Quimica Solucionario Bruño 2 Bachillerato Tema 5 PDF

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Solucionario del libro de Química de 2 Bachillerato. Editorial Bruño. Tema 5: Equilibrio químico y cinética química...

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UNIDAD 5 Equilibrio químico y cinética química 1 Cita tres ejemplos de reacciones químicas que te parezcan rápidas y tres que consideres lentas. La velocidad de una reacción depende de muchos factores, como la temperatura, la concentración de los reactivos, la presencia de catalizadores, etcétera. • Entre las reacciones rápidas, se pueden contar las explosiones de un barreno o de una bomba, la combustión de un motor de automóvil y las reacciones electroquímicas que motivan los impulsos nerviosos o el movimiento de los músculos. • Como reacciones lentas, la oxidación de un objeto de hierro expuesto a la intemperie, la formación de estalagtitas y estalagmitas por precipitación de carbonatos o la descomposición del mármol a temperatura ambiente. 2 ¿Cómo medirías la velocidad de una reacción? La velocidad de una reacción se establece analizando cómo varía la concentración de las sustancias que participan en ella, sean reactivos o productos. En general, se escoge una sustancia fácil de determinar y cuya concentración cambie apreciablemente en el curso de la reacción. La velocidad, además, puede variar en el transcurso de la reacción. Si se divide la diferencia entre dos concentraciones determinadas por el intervalo de tiempo transcurrido al pasar de una a otra se obtiene la velocidad media de reacción. Si se miden varias concentraciones y se anotan los tiempos de reacción correspondientes, se puede trazar la curva de variación de la concentración de un reactivo o producto determinado respecto al tiempo. Entonces se puede determinar la velocidad instantánea de la reacción en un momento determinado tomando el valor de la pendiente de la tangente en el punto que corresponde al instante en cuestión. (Véanse las páginas 152-156 del libro del alumno.) 3 Cita tres reacciones donde el estado de división de los reactivos influya mucho en la velocidad. En general, el estado de división de los reactivos influye mucho en la velocidad. Tres ejemplos de ello pueden ser: • Un metal como el aluminio no reacciona apreciablemente con el oxígeno del aire, pero arde al acercarlo a una llama si está en forma de polvillo fino. • La gasolina es inflamable en estado líquido, pero resulta explosiva si se pulveriza finamente en forma de gotículas, como ocurre en la inyección de los motores. • La pólvora está formada por carbón, nitrato de potasio y azufre. Si los componentes no están finamente molidos e íntimamente mezclados, no presentará ese carácter explosivo que tanto la caracteriza. 4 Define el concepto de velocidad de reacción. ¿Cuáles son las unidades de la velocidad de reacción? ¿De qué factores depende?

332 Solucionario

• La velocidad de una reacción es la rapidez con la que se produce el consumo de reactivos o la aparición de productos de la reacción. Se puede definir como la derivada de la concentración de un producto o de un reactivo respecto al tiempo. • Sus unidades serán unidades de concentración divididas por unidades de tiempo, por ejemplo: mol L−1 s−1. • La velocidad depende de la naturaleza de la reacción, de la temperatura a la que se realice la reacción, de la concentración de partida de los reactivos, del estado físico de las sustancias y de la presencia de catalizadores. (Véanse las páginas 152, 153 y 161-163 del libro del alumno.)

5 Define: a) Velocidad de reacción. b) Orden de reacción. c) Degeneración. d) Constante de velocidad. a) Velocidad de reacción es la rapidez con la que aumentan o disminuyen las concentraciones o las cantidades de productos o reactivos de una determinada reacción química. Se puede expresar como velocidad instantánea o como velocidad media y puede referirse a una sustancia concreta o a cualquiera de las participantes en la reacción. (Véase la página 152 del libro del alumno.) b) Los órdenes parciales de reacción son los exponentes a los que están elevadas las concentraciones de las sustancias que intervienen en la expresión de la ecuación de velocidad de una reacción. El orden global de una reacción es la suma de estos órdenes parciales. (Véase la página 153 del libro del alumno.) c) Degeneración es la circunstancia por la que una reacción tiene una ecuación de velocidad con un orden global cero o con un orden cero respecto a alguno de los reactivos. Según sea el caso se dirá que está degenerada globalmente o que lo está respecto al reactivo en cuestión. Esto suele suceder cuando uno o varios reactivos están presentes en tal abundancia respecto a los demás que se puede considerar que su concentración prácticamente no varía durante la reacción. d) Constante de velocidad es la constante que aparece en la ecuación que expresa la velocidad de una reacción en función de las concentraciones de los reactivos (reacción directa) o de los productos (reacción inversa). (Véase la página 153 del libro del alumno.) 6 ¿En qué tipo de reacciones es más fácil variar la velocidad variando la concentración de reactivos? En todas aquellas en las que la velocidad dependa de la concentración de dichos reactivos y lo será más cuanto mayor sea el orden de reacción respecto a los reactivos. Por ejemplo, si una reacción tiene por ecuación de velocidad: v = k [A] [B]3, la reacción es de orden 1 respecto el reactivo A y de orden 3 respecto al reactivo B. Siendo así, es mucho más fácil variar la velocidad de reacción alterando la [B] que alterando la [A]. 7 Un modo de estimar el orden de reacción es mediante las unidades de la constante de velocidad. Para la ecuación: A

Productos

Ec. de velocidad

Orden 1

Orden 2

v = k [A]

v = k [A]2

s−1

L mol−1 s−1

Unidades de k

8 A partir de los datos siguientes, calcula la constante de velocidad y comprueba que la reacción es de primer orden: 2 N2O5 t (min) [N2O5 ](10–3 M)

v=

d [N2O5] dt

4 NO2 + O2

0

67

133

200

267

2,6

1,5

0,9

0,5

0,3

= k [N2O5]

⇒

ln [N2O5] = [N2O5]0 – k t

333 Unidad 5. Equilibrio químico y cinética química

escribe las correspondientes ecuaciones de velocidad de orden 1 y orden 2 y deduce, para cada caso, las unidades de la constante de velocidad.

Donde [N2O5]0 representa la concentración inicial de N2O5. Al representar el valor de ln [N2O5] frente a t, debería obtenerse una gráfica lineal. t (min) In [N2O5]

0

67

133

200

267

–5,95

–6,5

–7,0

–7,6

–8,1

La gráfica muestra una relación lineal entre ambas magnitudes, la reacción es de primer orden. Además, la correlación entre t y ln [N2O5] es muy alta y no hace falta recurrir a un ajuste. Si no fuese así, se podría ajustar la recta de regresión por el método de mínimos cuadrados, por ejemplo.

ln [N2O5] –5,95

–6,5

La recta debe responder a la ecuación:

–7,0

ln [N2O5] = ln [N2O5]0 − k t –7,6

A partir de la pendiente, se deduce la k:

–8,1

0

–k = tan α = 67

133

200

267

Δy Δx

=

– 8,1 – (– 5,95) 267

= – 8,05 · 10−3 min−1

k = 8,05 · 10–3 min–1 = 1,34 · 10−4 s–1

t

9 A partir de los datos siguientes, calcula la constante de velocidad y comprueba que la reacción es de segundo orden: 2 HI t (min) –3

[Hl] (10 M)

H2 + I2

0

16,67

33,3

50

66,7

200

120

61

41

31

La ecuación de velocidad para una reacción de segundo orden es: v = k [Hl]2 Por tanto, la recta debe responder a la ecuación: 1 [Hl]

1/[HI]

=

1 [Hl]0

+kt

32,26

Los datos a representar son: 24,39

0

16,67

33,3

50

66,7

1/[Hl]

5

8,33

16,39

24,39

32,26

La gráfica muestra, efectivamente, una relación lineal entre ambas magnitudes. Por tanto, la reacción es de segundo orden. Si se desea, se puede recurrir a un ajuste de la recta de regresión por el método de mínimos cuadrados. Sin embargo, la correlación es buena y se puede hallar la pendiente (y con ella la constante de velocidad) de la siguiente manera:

16,39

334 Solucionario

t (min)

8,33 5

k = tan α = 0 16,67

33,3

50

66,7

t

Δy Δx

=

32,26 – 5 66,7

= 0,4087 min–1 mol–1

10 Escribe la ecuación de velocidad de una reacción: 3 A + 2 B + C

Productos, para la cual:

[A]

[B]

[C]

Velocidad inicial

0,4 M

0,1 M

0,2 M

v

0,4 M

0,2 M

0,4 M

8v

0,2 M

0,2 M

0,2 M

v

0,4 M

0,1 M

0,4 M

4v

Al comparar los datos de I y IV se observa que, al doblar la [C] (pasa de 0,2 M a 0,4 M), permaneciendo [A] y [B] constantes, la velocidad se multiplica por cuatro. Esto indica que la reacción es de orden 2 respecto a [C]. Es así porque, cuando la velocidad es v1 = k’ [C]2, al doblar la concentración de C será: v4 = k’ (2 [C])2 = k’ 4 [C]2 = 4 v1. Dado que es de orden 2 respecto a C, con los datos de I y II se deduce que debe ser de orden uno respecto a B. Es así porque entre I y II se dobla la [B] y la [C], permaneciendo [A] constante, con el resultado de que la velocidad se multiplica por ocho. En efecto; si v1 = k’’ [B] [C]2, al doblar las concentraciones de B y C, resultará, por tanto: v2 = k’’ (2 [B]) (2 [C])2 = 8 k’’ [B] [C]2 = 8 v1. Finalmente, la comparación de los puntos II y III entre los cuales no hay variación en la [B], mientras la [A] y la [C] son el doble en II que en III, permite afirmar que la reacción es de orden 1 respecto a A por la misma razón anterior. En resumen, la ecuación de velocidad será: v = k [A] [B] [C]2. El valor de k no se puede deducir al no facilitarse valores concretos de velocidad. 11 Experimentalmente, se ha hallado que la reacción química: A Productos es de orden uno respecto al reactivo A. Explica cómo variará la velocidad de reacción si se duplica el volumen. En una reacción de orden uno, la ecuación de velocidad es: v = k [A]. Si el volumen aumenta al doble, la concentración disminuirá a la mitad y también lo hará la velocidad.

[A]

[B]

Velocidad inicial

0,1 M 0,2 M 0,5 M 0,5 M

0,1 M 0,1 M 0,1 M 0,5 M

4 · 10–4 mol L–1 s–1 1,6 · 10–3 mol L–1 s–1 1 · 10–2 mol L–1 s–1 1 · 10–2 mol L–1 s–1

Halla: a) El orden respecto a A, respecto a B y el orden global. b) El valor de la constante de velocidad. c) Su ecuación de velocidad. d) La velocidad cuando [A] y [B] valen 0,3 M. a) Se observa que, cuando [A] se duplica (pasa de 0,1 a 0,2 M), permaneciendo [B] constante, la velocidad inicial se multiplica por cuatro. Esto indica que la velocidad es de orden 2 respecto aA: v1 = k [A]2

⇒

v2 = k (2 [A])2 = k 4 [A]2 = 4 v1

En cambio cuando la [B] se quintuplica (pasa de 0,1 a 0,5 M), permaneciendo [A] constante, la velocidad inicial no varía. Esto indica que la velocidad es de orden 0 respecto a B o está degenerada respecto a B. Por tanto, la ecuación de velocidad será del tipo: v = k [A]2.

⎧ 4 · 10–4 mol L–1 s–1 = k (0,1 M)2 ⎫ ⎪ ⎪ b) v = k [A]2 ⎨ 1,6 · 10–3 mol L–1 s–1 = k (0,2 M)2⎬ k = 0,04 ⎪ –2 –1 –1 2 ⎪ ⎩ 1 · 10 mol L s = k (0,5 M) ⎭ c) v = 0,04 [A]2 d) v = 0,04 L mol–1 s−1 (0,3 M)2 = 3,6 · 10−3 mol L−1 s−1

335 Unidad 5. Equilibrio químico y cinética química

12 Una reacción de un reactivo A con un reactivo B muestra los siguientes datos de velocidad cuando se estudia a diferentes concentraciones de A y de B:

13 ¿Puede existir una reacción que no presente energía de activación? ¿Sería muy rápida? • No. Si no existiese energía de activación, todo el Universo estaría reaccionando continuamente y no existirían sustancias estables, a cualquiera que fuese la temperatura. La energía de activación representa la energía mínima que se debe proporcionar a los reactivos para romper algunos de sus enlaces y desencadenar la formación de otros nuevos. • Las reacciones sin energía de activación serían extraordinariamente rápidas o casi inmediatas. De hecho, el modo de actuar de un catalizador consiste en rebajar la energía de activación de las reacciones. (Véase la página 162 del libro del alumno.) 14 Define los conceptos de velocidad de reacción y energía de activación. Enuncia la ecuación de Arrhenius. Se explicará el concepto de velocidad de reacción y se definirá a partir de la derivada de la concentración de las sustancias respecto al tiempo. Se explicará el concepto de energía de activación utilizando la teoría de colisiones o la teoría del estado de transición. Se enunciará la ecuación de Arrhenius justificándola cualitativamente a partir de la energía cinética delas moléculas reaccionantes y de la relación que establece entre la constante de velocidad, la energía de activación y la temperatura. (Véanse las páginas 152, 153 y 162 del libro del alumno.) 15 Cita tres ejemplos de catálisis homogénea y tres de catálisis heterogénea.  En la catálisis homogénea, el catalizador está en la misma fase que la reacción. Por ejemplo: • La catálisis de la hidrólisis de un éster por un ácido: CH3−COO−CH3 (aq) + H2O (l) + H3O+ (aq)

CH3−COOH (aq) + CH3OH (aq) + H3O+ (aq)

• La catálisis de la descomposición del agua oxigenada por iones yoduro: 2 H2O2 (aq) + I– (aq)

2 H2O (l) + O2 (g) + I– (aq)

• La oxidación del dióxido de azufre a trióxido de azufre catalizada por los óxidos de nitrógeno: 1 SO2 (g) + O2 (g) + NO2 (g) SO3 (g) + NO2 (g) 2  En la catálisis heterogénea, el catalizador y los reactivos están en fases distintas. Por ejemplo: • La oxidación de dióxido de azufre a trióxido de azufre, catalizada por V2O5, para producir H2SO4 en el método de contacto: 1 V2O5 (s) O2 (g) SO3 (g) 2 • La oxidación del amoniaco a monóxido de nitrógeno, catalizada por platino en el proceso Ostwald de producción de ácido nítrico: SO2 (g) +

4 NH3 (g) + 5 O2 (g)

Pt (s), Q

4 NO (g) + 6 H2O (g)

• La producción de amoniaco catalizada por Al2O3 en reacción directa de sus elementos mediante el proceso Haber-Bosch: N2 (g) + 3 H2 (g)

Al2O3 (s)

2 NH3 (g)

(Véanse las páginas 165 y 166 del libro del alumno.)

336 Solucionario

16 Nombra tres tipos de enzimas y explica las reacciones que catalizan. Existen muchas enzimas diferentes que catalizan diversos tipos de reacciones. (Véase la página 167 del libro del alumno.) Pueden servir de ejemplo: • La catalasa, que cataliza la descomposición del agua oxigenada: 2 H2O2 (aq)

2 H2O (l) + O2 (g)

• La anhidrasa carbónica, que cataliza la síntesis del ácido carbónico: CO2 (g) + H2O (aq)

H2CO3 (aq)

• La ureasa, que cataliza la descomposición de la urea: CO(NH2)2 (aq) + H2O (l)

2 NH3 (g) + CO2 (g)

17 ¿Qué es la etapa controladora de la velocidad? En una reacción que trascurre en varias etapas, es la etapa que transcurre más lentamente que las demás y la que determina la velocidad global de la reacción, ya que esta no puede ser superior a la velocidad de la etapa más lenta. (Véase la página 160 del libro del alumno.) 18 ¿Qué es el mecanismo de una reacción? El mecanismo de una reacción es la descripción detallada de las etapas en las que transcurre y de las sustancias químicas que participan en ella, tanto reactivos y productos como intermediarios de reacción. Algunas reacciones transcurren en una sola etapa y se conocen como de mecanismo concertado, mientras que otras transcurren en varias etapas, como las reacciones en cadena o las reacciones ramificadas. (Véase la página 159 del libro del alumno.) 19 ¿Por qué la reacción: 3 A + B

Productos, es seguramente una reacción de varias etapas?

La estequiometría de esta reacción indica que tres moléculas de la especie A reaccionan con una molécula de la especie B. Es muy improbable que esta reacción se produzca en una sola etapa porque es muy difícil que cuatro moléculas coincidan en un mismo choque. Es mucho más probable que se dé un choque entre dos moléculas produciendo un intermediario de reacción que luego continúe reaccionando con las demás para dar los productos finales de la reacción. 20 ¿Qué se entiende por molecularidad? La molecularidad se refiere a una reacción en una sola etapa o reacción elemental y se entiende que es el número de especies químicas que intervienen en ella como reactivos. Dichas especies pueden ser moléculas neutras, átomos, radicales o iones. (Véase la página 160 del libro del alumno.)

Una reacción en cadena es una reacción de varias etapas en la que los intermediarios reaccionan entre sí para producir nuevos intermediarios que mantienen y propagan la reacción. Muchas de las reacciones de este tipo son radicalarias. Por ejemplo, la obtención de ácido bromhídrico a partir de bromo e hidrógeno (véase la página 159 del libro del alumno): Br2 + H2 2 HBr, se producen varias fases. La reacción en cadena consiste, específicamente, en la fase de propagación: Luz

• Iniciación:

Br2

• Propagación:

Br• + H2

• Terminación:

2 Br•

2 Br• HBr + H• Br2

H• + Br2 2H•

H2

Br• + H•

HBr + Br• HBr

22 Una reacción química transcurre «totalmente» en un tiempo tan corto que hace imposible, con los medios de que disponemos, seguir su evolución (es decir, la variación de su composición con el tiempo). Propón al menos una solución para que el tiempo de reacción aumente. Entre las posibles alternativas, se encuentran: disminuir la temperatura, introducir un inhibidor o disminuir la concentración de reactivos.

337 Unidad 5. Equilibrio químico y cinética química

21 ¿Qué es una reacción en cadena? ¿Conoces algún ejemplo?

23 Propón una solución para aumentar la velocidad de una reacción química que transcurre en disolución acuosa. Se puede aumentar incrementando la concentración de los reactivos, aumentando la temperatura o añadiendo un catalizador. 24 Una reacción transcurre con una velocidad apreciable. En un instante determinado es necesario tomar una muestra de ella para su posterior análisis. ¿Cómo podremos disminuir la velocidad de la reacción para poder llevar a cabo el análisis? Disminuyendo bruscamente la temperatura o añadiendo un inhibidor para que la reacción se detenga. 25 Indica cómo afectaría a la velocidad de una reacción: a) El tiempo. b) La reducción del volumen del recipiente en una reacción en fase gaseosa. c) La presencia de un catalizador. a) A medida que transcurre el tiempo, disminuye la concentración de los reactivos y, por tanto, la velocidad de la reacción, a no ser que esta sea de orden cero, que entonces la velocidad es constante al no depender de la concentración de los reactivos. b) Al disminuir el volumen aumenta la concentración y, por tanto, también la velocidad de la reacción (si es de orden global distinto de cero). c) Un catalizador positivo siempre aumentará la velocidad de la reacción; un catalizador negativo la disminuye. 26 Una reacción duplica su constante de velocidad cuando pasa de 25 °C a 50 °C. Calcula el valor de su energía de activación. La ecuación de Arrhenius muestra la relación que existe entre la constante de velocidad de una ecuación y la temp...