ahora se realiza el gráfico de orden dos, a partir de la siguiente tabla:
t (s) 1/[N2O3]
0 0,42918455
184 0,48076923
526 0,5988024
867 0,73529412
1877 1,38888889
Ln[N2O3] = -0,0006t + 0,846
R² = 1
-0.4
-0.2
0
0.2
0.4
0.6
0.8
1
0 500 1000 1500 2000
Ln
[N
203]
t(s)
Gráfico de Orden Uno

Según los gráficos obtenidos, se concluye que el orden de la reacción es uno, ya que
según los valores obtenidos del R2, el del gráfico para orden uno es el que mejor se ajusta
con un valor de 1.
Cálculo de la constante de velocidad de la reacción, K.
Cómo la reacción es de orden uno sigue la ecuación:
𝐥𝐧[𝑵𝟐𝑶𝟑] = 𝐥𝐧[𝑵𝟐𝑶𝟑] − 𝒌𝒕 ; ln[𝑁2𝑂3] = 0.846 − 0,0006𝑡
Por tanto, la constante de velocidad K, tiene un valor de 0,0006 min-1
Cálculo del tiempo medio de reacción, t1/2.
El cálculo del tiempo medio de reacción se obtiene reemplazando en la ecuación de la
cinética de la reacción, el valor de la concentración cuando esta se reduce a la mitad.
[𝑁2𝑂3]1/2 =
[𝑁2𝑂3]
2
=
2,33 𝑚𝑜𝑙/𝐿
2
= 1.17
𝑚𝑜𝑙
𝐿
Se reemplaza el valor de [N2O3]1/2, en la ecuación:
ln[𝑁2𝑂3] = 0,846 − 0,0006𝑡
ln(1,17) = 0,846 − 0,0006𝑡1/2
𝑙𝑛(1,17) − 0,846
−0,0006
= 𝑡1/2
𝑡1/2 = 1148,3 𝑠
1/ [N2O3]= 0,0005t+ 0,3691
R² = 0,9754
0
0.2
0.4
0.6
0.8
1
1.2
1.4
1.6
0 500 1000 1500 2000
1/[N
2O3]
t(s)
Gráfico de orden dos

Cálculo de la concentración de sacarosa después de 5 horas
Para conocer la concentración de sacarosa después de 5 horas se evalúa en la ecuación
obtenida el tiempo indicado, en minutos:
t = 5 h x 60
𝑚𝑖𝑛
ℎ
= 300 min; reemplazando:
ln[𝑁2𝑂3] = 0,846 − 0,0006𝑥300
ln[𝑁2𝑂3] = 0,666
[𝑁2𝑂3] = 𝑒0,666
= 1,95
𝑚𝑜𝑙
𝐿
Velocidad de reacción para cada compuesto.
N2O3: 𝒓 = −
𝒅[𝑵𝟐𝑶𝟑]
𝒅𝒕
𝑵𝒊𝒕𝒓𝒐𝒈𝒆𝒏𝒐, 𝑵 𝟐: 𝑟 =
𝑑[𝑵𝟐]
𝑑𝑡
𝑶𝒙𝒊𝒈𝒆𝒏𝒐, 𝑶𝟐: 𝑟 =
𝑑[𝑶𝟐]
𝑑𝑡
Ley de velocidad.
A continuación, se presenta la ley de velocidad de reacción expresada en función de la
concentración molar.
𝒓 = 𝑲[𝑵𝟐𝑶𝟑]𝒏
𝒓 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟎𝟔[𝑵𝟐𝑶𝟑]𝟏
Para expresar la ley de velocidad en términos de [ ], se debe pasar a g/g, multiplicando
por el peso molecular de la sacarosa y dividiendo entre la densidad de la solución:
𝒓 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟎𝟔[𝑵𝟐𝑶𝟑]𝟏
×
𝟕𝟔𝒈 𝑵𝟐𝑶𝟑
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝟐𝑶𝟑
×
𝟏 𝑳 𝒔𝒍𝒏
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒈 𝒔𝒍𝒏
𝒓 = 𝟒,𝟓𝟔 × 𝟏𝟎−𝟓[𝑵𝟐𝑶𝟑]𝟏
profesión
La Cinética Química determinará si una
reacción es lenta o rápida al estudiar los
factores que determinan la velocidad y el
mecanismo, conocer la cinética del proceso
químico permite conocer el tiempo
requerido para que la materia prima se
consuma o en su defecto para producir una

cantidad determinada de producto.
Número del ejercicio 3.2
Ecuaciones de velocidad química
Nombre del estudiante YULEIDIS
ARIZA
Datos del ejercicio
N2O Cl2 ri
0,3947368 0,05263158 3,94x10-3
0,1973684 0,05263158 1,97x10-3
0,3947368 0,01315789 1,97x10-3
𝒓𝒊 = 𝒌[𝑨]𝒎[𝑩]𝒏
Planteamos la ley de velocidad de forma general con los datos que tenemos
𝑟 = 𝑘[𝑁2 𝑂] 𝑎 [𝐶𝑙2] b
Cálculo del orden de reacción respecto al Cl2
Se toma 𝒌’ = 𝒌[𝑵𝟐𝑶]𝒎
, se reemplaza la expresión en la ecuación ri:
𝒓𝒊 = 𝒌′[𝑪𝑳𝟐]𝒏
Se linealiza la ecuación:
𝒍𝒏(𝒓𝒊) = 𝒍𝒏(𝒌′
)+ 𝒏𝑳𝒏(𝑪𝑳𝟐)
Se tabula Ln(ri) vs Ln(Cl2) y se gráfica:
K'=K(CL2)^m
Ln(CL2) Ln(ri)
-2,94443898 -5,53470614
-2,94443898 -6,22785333
-4,33073334 -6,22785333

Se obtiene la ecuación:
) + 𝒏𝑳𝒏(𝑵𝑶)
𝐿𝑛(𝑟𝑖) = 0.25𝐿𝑛(𝑁𝑂)− 5.1452
Según la ecuación el orden de reacción respecto a CL2 es 𝑛 = 0.25 ≈ 0.5
Cálculo del orden de reacción respecto al N2O
Se toma 𝒌′
′ = 𝒌[𝑪𝑳𝟐]𝒏
𝒓𝒊 = 𝒌′′[𝑵𝟐𝑶]𝒎
𝒍𝒏(𝒓𝒊) = 𝒍𝒏(𝒌′′
) + 𝒎𝑳𝒏(𝑵𝟐𝑶)
Se tabula Ln(ri) vs Ln(H2) y se gráfica:
K'=K(N2O)^N
Ln (N20) Ln (ri)
-0,92953596 -5,53470614
-1,62268314 -6,22785333
-0,92953596 -6,22785333
Ln(ri)= 0,25Ln(CL2) - 5,1452
R² = 0,25
-6.3
-6.2
-6.1
-6
-5.9
-5.8
-5.7
-5.6
-5.5
-5 -4 -3 -2 -1 0
Ln(ri)
Ln(LC2)
Ln(ri)

) + 𝒎𝑳𝒏(𝑵𝟐𝑶)
𝐿𝑛(𝑟𝑖) = 0.5𝐿𝑛(𝑁2𝑂)− 5.4165
Según la ecuación el orden de reacción respecto a N2O es m= 0.5 =1
Ecuación de la velocidad de reacción
Se reemplazan los órdenes de reacción en la ecuación de velocidad
𝒓𝒊 = 𝒌[𝑵𝟐𝑶]𝒎[𝑪𝑳𝟐]𝒏
𝒓𝒊 = 𝒌[𝑵𝟐𝑶]𝟏[𝑪𝑳𝟐]𝟏/𝟐
Se reemplazan datos de 𝑟𝑖 = 1,97𝐸 − 3, [𝑁2𝑂] = 0,20 [𝐶𝐿2] = 0,05
𝟏,𝟗𝟕𝑬 − 𝟑 = 𝒌[𝟎,𝟐𝟎]𝟏[𝟎,𝟎𝟓]𝟏/𝟐
𝒌 = 𝟖,𝟖 𝑿 𝟏𝟎 − 𝟓 𝒎𝒐𝒍−𝟐
𝑳−𝟐
𝒔−𝟏
Respuesta
El orden de reacción total de la reacción es n+m= 2
La constante cinética K, de la reacción es 0,384𝑴−𝟐
𝒔−𝟏
La ley de velocidad de la reacción es
𝒓𝒊 = 𝟖.𝟖𝑿𝟏𝟎 − 𝟓[𝑵𝟐𝑶]𝟏[𝑪𝑳𝟐]𝟏/𝟐
Según la ley de velocidad el orden de reacción respecto al N2O es 1 y respecto al CL2 es
0.5.
Aplicación del tema a su área de Es importante en la industria para hacer
Ln(ri) = 0,5Ln(N2O) - 5,4165
R² = 0,25
-6.3
-6.2
-6.1
-6
-5.9
-5.8
-5.7
-5.6
-5.5
-2 -1.5 -1 -0.5 0
Ln
(ri)
Ln(N2O)
Ln (ri)

Ejercicio 4.2:
1. Las constantes de velocidad experimentales para la reacción descrita por:
N2O5(g) → 2NO2(g) + 1/2O2(g)
A varias temperaturas se tabulan a continuación.
T/K 273 298 308 318 328 338
k/105 s-1 0,0787 3,46 13,5 49,8 150 487
Determine para la reacción de degradación del contaminante industrial los valores de los
parámetros A, Ea y funciones de estado de intermediarias o de transición. Indique si el
valor determinado propone un estado de transición o un estado intermediario. ¿Cuál es el
valor de la constante cinética 285 K y 390 K? ¿La temperatura favorece la reacción?,
proponer la ley de velocidad para la reacción?
4.2 - 1
YULEIDIS ARIZA
Datos del ejercicio
T(K) K/105 s-1
273 7870
298 3.46x105
308 13.5x105
318 49.8x105
328 15x106
338 48.7x106
Ecuación de Arrhenius (linealización)
𝐿𝑛(𝐾) = 𝐿𝑛(𝐴) −
𝐸𝑎
𝑅
×
1
𝑇
Se realiza la gráfica para hallar Arrhenius, para ello se realiza la tabulación de 1/T y
profesión aproximaciones tanto de la constante
cinética como del orden de reacción.

Ln(K)
T(K) K ( s-1
1/T Ln (K)
273 7870 0,003663 8,97081334
298 346000 0,0033557 12,7541941
308 1350000 0,00324675 14,1156152
318 4980000 0,00314465 15,4209404
328 15000000 0,00304878 16,5235608
338 48700000 0,00295858 17,7011896
A partir de la ecuación de Arrhenius linealizada:
𝐸𝑎
𝑅
×
1
𝑇
𝐿𝑛(𝐾) = 54,299 − 12376 ×
1
𝑇
Teniendo en cuenta que la constante R= 8,314, Se realiza el cálculo de Ea:
𝐸𝑎
8,314
= 12376 → 𝐸𝑎 = 102894,1
𝐽
𝑚𝑜𝑙
Ahora calculamos A:
𝐿𝑛(𝐴) = 54,299
𝐴 = 𝑒54,299
= 3.81 𝑥 1023
𝑠−1
¿Cuál es el valor de la constante cinética 285 K y 390 K?
Se realiza el cálculo, con 285 K:
Ln(K)= -12376(1/T) + 54,299
R² = 0,9999
0
5
10
15
20
0 0.001 0.002 0.003 0.004
Ln
(K)
1/T
Linealización de Arrhenius

𝐾 = 𝐴𝑒
−𝐸𝑎
𝑅𝑇 = 3,81 × 1023
𝑒
−102894 ,1
8,314 ×285
𝐾 = 52707.32 𝑠−1
Se realiza el cálculo, con 390 K:
𝐾 = 𝐴𝑒
−𝐸𝑎
𝑅𝑇 = 3,81 × 1023
𝑒
−102894 ,1
8,314×390
𝐾 = 6299536473.4𝑠−1
¿La temperatura favorece la reacción?,
Las temperaturas de 285 K y 390 K, favorecen la reacción porque el valor de la constante
cinética K aumenta.
Ley de velocidad de reacción
𝒓 = 𝒌[𝑵𝟐𝑶𝟓]𝟏
profesión
Es importante en la industria conocer la
temperatura que favorece al proceso, es
decir la cinética de la reacción.

YOSIMAR POLO – Ejercicios 2
EJERCICIO 1.2 EQUILIBRIO QUÍMICO Y ECUACIÓN DE VAN’T HOFF
En un recipiente sellado se agrega 0.300 mol de H2(g), 0.400 mol de I2(g) y 0.200 mol de
HI(g) (catalizador en la síntesis de ácido acético en el proceso Cativa) a 870 K y una
presión total de 1.00 bar. Calcule las cantidades de los componentes en la mezcla en
equilibrio dado que Kp = 870 para la reacción. Además, determine el Kx y Kc a esta
temperatura. Asimismo, determine el valor de la entalpia, entropía y energía libre de Gibbs
para ambas temperaturas. ¿Qué se puede concluir de los valores de las constantes y las
funciones de estado termodinámicas?
Tema y Número del ejercicio:
Ejercicio 2 Equilibrio químico y
Ecuación de Van’t Hoff
YOSIMAR POLO
Datos del ejercicio
Reacción química
𝑯𝟐(𝒈)+ 𝑰𝟐(𝒈) → 𝟐𝑯𝑰(𝒈)
 0,3 mol de H2
 0,4 mol de I2
 0,2 mol de HI
 Kp=870
 T=870 K
 P=1 bar
𝐾𝑐 =
𝐾𝑝
(𝑅𝑇)0
=
𝐾𝑝
1
𝐾𝑥 =
𝑃
𝐾𝑐 =
[𝐻𝐼]2
[𝐻2][𝐼2]
∆𝐺𝑟𝑥𝑛 = −𝑅𝑇𝐿𝑛(𝐾𝑝)
∆𝐻 = ∫ ∆𝐶𝑝 𝑑𝑇
𝑇2
𝑇1
∆𝑆 = ∫
∆𝐶𝑝
𝑇
𝑑𝑇
𝑇2
𝑇1

Cálculo de Kc
𝐾𝑐 =
𝐾𝑝
(𝑅𝑇)∆𝑛
Donde ∆𝑛 = 2 − 1 − 1 = 0
𝐾𝑐 =
𝐾𝑝
(𝑅𝑇)0
=
𝐾𝑝
1
𝐾𝑐 = 𝐾𝑝 = 870
Cálculo de Kx
𝐾𝑥 =
𝑃
Donde ∆𝑛 = 2 − 1 − 1 = 0
𝐾𝑥 =
𝐾𝑐(𝑅𝑇)0
𝑃
=
𝐾𝑐
𝑃
𝐾𝑥 =
870
1 𝑎𝑡𝑚
= 870
Cálculo de las cantidades de cada compuesto en el equilibrio
H2 I2 HI
Inicial (moles) 0,3 0,4 0,2
Gastado (moles) x x 0
Formado (moles) 0 0 2x
Equilibrio (moles) 0,3-x 0,4-x 0,2+2x
[𝑯𝟐] =
𝟎,𝟑 − 𝒙
𝑽
[𝑰𝟐] =
𝟎,𝟒 − 𝒙
𝑽
[𝑯𝑰] =
𝟎,𝟐 + 𝟐𝒙
𝑽
Teniendo en cuenta la fórmula de Kc:

𝐾𝑐 =
[𝐻𝐼]2
[𝐻2][𝐼2]
870 =
[
0,2 + 2𝑥
𝑉
]
2
[
0,3 − 𝑥
𝑉
][
0,4 − 𝑥
𝑉
]
870 =
0,04 + 0,8𝑥 + 4𝑥2
𝑉2
0,12 − 0,3𝑥 − 0,4𝑥 + 𝑥2
𝑉2
870 =
0,04 + 0,8𝑥 + 4𝑥2
0,12 − 0,7𝑥 + 𝑥2
104,4 − 609𝑥 + 870𝑥2
= 0,04 + 0,8𝑥 + 4𝑥2
866𝑥2
− 609,8𝑥 + 104,36 = 0
𝑥1 = 0,41 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 ; 𝑥2 = 0,29 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
La respuesta correcta para x es 0,29 moles, ya que con 0,41 moles al reemplazarlo para
calcular la cantidad de hidrógeno se obtiene un valor negativo, lo cual no es lógico, pues
no existe moles negativos.
Se reemplaza el valor de x para cada compuesto en el equilibrio:
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻2 = 0,3 − 𝑥 = 0,3 − 0,29 = 0,01 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻2
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐼2 = 0,4 − 𝑥 = 0,4 − 0,29 = 0,11 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐼2
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝐼 = 0,2 + 2𝑋 = 0,2 + 0,29 × 2 = 0,78 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝐼
CÁLCULO DE ∆𝑯,∆𝑮 𝒀 ∆𝑺
Cálculo de ∆𝑮𝒓𝒙𝒏
∆𝑮𝒓𝒙𝒏 = −𝑹𝑻𝑳𝒏(𝑲𝒑)
∆𝑮𝒓𝒙𝒏 = −𝟖,𝟑𝟏𝟒 ∗ 𝟖𝟕𝟎 ∗ 𝑳𝒏(𝟖𝟕𝟎)
∆𝑮𝒓𝒙𝒏 = −𝟒𝟖𝟗𝟓𝟕,𝟕
𝑱
𝒎𝒐𝒍
Cálculo de la entalpía

 Cambio de entalpía desde Temperatura de 298 K hasta 870 K
 Se calcula ∆𝑎, ∆𝑏, ∆𝑐
∆𝑎 = (3.79 − 0,006268)− (2𝑥 − 0,6418) = 5,067
∆𝑏 = (329,8𝑥10−3
+ 51,87𝑥10−3) − (2 × 7,739𝑥10−3) = 0,366
∆𝑐 = (12170,9𝑥10−6
− 105,4𝑥10−6) − (2 × −26,55𝑥10−6) = 0,012
 Se reemplaza ∆𝒂, ∆𝒃, ∆𝒄 en la ecuación de ∆𝐶𝑝:
∆𝑪𝒑 = ∆𝒂 + ∆𝒃𝑻 + ∆𝒄𝑻𝟐
∆𝐶𝑝 = 5,067 + 0.366𝑇 + 0,012𝑇2
 Se reemplaza ∆𝐶𝑝 en la ecuación ∆𝑯:
∆𝑯 = ∫ ∆𝑪𝒑 𝒅𝑻
𝑻𝟐
𝑻𝟏
∆𝐻 = ∫ (5,067 + 0.366𝑇 + 0,012𝑇2) 𝑑𝑇
870 𝐾
298 𝐾
∆𝐻 = (5,067𝑇 + 0.366
𝑇2
2
+ 0,012
𝑇3
3
)
1500𝐾
298𝐾
∆𝐻 = [5,06𝑥(870 − 298) +
0.02112
2
(8702
− 2982) −
0,012
3
(8703
− 2983)]
∆𝐻 = 2653317
𝐽
𝑘𝑔
= 2653,3
𝑘𝐽
𝑘𝑔
 Cálculo de la entalpía total.
∆𝐻𝑇 = ∆𝐻°
+ ∆𝐻 = 0 + (2653,3
𝑘𝐽
𝑘𝑔
) = 2653,3
𝑘𝐽
𝑘𝑔
Cálculo de la entropía
 Cambio de entropía desde Temperatura de 298 K hasta 1500 K
 Se reemplaza ∆𝐶𝑝 en la ecuación ∆𝑺:
∆𝑺 = ∫
∆𝑪𝒑
𝑻
𝒅𝑻
𝑻𝟐
𝑻𝟏
∆𝑆 = ∫
(5,067 + 0.366𝑇 + 0,012𝑇2)
𝑇
𝑑𝑇
870 𝐾
298 𝐾
∆𝑆 = ∫ (
5,067
𝑇
+ 0,366 + 0,012𝑇)𝑑𝑇
870
298

∆𝑆 = [5,067ln(𝑇) + 0.366𝑇 + 0,012 𝑇2]298
370
∆𝑆 = 4223,3
𝐽
𝑘𝑔 𝐾
= 4,223
𝑘𝐽
𝑘𝑔𝐾
 Cálculo de la entalpía total en equilibrio.
∆𝑆𝑇 = ∆𝑆°
𝑓 + ∆𝑆 = 0 + 4,223
𝑘𝐽
𝑘𝑔𝐾
= 4,223
𝑘𝐽
𝑘𝑔𝐾
profesión
El equilibrio químico es útil para
maximizar la producción en una reacción
química, por ejemplo en el campo de
farmacología se ha logrado revolucionar
con nuevos medicamentos y más eficaces,
en
el campo de la medicina se ha logrado
maximizar los productos resultantes de la
reacción de un medicamento al entrar a un
organismo, se encuentra también que para
las operaciones al corazón, se altera el
equilibrio químico disminuyendo la
temperatura a unos 4°C para que los
procesos metabólicos sean más lentos y así
minimizar los daños producidos a los
tejidos.
EJERCICIO 2.2 VELOCIDADES Y ÓRDENES DE REACCIÓN QUÍMICA
2. Los siguientes datos se obtuvieron sobre la velocidad de hidrólisis de la sacarosa (azúcar
utilizado en la industria de alimentos) al 17% en 0,099 mol/L de solución acuosa de HCl a
35 °C: Tabla punto 2 datos de la cinética de reacción.
Escribir la velocidad de reacción para cada compuesto. Determine el orden de la reacción
por método gráfico, la constante de velocidad, el tiempo medio y la molar concentración de
sacarosa después de 7 h. ¿Que indica el orden de reacción en una reacción química? Para
realizar los cálculos tener en cuenta los siguientes datos. Además, exprese la constante de
velocidad y ley de velocidad en términos de del porcentaje masa a masa.
Ejercicio 2 Velocidades y órdenes de
reacción química
YOSIMAR POLO
Datos del ejercicio
Datos de la cinética de la reacción
 Reacciones de orden cero.

Tiempo
(min)
Concentración
sacarosa %(m/m)
0 100
9.82 96.5
59.6 80.3
93.16 71
142.9 59.1
294.8 32.8
589.4 11.1
Reacción química.
Condición inicial de la sacarosa en t=0, está
completa: 100%, pero al 17% en la solución
acuosa.
Densidad de la solución:
𝜌𝑠𝑙𝑛 ≈ 𝜌𝐻2𝑂 = 1000
𝑔
𝐿
Peso molecular de la sacarosa:
342,3
𝑔
𝑚𝑜𝑙
𝑪𝑨 = 𝑪𝑨𝒐 − 𝒌𝒕
 Reacciones de orden uno. 𝐥𝐧𝑪𝑨 =
𝐥𝐧𝑪𝑨𝒐 − 𝒌𝒕
 Reacciones de orden dos.
𝟏
𝑪𝑨
=
𝟏
𝑪𝑨𝒐
+ 𝒌𝒕
Gráficos de cada orden para la cinética de la reacción.
 Se pasan los datos de concentración de sacarosa en %m/m a concentración molar.
Además, el porcentaje m/m tabulado se multiplica por el 17%, que equivale a la
condición de la sacarosa en la disolución; de esta forma el cálculo de Ca se obtiene
de la siguiente manera:
𝑪𝒂 = 𝟎, 𝟏𝟕 × (%
𝒎
𝒎
) ×
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒔𝒂𝒄𝒂𝒓𝒐𝒔𝒂
𝟑𝟒𝟐,𝟑 𝒈 𝒔𝒂𝒄𝒂𝒓𝒐𝒔𝒂
×
tiempo (min),
t
Concentración molar,
Ca
0 0.49664
9.82 0.47926
𝑪𝟏𝟐𝑯𝟐𝟐𝑶𝟏𝟏 + 𝑯𝟐𝑶 → 𝑪𝟔𝑯𝟏𝟐𝑶𝟔 + 𝑪𝟔𝑯𝟏𝟐𝑶𝟔
Sacarosa + agua → Fructosa + Glucosa

59.6 0.39880
93.16 0.35261
142.9 0.29351
294.8 0.16290
589.4 0.05513
 Gráfico de orden cero.
TABLA GRÁFICO ORDEN CERO
tiempo (min),
t
Concentración molar,
Ca
0 0.49664
9.82 0.47926
59.6 0.39880
93.16 0.35261
142.9 0.29351
294.8 0.16290
589.4 0.05513
 Gráfico de orden uno.
TABLA GRÁFICO ORDEN
UNO
tiempo (min) Ln(Ca)
0 -0.6999
9.82 -0.7355
Ca = -0.0007t + 0.4461
R² = 0.9168
0.00000
0.10000
0.20000
0.30000
0.40000
0.50000
0.60000
0 100 200 300 400 500 600 700
Concentración
de
sacarosa
(mol/L)
Tiempo (min)
1. Gráficoparaordencero

59.6 -0.9193
93.16 -1.0424
142.9 -1.2258
294.8 -1.8146
589.4 -2.8981
 Gráfico de orden dos.
TABLA GRÁFICO ORDEN
DOS
tiempo (min) 1/Ca
0 2.0135
9.82 2.0866
59.6 2.5075
93.16 2.8360
142.9 3.4070
294.8 6.1388
589.4 18.1399
Ln(Ca) = -0.0038t - 0.6949
R² = 0.9998
-3.5000
-3.0000
-2.5000
-2.0000
-1.5000
-1.0000
-0.5000
0.0000
0 100 200 300 400 500 600 700
Ln(Ca)
Tiempo (min)
2. Gráficoordenuno

Según los gráficos obtenidos, se concluye que el orden de la reacción es uno, ya que
según los valores obtenidos del R2, el del gráfico para orden uno es el que mejor se ajusta
con un valor de 0,9998.
Cálculo de la constante de velocidad de la reacción, K.
Cómo la reacción es de orden uno sigue la ecuación:
𝐥𝐧 𝑪𝑨 = 𝐥𝐧𝑪𝑨𝒐 − 𝒌𝒕 ; ln 𝐶𝐴 = −0,6949 − 0,0038𝑡
Por tanto, la constante de velocidad K, tiene un valor de 0,0038 min-1
Cálculo del tiempo medio de reacción, t1/2.
El cálculo del tiempo medio de reacción se obtiene reemplazando en la ecuación de la
cinética de la reacción, el valor de la concentración cuando esta se reduce a la mitad.
𝐶𝑎1/2 =
𝐶𝑎𝑜
2
=
0,4966 𝑚𝑜𝑙/𝐿
2
= 0,2483
𝑚𝑜𝑙
𝐿
Se reemplaza el valor de Ca1/2, en la ecuación:
ln𝐶𝐴 = −0,6949 − 0,0038𝑡
ln(0,2483) = −0,6949 − 0,0038𝑡1/2
𝑙𝑛(0,2483)+ 0,6949
−0,0038
= 𝑡1/2
𝑡1/2 = 183,74 𝑚𝑖𝑛
1/Ca = 0.0139t + 1.7701
R² = 0.9709
0.0000
2.0000
4.0000
6.0000
8.0000
10.0000
12.0000
14.0000
16.0000
18.0000
20.0000
0 100 200 300 400 500 600 700
1/Ca
Tiempo (min)
3. Gráficoordendos

Cálculo de la concentración de sacarosa después de 7 horas
Para conocer la concentración de sacarosa después de 7 horas se evalúa en la ecuación
obtenida el tiempo indicado, en minutos:
t = 7 h x 60
𝑚𝑖𝑛
ℎ
= 420 min; reemplazando:
ln 𝐶𝐴 = −0,6949 − 0,0038𝑥420
ln 𝐶𝐴 = −2,2909
𝐶𝐴 = 𝑒−2,2909
= 0,1012
𝑚𝑜𝑙
𝐿
Velocidad de reacción para cada compuesto.
𝑺𝒂𝒄𝒂𝒓𝒐𝒔𝒂, 𝑪𝟏𝟐𝑯𝟐𝟐𝑶𝟏𝟏: 𝑟 = −
𝑑[𝑪𝟏𝟐𝑯𝟐𝟐𝑶𝟏𝟏]
𝑑𝑡
𝑨𝒈𝒖𝒂, 𝑯𝟐𝑶 : 𝑟 = −
𝑑[𝑯𝟐𝑶 ]
𝑑𝑡
𝑭𝒓𝒖𝒄𝒕𝒐𝒔𝒂, 𝑪𝟔𝑯𝟏𝟐𝑶𝟔: 𝑟 =
𝑑[𝑪𝟔𝑯𝟏𝟐𝑶𝟔]
𝑑𝑡
𝑮𝒍𝒖𝒄𝒐𝒔𝒂, 𝑪𝟔𝑯𝟏𝟐𝑶𝟔: 𝑟 =
𝑑[𝑪𝟔𝑯𝟏𝟐𝑶𝟔]
𝑑𝑡
Ley de velocidad.
A continuación, se presenta la ley de velocidad de reacción expresada en función de la
concentración molar.
𝒓 = 𝑲[𝑪𝟏𝟐𝑯𝟐𝟐𝑶𝟏𝟏]𝒏
𝒓 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟑𝟖[𝑪𝟏𝟐𝑯𝟐𝟐𝑶𝟏𝟏]𝟏
Para expresar la ley de velocidad en términos de %m/m, se debe pasar a g/g, multiplicando
por el peso molecular de la sacarosa y dividiendo entre la densidad de la solución:
𝒓 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟑𝟖[𝑪𝟏𝟐𝑯𝟐𝟐𝑶𝟏𝟏]𝟏
×
𝟑𝟒𝟐,𝟑 𝒈 𝒔𝒂𝒄𝒂𝒓𝒐𝒔𝒂
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒔𝒂𝒄𝒂𝒓𝒐𝒔𝒂
×
𝒓 = 𝟏, 𝟑𝟎𝟏 × 𝟏𝟎−𝟑[𝑪𝟏𝟐𝑯𝟐𝟐𝑶𝟏𝟏]𝟏
Significado del orden de reacción.
El orden del a reacción indica la relación que guarda la velocidad de consumo de un

reactivo con la concentración del mismo.
profesión
En distintas áreas de la industria donde
interviene una reacción química, por
ejemplo, en la industria de la cerveza,
conocer la cinética del proceso químico
permite conocer el tiempo requerido para
que la materia prima se consuma o en su
defecto para producir una cantidad
determinada de producto. Por lo anterior,
conocer la velocidad de fermentación de la
cerveza, permite establecer el tiempo
mínimo requerido para obtener un grado de
alcohol deseado.
EJERCICIO 3.2 ECUACIONES DE VELOCIDAD QUÍMICA.
Se recopilaron los siguientes datos para la reacción entre hidrógeno y óxido nítrico
(alternativa de producción de agua como combustible limpio) a 700 ° C:
Ejercicio 2. Ecuaciones de velocidad
química
YOSIMAR POLO
Datos del ejercicio
(H2) (NO) ri
0.01 0.025 2.40E-06
0.005 0.025 1.20E-06
0.01 0.0125 6.00E-07
𝒓𝒊 = 𝒌[𝑨]𝒎[𝑩]𝒏
Se plantea la ecuación de velocidad de reacción:
𝒓𝒊 = 𝒌[𝑯𝟐]𝒎[𝑵𝑶]𝒏
Cálculo del orden de reacción respecto al NO
Se toma 𝒌’ = 𝒌[𝑯𝟐]𝒎
𝒓𝒊 = 𝒌′[𝑵𝑶]𝒏

)+ 𝒏𝑳𝒏(𝑵𝑶)
Se tabula Ln(ri) vs Ln(NO) y se gráfica:
K'=K(H2)^m
Ln(NO) Ln(ri)
-3.68888 -12.94004
-3.68888 -13.63319
-4.38203 -14.32634
)+ 𝒏𝑳𝒏(𝑵𝑶)
𝐿𝑛(𝑟𝑖) = 1,5𝐿𝑛(𝑁𝑂) − 7,7533
Según la ecuación el orden de reacción respecto a NO es 𝑛 = 1,5 ≈ 2
Cálculo del orden de reacción respecto al H2
Se toma 𝒌′
′ = 𝒌[𝑵𝑶]𝒏
𝒓𝒊 = 𝒌′′[𝑯𝟐]𝒎
Ln(ri) = 1.5ln(NO) - 7.7533
R² = 0.75
-14.40000
-14.30000
-14.20000
-14.10000
-14.00000
-13.90000
-13.80000
-13.70000
-13.60000
-13.50000
-4.50000 -4.40000 -4.30000 -4.20000 -4.10000 -4.00000 -3.90000 -3.80000 -3.70000 -3.60000
Ln(ri)
Ln(NO)
ln(ri) vs ln(NO)

) + 𝒎𝑳𝒏(𝑯𝟐)
Se tabula Ln(ri) vs Ln(H2) y se gráfica:
K'=K(NO)^N
Ln(H2) Ln(ri)
-4.605 -12.940
-5.298 -13.633
-4.605 -14.326
) + 𝒎𝑳𝒏(𝑯𝟐)
𝐿𝑛(𝑟𝑖) = 1𝐿𝑛(𝐻2)− 7,7533
Según la ecuación el orden de reacción respecto a NO es m=1
Ecuación de la velocidad de reacción
Se reemplazan los órdenes de reacción en la ecuación de velocidad
𝒓𝒊 = 𝒌[𝑯𝟐]𝒎[𝑵𝑶]𝒏
𝒓𝒊 = 𝒌[𝑯𝟐]𝟏[𝑵𝑶]𝟐
Se reemplazan datos de 𝑟𝑖 = 1,2𝐸 − 6, [𝐻2] = 0,005 [𝑁𝑂] = 0,025
𝟏,𝟐𝑬 − 𝟔 = 𝒌[𝟎,𝟎𝟎𝟓]𝟏[𝟎,𝟎𝟐𝟓]𝟐
y = 1x - 8.3349
R² = 1
-13.700
-13.600
-13.500
-13.400
-13.300
-13.200
-13.100
-13.000
-12.900
-5.400 -5.300 -5.200 -5.100 -5.000 -4.900 -4.800 -4.700 -4.600 -4.500
Ln(ri)
Ln(H2)
Ln(ri) vs Ln(H2)

𝒌 = 𝟎,𝟑𝟖𝟒 𝑴−𝟐
𝒔−𝟏
𝒌 = 𝟎,𝟑𝟖𝟒 𝒎𝒐𝒍−𝟐
𝑳−𝟐
𝒔−𝟏
Respuesta
El orden de reacción total de la reacción es n+m=3
La constante cinética K, de la reacción es 0,384𝑴−𝟐
𝒔−𝟏
La ley de velocidad de la reacción es
𝒓𝒊 = 𝟎, 𝟑𝟖𝟒[𝑯𝟐]𝟏[𝑵𝑶]𝟐
Según la ley de velocidad el orden de reacción respecto al H2 es 1 y respecto al NO es 2.
profesión
El método de velocidades iniciales de
reacción es práctico para determinar la
cinética de reacción en un proceso
químico, bajo varios experimentos, por lo
que en la industria esto es más conveniente
para hacer aproximaciones tanto de la
constante cinética como del orden de
reacción.
EJERCICIO 4.2 DEPENDENCIA DE LA TEMPERATURA CON LA VELOCIDAD
DE REACCIÓN
2. Las constantes de velocidad experimentales para la hidrólisis de 2-cloroctano, se
muestran a continuación a varias temperaturas se tabulan a continuación. Tabla del punto
2.
Determine los valores de los parámetros A, Ea y funciones de estado de intermediarias o de
transición. Indique si el valor determinado propone un estado de transición o un estado
intermediario. ¿Cuál es el valor de la constante cinética 40 °C y 100 °C? ¿La temperatura
favorece la reacción?, proponer la ley de velocidad para la reacción.
Ejercicio 2. Dependencia de la
temperatura con la velocidad de reacción
Nombre del estudiante:
YOSIMAR POLO
Datos del ejercicio
T (ºC) K (s-1)
0 1,06 × 10−5
25 3,19 × 10−4
35 9,86 × 10−4
Ecuación de Arrhenius (linealización)
𝐸𝑎
𝑅
×
1
𝑇

45 2,92 × 10−3
Gráfica para hallar Arrhenius.
 Se realiza tabulación de 1/T y Ln(K)
T (K) K (s-1) 1/T Ln(K)
273 1.06E-05 0.003663 -11.45466
298 3.19E-04 0.0033557 -8.05032
308 9.86E-04 0.00324675 -6.92185
318 2.92E-03 0.00314465 -5.83617
 Se grafica Ln(K) vs 1/T
Teniendo en cuenta la ecuación de Arrhenius linealizada se obtiene que:
𝐸𝑎
𝑅
×
1
𝑇
𝐿𝑛(𝐾) = 28,317 − 10852 ×
1
𝑇
Se calcula Ea:
𝐸𝑎
8,314
= 10852 → 𝐸𝑎 = 90223,5
𝐽
𝑚𝑜𝑙
Ln(K) = -10852(1/T) + 28.317
R² = 0.9998
-12.00000
-11.00000
-10.00000
-9.00000
-8.00000
-7.00000
-6.00000
-5.00000
0.003 0.0031 0.0032 0.0033 0.0034 0.0035 0.0036 0.0037
Ln(K)
1/T
Linealización de Arrhenius

Se calcula A:
𝐿𝑛(𝐴) = 28,317
𝐴 = 𝑒28,317
= 1,986 × 1012
𝑠−1
Se calcula K en 40ºC (313 K)
𝐾 = 𝐴𝑒
−𝐸𝑎
𝑅𝑇 = 1,986 × 1012
𝑒
−90223,5
8,314×313
𝐾 = 1,7402 × 10−3
𝑠−1
Se calcula K en 100ºC (373 K)
𝐾 = 𝐴𝑒
−𝐸𝑎
𝑅𝑇 = 1,986 × 1012
𝑒
−90223,5
8,314×373
𝐾 = 0,4599 𝑠−1
Las temperaturas de 40ºC y 100ºC, favorecen la reacción porque el valor de la
constante cinética K aumenta.
Ley de velocidad de reacción
𝒓 = 𝒌[𝟐 − 𝒄𝒍𝒐𝒓𝒐𝒄𝒕𝒂𝒏𝒐]𝟏
Estado de la reacción
-A 40ºC la reacción se ve favorecida hacia los reactivos
-A 100ºC se observa que la reacción, aunque favorece en dirección a la formación de
reactivos, se encuentra cerca al estado de transición
profesión
La ecuación de Arrhenius es útil en la
industria para conocer cuál es la
temperatura que favorece la cinética de la
reacción, es decir la temperatura a la cual
se transforman de forma más rápida los
reactivos en productos.

TATIANA MORAN – Ejercicios 3
Ejercicio 1. Equilibrio químico y Ecuación de Van’t Hoff.
1.2 - 3
TATIANA MORAN
Datos del ejercicio
3. La disociación de I2 (elemento
que se encuentra
principalmente en Mariscos,
moluscos, pescados azules,
conservas de pescado, entre
otros) se puede controlar
midiendo la presión total, en el
análisis se encontró estos tres
conjuntos de resultados:
T/K 973 1073 1173
100p/atm 6,244 7,500 9,181
104nI 2,4709 2,4555 2,4366
Donde nI es la cantidad de átomos I
por mol de moléculas I2 en la mezcla,
que ocupa 342.68 cm3. Calcule Kp,
Kx y Kc, a la temperatura media.
Asimismo, determine el valor de la
entalpia, entropía y energía libre de
Gibbs para ambas temperaturas.
¿Qué se puede concluir de los valores
de las constantes y las funciones de
estado termodinámicas?
utilizar
Kp = Kc(RT)∆n
Kc =
Kp
(RT)0
=
Kp
1
Kx =
Kc(RT)∆n
P
Kc =
[HI]2
[H2][I2]
∆H = ∫ ∆Cp dT
T2
T1
∆S = ∫
∆Cp
T
dT
T2
T1

I2(g) → 2I(g)
I2 → 2I
Ci nl 0
Trxn -x 2x
Teq Nl-X 2x
Átomos a moles.
1mol I2 → 6,022X1023
atomos de I
2.4709x104
atomos de I → 1.48x1028
mol de I2
I2 mol → 2I
Ci 1 0
Trxn −7.4𝑥1027
2(7.4𝑥1027
)
Teq −7.4𝑥1027
1.48𝑥1028
1.48x1028
mol de I2 = 2x
1.48x1028
mol de I2
2
= x
x = 7.4x1027
mol de I2 → moles totales
x I2 =
7.4x1027
7.4x1027
= 1
x 2I =
1.48x1028
7.4x1027
= 2
Kx =
22
1
= 4
I2 mol → 2I
Ci 1 0
Trxn −7.35x1027
2(7.35x1027
)
Teq −7.35x1027
1.47x1028
2.4555x104
atomos de I → 1,47x1028
mol de I2

1.47x1028
mol de I2 = 2x
1.47x1028
mol de I2
2
= x
x = 7.35x1027
x I2 =
7.35x1027
7.35x1027
= 1
x 2I =
1.47x1028
7.35x1027
= 2
Kx =
22
1
= 4
I2 mol → 2I
Ci 1 0
Trxn −7.3x1027
2(7.3x1027
)
Teq −7.3x1027
1.46x1028
2.4366x104
atomos de I → 1,46x1028
mol de I2
1.46x1028
mol de I2 = 2x
1.46x1028
mol de I2
2
= x
x = 7.3x1027
x I2 =
7.3x1027
7.3x1027
= 1
x 2I =
1.46x1028
7.3x1027
= 2
Kx =
22
1
= 4
Concentración en equilibrio= Ci-x

1mol = Ci − x
Ci = x
Hallamos Kp.
𝐊𝐩
̻
= 𝐊𝐱(𝐏/𝐏ͦ
)𝚫𝐧/𝐦𝐨𝐥
∆n = 2 − (−1) = 3
Para la presión 6.244x10−2
Kp = 4 (
6.244x10−2
1 atm
)
3
= 9.7x10−4
Kp = 4 (
7.5x10−2
1 atm
)
3
= 1.68x10−3
Kp = 4 (
9.181x10−2
1 atm
)
3
= 3.09x10−3
Hallamos Kc.
𝐊𝐩
̻
= 𝐊𝐜
◦
(𝐑𝐓𝐜◦
/𝐏ͦ
)𝚫𝐧/𝐦𝐨𝐥
R = 0.083
atm lt
K mol
c° =
1mol
L
Temperatura 9.73K
9.7x10−4
= Kc (
0.083
atm lt
K mol
∗ 9.73K ∗
1mol
L
1 atm
)
3

9.7x10−4
= Kc ∗ 0.526
Kc =
9.7x10−4
0.526
= 184x10−3
Temperatura 10.73K
1.68x10−3
= Kc (
0.083
atm lt
K mol
∗ 10.73K ∗
1mol
L
1 atm
)
3
1.68x10−3
= Kc ∗ 0.706
Kc =
1.68x10−3
0.706
= 2.37x10−3
Temperatura 11.73K
3.09x10−3
= Kc (
0.083
atm lt
K mol
∗ 11.73K ∗
1mol
L
1 atm
)
3
3.09x10−3
= Kc ∗ 0.922
Kc =
3.09x10−3
0.922
= 3.35x10−3
Calculamos ∆G.
𝚫𝐆◦
= −𝐑𝐓 𝐈𝐧 𝐊𝐩
ͦ
∆G = −
8.314J
molK
∗ 9.73K ∗ ln 9.7x10−4
=
561.26J
mol
→
0.56126kJ
mol
∆G = −
8.314J
molK
∗ 10.73K ∗ ln 1.68x10−3
=
569.95J
mol
→
0.56995kJ
mol
∆G = −
8.314J
molK
∗ 11.73K ∗ ln 3.09x10−3
=
563.64J
mol
→
0.56364kJ
mol

Procesos= no espontáneos por resultados positivos
Kp= <1, la reacción tiende a los reactivos = energía libre de Gibbs no es
espontanea.
𝐈𝐧
𝐊𝐩
̻
(𝐓𝟐)
𝐊𝐩
̻
(𝐓𝟏)
≈
𝚫𝐇
ͦ
𝐑
(
𝟏
𝐓𝟏
−
𝟏
𝐓𝟐
)
ln
Kp (1173)
Kp (973)
∗
8.314J
molK
(
1
973K
−
1
1173K
)
= ∆H
ln
3.09x10−3
(1173)
9.7x10−4 (973)
∗
8.314J
molK
(
1
973K
−
1
1173K
)
= ∆H
∆H =
63588.8J
mol
→
63.5888kJ
mol
ΔS = ΔH/T
973K + 1173K = 2146K
∆S =
63.5888kJ/mol
2146K
=
0.0296kJ
molK
∆G = ∆H − T∆S
∆G =
63.5888kJ
mol
− 2146K ∗
0.0296kJ
molK
∆G =
0,0672kJ
mol
profesión
Relación de semejanza entre la
presión de los gases y la presión
osmótica de las soluciones
diluidas.
Ejercicio 2. Velocidades y órdenes de reacción química.

2.2 - 3
TATIANA MORAN
Datos del ejercicio
3. La hidrólisis del 1-cloro-1-
metilcicloundecano en
etanol al 80% se ha
estudiado a 25 °C. El
grado de hidrólisis se
midió titulando el ácido
formado después de
intervalos medidos de
tiempo con una solución de
NaOH. Los datos son los
siguientes sobre los
volúmenes de NaOH
requeridos:
t (h) 0 1,0 3,0
V/(cm3
) 0,035 0,295 0,715
5,0 9,0 12 ∞
1,055 1,505 1,725 2,197
Escribir la velocidad de reacción
para cada compuesto. Determine
el orden de la reacción por
método gráfico, la constante de
velocidad, el tiempo medio y la
molar concentración del 1-cloro-
1-metilcicloundecano después de
3 días. ¿Que indica el orden de
reacción en una reacción
química? Para realizar los
cálculos tener en cuenta los
siguientes datos.
Reacciones de orden cero.
CA = CAo − kt
Reacciones de orden uno.
ln CA = ln CAo − kt
Reacciones de orden dos.
1
CA
=
1
CAo
+ kt
Reacción:
C12 H23Cl+C2H5OH → C14H28O + HCL

r = −
d[C12H23 Cl+C2H5OH ]
dt
r = −
d[C14H28O + HCL ]
dt
V reacción = −
d[ C12H23Cl+C2H5OH ]
dt
= K[C12H23Cl+C2H5OH ]∝
Datos:
Vt = Volumen tiempo
V∞ = Volumen tiempo infinito
V0 = Volumen tiempo cero
Log = Grafica eje Y
Tiempo Volumen Vt - V∞
V0 - V∞ V0 − V∞
Vt −V∞
Log
(V0 − V∞)
(Vt −V∞)
0 0,035 -2,16 -2,16 1,0 0,00
1 0,29 -1,90 -2,16 1,13 0,055
3 0,71 -1,48 -2,16 1,45 0,16
5 1,055 -1,14 -2,16 1,89 0,27
9 1,50 -0,69 -2,16 3,12 0,49
12 1,72 -0,47 -2,16 4,58 0,66
∞ 2,19 0,00 -2,16 - -
Grafica:

Correlación = 0.96
ln[A] = kt + ln[A]0
Y = ln[A]:b (pnto.corte) = ln[A]0:x = t: m = k
Pendiente= constante de velocidad
m = 2.52h−1
r = K [ C12H23Cl+C2H5OH ]a
= 2.52 h−1
[C12H23Cl+C2H5OH ]1
Concentración después de 3 días
ln[A] = kt + ln[A]0
k = 2.52 h−1
: [A]0 = 0
A = 2.52 h−1
∗ 72 h +
0 mol
lt
A =
182.07mol
lt
Concentración molar= 182.07
mol
lt
El orden de reacción indica:
Solo una molécula de reactivo se necesita para la reacción.
y = 2.5x + 0.19
R² = 0.96
0.00
0.20
0.40
0.60
0.80
1.00
1.20
1.40
1.60
1.80
2.00
0.00 0.10 0.20 0.30 0.40 0.50 0.60 0.70
LOG
(V0
−
V∞)/(VT
−V∞)
TIEMPO

Aplicación del tema a su área
de profesión
Permite determinar el tiempo que
permanece un fármaco en el
organismo antes de su completa
metabolización.
Ejercicio 3. Ecuaciones de velocidad química.
3.2 - 3
TATIANA MORAN
Datos del ejercicio
3. La descomposición en fase
gaseosa de etilamina produce
eteno y amoníaco. Si p0 es la
presión inicial del reactivo y
ptotal es la presión total en el
tiempo t. Determinar la ley
de velocidad aplicando el
metodo de vida media, la
constante cinetica y explicar
que indica la ley de velocidad
para esta reacción si se las
siguientes presiones totales
para una reacción a 500 ° C.
t/min P/mmHg
0 55
2 64
4 72
10 89
12 93
utilizar
ln(t1/2) = ln (
2n−1
− 1
(n − 1)k
) − (n − 1)ln[A]0
ΔGͦ
= −RT In Kp
ͦ
2C2H5NH2 → 2C2H4 + 2NH3
ln(t1/2) = ln (
2n−1
− 1
(n − 1)k
) − (n − 1)ln[A]0
PV = nRT
M =
n
v

P
RT
=
n
V
Presión a atmosferas.
t/min P/mm Hg atm
0 55 0,0723685
2 64 0,0842106
4 72 0,0947369
10 89 0,1171053
12 93 0,1223685
2C2H5NH2 → 2C2H4 + 2NH3
Equilibrio químico.
2C2H5NH2 → 2C2H4 + 2NH3
Ci 0.00112795 0 0
Trxn -x x x
Teq 0.00112795 x x
CI =
PI
RT
R = 0.083
atm lt
K mol
500°c + 273 = 773K
CI =
0.0723685
0.083
atm lt
K mol
∗ 773K
= 0.00112795
0.00112795 − x + x + x
Cf = 0.00112795+ x
Tiempo= 2 min.
0.00112795+ 0.0842106 = x

x = 0.08533855
Tiempo= 4 min.
0.00112795+ 0.0947369 = x
x = 0.09586485
Tiempo= 10 min.
0.00112795+ 0.1171053 = x
x = 0.11823325
Tiempo= 12 min.
0.00112795+ 0.1223685 = x
x = 0.12349645
t/min P/mmHg atm X
0 55 0,07236845 0,00112795
2 64 0,08421056 0.08533855
4 72 0,09473688 0.09586485
10 89 0,11710531 0.11823325
12 93 0,12236847 0.12349645
Concentración reactivo.
0.00112795 − x
t/min P/mmHg atm X M
0 55 0,07236845 0,00112795 0
2 64 0,08421056 0,08533851 -0,08421056
4 72 0,09473688 0,09586483 -0,09473688
10 89 0,11710531 0,11823326 -0,11710531
12 93 0,12236847 0,12349642 -0,12236847

t1/2 min
Concentración
inicial/mol L−1
-11.6 -0.12
-9.3 -0.11
-3.5 -0.1
-1.4 -0.088
de profesión
Permiten que las reacciones
responsables de la
descomposición de los alimentos
sean lo más lentas posibles; sin
embargo, interesa acelerar la
velocidad de las reacciones
implicadas en procesos
productivos para que su
explotación comercial sea más
rentable.
-0.3
-0.29
-0.28
-0.27
-0.26
-0.25
-0.24
-0.23
-0.22
-0.21
-0.2
-0.19
-0.18
-0.17
-0.16
-0.15
-0.14
-0.13
-0.12
-0.11
-0.1
-0.09
-0.08
-0.07
-0.06
-0.05
-0.04
-0.03
-0.02
-0.01
0
-1.5 -1 -0.5 0 0.5 1 1.5 2 2.5 3 3.5 4 4.5 5 5.5 6 6.5 7 7.5 8 8.5 9 9.5 1010.51111.51212.513
Concentracion
mol/L
Tiempo
Ci -0,12M
Cf=-0,06M;
Ti=12 min
Tf=0,4min
T1/2= 0,4-12=-11,6min
Ci -0,11M
Cf=-0,055M;
Ti=10 min
Tf=0,7min
T1/2= 0,7-10=-9,3min
Ci -0,1M
Cf=-0,05M
Ti=4min
Tf=0,5min
T1/2= 0,5-4=-3,5min
Ci -0,088M
Cf=-0,044M;
Ti=2min
Tf=0,6min;
T1/2= 0,6-2=-1,4min

Ejercicio 4. Dependencia de la temperatura con la velocidad de
reacción.
4.2 - 3
TATIANA MORAN
Datos del ejercicio
3. Las constantes de velocidad
experimentales
descomposición del ácido
acetona dicarboxílico en
solución acuosa, se
muestran a continuación a
varias temperaturas se
tabulan a continuación.
T/°C 0 20 40 60
k/10-5 s-1
2,46 47,5 576 5480
Determine los valores de los
parámetros A, Ea y funciones de
estado de intermediarias o de
transición. Indique si el valor
determinado propone un estado
de transición o un estado
intermediario. ¿Cuál es el valor de
la constante cinética 50 °C y 100
°C? ¿La temperatura favorece la
reacción?, proponer la ley de
velocidad para la reacción
utilizar
k = Ae−Ea/RT
K, depende de T°
A, corresponde ácido acetona
dicarboxílico
Ecuación de Arrhenius (linealización):
ln(k) = ln(A)−
Ea
R
∗
1
T
°C a °K:
T/°C 0 20 40 60
T/°K 273 293 313 333
1/T (K−1
) 0,0036 0,0034 0,0031 0,003
k/10-5
s-1
2,46 47,5 576 5480
Ln k/10-5
s-1
-10,61 -7,65 -5,15 -2,9
Grafica:

Factor correlación= 1
ln(k) = ln(A) −
Ea
R
∗
1
T
ln k = 32.106 − 11658k
1
T
ln A = 32.106
A = e32.106
= 8.77 ∗ 1013
S.1
Energía activación.
−11658k = −
Ea
R
11658k ∗ R = Ea
11658k ∗ 8.314
J
molk
= Ea
Ea =
96.924 kJ
mol
y = -11658x + 32.106
R² = 1
-12
-10
-8
-6
-4
-2
0
0 0.0005 0.001 0.0015 0.002 0.0025 0.003 0.0035 0.004
LN
K/10-5
S^-1
1/T (K^-1)

Según la pendiente de la gráfica y la velocidad del proceso químico, la
energía de activación está en transición.
Valor constante cinética 50 °C y 100 °C.
ln k = 32.106 − 11658k
1
T
ln k = 32.106 − 11658k ∗ 3.09 ∗ 10−3
K−1
ln k = −3.917
k = e−3.917
= 0.0198 s−1
ln k = 32.106 − 11658k ∗ 2.680 ∗ 10−3
K−1
ln k = 0.862
k = e0.862
= 2.369 s−1
k = 0.0198 s−1
T = 50°c
k = 2.369 s−1
T = 100°c
Favorece la reacción, pues aumenta la magnitud de la constante
cinética.
Reacción= primer orden
de profesión
Permite determinar
experimentalmente el valor de la
constante de velocidad a distintas

temperaturas, calcular la
constante de velocidad a una
temperatura determinada y
la energía de activación.
FABIAN ANDRES GONZALEZ HERRERA - Ejercicios 4
Ejercicio 1.2:
Número del ejercicio 4 Nombre del estudiante Fabian
Andres Gonzalez Herrera
Datos del ejercicio
Keq= 0,164
T 298 K
utilizar
∆Gi = - RTlnKp
Kp = Ke (0,0821T)∆n
Kp = Kx Pt
∆n
∆n = 2-1 =1
Kp (0,164)(0,0821(298)) =40,2
∆Gi = -(8,314 J/Kmol)(298K)ln(40,2)
∆Gi =- 9,15 KJ/mol

PT = 0,164
BrI Inicial =Liquido
Br2(g) ↔ 2IBr(g)
I 0 0
C x 2x
Eq x 2x
Kc =
(2𝑥)2
𝑥
=
4𝑥
𝑥
X= Kc /4
X= 0,164/4 = 0,041
IBr en equilibrio = 2x = 2(0.041)mo = 0,082 mol eq
Kc = 0,168
Kp = (0,168){(0,0821)(373)} = 5,14
Kp = Kx Pt
∆n
5,14 / Pt
∆n = Kx
5,14 /(0,164) = 31,34
Kx= 31,34
∆Go=2(∆fG IBr) – 1(∆fGBr(g))
∆So=2(∆S IBr) – 1(∆S IBr)
∆Ho=2(∆H IBr) – 1(∆H IBr)
de profesión
Se pueden emplear para hallar la
energía de Gibbs de cualquier
reacción y hallar las funciones de
estados termodinámicas
Ejercicio 2.2:
Número del ejercicio 4 Nombre del estudiante: Fabian
Andrés Gonzalez Herrera
Datos del ejercicio Ecuación o ecuaciones a
utilizar
V= K{A}
Ln
{𝐴} 𝑡
{𝐴}𝑜
= - kt

T1/2 = 0,693/K
t (min) [] M
5 0,000056
10 0,000045
20 0,000029
30 0,000018
50 0,000008
t ln[]
5
-
9,79015887
10
-
10,0088481
20
-
10,4482147
30
-
10,9251388
50 -11,736069
0
0.00001
0.00002
0.00003
0.00004
0.00005
0.00006
0 10 20 30 40 50 60
[]
M
t(min)
Orden Cero

1/t 1/[]
0,2 17857,1429
0,1 22222,2222
0,05 34482,7586
0,03333333 55555,5556
0,02 125000
37,1 mL * 0,010 mol KMnO4 /1000mL * 3 mol H2O2 / 2 mol KMnO4 * 1 /10 mL =
5,6 x 10-5 M.
29,8mL * 0,010mol KMnO4 / 1000mL * 3 mol H2O2 / 2 mol KMnO4 * 1 /10 mL = 4,5
-12
-11.5
-11
-10.5
-10
-9.5
0 10 20 30 40 50 60
ln[]
t
Primer Orden
0
20000
40000
60000
80000
100000
120000
140000
0 0.05 0.1 0.15 0.2 0.25
1/[]
1/t
Segundo Orden

x 10-5 M.
19,6 2,9 x10-5 M
12,3 1,8 x10-5 M
5,0 8,0 x10-6 M
Reacción de primer orden.
K=-0,0435 S-1
T1/2 =0,693/0,0435 min = 15,93 min
{A}2h = {A}o e-kt
{H2O2}2h = (5,6 x10-5 M)e-(0,0435)(2h*3600s/1h)
{H2O2}2h =0,00
La reacción depende de la {H2O2} elevada a la primera potencia esto es
consistente con la naturaleza de las reacciones.
de profesión
Podemos determinar la velocidad
de una sustancia para una
industria
Ejercicio 3.2:
Número del ejercicio: 4 Nombre del estudiante: Fabian
utilizar
V= K{A}
Ln
{𝐴} 𝑡
{𝐴}𝑜
= - kt
Orden cero
t (min) [] 10^-2
0 0,01

20 0,0084
40 0,00724
100 0,00506
150 0,0039
200 0,00335
350 0,00225
450 0,0018
600 0,00145
Primer orden
t (min) ln[]
0 -4,60517
20 -4,779524
40 -4,928134
100 -5,286389
150 -5,546779
200 -5,698795
350 -6,096825
450 -6,319969
600 -6,536192
0
0.002
0.004
0.006
0.008
0.01
0.012
0 200 400 600 800
[]
10^-2
t (min)
Orden Cero

Segundo orden
1/t 1/[]
0,05 -0,20922587
0,025 -0,20291656
0,01 -0,18916505
0,00666667 -0,18028482
0,005 -0,17547569
0,00285714 -0,1640198
0,00222222 -0,15822863
0,00166667 -0,15299429
De acuerdo a al grafica de primer orden
V= K{A} K = 0,0032 s-1
V = - 3 x 10-3 s-1 {A}
Vida media
0,693
− 3 x 10 −3 s−1
= t1/2
-7
-6
-5
-4
-3
-2
-1
0
0 200 400 600 800
ln[]
t (min)
Primer Orden
-0.25
-0.2
-0.15
-0.1
-0.05
0
0 0.01 0.02 0.03 0.04 0.05 0.06
1/[]
t (min)
Segundo Orden

Ecuación de Tiempo
Ln
{𝐴}𝑡
{𝐴} 𝑜
= -(- 3 x 10-3 s-1 ) t
de profesión
Podemos hallar la velocidad de
reacción además podemos
observar la concentración de las
sustancias en diferentes tiempos.
Ejercicio 4.2:
Número del ejercicio 4 Nombre del estudiante: Fabian
utilizar
lnK = (-
𝐸𝑎
𝑅
)(
1
𝑇
) + 𝑙𝑛𝐴
K= A 𝑒
𝐸𝑎
𝑅𝑇
V=K{A}2
En tiempo
𝟏
{𝑨}𝒕
= 𝒌𝒕 +
𝟏
{𝑨}𝒐
Vida medio
𝟏
𝑲 {𝑨}𝒐
T k
307 2,71
299 2,44
289 1,96
273 1,33

1/T lnk
0,0032573 0,9969486
0,0033445 0,891998
0,0034602 0,6729445
0,003663 0,2851789
−𝐸𝑎
𝑅
= −1789,6
Ea =(8,312 J/kmol)(1789,6K)
Ea = 14878 J/mol * 1kj /1000J = 14,88KJ/mol
LnK +Ea/RT = lnA
0,9969 + (1786,6K)(1/307K)= lnA
0
0.5
1
1.5
2
2.5
3
270 280 290 300 310
K
T
0
0.2
0.4
0.6
0.8
1
1.2
0.0032 0.0033 0.0034 0.0035 0.0036 0.0037
lnK
1/T

𝑒6,816
= 𝑒𝑙𝑛𝐴
A = 912,3
Los valores Ea y A son propios del estado de transición.
K350 =(9,2 x102) e(-5,10) = 5,61
K250 = 7,14
La temperatura favorece a la reacción
de profesión

SERGIO MURILLAS CASTRO – Ejercicios 5
1.2 - 5
SERGIO MURILLAS CASTRO
Datos del ejercicio
Considere la disociación de
metano, CH4(g) (gas de
combustión), en los elementos H2(g)
y C (s, grafito). Dado que ΔfH°(CH4,g) =
−74.85 kJ/mol y que ΔfS°(CH4,g) =
−80.67 J/Kmol a 298 K, calcule el
valor de la constante de equilibrio
en 298 K. Suponiendo que ΔfH° es
independiente de la temperatura,
calcule K a 50 °C. Calcule el grado
de disociación del de metano a 25
°C y una presión total de 0.010 bar.
Además, determine el Kp, Kx y Kc a
50 °C. Asimismo, determine el valor
de la entalpia, entropía y energía
libre de Gibbs para ambas
temperaturas. ¿Qué se puede
concluir de los valores de las
constantes y las funciones de
estado termodinámicas?
𝑳𝒏(𝒌) = −
∆𝑯°
𝑹
(
𝟏
𝑻
) +
∆𝑺°
𝑹
∆𝐺0
= −𝑅𝑇 𝑙𝑛(𝐾)
𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇
∆𝐺0
= ∆𝐻0
− 𝑇∆𝑆0
𝑳𝒏(𝒌) = −
−74.85 ∗ 103
J/mol
𝟖,
𝟑𝟏𝑱
𝒎𝒐𝒍
∗ 𝑲
(
𝟏
𝟐𝟗𝟖𝑲
) +
−80.67 J/Kmol
𝟖,
𝟑𝟏𝑱
𝒎𝒐𝒍
∗ 𝑲
𝑳𝒏(𝒌) = −𝟑𝟗,𝟗
𝐾 = 𝑒−39,9
𝐾 = 4,695 ∗ 10−18

Valor de la constante de equilibrio a 50°C(323°C)
𝑳𝒏(𝒌) = −
−74.85 ∗ 103
J/mol
𝟖,
𝟑𝟏𝑱
𝒎𝒐𝒍
∗ 𝑲
(
𝟏
𝟑𝟐𝟑𝑲
) +
−80.67 J/Kmol
𝟖,
𝟑𝟏𝑱
𝒎𝒐𝒍
∗ 𝑲
𝑳𝒏(𝒌) = −𝟑𝟕,𝟔
𝐾 = 𝑒−37,6
𝐾 = 4,68 ∗ 10−17
Grado de disociación
CH4(g) → 2H2(g)+ C(s,grafito)
n0 0 + 0
n0-x 2x + x
en el equilibro hay
𝑛𝑡 = 𝑛0 − 𝑥 + 2𝑥 = 𝑛0 + 𝑥
Suponiendo volumende 1L
𝑛𝑡 =
𝑃𝑉
𝑅𝑇
=
9,87 ∗ 10−3
𝐴𝑡𝑚 ∗ 1𝐿
0,082𝐴𝑡𝑚 ∗
𝑙
𝑚𝑜𝑙
∗ 𝐾(298𝐾)
𝑛𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 = 4,04 ∗ 10−4
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠.
cálculo de Kp, Kx y Kc a 50°C
𝑳𝒏(𝒌) = −
−74.85 ∗ 103
J/mol
𝟖,
𝟑𝟏𝑱
𝒎𝒐𝒍
∗ 𝑲
(
𝟏
𝟑𝟐𝟑𝑲
) +
−80.67 J/Kmol
𝟖,
𝟑𝟏𝑱
𝒎𝒐𝒍
∗ 𝑲
𝑳𝒏(𝒌) = −𝟑𝟕,𝟔
𝐾𝑐 = 𝑒−37,6
𝐾𝑐 = 4,7 ∗ 10−17
𝑲𝑷 = 𝑲𝑪 (𝑹𝑻)∆𝒏
𝐾𝑃 = 4,7 ∗ 10−17
(8,31𝐽 ∗
𝐾
𝑚𝑜𝑙
∗ 323𝐾)1
𝑲𝑷 = 𝟏, 𝟐𝟔 ∗ 𝟏𝟎−𝟏𝟑
𝐾𝑃 = 𝐾𝑥 𝑃∆𝑛
𝐾𝑥 = 𝐾𝑃/𝑃∆𝑛
𝐾𝑥 =
𝟏,𝟐𝟔 ∗ 𝟏𝟎−𝟏𝟑
(9,87 ∗ 10−3𝐴𝑡𝑚)𝟏
= 𝟏, 𝟐𝟖¨ ∗ 𝟏𝟎−𝟏𝟏
Cálculo de Kp, Kx y Kc a 25°C

𝐾𝑐 = 4,68 ∗ 10−17
𝐾𝑃 = 4,68 ∗ 10−17
(8,31𝐽 ∗
𝐾
𝑚𝑜𝑙
∗ 298𝐾)1
=𝟏,𝟏𝟔 ∗ 𝟏𝟎−𝟏𝟑
𝐾𝑥 =
𝟏,𝟏𝟔 ∗ 𝟏𝟎−𝟏𝟑
(9,87 ∗ 10−3𝐴𝑡𝑚)𝟏
= 𝟏, 𝟐 ∗ 𝟏𝟎−𝟏𝟏
Cálculo de energía libre de Gibbs
A 298K
∆𝐺0
= −(8,31 ∗
𝐽
𝑚𝑜𝑙∗𝐾
∗ 298𝐾) 𝐿𝑛(4,68 ∗ 10−17 ) = 93113,5𝐽/𝑚𝑜𝑙 proceso
endergónico
A323K
∆𝐺0
= −(0,082𝑎𝑡𝑚 ∗
𝐿
𝑚𝑜𝑙∗𝐾
∗ 323𝐾) 𝐿𝑛(4,7 ∗ 10−17) = 995,88𝑎𝑡𝑚. 𝐿/𝑚𝑜𝑙 Proceso
endergonico
Entalpia a 298
∆𝐻0
= ∑ 𝑛𝑃 ∆𝐻𝑓𝑃 −
𝑃
∑ 𝑛𝑟∆𝐻𝑓𝑟
𝑟
∆𝐻0
= 2(0)− (−74.85
kJ
mol
) ∗ 1mol = 74.85KJ Proceso endotérmico
∆𝐺0
= ∆𝐻0
− 𝑇∆𝑆0
𝑇∆𝑆0
= ∆𝐻0
− ∆𝐺0
∆𝑆0
=
∆𝐻0
− ∆𝐺0
𝑇
Entropía
∆𝑆0
=
74.85∗103
J −93113 ,5𝐽
298𝐾
= −61,3𝐽/𝐾 Proceso reversible
profesión
Permite saber cuándo un proceso, es
espontaneo, o cuando necesita energía,
lo cual es útil en industrias.
Ejercicio 2. Velocidades y órdenes de reacción química
2.2 - 5
Nombre del
estudiante
SERGIO
MURILLAS
CASTRO
Datos del ejercicio Ecuación o

En una celda espectrofotométrica de 1.000 cm, las soluciones de
tartrazina (colorante amarillo No. 5) en etanol dan los siguientes valores
de absorbancia, a 427 nm:
105M 0,446 0,812 1,335 1,711 2,105
A 0,080 0,145 0,240 0,305 0,378
Usando la ley de Beer, dibuje un gráfico de calibración y determine
el valor de ελ. Luego el colorante se evaluó la degradación del
colorante en medios ácidos dando los siguientes valores de
absorbancia vs tiempo:
t/min 0 40 80 120 140
A 0,560 0,283 0,217 0,168 0,149
Escribir la velocidad de reacción para cada compuesto. Determine
el orden de la reacción por método gráfico, la constante de
velocidad, el tiempo medio y la molar concentración de tartrazina
después de 5 h. ¿Que indica el orden de reacción en una reacción
química? Para realizar los cálculos tener en cuenta los siguientes
datos.
ecuaciones a
utilizar
𝑨 = 𝝐𝒃𝑪
𝐴
= 𝑚 ∗ 𝐶 + 𝑏
𝐶
=
𝐴 + 0,0002
2 ∗ 10−6
Grafica
𝝐 =
𝒎
𝒃
y = 2E-06x - 0.0002
R² = 0.9999
0
0.05
0.1
0.15
0.2
0.25
0.3
0.35
0.4
0 50000 100000 150000 200000 250000
ABSORBANCIA
(A)
CONCENTRACION (M)
CONCENTRACIONVs ABSORBANCIA

m: pendiente de la recta
b: ancho de la celda
𝝐 =
𝟐 ∗ 𝟏𝟎−𝟔
𝟏𝒄𝒎
𝝐 = 𝟐 ∗ 𝟏𝟎−𝟔
𝑳/𝒎𝒐𝒍∗ 𝒄𝒎−𝟏
Velocidades de reacción
𝑣 = 𝒌[𝑡𝑎𝑟𝑡𝑟𝑎𝑧𝑖𝑛𝑎]2
La ecuación de velocidad es
𝑣 = 𝟕 ∗ 𝟏𝟎−𝟖
𝑴−𝟏
𝒎𝒊𝒏−𝟏
[𝑡𝑎𝑟𝑡𝑟𝑎𝑧𝑖𝑛𝑎]2
Degradación
Se evalúan los valores de absorbancia en la ecuación de la recta obtenida
t/min 0 40 80 120 140
A 0,560 0,283 0,217 0,168 0,149
C(M) 280100 141600 108600 84100 74600
𝐶 =
𝐴 + 0,0002
2 ∗ 10−6
Orden cero
Orden 1
t/min 0 40 80 120 140
Ln(C) 12,543 11,861 11,595 11,339 11,219
y = -1332x + 239033
R² = 0.8315
0
50000
100000
150000
200000
250000
300000
0 20 40 60 80 100 120 140 160
Concentracion
(M)
Tiempo (min)
orden cero

Orden 2
t/min 0 40 80 120 140
C(M) 3,570
∗ 10−6
7,062
∗ 10−6
9,208
∗ 10−6
1.189
∗ 10−5
1,3404
∗ 10−5
Orden 3
y = -0.0089x + 12.389
R² = 0.9404
11
11.2
11.4
11.6
11.8
12
12.2
12.4
12.6
12.8
0 20 40 60 80 100 120 140 160
Ln(concentracion)
tiempo
orden 1
y = 7E-08x + 4E-06
R² = 0.9944
0.00E+00
2.00E-06
4.00E-06
6.00E-06
8.00E-06
1.00E-05
1.20E-05
1.40E-05
1.60E-05
0 20 40 60 80 100 120 140 160
Inverso
1/C
Tiempo
Orden 2

El orden de la reacción es de orden 2 ya que tiene el mejor coeficiente de correlación
0,9944, representado por la grafica
La pendiente es la constante de velocidad
𝑲𝑨 = 𝟕 ∗ 𝟏𝟎−𝟖
𝑴−𝟏
𝒎𝒊𝒏−𝟏
Ecuación de velocidad
𝟏
[𝑨]
= 𝑲𝑨𝒕
𝟏
[𝑨]𝟎
𝑲𝑨 = 𝟕 ∗ 𝟏𝟎−𝟖
𝑴−𝟏
𝒎𝒊𝒏−𝟏
[𝑨]𝟎 = 𝟐𝟖𝟎𝟏𝟎𝟎𝑴
Usamos la ecuación y reemplazamos valores
𝟏
[𝑨]
= 𝟕 ∗ 𝟏𝟎−𝟖
𝒎𝒐𝒍−𝟏
𝒎𝒊𝒏−𝟏(𝟑𝟎𝟎𝒎𝒊𝒏)+
𝟏
𝟐𝟖𝟎𝟏𝟎𝟎𝑴
= 𝟐,𝟒𝟓𝟕 ∗ 𝟏𝟎−𝟓
𝑴−𝟏
y = 1E-12x + 5E-12
R² = 0.9788
0.00E+00
2.00E-11
4.00E-11
6.00E-11
8.00E-11
1.00E-10
1.20E-10
1.40E-10
1.60E-10
1.80E-10
2.00E-10
0 20 40 60 80 100 120 140 160
1/C2
tiempo
orden 3
y = 7E-08x + 4E-06
R² = 0.9944
0.00E+00
2.00E-06
4.00E-06
6.00E-06
8.00E-06
1.00E-05
1.20E-05
1.40E-05
1.60E-05
0 20 40 60 80 100 120 140 160
Inverso
1/C
Tiempo
Orden 2

Se despeja A
[𝑨] =
𝟏
𝟐,𝟒𝟓𝟕 ∗ 𝟏𝟎−𝟓𝑴−𝟏
= 𝟒𝟎𝟕𝟎𝟎𝑴
En cinética química, el orden de reacción con respecto a cierto reactivo, es definido como
la potencia (exponencial) a la cual su término de concentración en la ecuación de tasa es
elevado.
Aplicación del tema a su área de profesión Es muy
aplicable a mi
profesión, ya
que se puede
conocer la
concentración
de un
determinado
reactivo, a un
tiempo
determinado.
Ejercicio 3. Ecuaciones de velocidad química.
3.2 - 5
SERGIO MURILLAS CASTRO
Datos del ejercicio
1. Para llevar a cabo el experimento
de la degradación del acetato de
etilo [A] en ácido fluorhídrico [B] se
realizó un experimento de
aislamiento de reacción en donde
se recopilaron los siguientes datos
cuando las concentraciones
iniciales fueron:
[A] = 8 x 10-4 M y [B] = 0,1 M
10-4 [A] 8,0 6,0 4,0 2,0
Velocidad
M/min
8,0 4,5 2,0 0,5
En otra serie de experimentos, con
el ácido fluorhídrico [B] en exceso,
se varió la constante k’ con la
concentración de B como se
muestra a continuación:
𝑽 =
𝑨
𝒎𝒊𝒏

[B] 0,2 0,3 0,4 0,6
10-6 k’/M-
1min-1
25 37,5 50 75
Determinar la ley de velocidad para
[A] y [B], el orden global, la
constante cinetica y explicar que
indica la ley de velocidad para esta
reacción.
Se calcula el tiempo en minutos
10-4 [A] 8,0 6,0 4,0 2,0
Velocidad M/min 8,0 4,5 2,0 0,5
minutos 1E-4 1,33E-
4
2E-4 4E-4
ORDEN CERO
ORDEN 1
10-4 [A] 8,0 6,0 4,0 2,0
minutos 1E-4 1,33E-
4
2E-4 4E-4
Ln(A) -7,13 -7,41 -7,82 -8,52
y = -1.7836x + 0.0009
R² = 0.8624
0.00E+00
1.00E-04
2.00E-04
3.00E-04
4.00E-04
5.00E-04
6.00E-04
7.00E-04
8.00E-04
9.00E-04
0.00E+00
5.00E-05
1.00E-04
1.50E-04
2.00E-04
2.50E-04
3.00E-04
3.50E-04
4.00E-04
4.50E-04
CONCENTRAION(M)
TIEMPO(min)
ORDENCERO

ORDEN 2
10-4 [A] 8,0 6,0 4,0 2,0
minutos 1E-4 1,33E-
4
2E-4 4E-4
1/A 1250 1666,7 2500 5000
El orden de [A] es de 2
La pendiente es la constante de velocidad
y = -4422.4x - 6.799
R² = 0.9691
-9
-8
-7
-6
-5
-4
-3
-2
-1
0
0 0.00005 0.0001 0.00015 0.0002 0.00025 0.0003 0.00035 0.0004 0.00045
CONCENTRAION(Ln(A))
Axis Title
TIEMPO(MIN)
y = 1E+07x + 2.264
R² = 1
0
1000
2000
3000
4000
5000
6000
0.00E+00
5.00E-051.00E-041.50E-042.00E-042.50E-043.00E-043.50E-044.00E-044.50E-04
1/A
TIEMPO (MIN)
ORDEN 2

𝑲𝑨 = 𝟏 ∗ 𝟏𝟎𝟕
𝑴−
𝒎𝒊𝒏−𝟏
Buscar orden de [B]
[B] 0,2 0,3 0,4 0,6
10-6 k’/M-1min-1 25 37,5 50 75
Ln[B] -1,61 -1,20 -0,92 -0,51
LnK´] -10,6 -10,2 -9,90 -9,5
Graficando valores se obtiene
Ley de velocidad
𝒓 = 𝑲[𝑨]𝜶
[𝑩]𝜷
Para la grafica anterior la pendiente es el orden de reacción, que en este caso es de 1.
Ln(K)=-8,9854
𝑲 = 𝒆−𝟖,𝟗𝟖𝟓𝟒
K=𝟏,𝟐𝟓 ∗ 𝟏𝟎−𝟒
𝒎𝒊𝒏−𝟏
Usando el método de aislamiento se tiene
si [B]o >>> [A]0 , [B]= cte=[B]o
𝒌´
= 𝒌[𝑩]𝟎
𝜷
Reemplazamos valores en 𝒌´
= 𝟏,𝟐𝟓 ∗ 𝟏𝟎−𝟒
𝒎𝒊𝒏−𝟏
[𝟎,𝟏𝑴]𝟎
𝟏
= 𝟏, 𝟐𝟓 ∗ 𝟏𝟎−𝟓
𝒎𝒊𝒏−𝟏
𝑴
𝒌´
es la constante aparente de velocidad
Esto simplifica la ecuación de velocidad, haciendo que ésta dependa sólo de la
concentración de un reactivo, [A], v = k’ [A]a
Entonces la ley de velocidad queda así
𝒗 =, 𝟐𝟓 ∗ 𝟏𝟎−𝟓
𝒎𝒊𝒏−𝟏
𝑴[𝑨]𝟐
y = 1.0043x - 8.9854
R² = 0.9997
-10.8
-10.6
-10.4
-10.2
-10
-9.8
-9.6
-9.4
-1.8 -1.6 -1.4 -1.2 -1 -0.8 -0.6 -0.4 -0.2 0
Ln[K´]
Ln[B]
Chart Title

Entonces el orden de la constante globales de 2 con respecto a A.
profesión
Es importante ya que se puede usar
diferentes métodos para calcular la
concentración en tiempo determinado.
Ejercicio 4. Dependencia de la temperatura con la velocidad de reacción.
4.2 - 5
SERGIO MURILLAS
Datos del ejercicio
Las constantes de velocidad para la
descomposición de primer orden de un
compuesto orgánico en solución se miden a
varias temperaturas:
T/°C 5 15 25 35 45
k/s-1 4,92 x
10-3
0,0216 0,0950 0,326 1,15
Determine los valores de los parámetros A, Ea
y funciones de estado de intermediarias o de
transición. Indique si el valor determinado
propone un estado de transición o un estado
intermediario. ¿Cuál es el valor de la constante
cinética 0 °C y 60 °C? ¿La temperatura
favorece la reacción?, proponer la ley de
velocidad para la reacción
utilizar
𝑳𝒏(𝒌) = 𝑳𝒏(𝑨)−
𝑬𝒂
𝑹
𝟏
𝑻
𝑻(𝑲) = 𝑻(°𝑪)+ 𝟐𝟕𝟑,𝟏𝟓
𝑲 = 𝑨𝒆−𝑬𝒂
𝑹𝑻
⁄
Se pasa la temperatura en grados Celsius a grados centígrados
T/°C 5 15 25 35 45
T(K) 278,15 288,15 298,15 308,15 318,15
1/T(K) 3,59* 10-3 3,47*10-3 3,35*10-
3
3,24*10-3 3,14*10-
3

Ahora se haya el logaritmo natural de k
k/s-1 4,92 x 10-3 0,0216 0,0950 0,326 1,15
Ln k/s-1 -5,3144 -3,8351 -2,3538 -
1,1208
0,1398
Se realiza el grafico
𝒚 = −𝟏𝟐𝟎𝟓𝟕 (
𝟏
𝑻
) + 𝟑𝟕,𝟗𝟗𝟏
𝑳𝒏(𝑲) = 𝟑𝟕,𝟗𝟗𝟏
Factor exponencial de Arrehenius
𝑨 = 𝒆𝟑𝟕,𝟗𝟗𝟏
=𝟑, 𝟏𝟔 ∗ 𝟏𝟎𝟏𝟔
𝑺−𝟏
Energía de activación
−12057𝑘 = −
𝐸𝑎
𝑅
Despejando
𝐸𝑎 = 12057𝑘 ∗ 𝑅
𝐸𝑎 = 12057𝑘 ∗
8,314𝐽
𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝐾
= 𝟏𝟎𝟎𝟐𝟒𝟏,𝟗𝑱/𝒎𝒐𝒍
𝐸𝑎 = 100.2𝐾𝐽/𝑚𝑜𝑙
Se halla
∆𝐺0
= −𝑅𝑇 𝑙𝑛(𝐾)
∆𝐺≠
= − (
8,314𝐽
𝑚𝑜𝑙𝐾
) (273𝐾)𝑙𝑛(𝟐,𝟏𝟓 ∗ 𝟏𝟎−𝟑) = 13941,3𝐽/𝑚𝑜𝑙
13941,3
𝐽
𝑚𝑜𝑙
∗ (
0.000239006𝐾𝑐𝑎𝑙
1𝑗
) = 3,33𝑲𝑪𝒂𝒍/𝒎𝒐𝒍
Teniendo en cuenta que el valor de ∆𝐺≠
= 𝟑,𝟑𝟑
𝑪𝒂𝒍
𝒎𝒐𝒍
y que la energía de activación es
100.2𝐾𝐽/𝑚𝑜𝑙 se propone que representaun estado de intermediario, ya que los
valores de ∆𝐺≠
𝑑𝑒𝑏𝑒𝑛 𝑒𝑠𝑡𝑎𝑟 en el intervalo de 10 a 35
y = -12057x + 37.991
R² = 0.9997
-6
-5
-4
-3
-2
-1
0
1
0.0031 0.0032 0.0033 0.0034 0.0035 0.0036 0.0037
Ln(K)
1/T
gráfico

kCal/mol si es un estado de transición.
¿Cuál es el valor de la constante cinética 0 °C y 60 °C? ¿La temperatura favorece la
reacción?,
Usamos la ecuación
Convertimos los grados Celsius en grados kelvin
T(K)=0°C+273,15=273,15
Inverso de T (
𝟏
𝟐𝟕𝟑,𝟏𝟓
) = 𝟑,𝟔𝟔 ∗ 𝟏𝟎−𝟑
Se reemplaza en la siguiente ecuación
𝒚 = −𝟏𝟐𝟎𝟓𝟕 (
𝟏
𝑻
) + 𝟑𝟕,𝟗𝟗𝟏
𝑳𝒏(𝒌) = −𝟏𝟐𝟎𝟓𝟕𝑲(𝟑,𝟔𝟔 ∗ 𝟏𝟎−𝟑
𝑲−𝟏)+ 𝟑𝟕,𝟗𝟗𝟏
𝑳𝒏(𝒌) = −𝟔,𝟏𝟒
𝒌 = 𝒆−𝟔,𝟏𝟒
= 𝟐,𝟏𝟓 ∗ 𝟏𝟎−𝟑
𝑺−𝟏
𝒌 = 𝟐, 𝟏𝟓 ∗ 𝟏𝟎−𝟑
𝑺−𝟏
La temperatura de 0°C no favorece la reacción, porque disminuye el valor de la
constante.
Para la temperatura de 60°C
T(K)=60°C+273,15=333,15K
Inverso de la temperatura
(
𝟏
𝟑𝟑𝟑,𝟏𝟓
) = 𝟑 ∗ 𝟏𝟎−𝟑
𝑳𝒏(𝒌) = −𝟏𝟐𝟎𝟓𝟕𝑲(𝟑 ∗ 𝟏𝟎−𝟑
𝑲−𝟏) + 𝟑𝟕,𝟗𝟗𝟏
𝑳𝒏(𝒌) = 𝟏,𝟖𝟐
𝒌 = 𝒆𝟏,𝟖𝟐
𝒌 = 𝟔, 𝟏𝟕𝑺−𝟏
La temperatura de 60°C favorece la reacción porque aumentala magnitud de la
constante cinética.
La ecuación es de primer orden
𝒓 = 𝑲[𝑨]𝟏
La ley de velocidad
R= 𝟐,𝟏𝟓 ∗ 𝟏𝟎−𝟑
𝑺−𝟏
[𝑨]𝟏
Aplicación del tema a su área de profesión Es muy importante porque
permite halar la ecuación de la
recta, con la cual se pueden
reemplazar las temperatura,
esto es útil en mi profesión.

DISCUSIÓN DE CONCEPTOS
Tabla:
Nombre del
estudiante
Concepto
Estudiante 1
Yuleidis Ariza
Estudiante 2
Yosimar Polo
Estudiante 3
Tatiana Moran
Estudiante 4
Fabian Gonzalez
Estudiante 5
Sergio Murillas
Concepto Grupal
Potencial
químico.
es el cambio
de energía
que
experimentaría
el sistema si
fuera
introducida en
éste una
partícula
adicional,
manteniendo
la presión
temperatura y
el volumen
constantes
Es una
magnitud que
relaciona la
energía de
Gibbs y la
variación entre
la cantidad de
materia de un
sistema a
presión y
temperatura
constante
Potencial
químico μ, el
cual
conjuntamente
con la cantidad
de sustancia n,
es quizás el
concepto más
importante y
productivo de la
dinámica de la
materia.
( Eduard-Job-
Stiftung, s.f.)
El potencial
químico de una
sustancia
representa el
aumento de la
energía libre de
Gibbs en un
sistema de
composición
variable al
modificar
infinitesimalmen
te su
concentración,
manteniendo
todas las otras
variables
constantes, por
mol de
sustancia
agregada.
este representa el
aumento de la
energía libre de
Gibbs en un
sistema de
composición
variable al
modificar
infinitesimalment
e su
concentración,
manteniendo
todas las otras
variables
constantes, por
mol de sustancia
agregada (Ávila.
Sf).
Es una magnitud que
relaciona la energía de
Gibbs y la variación
entre la cantidad de
materia de un sistema a
presión y temperatura
constante.

Estado
estándar.
es un estado
de referencia
utilizado para
calcular sus
propiedades
bajo diferentes
condiciones
Para los
líquidos y
sólidos se
refiere a la
fase en estado
puro y en
equilibrio que
sea
reproducible
experimentalm
ente, en el
caso de los
gases se
refiere al
estado
hipotético de
gas ideal a
presión y
temperaturas
estándar
Estado
estándar es
elegido
arbitrariamente
para ganar
ventajas en los
cálculos.
(Untitled, s.f.)
Estado estándar
de una
sustancia es su
forma pura más
estable a
una presión
igual a 1 bar
(105 Pa).
es el potencial
originado cuando
todas las especies
se encuentran
presentes en las
condiciones
estándar
termodinámicas,
es decir,
concentraciones
1M para los
solutos en
disolución y 1atm
para los gases, y
25º C
(Electroquímica,
Sf).
Para los líquidos y
sólidos se refiere a la
fase en estado puro y en
equilibrio que sea
reproducible
experimentalmente, en
el caso de los gases se
refiere al estado
hipotético de gas ideal a
presión y temperaturas
estándar.
Constante de
equilibro de
presión.
Cuando se
trabajo con
equilibrios en
los que todas
las especies
que
intervienen
son gases, es
habitual utilizar
la
denominada c
onstante de
equilibrio
Kp, en función
de las
Se escribe Kp.
La constante
describe la
relación entre
reactivos y
productos en
equilibrio,
para este caso
gases en
términos de la
presión parcial
cuando la
cantidad de
sustancia en la
La constante de
equilibrio (K)
se expresa como
la relación entre
las
concentraciones
molares (mol/l)
de reactivos y
productos.
(Quimica, 2013)
Es un equilibrio
en el que solo
intervienen los
gases y si el
comportamiento
es ideal, el
coeficiente de
las presiones
parciales, el
coeficiente de
las presiones
parciales en el
equilibrio Kp, es
describe la
relación que
existe entre las
concentraciones
de productos y
reactivos en el
equilibrio en
términos de
presiones
parciales (Khan
Academy, 2020).
Se escribe Kp. La
constante describe la
relación entre reactivos
y productos en
equilibrio, para este caso
gases en términos de la
presión parcial cuando
la cantidad de sustancia
en la reacción está en
equilibrio.

presiones
parciales
reacción está
en equilibrio
una constante
relacionada con
la constante
termodinámica
K.
Constante de
equilibro de
concentración.
se expresa
como la
relación entre
las
concentracion
es molares
(mol/l) de
reactivos y
productos. Su
valor en una
reacción
química
depende de la
temperatura,
por lo que ésta
siempre debe
especificarse
(Kc) Es la que
describe las
concentracione
s molares en
moles/ 1, en
equilibrio para
una
temperatura
específica, lo
que permite
entender si una
reacción tiende
a una
concentración
más alta de
productos o de
reactivos en
estado de
equilibrio
La constante de
equilibrio (K) se
expresa como la
relación entre las
concentraciones
molares (mol/l)
de reactivos y
productos.
(hiru.eus, s.f.)
En un equilibrio
en disolución, y
si el
comportamiento
es ideal, el
cociente de las
concentraciones
en el equilibrio
Kc, es una
constante
relacionada con
la constante de
equilibrio
termodinámica
K.
describe la
relación que existe
entre las
concentraciones de
productos y
reactivos en el
equilibrio en
términos de
concentración. (
(Rossetti, 1961)
La constante de
equilibrio (K) se expresa
como la relación entre las
concentraciones molares
(mol/l) de reactivos y
productos.
(hiru.eus, s.f.).
Constante de
equilibro de
fracción molar.
En función de
las fracciones
molares de
las especies
gaseosas
Esta en
función de las
fracciones
molares, donde
dicha
constante
depende de la
temperatura y
la presión total
del equilibrio.
Aunque los
valores que se
emplean para Kc
están
numéricamente
relacionados con
las
concentraciones
molares, Kc se
considera
La suma de las
fracciones
molares de todos
los gases de una
mezcla es la
unidad
Teniendo en
cuenta que la
relación entre la
es número total de
moles de la
mezcla. es la
variación del
número de moles
(moles de
productos menos
moles de
reactivos) en la
ecuación química
Aunque los valores que
se emplean para Kc están
numéricamente
relacionados con las
concentraciones molares,
Kc se considera
adimensional, es decir,
no tiene unidades.
(Equilibrio químico, s.f.)

donde XA,
XB, XC y XD
son las
fracciones
molares de
las especies
A, B, C y
D,elevadas a
los
respectivos
coeficientes
estequiométri
cos.
En el caso de
no existir
variación en el
número de
moles la
constante de
fracción molar
será igual a la
de presión
adimensional, es
decir, no tiene
unidades.
(Equilibrio
químico, s.f.)
presión parcial
de un gas, y la
presión total de
la mezcla de
gases viene
dada por la ley
de Raoult:
ajustada
(Electroquímica,
Sf).
Ecuación de
Van’t Hoff.
determina los
valores de
constantes de
equilibrio a una
cierta
temperatura a
partir de los
valores de otra
temperatura.
También ofrece
medios de
obtener calores
de reacción
cuando las
constantes de
equilibrio son
conocidas en
dos
temperaturas.
Permite hallar
los valores de
constantes de
equilibrio a
una
temperatura a
partir de los
valores de otra
temperatura y
también
permite
obtener el
valor de calor
en reacciones
donde se
conoce las
constantes de
equilibrio y las
dos
temperaturas.
Esta ecuación
La ecuación de
Van’t Hoff es
comúnmente
utilizada para
determinar los
valores de
constantes de
equilibrio a una
cierta
temperatura a
partir de los
valores de otra
temperatura.
(gonzales, 2011)
La ecuación de
van't Hoff nos
permite conocer
la Kp de una
reacción a una
temperatura si
conocemos para
esa misma
reacción la Kp a
otra temperatura,
conociendo
además la
variación de
entalpia en el
proceso ∆H.
relaciona la
variación de la
temperatura
absoluta (T) con la
variación de la
constante de
equilibrio (K) dado
por la diferencia
de entalpía ∆𝐻.
(Electroquímica,
Sf).
La ecuación de Van’t
Hoff es comúnmente
utilizada para determinar
los valores de constantes
de equilibrio a una cierta
temperatura a partir de
los valores de otra
temperatura.
(gonzales, 2011)

es la relación
entre la
variación de la
temperatura y
la de la
constante de
equilibrio dada
por la
diferencia de
entalpía
Coeficiente de
reacción.
Son
coeficientes
que permiten
determinar
hacia dónde se
desplazará la
reacción para
alcanzar el
equilibrio
Son
coeficientes
estequiométric
os de una
ecuación
balanceada
con los cuales
puede ser
calculado el
cociente de
reacción Q, la
cual es una
medida de la
cantidad de
productos y
reactivos,
también
permite
determinar la
dirección de la
reacción
dependiendo si
Q es mayor,
menor o igual
Los coeficientes
estequiométricos
indican en qué
proporción
intervienen en la
reacción las
cantidades
(número de
moles) de
reactivos y de
productos de la
reacción.
(Fisica y
Química , s.f.)
El cociente de
reacción Q es
una medida de la
cantidad relativa
de productos y
reactivos
presente en una
reacción en un
determinado
momento
es una función del
grado de reacción
ξ, la proporción
relativa de
productos y
reactivos presentes
en la mezcla de
reacción en un
momento dado
(Electroquímica,
Sf).
Es una función del grado
de reacción ξ, la
proporción relativa de
productos y reactivos
presentes en la mezcla de
reacción en un momento
dado (Electroquímica,
Sf).

a K (Constante
de equilibrio).
Avance de la
reacción.
se define como
el cociente
entre el cambio
total en el
número de
moles de una
especie y su
coeficiente
estequiométrico
Se simboliza
con la
letra ξ. se
refiere a la
variación con
el
tiempo, dc/dt,
de la
concentración
de uno de los
reactivos o
productos.
Se define como
el cociente entre
el cambio total
en el número de
moles de una
especie y su
coeficiente
estequiométrico.
(Equilibrio
Químico, s.f.)
El avance de la
reacción o
extensión de la
reacción es una
magnitud
simbolizada con
la letra ξ que
cuantifica la
variación de la
cantidad de
especies
químicas que
intervienen en
una reacción.
Tiene unidad de
cantidad de
sustancia, mol.
Fue introducido
por el científico
belga Théophile
de Donder
es una magnitud
simbolizada con la
letra ξ que
cuantifica la
variación de la
cantidad de
especies químicas
que intervienen en
una reacción.
Tiene unidad de
cantidad de
sustancia, mol
(Electroquimica,
Sf).
Es una magnitud
simbolizada con la letra ξ
que cuantifica la
variación de la cantidad
de especies químicas que
intervienen en una
reacción. Tiene unidad
de cantidad de sustancia,
mol (Electroquimica, Sf).
Cinética química.
estudia la
velocidad o
rapidez con
que
transcurren
las reacciones
químicas, y se
refiere a la
Estudia la
velocidad o
rapidez con
que
transcurren las
reacciones
químicas
refiriéndose a
la variación de
Es la parte de la
química que
estudia la
velocidad o
rapidez con que
transcurren las
reacciones
químicas, y se
refiere a la
La cinética
química estudia
las velocidades y
los mecanismos
a través de los
cuales estas se
producen.
se encarga del
estudio de la
rapidez de
reacción, cómo
cambia la rapidez
de reacción bajo
condiciones
variables y qué
eventos
Se encarga del estudio de
la rapidez de reacción,
cómo cambia la rapidez
de reacción bajo
condiciones variables y
qué eventos moleculares
se efectúan mediante la
reacción general
(difusión, ciencia de

variación de
las
concentracion
es de
reactivos y
productos con
el tiempo.
las
concentracione
s de reactivos
y productos en
el tiempo y los
factores que
las influye
variación de las
concentraciones
de reactivos y
productos con el
tiempo.
(EcuRed, s.f.)
moleculares se
efectúan mediante
la reacción general
(difusión, ciencia
de superficies,
catálisis)
(ATKINS,1999).
superficies, catálisis)
(ATKINS,1999).
Reacción
homogénea y
heterogénea.
Reacciones
homogéneas:
Son aquellas
que tienenlugar
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
La
homogéneas
tienen lugar en
una sola fase
ya sea gaseosa
o líquida. Las
heterogéneas
se dan en más
de una fase y
su rapidez de
reacción
depende del
área de la
superficie
Las reacciones
químicas
homogéneas se
caracterizan por
realizarse en una
fase y la
velocidad de
reacciones una
función de la
temperatura,
presión y
concentración de
reactivos y
productos
(dependiendo si
es irreversible o
reversible).
El caso de las
reacciones
heterogéneas el
reactivo de una
fase debe llevarse
a la presencia del
otro reactivo en
la otra fase.
(litoral, 2014)
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
tiempo de
reacción
más
Común
tiene una
rapidez
que depende
del área de
la superficie
expuesta a
las 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
(Moreno, Sf). La homogéneas tienen
lugar en una sola fase ya
sea gaseosa o líquida.
Las heterogéneas se dan
en más de una fase y su
rapidez de reacción
depende del área de la
superficie

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.
la mezcla
de reacción.
Velocidad de
reacción.
esta se expresa
como el cambio
de la
concentración
de un reactante
o producto en
función del
%empo. Las
unidades de la
rapidez son
generalmente
moles por litro
por segundo,
para las
reacciones en
solución, y
moles por
Se determina
de acuerdo a la
cantidad de
sustancia
transformada
en una
reacción por
unidad de
volumen y
tiempo
Designa a la
cantidad de
sustancia que se
convierte en una
reacción dada,
por unidad de
volumen y de
tiempo.
(ucha, 2014)
La velocidad de
reacción es la
velocidad con la
desciende la
concentración de
un reactivo o
aumenta la de
un producto en
el curso de una
reacción.
se define como la
cantidad de
sustancia que se
transforma en una
determinada
reacción por
unidad de volumen
y tiempo)
(ATKINS,1999).
Se determina de acuerdo
a la cantidad de sustancia
transformada en una
reacción por unidad de
volumen y tiempo

cenXmetros
cúbico por
segundo para
los procesos en
fase gaseosa
Velocidad de
conversión.
está definida
como la
extensión de
reacción con
respecto al
tiempo. es el
coeficiente
estequiométric
o para la
sustancia , es
el volumen de
reacción, y es
la
concentración
de la
sustancia.
Conversión de
velocidad es un
servicio en línea
libre para la
conversión de
unidades de la
velocidad.
Conversión entre
metros/segundo,
kilometro/hora,
millas/hora,
velocidad de la
luz,
pies/segundo.
(metricconversio
n, s.f.)
está definida como
la extensión de
reacción con
respecto al tiempo
(Moreno, Sf)
Conversión de velocidad
es un servicio en línea
libre para la conversión
de unidades de la
velocidad. Conversión
entre metros/segundo,
kilometro/hora,
millas/hora, velocidad de
la luz, pies/segundo.
(metricconversion, s.f.)
Constante de
velocidad.
se define como
la constante de
la velocidad de
reacción, en
realidad es
prácticamente
constante con
respecto a las
concentraciones
de las especies,
sin embargo
depende
Representa la
proporcionalid
ad entre la
velocidad de
reacción y las
variables que
la afectan,
principalmente
la
concentración
Representa la
proporcionalidad
entre la velocidad
de reacción y las
variables que la
afectan,
fundamentalment
e la
concentración.
(ingenieria,
2018)
En cinética
química, la
constante k que
aparece en las
ecuaciones de
velocidad es
función de T y P,
y recibe el
nombre de
constante de
velocidad o
coeficiente de
Las unidades de la
constante de
velocidad o el
coeficiente de
velocidad varían
con el orden de la
reacción. (Moreno,
Sf)
Representa la
proporcionalidad entre la
velocidad de reacción y
las variables que la
afectan,
fundamentalmente la
concentración.
(ingenieria, 2018)

principalmente
y fuertemente
de la
temperatura de
reacción
velocidad.
Algunos
científicos
emplean el
primer término
cuando se cree
que la reacción
es elemental y el
último cuando se
sabe que la
reacción ocurre
en más de una
etapa
Orden de
reacción, orden
parcial y orden
global de
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.
La rapidez de
la reacción es
proporcional a
las
concentracione
s de los
reactantes
elevadas a una
potencia, por
lo que se habla
de orden de
reacción, hay
de primer
orden de
segundo orden
y de orden
cero.
Las unidades de
la constante de
velocidad, k,
dependen del
orden global de
reacción es el
orden parcial de
reacción con
respecto al
reactivo A y es el
orden con
respecto al
reactivo B.
(Paz, 2010)
El orden de
reacción con
respecto a un
reactivos el
exponente de su
termino de
concentración.
El orden de
reacción global
es la suma de
los exponentes
de todos los
términos de
concentración.
Orden parcial
respecto a la
sustancia j al
exponente a que
el orden de
reacción es el
exponente que
acompaña a la
concentración de
sustancia. orden
parcial respecto a
la sustancia j al
exponente a que
aparece elevada la
concentración de
dicha sustancia
(Moreno, Sf).
El orden global, n
es la suma
algebraica de los
exponentes:
n = α + β + ...
Las unidades de la
constante de velocidad,
k, dependen del orden
global de reacción es el
orden parcial de reacción
con respecto al reactivo
A y es el orden con
respecto al reactivo B.
(Paz, 2010)

aparece elevada
la concentración
de dicha
sustancia.
Catalizador.
una
sustancia,
simple o
compuesta,
que
incrementa o
minimiza la
velocidad a
la que se
produce una
determinada
reacción
química
Sustancia que
participa en
una reacción
para aumentar
la velocidad de
una reacción
química y no
es modificado
durante la
reacción.
Un catalizador e
s una sustancia
que se puede
añadir a una
reacción para
aumentar la
velocidad de
reacción sin ser
consumida en el
proceso.
( Khan Academy,
s.f.)
Un catalizador e
s una sustancia
que se puede
añadir a una
reacción para
aumentar la
velocidad de
reacción sin ser
consumida en el
proceso.
Un catalizador es
una sustancia que
se puede añadir a
una reacción para
aumentar la
velocidad de
reacción sin ser
consumida en el
proceso)
(ATKINS,1999).
Un catalizador es una
sustancia que se puede
añadir a una reacción
para aumentar la
velocidad de reacción sin
ser consumida en el
proceso)
(ATKINS,1999).
Intermediario de
reacción.
Las sustancias
que van
apareciendo y
que no son los
productos
finales se
conocen como
Es una Especie
intermedia de
tipo química,
de baja
estabilidad que
aparece y
luego
desaparece
como parte de
un mecanismo
de reacción
Es una especie
química,
habitualmente de
baja estabilidad
que aparece y
posteriormente
desaparece en el
mecanismo de
reacción.
(Hernandez,
2013)
Las sustancias
que van
apareciendo y
que no son los
productos finales
se conocen
como
intermedios de
reacción.
especie química,
habitualmente de
baja estabilidad,
que aparece y
posteriormente
desaparece como
parte de un
mecanismo de
reacción. No
aparece ni en la
reacción global, ni
en la ecuación de
velocidad (levine,
1996).
Especie química,
habitualmente de baja
estabilidad, que aparece y
posteriormente
desaparece como parte de
un mecanismo de
reacción. No aparece ni
en la reacción global, ni
en la ecuación de
velocidad (levine, 1996).

Reacción simple,
compleja y
rápida.
La reacción
simple es en la
que un elemento
se sustituye por
otro dentro un
compuesto.
La reacción
compleja ocurre
a nivel
molecular en
varias etapas o
reacciones
elementales.
La reacción
simple es en la
que un
elemento se
sustituye por
otro dentro un
compuesto.
La reacción
compleja
ocurre a nivel
molecular en
varias etapas o
reacciones
elementales.
Reacciones
rápidas. En estas
se forma una
elevada cantidad
de producto, en
relación
al tiempo en que
se realizó la
reacción, Una
sustancia
compleja se
descompone en
las sustancias
simples que la
forman, . Una
sustancia simple
reacciona con
una sustancia
compleja,
provocando en
esta la separación
de uno de sus
componentes.
(Marconi, 2013)
Reacción simple
es aquella que
tiene un estímulo
uniforme y
provoca una
respuesta
también
uniforme frente a
la reacción
compleja en la
que hay una
reacción
disyuntiva o de
elección en la
que se
presentan
diferentes
estímulos que
puedan
demandar
diferentes
respuestas.
Velocidad de
reacción simple:
ante 1 estímulo
hay 1 respuesta.
-Velocidad de
reacción compleja:
a diferentes
estímulos hay
diferentes
respuestas (levine,
1996).
Velocidad de reacción
simple: ante 1 estímulo
hay 1 respuesta.
-Velocidad de reacción
compleja: a diferentes
estímulos hay diferentes
respuestas (levine, 1996).
Pseudo orden.
Si en una
reacción hay
exceso de uno
de los
reactantes, de
formatal que su
concentración
no cambia
apreciablement
Es el resultado
en el caso de
una reacción
con exceso de
alguno de los
reactantes,
donde la
concentración
no cambia a
Las ecuaciones
de velocidad de
pseudo orden se
trabajan
principalmente
de orden uno,
aunque también
pueden darse
reacciones de
Si en una
reacción hay
exceso de uno
de los
reactantes, de
forma tal que su
concentración no
cambia
Es aquella que
estudia la
velocidad o
rapidez con la que
transcurren las
reacciones
químicas, es decir
es la variación de
las
Es aquella que estudia la
velocidad o rapidez con
la que transcurren las
reacciones químicas, es
decir es la variación de
las concentraciones de
los reactivos y productos
en relación con el tiempo
(levine, 1996).

e a medida que
transcurre el
%empo, la
inves%gación
ciné%ca no
revelara
dependencia
alguna de
rapidez
respecto a la
concentración
de esa
sustancia. El
resultado es un
orden diferente
al real llamado
pseudo orden
medida q
transcurre el
tiempo y no
hay
dependencia
de rapidez con
respecto a la
concentración
de la sustancia.
pseudo orden que
tengan grados
mayores.
( pseudo , 2011)
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.
concentraciones de
los reactivos y
productos en
relación con el
tiempo (levine,
1996).
Reacciones de
primer orden
reversibles.
la reacción
química en la
cual los
productos de
la reacción
vuelven a
combinarse
para generar
los reactivos.
Es una
reacción que
llega al
equilibro en un
tiempo finito,
donde la
velocidad es
directamente
proporcional a
la
concentración
de una única
especie y es
independiente
de las demás.
Las reacciones
reversibles u
opuestas son
aquéllas en que
los productos de
la reacción inicial
pueden proceder
para formar
nuevamente la
sustancia
original.
(SolerPalau,
2019)
En estas cinéticas
de orden 1 (directa
e inversa) las
constantes de
velocidad tienen
las dimensiones
de la inversa del
tiempo. El
tratamiento de los
datos cinéticos es
idéntico al
realizado en las
reacciones
aisladas de orden
uno; la única
diferencia es que
reacciones con
coeficientes
estequiométricos
iguales a 1. de
primer orden en
las dos
direcciones,
directa e inversa,
de modo que v k
[A] d = d y v k [B]
i = i. (cinética
formal, sf).
Reacciones con
coeficientes
estequiométricos iguales
a 1. de primer orden en
las dos direcciones,
directa e inversa, de
modo que v k [A] d = d y
v k [B] i = i. (cinética
formal, sf).

en las reacciones
reversibles es
necesario conocer
el valor de
equilibrio de la
concentración del
reactivo (o de la
propiedad
mediante la cual
se siga la
evolución de la
reacción).
Reacciones de
primer orden
consecutivas.
Ciertos
sistemas, una
vez activados,
evolucionan
mediante una
cascada de
reaccioneshacia
un estado
relativamente
estable. El
estudio de las
reacciones
consecutivas
alcanza una
importancia
práctica cuando
tratamos de
obtener uno de
los productos
que se forman
transitoriament
Son reacciones
en las cuales el
producto de
una reacción
es el reactivo
de la siguiente
reacción y son
secuenciales
irreversibles e
incluyen solo 2
pasos de
reacción.
Reacciones
consecutivas
alcanza una
importancia
práctica cuando
tratamos de
obtener uno de
los productos que
se forman
transitoriamente
en la reacción.
( Uji, s.f.)
Se considerarán las
reacciones
consecutivas de
primer orden que
incluyen más de 1
paso de reacción
(UNAM, SF).
Se considerarán las
reacciones consecutivas
de primer orden que
incluyen más de 1 paso
de reacción (UNAM,
SF).

e enla reacción.
Reacciones de
primer orden
competitivas.
Son aquellas en
las que dos o
más
procesoscompite
n en la
desaparición de
un
determinadoreac
tivo o en la
aparición de un
determinadopro
ducto.
Corresponde a
reacciones en
la cual el
mismo
reactivo puedo
generar varios
productos
diferentes.
Sean las
reacciones
competitivas A→
k1B y A→k2C d
e primer orden,
determinaremos [
A], [B] y [C] en
función del
tiempo,
suponiendo
que [B]0=[C]0=0
.
(fernandez,
2010)
Reacciones en las
que un reactivo se
descompone en
varios productos.
(UNAM, SF).
Reacciones en las que un
reactivo se descompone
en varios productos.
(UNAM, SF).
Método de vida
media.
Definiremos el
tiempo de vida
media de un
reactivo como el
tiempo
necesario para
que haya
reaccionado la
mitad de su
concentración
inicial
Es el tiempo
requerido en
un reactivo,
para que haya
reaccionado la
mitad de su
concentración
inicial y se
representa
como t1/2.
El tiempo de vida
media de una
reacción se
define como el
tiempo para el
cual la
concentración del
reactivo cae a la
mitad de su valor
inicial.
(Cinéticas de
reacción, s.f.)
Tiempo de vida
media (t1/2):
tiempo necesario
para que la
concentración de
una sustancia se
reduzca a la
mitad de su valor
inicial. t = t1/2 !
[A]t1/2 = [A]o/2
El tiempo
requerido para que
la concentración
de reactante, [A],
disminuya a la
mitad de su valor
inicial se llama
vida (UNAM, SF).
El tiempo requerido para
que la concentración de
reactante, [A], disminuya
a la mitad de su valor
inicial se llama vida
(UNAM, SF).
Método de la
velocidad inicial.
Permite
determinar el
orden parcial de
reacción
mediante la
medición de la
Permite
determinar el
orden parcial
de reacción
mediante la
medición de la
Es aplicable a la
expresión general
r = k[A1] n1
[A2] n2 · · ·
[AM] nM
(Jimenez, 2011)
Es aplicable a la
expresion
general r = k[A1]
n1 [A2] n2 · · ·
[AM] nM Se mide
Para determinar
los órdenes
parciales, se mide
la velocidad inicial
de la reacción
(UNAM, SF).
Para determinar los
órdenes parciales, se
mide la velocidad inicial
de la reacción (UNAM,
SF).

velocidad inicial
de la reacción
en función de la
variación de las
concentraciones
velocidad
inicial de la
reacción en
función de la
variación de
las
concentracione
s iniciales de
los reactivos a
cierta
temperatura.
la velocidad
inicial r0 para
varios
experimentos en
los que se
cambia cada vez
la concentracion
inicial de un
reactivo.
Método de
aislamiento.
consiste en
planificar las
experiencias de
forma que la
concentración
de un reactivo
se mantenga
constante
mientras que la
de otro va
cambiando.
También
conocido
como método
de aislamiento
de Ostwald, el
cual se basa en
el principio de
cinética de
seudo orden.
Consiste
entonces en
realizar una
secuencia
controlada de
experimentos
donde la
concentración
de un reactivo
se mantiene
constante
mientras que
los demás
varían.
Consiste en
planificar las
experiencias de
forma que la
concentración de
un reactivo se
mantenga
constante
mientras que la
de otro va
cambiando.
(Cinetica, 2019)
Es aplicable a la
expresión
general r = k[A1]
n1 [A2] n2 · · ·
[AM] nM
Consiste en
tomar la
concentración
inicial de uno de
los reactivos
mucho más baja
que el resto, de
manera que la
de ´estos pueda
considerarse
prácticamente
conste.
que consiste en
planificar las
experiencias de
forma que la
concentración de
un
reactivo se
mantenga
constante mientras
que la de otro va
cambiando. Esto
normalmente se
logra haciendo que
una de las
concentraciones
esté en exceso de
forma que no varíe
al transcurrir la
reacción. (Gómez,
2010)
Consiste en planificar las
experiencias de forma
que la concentración de
un
reactivo se mantenga
constante mientras que la
de otro va cambiando.
Esto normalmente se
logra haciendo que una
de las concentraciones
esté en exceso de forma
que no varíe al
transcurrir la reacción.
(Gómez, 2010)

Reacción
elemental.
es aquella que
se produce en
un solo paso o
etapa. Las
moléculas
reaccionantes
interaccionan
a la vez en el
espacio y el
tiempo
conduciendo a
producto a
través de un
único estado
de transición
Consta de una
sola etapa en
la cual no se
observan
compuestos
intermedios y
los reactivos
reaccionan en
solo paso por
lo tanto no
requiere varias
etapas para
describir como
se da la
reacción.
Son aquellas que
se producen en
un solo paso o
etapa mediante la
interacción
directa de los
átomos de los
reactivos para
formar los
productos.
( Químicas,
2015)
La reacción tiene
lugar en una
única etapa;
mediante una
interacción
directa entre las
moléculas de
reactivos se
generan los
productos
es aquella que se
produce en un solo
paso o etapa.
(Gómez, 2010)
Es aquella que se
produce en un solo paso
o etapa. (Gómez, 2010)
Reacciones
unimoleculares,
biomoleculares y
trimoleculares.
En una
reacción
unimolecular,
una molécula A
se disocia o se
isomeriza para
formar el
producto. En
este tipo de
reacciones, si
tenemos una
temperatura
constante, se
da que la
velocidad de
reacción es
directamente
proporcional a
la
concentración
Reacciones
unimoleculares:
en las que sólo
participa una
molécula.
Reacciones
Biomoleculares:
participan dos
moléculas.
Constituyen el
mayor ejemplo
de reacciones.
Reacciones
trimoleculares
(o
termoleculares):
participan tres
moléculas. Son
menos probables,
Reacciones
unimoleculares:
en las que sólo
participa una
molécula. Un
ejemplo es la
conversión del
ciclopropano en
propeno: una
molécula de
ciclopropano se
convierte
directamente en
propeno, sin
necesidad de
otro reactivo
Reacciones
bimoleculares:
-Unimolecular:
una molécula A se
disocia o se
isomeriza para
formar el
producto. (Gómez,
2010)
- En las reacciones
biomoleculares,
dos átomos o
moléculas, que
llamaremos A y B,
reaccionan entre
ellas, para formar
uno o varios
productos.
(Gómez, 2010)
-Reacción
trimolecular:
-Unimolecular: una
molécula A se disocia o
se isomeriza para formar
el producto. (Gómez,
2010)
- En las reacciones
biomoleculares, dos
átomos o moléculas, que
llamaremos A y B,
reaccionan entre ellas,
para formar uno o varios
productos. (Gómez,
2010)
-Reacción trimolecular:
participan tres moléculas
para formar diferentes
productos. (Gómez,
2010)

de A. En las
reacciones
bimoleculares,
dos átomos o
moléculas, que
llamaremos A y
B, reaccionan
entre ellas,
para formar
uno o varios
productos. En
este caso,
siempre
considerando
una
tempearatura
constante, la
velocidad de la
reacción es
proporcional al
producto de las
concentracione
s de A y B.
También puede
suceder que
tres moléculas
reaccionen
entre ellas, al
mismo tiempo.
Sería el caso
de una
reacción
elemental
trimolecular,
dado que
requiere que
colisionen tres
moléculas al
mismo tiempo.
( Química
general, 2011)
participan dos
moléculas.
Constituyen el
mayor ejemplo
de reacciones.
Todas las
analizadas para
los óxidos
nitroso (NO) y
nítrico (NO2) en
el tema anterior,
constituyen
ejemplos de
reacciones
bimoleculares
Reacciones
trimoleculares
(o
termoleculares)
: participan tres
moléculas. Son
menos
probables, dado
que requiere que
colisionen tres
moléculas al
mismo tiempo.
La formación de
ozono (O3) a
partir de oxígeno
(O2) es un
participan tres
moléculas para
formar diferentes
productos.
(Gómez, 2010)

aunque este
tipo de
reacciones son
muy escasas.
ejemplo de una
reacción
termolecular.
Mecanismo de
reacción.
El proceso por
el cual se lleva a
cabo una
reacción se
denomina
mecanismo de
reacción. El
mecanismo de
reacción
describe con
detalle el orden
de ruptura y
formación de
enlaces y los
cambios de las
posiciones
relativas de los
átomos a lo
largo de la
reacción.
Describe y
explica de
manera lógica
la secuencia de
las reacciones
elementales e
intermediarios
que deben
ocurrir para
pasar de
reactivos a
productos.
Se
denomina mecani
smo de la
reacción a la
secuencia de
pasos
intermedios
simples que
corresponden al
avance de la
reacción química
a escala
molecular.
(100cia Química,
s.f.)
Un mecanismo
de reacción
consiste en la
descripción
detallada tan
minuciosa como
sea posible de la
secuencia de
cambios en las
posiciones de los
núcleos y de los
electrones que
tienen lugar
como
consecuencia de
la transformación
de los reactantes
en productos.
es un postulado
teórico que intenta
explicar de manera
lógica cuáles son
las reacciones(es)
elemental(es) e
intermediarios que
suceden en una
reacción química y
que permiten
explicar las
características
cualitativas.
(Gómez, 2010)
Es un postulado teórico
que intenta explicar de
manera lógica cuáles son
las reacciones(es)
elemental(es) e
intermediarios que
suceden en una reacción
química y que permiten
explicar las
características
cualitativas. (Gómez,
2010)
Energía de
activación.
la energía mí
nima
necesaria para
que se
produzca una
reacción
química dada.
Es la energía
mínima
requerida en
un sistema
para que se
produzca una
reacción, que
La Energía de
activación, se
define como, la
energía mínima
necesaria, para
que se produzca
una reacción
La energía de
activación de
una reacción
química se
relaciona
estrechamente
es la energía
mínima que
necesita un sistema
antes de poder
iniciar un
determinado
proceso
Es la energía mínima que
necesita un sistema antes
de poder iniciar un
determinado proceso
(Müller,1994).

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