Cinética quimica

1. CURSO: CINÉTICA QUÍMICA Y DISEÑO DE REACTORES I – PI-225
ING. FERNANDO JARAMILLO SALDAÑA
FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y
MANUFACTURERA
CINÉTICA
QUÍMICA

2. ¿Por qué ocurren las
reacciones químicas?
¿Por qué algunas son
lentas y otras muy
rápidas ?

3. C I N É T I C A T ERMODI NÁMI CA
F ISICO Q U ÍMIC A
C ATÁ L ISIS
H O M O G É N EA H E T E R O G É N E A E N Z I M ÁT I CA
M EC A N ICA
C UÁ N T I C A

4. A N T E C E D E N T E S
HISTÓRICOS D E L A
C I N É T I C A QUÍMICA
Arrhenius(1889)
La velocidad de una reacción
depende de la temperatura
Van’t Hoff(1884)
Estudia la
reacciones
dinámica
químicas
de las
y la
influencia de la temperatura
Gulbert y Waage (1864)
Descubren la dependencia de
la velocidad de reacción con la
concentracion de reactantes

5. La cinética química estudia la velocidad y el mecanismo por medio de los
cuales una especie química se transforma
en otra. La velocidad es la masa o moles de un producto formado o de
un reactante consumido por unidad de tiempo. El mecanismo es la
secuencia de eventos químicos individuales cuyo resultado total produce
la reacción observada. De esta manera la cinética química considera
todos los factores que influyen sobre una reacción química y explica la
causa de la magnitud de esa velocidad de reacción.
CINETICA QUÍMICA

6. FACTORES QUE
INFLUYEN EN LA
VELOCIDAD DE
REACCIÓN

7. A)Concentración de las sustancias reaccionantes
Por el aumento de la concentración se amplía la probabilidad de que el número de choques sean efectivos y, por lo
tanto, crece la velocidad de reacción.
B) Temperatura
Se observa experimentalmente que la velocidad de las reacciones químicas aumenta con la temperatura. Al
aumentar la temperatura, crece el número de choques eficaces entre moléculas, puesto que al amplificar la energía
de éstas, muchas adquieren una energía mayor que la de activación.
C) Estado físico de los reactivos y grado de división
Las condiciones más favorables para que se produzcan choques eficaces son aquellas en las que las moléculas se
encuentran en un estado gaseoso, o bien, disueltas en iones. La velocidad de reacción aumenta cuando se
acrecienta el grado de división, ya que aumen ta la superficie de contacto, así, las sustancias sólidas o líquidas
pulverizadas reaccionan mucho más rápidamente.
D) Influencia de los catalizadores
Un catalizador se puede definir como una sustancia que, aun en cantidades muy pequeñas, varía en gran medida la
velocidad de un proceso químico sin mostrar ningún cambio en él

8. EJEMPLOS:
• Fabricación del amoniaco, mediante el proceso Haber-Bosch
P= 200 – 300 atm, T= 400 – 500 °C
Catalizador: mezcla de hierro y promotores: oxido de aluminio o el oxido de potasio
• Industria petrolera- Refinación del petróleo
• P= 1 atm= 760 mmHg o menores T = 400 – 800 °C
Catalizador: En el craqueo catalítico se utilizan la zeolita o el oxido de aluminio.
• Industria alimentaria: producción de cerveza
P= no es un factor crítico T = 10-25 °C (fermentación, dependiendo del tipo de
levadura y
estilo de la cerveza).
catalizador= la levadura actúa como el catalizador principal en la fermentación
convirtiendo
los azucares del mosto en alcohol y dióxido de carbono.
• Industria farmacéutica – síntesis de medicamentos
Presión, puede variar, dependiendo de la reacción especifica
Temperatura, varia según la reacción, Catalizador, pueden ser metales o enzimas.

10. R E A C T O R E S BATCH

12. NUEVA R E F I N E R I A D E
TA L A R A

14. R E A C T O R E S TU B U L A R E S O F L U J O PISTÓN

16. El Ingeniero Químico debe conocer la cinética de la reacción para
diseñar el aparato en el que ha de efectuarse aquélla a escala técnica.
Si la reacción es lo suficientemente rápida para que el sistema se
encuentre en equilibrio, entonces el diseño es muy sencillo ya que no
necesita la información cinética, y resulta apropiada la información
termodinámica. No se requiere conocer el mecanismo de una reacción
para diseñar un reactor, pero sí es necesaria una ecuación de
velocidad satisfactoria
RECOMENDACIÓN INGENIERIL

17. La velocidad de una reacción química puede variar desde un valor
tendiente a infinito hasta prácticamente cero. En las reacciones iónicas
como en las reacciones de combustión que se realizan a elevadas
temperaturas, la velocidad es extremadamente rápida. Por el contrario,
la velocidad de combinación de hidrógeno y oxígeno en ausencia de un
catalizador a temperatura ambiente es muy lenta. La mayor parte de las
reacciones industriales se verifican a velocidades situadas entre estos
extremos, y para estos casos el diseñador necesita aplicar los datos
cinéticos que le permitan determinar los tamaños finitos del equipo de
reacción.

18. Clasificación de reacciones
Existen muchas maneras de clasificar las reacciones químicas. En Ingeniería de
Reacciones Químicas el esquema más útil es probablemente el que resulta de
dividirlas, de acuerdo con el número y tipo de fases implicadas, en dos grandes grupos:
sistemas homogéneos y heterogéneos. Una reacción es homogénea si se efectúa
sólo en una fase, y es heterogénea si, al menos, requiere la presencia de dos fases
para que transcurra a una velocidad constante.
Además de estos dos tipos, tenemos las reacciones catalíticas, cuya velocidad está
alterada por la presencia, en la mezcla reaccionante, de materiales que no son
reactantes ni productos. Estos materiales, denominados catalizadores, no necesitan
estar presentes en grandes cantidades, ya que actúan, en cierto modo, como
mediadores en el retraso o aceleración de la reacción.

19. No catalizada Catalizada
Homogéneas La mayor parte de las reacciones en
fase gaseosa
La mayor parte de las
reacciones en fase líquida
Heterogéneas
Combustión de carbón Síntesis de amoníaco
Calcinación de minerales Oxidación de amoníaco para
producir ácido nítrico
Ataque de sólidos por ácidos Cracking del petróleo
Absorción gas-líquido con reacción Oxidación de SO2 a SO3

20. Tipos de reacciones con base en diferentes criterios
De acuerdo con la forma de su ecuación cinética:
Elementales: concentraciones de los reactantes con exponentes iguales a los coeficientes
estequiométricos.
No elementales :concentraciones de los reactantes con exponentes diferentes a los coeficientes
estequiométrico.
En función del número de fases:
Homogéneas (una sola fase), No homogéneas (más de una fase)
En función de su complejidad:
Simples: una sola ecuación estequiométrica A + B → R
Múltiples o complejas: no basta una sola ecuación estequiométrica, pueden ser en: ■
Serie (A → R → S)
■ Paralelo (A → R; A → S); Serie-Paralelo (A + B → R ; B + R → S)
En relación al equilibrio:
Irreversibles:(conversión total); Reversibles (se llega al equilibrio antes de que se alcance el
100 % de conversión)

21. Relaciones estequiométricas (Volumen constante y variable)
Cuando se habla de una reacción a volumen constante, se hace referencia al volumen de la
mezcla reaccionante y no al del recipiente donde se lleva a cabo la reacción. Así, este término
significa en realidad un sistema reaccionante de densidad constante. La mayoría de las
reacciones en fase líquida y todas las reacciones en fase gaseosa que se efectúan en un
recipiente de volumen constante pertenecen a esta categoría.
En un sistema de volumen constante, la medida de la velocidad de reacción del componente
“i” se expresa como: 𝒓𝒊 =
𝟏 𝒅𝑵𝒊
𝑽𝒅𝒕
=
𝒅(
𝑵𝒊
𝑽
)
𝒅𝒕
=
𝒅𝑪𝒊
𝒅𝒕
=
𝒅 𝑨𝒊
𝒅𝒕
y para gases ideales, donde: C=
𝒑
𝑹𝑻
𝒓𝒊 =
𝟏
𝑹𝑻
𝒅𝒑𝒊
𝒅𝒕
Muchas veces es conveniente expresar la velocidad de reacción en función de propiedades
relacionadas con la concentración como la presión parcial, la absorbancia , la conductividad
eléctrica, y otras afines.

22. Definición de la velocidad de reacción
Del mismo modo que en física se define la velocidad de un móvil como la derivada del espacio
respecto del tiempo, la velocidad de una reacción química se puede definir como la derivada de la
concentración de un reactivo o de un producto respecto del tiempo. Así, para la reacción: aA + bB →
cC + dD
r= -
𝟏
𝒂
𝒅 𝑨
𝒅𝒕
= -
𝟏
𝒃
𝒅 𝑩
𝒅𝒕
=
𝟏
𝒄
𝒅 𝑪
𝒅𝒕
=
𝟏
𝒅
𝒅 𝑫
𝒅𝒕
o
r =
𝒓𝑨
−𝒂
=
𝒓𝑩
−𝒃
=
𝒓𝑪
𝒄
=
𝒓𝑫
𝒅
las velocidades calculadas respecto de los reactivos se consideran negativos porque sus
concentraciones disminuyen a medida que pasa el tiempo. En cambio, las velocidades calculadas
respecto de los productos son positivas porque sus concentraciones aumentan con el tiempo..

23. PROBLEMA 1:
En la reacción: N2(g) + 3H2(g) → 2 NH3(g), en un momento dado el hidrógeno está reaccionando
a la velocidad de 0,090 mol.L-1s-1 :
a). Calcular la velocidad a la que está reaccionando el nitrógeno.
b). Determine con que velocidad se forma el amoniaco.

24. MEDIDA EXPERIMENTAL DE
LA VELOCIDAD DE
REACCIÓN
t/s 0.0 10.0 20.0 30.0 40.0 50.0 60.0 70.0 80.0
V[CO2]/𝐜𝐦𝟑 0.0 19.0 30.0 37.5 45.0 50.0 52.0 53.0 53.0
En la siguiente reacción,el carbonatode calcio
Reacciona con ácido clorhídrico
CaCO3(s) +HCl(ac)→CaCl2(ac) +CO2(g) + H2O(l)
CO2(g)

25. El siguiente paso es definir la velocidad de reacción de modo que sea significativa y útil. Si la velocidad
de cambio en el número de moles de un componente i debido a la reacción es:
𝒅𝑵𝒊
𝒅𝒕
entonces la velocidad de reacción en sus diferentes formas se define de los modos siguientes:
■ Con base en la unidad de volumen del fluido reaccionante:
𝒓𝒊 =
𝟏
𝑽
𝒅𝑵𝒊
𝒅𝒕
=
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝒊 𝒇𝒐𝒓𝒎𝒂𝒅𝒐𝒔
(𝒗𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆𝒏 𝒅𝒆 𝒇𝒍𝒖𝒊𝒅𝒐)(𝒕𝒊𝒆𝒎𝒑𝒐)
■ Con base en la unidad de volumen de reactor, si es diferente de la velocidad basada en la unidad
de volumen de fluido:
𝒓𝒊 =
𝟏
𝑽
𝒅𝑵𝒊
𝒅𝒕
=
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝒊 𝒇𝒐𝒓𝒎𝒂𝒅𝒐𝒔
(𝒗𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆𝒏 𝒅𝒆𝒍 𝒓𝒆𝒂𝒄𝒕𝒐𝒓)(𝒕𝒊𝒆𝒎𝒑𝒐)
■ Con base en la unidad de masa de sólido en los sistemas sólido-fluido:
𝒓𝒊 =
𝟏
𝑾
𝒅𝑵𝒊
𝒅𝒕
=
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝒊 𝒇𝒐𝒓𝒎𝒂𝒅𝒐𝒔
(𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒅𝒆 𝒔ó𝒍𝒊𝒅𝒐)(𝒕𝒊𝒆𝒎𝒑𝒐)

26. LEY DE ACCIÓN DE LAS MASAS Y ORDEN DE REACCIÓN
Gulbert y Waage, descubrierón que algunas reacciones guardaban proporcionalidad con las concentraciones de los
reactivos, cada una de ellas elevada a un exponente que se
determina experimentalmente. Por ejemplo, para una reacción del tipo:
aA + bB + cC + … … → rR+ sS + …..
Se puede expresar la velocidad de desaparición de la especie “A” mediante la siguiente ley de
velocidad:
- г(A) = -
𝒅 𝑨
𝒅𝒕
= k[A]α [B]β [C]Ɣ
k: constante de velocidad o coeficiente cinético (es característico de la reacción, esta en función de la
temperatura, del solvente de la reacción y en algunos casos de la fuerza iónica del medio)
[A], [B], [C]: concentraciones molares de A, B, C ( m o l / L ) ; α , β , ϒ s o n o r d e n e s d e
r e a c c i ó n c o r r e s p o n d i e n t e a A , B y C
α + β + Ɣ =orden total de reacción.
Si α=a ; β= b; Ɣ = c, sedice que la reacción es elemental.

27. Aspectos a recordar
- Los ordenes de la reacción: 𝞪, β y ϒ no deben confundirse con los coeficientes
estequiométricos: a,b, y c.
- La velocidad de una reacción química suele ser una función dela concentración
de cada reactivo, pero no es habitual que dependa de la concentración de un
producto de la reacción.
- La constante “K” es una constante de velocidad de orden igual al orden total de la
reacción y la magnitud de “K” puede considerarse una medida de la rapidez de la
reacción.
- Las unidades de “K” de acuerdo al orden de la reacción, son las siguientes:
Orden de reacción Unidades de “K”
0 : orden cero mol. L-1 s-1
1: primer orden s-1
2: segundo orden L.mol-1 s-1
3: tercer orden L2 mol-2 s-1

28. PROBLEMA 2:
Para el proceso: 2 NO(g) + 2 H2(g) → N2(g) + 2 H2O(g)
La ecuación de la velocidad es: – r = K 𝑁𝑂 2 𝐻2 ; responder las
siguientes preguntas:
a) Indique el orden de reacción con respecto a cada uno de los reactivos.
b) Cual es el orden total de la reacción.
c) Deduzca las unidades de la constante de velocidad.

29. PROBLEMA 3:
Para la reacción: A(g) → B(g) + C(g) el valor de la constante de velocidad a
una cierta temperatura es 1,5x 10-3 L.mol-1 s-1 , resolver las siguientes preguntas:
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 reacción cuando la
concentración de “A” sea 0,242 M?

30. R E A C C I O N E S D E PRIMER O R D E N
Una reacción de elemental primer orden es el caso de la descomposición del etano en eteno
e hidrógeno : C2H6 → C2H4 + H2
La velocidad de reacción será: -r(A)= k [C2H6]
 Otro caso es la reacción: ΦN=NCl → ΦCl +N2
La velocidad de reacción será: -r(A) = k ΦN=NCl
 Otro caso es la reacción: CH2OCH2 + H2O → CH2(OH)CH2(OH)
La velocidad de reacción será: -r(A) = k CH2OCH2

31. R E A C C I O N E S D E S E GU N D O O R D E N
Sea la siguiente reacción : I2 (g) + H2 (g) → 2 HI (g)
La velocidad de reacción queda expresada de la siguiente manera:
- г = k 𝐻2 𝐼2
Para la reacción : CNBr + CH3NH2 → CH3Br + NCNH2
La velocidad de reacción queda expresada:
-г = k 𝐶𝑁𝐵𝑟 𝐶𝐻3𝑁𝐻2

32. Finalmente, hay que destacar la posibilidad de ordenes fraccionarios Así, la conversión
térmica del para hidrógeno en orto hidrógeno es una reacción de orden, tres medios
-r(A)= k [p H2]3/2
Estos ordenes fraccionarios implican la consideración de un mecanismo de tipo complejo. Otro
ejemplo de este tipo de reacciones es la reacción
CH3CHO→ CH4 + CO
Cuya velocidad es : k [CH3CHO]3/2 y el orden de reacción 3/2
La evidencia experimental sugiere que se produce mediante un mecanismo de
radicales libres de un determinado tipo.

33. REACCIONES DE TERCER ORDEN
Se conocen reacciones de tercer orden, la reacción entre óxido nítrico y cloro,
2NO + Cl2 → 2NOCl
Cuya velocidad es proporcional al cuadrado de la concentración del óxido nítrico y a la primera
potencia de la concentración de cloro:
- r(A) = k [NO]2[Cl2]
La reacción es pues, de segundo orden respecto al óxido nítrico y de primer orden respecto al cloro,
el orden global es de tres.
Reacciones de cuarto y orden superior son poco frecuentes. Otro ejemplo:
Para la reacción NO + NO2 + H2O → 2 HNO2 - r(A)=k [NO] [NO2][H2O]

34. R E A C C I O N E S SIN O R D E N D E R E A C C I Ó N
 En conexión co la consideración del orden de reacción hay que resaltar varios puntos En
primer lugar, o se puede decir que todas las reacciones poseen cierto orden Por ejemplo, la
velocidad de la reacción entre hidrógeno y bromo cumple la ecuación cinética:
H2 + Br2 → 2 HBr
Esta ecuación cinética es el resultado de la complejidad de la reacción,
cuyos detalles se discutirán más adelante En estas reacciones o es
aconsejable hablar de orden de reacción, sino expresar la dependencia
usando la ecuación
𝑑 𝐻𝐵𝑟
𝑑𝑡
=
𝑘 𝐻2 𝐵𝑟2 1/2
1 +
𝑘 𝐻𝐵𝑟
𝐵𝑟2

35. REACCION CATALÍTICA CON PSEUDO ORDEN DE REACCIÓN
DESCOMPOSICIÓN CATALÍTICA DEL PERÓXIDO DE
HIDRÓGENO
KI
2H2O2 → 2H2O +O2
La ecuación de velocidad será: - r(A) = k [H2O2] α [I-]ß
Puesto que el ion yoduro actúa como catalizador su concentración
permanecerá constante
- r(A) = k [ [I-]ß [H2O2] α - r(A) = k´ [H2O2] α
Esta reacción tendrá un pseudo orden α, cuyo valor determinado
experimentalmente es igual a 1 Finalmente, la ley de velocidades será:
-r(A) = k´ [H2O2]
El valor de ß se obtiene variando las concentraciones del KI

36. T R ATA M I E N TO D E DATOS C I N É T I C O S
• En toda investigación cinética se mide, de forma directa o
indirecta, la concentración a diversos tiempos.
• Ahora el problema es expresar la velocidad en forma de una
ecuación que relacione la velocidad con la concentración de los
reactivos, y a veces de los productos y otras sustancias
presentes, como un catalizador.
• Si la reacción es de un orden sencillo, hay que determinar cual
es, y también la constante de velocidad, si esto no ocurre como
en la reacción del hidrógeno con el bromo hay que determinar
la forma de la ecuación cinética, junto con las magnitudes de
las constantes k y k´ en la ecuación.
• El orden de reacción puede ser: uno, dos, tres, hasta “n”, salvo
excepciones.

37. MÉTODOS DE TRATAMIENTO DE DATOS
Para abordar estos problemas hay dos métodos principales,
que se denominan:
Método de integración y
Método diferencial
En el método de integración se parte de una ecuación cinética
que se supone aplicable, veamos los siguientes casos, para
este método:

38. REACCIÓN DE PRIMER ORDEN
Sea una reacción del tipo monomolecular irreversible de primer orden :
A → productos
Suponiendo que al inicio t=0, la concentración inicial es[A]o (o Cao ) y la de los productos igual
a cero.
Al transcurrir el tiempo se tendrá la expresión : -г(A) = -
𝑑 𝐴
𝑑𝑡
= k 𝐴
Ordenando: -
𝑑 𝐴
𝐴
= k dt integrando: - 𝐴𝑜
𝐴 𝑑 𝐴
𝐴
= k 0
𝑡
𝑑𝑡 entonces se obtiene:
ln 𝐴 = -kt + ln 𝐴𝑜 o también ln(
𝐴𝑜
𝐴
) =kt

39. En función de la conversión (XA), la ecuación de velocidad, se transforma en:
- ln (1-XA) = kt
Una gráfica de ln(1 - XA) o ln(CA /CAo) vs el tiempo, da una línea recta que pasa por el origen. Si los datos
experimentales parecieran ajustarse mejor a una curva que a una recta, se prueba otra forma de
velocidad, ya que la cinética de primer orden no ajusta satisfactoriamente los datos experimentales.
-ln(1-XA) o –ln
𝑪𝑨
𝑪𝑨𝒐
T (tiempo)
Pendiente = k
Precaución
Sea la ecuación:
-
𝒅𝑪𝑨
𝒅𝒕
= 𝒌𝑪𝑨
𝟎,𝟔
𝑪𝑩
𝟎,𝟒
De primer orden,
pero no responde
a este tipo de
análisis.

40. graficando la ecuación se obtiene una recta
Si t=0 ln[A] = ln[A]o, mientras que la pendiente será: k, en donde k es la constante cinética

41. Para una reacción de primer orden, se tiene de la ecuación
Operando se obtiene:
𝑙𝑛
𝐴
(
1
2
)𝐴
= k t1/2 t (1/2) =
𝐥𝐧 𝟐
𝒌
Periodo de semireacción o tiempo de vida
media(t1/2)
El periodo de semireacción, es el tiempo necesario para que
desaparezca la mitad de la sustancia reaccionante original, vale
decir que su concentración final sería la mitad de la inicial.

42. REACCIÓN DE SEGUNDO ORDEN
Sea una reacción del tipo bimolecular irreversible de segundo orden :
A + B → productos
PROBLEMA PLANTEADO (tarea)
Datos: CAo ; CBo ; Reactivo limitante: A
k; XA (conversión de A)
Por fines prácticos, expresar: M =
𝐶𝐵𝑜
𝐶𝐴𝑂
(relación molar inicial de los reactivos, diferente de 1 )
Objetivos
A) Expresar la ecuación de velocidad en función de la conversión de A (XA); M; k; CAo y del tiempo
B) Expresar la grafica característica de segundo orden.

43. REACCIÓN DE SEGUNDO ORDEN
Sea una reacción del tipo monomolecular irreversible de segundo orden :
2 A → productos
PROBLEMA PLANTEADO (tarea)
Datos: CAo
k; XA (conversión de A)
Objetivos:
A) Expresar la ecuación de velocidad en función de CA ; CAo , k y del tiempo (t).
B) Expresar la ecuación de velocidad en función de CAo , XA ; k y del tiempo (t).
B) Expresar las graficas característica de segundo orden.

44. El periodo de vida media de desintegración radiactiva del polonio 210 es de 140 días.
a)calcule la constante cinética de la reacción nuclear, si el decaimiento sigue una reacción
de primer orden.
a) ¿Qué tiempo (en días) será necesario para que se desintegre el 70% de una masa dada de polonio 210?
k=
𝑙𝑛
2
𝑡1/2
𝑙𝑛2
k=
140
mo
m
= kt
teniendo en cuenta que al consumirse el 70%, quedará el 30% de la masa inicial, y en lugar de concentración
remplazamos las masas m y mo
PROBLEMA 4:

45. Un isótopo radiactivo producido artificialmente descompone de acuerdo reacción de primer
orden, emitiendo partículas alfa Su periodo de vida media de 15 minutos.
¿Calcule el tiempo (en min) en el cual el 80% de la muestra será descompuesta?.
PROBLEMA 5:

46. La reacción entre el óxido nítrico y el hidrógeno : 2NO + H2 → N2 + 2H2O
fue investigada midiendo la velocidad inicial de disminución de la presión en mezclas conocidas de los gases
reactivos.
A 700 C se obtuvieron los siguientes resultados:
Determine el orden de la reacción, con respecto a cada reactivo, además calcular la constante de velocidad de la
reacción total a 700 °C.
PROBLEMA 6:
Presion inicial (atm) Velocidad inicial de disminución de la presión
(atm/min)
NO H2
0,5 0,2 0,0048
0,5 0,1 0,0024
0,25 0,2 0,0012

47. PROBLEMA 7:
Se ha medido la velocidad en la reacción: A + 2B → C a 25 °C, para lo que se ha diseñado cuatro
experimentos, obteniéndose como resultados la siguiente tabla:
Determine los ordenes de reacción parciales y total, la constante de velocidad y la velocidad cuando
las concentraciones de “A” y “B” sean ambos 5,0x10-2 M
Experimento 𝑨 (M) 𝑩 (M) r (M.s-1)
1 0,1 0,1 5,5x 10-6
2 0,2 0,1 2.2x 10-5
3 0,1 0,3 1,65x 10-5
4 0,1 0,6 3,3x 10-5

48. Los siguientes resultados se obtuvieron de la descomposición del óxido nitroso (N2O) sobre una superficie
de oro, estos representan el % de descomposición de la cantidad inicialmente presente:
Demostrar que la reacción es cinéticamente de primer orden y luego determine el valor de la constante
cinética.
PROBLEMA 8:
t (s) 900 1800 3180 3900
X( %) 16,5 32,0 50,0 57,0

49. PROBLEMA 9:
La variación de la presión parcial del azometano con el tiempo fue seguida a 600 K,
Obteniéndose los siguientes resultados. Confirme que la descomposición de dicho compuesto es de primer
orden respecto al azometano, y encuentre la constante de velocidad a 600 K.
CH3N2CH3(g) → CH3CH3 (g) + N2 (g)
Tiempo (s) 0 1000 2000 3000 4000
Presión(Pa) 10,9 7,63 5,32 3,71 2,59
Rpta: K= 3,6x10-4 s-1

50. PROBLEMA 10:
En un experimento particular, se ha encontrado que la concentración de N2O5 en bromo líquido
varió con el tiempo según la siguiente tabla:
Tiempo (s) 0 200 400 600 1000
𝑁2𝑂5 mol/L 0,11 0,073 0,048 0,032 0,014
Confirme que la reacción es de primer orden en N2O5 y determine la
constante de velocidad
Rpta: K= 2,1x10-3 s-1

51. Se conocen los datos siguientes para la descomposición del óxido de etileno (CH2)2O en fase gaseosa, en
metano y monóxido de carbono a la temperatura de 414,5 C , según:
(CH2)2O → CH4 + C O
Determine el orden de reacción y el valor de la constante cinética (k).
PROBLEMA 11:
t(min) 0 5 7 9 12 20
P (mm hg) 116,5 122,6 125,7 128,7 133,2 141,4

52. PROBLEMA 12:
La siguiente tabla contiene valores del porcentaje de descomposición del éter etilvinilico
A 389 °C en tiempos distintos, siendo la presión inicial de 51 torr.
Calcule la constante de la velocidad de reacción (k)
% de
descomposición
20 30 40 50
Tiempo (s) 264 424 609 820

53. Los siguientes datos fueron obtenidos sobre la velocidad de la hidrólisis de sucrosa al 17% en una
solución acuosa de HCl 0,099M a 35 C:
Determine el orden de la reacción respecto a la sucrosa y el valor de la constante cinética k,
así como el tiempo de vida media (en min) de la reacción.
t/min 9,82 59,6 93,18 142,9 294,8 589,4
Remanente de
sucrosa,%
96,5 80,3 71,0 59,1 32,8 11,1
PROBLEMA 13:

54. PROBLEMA 14:
A 155 °C la descomposición en fase gaseosa del peróxido de di-ter-butilo es una reacción de primer
orden, y esta dada por:
(CH3)3COO(CH3)3 → 2 (CH3CO)2 + C2H6
La tabla siguiente contiene los resultados obtenidos por Ralley y colaboradores, para la presión total “P”
en el tiempo “t” medida en un volumen fijo:
Calcule la constante de velocidad para la reacción.
T (min) 0 3 6 9 12 15 18 21
P(torr) 169,3 189,2 207,1 224,4 240,2 255,0 269,7 282,6