4-Cinetica_quimica

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Química (1S, Grado Biología) UAM 4. Cinética química 
4. Cinética química
Química (1S, Grado Biología) UAM 4. Cinética química 
Química (1S, Grado Biología) UAM 4. Cinética química 
 *
Contenidos
	Velocidad de reacción
Concepto y medida
	Ecuación de velocidad (o ecuación cinética) de una reacción 
Orden de reacción; constante de velocidad; determinación experimental
Relaciones concentración-tiempo: ecuaciones de velocidad integradas
Cinéticas de orden cero, de primer orden y de segundo orden
Vida media
	Energía de activación
Variación de la constante de velocidad con la temperatura
	Mecanismos de reacción
Procesos elementales
Molecularidad
	Catálisis
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Química (1S, Grado Biología) UAM 4. Cinética química 
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Bibliografía recomendada
	Petrucci: Química General, 8ª edición. R. H. Petrucci, W. S. Harwood, F. G. Herring, (Prentice Hall, Madrid, 2003).
Secciones 15.0, 15.1, 15.2, 15.3, 15.4, 15.5, 15.8, 15.9, 15.10, 15.11
Química (1S, Grado Biología) UAM 4. Cinética química 
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Velocidad de reacción
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Velocidad de reacción: concepto
	Magnitud que indica la rapidez con que se produce una reacción
	Depende del mecanismo de la reacción (serie de pasos individuales que dan lugar a la reacción global)
La medida de velocidades de reacción permite establecer mecanismos de reacción
El conocimiento de los mecanismos permite intervenir para cambiar la velocidad de reacción según convenga
	P.ej.: ¿Cómo disminuir la velocidad de descomposición del ozono en la alta atmósfera?
	
[Lectura: Petrucci 15.0]
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Velocidad de reacción: concepto
tiempo (s)
[H2O2] (M)
[H2O] (M)
[O2] (M)
0
400
2,32
1,72
0
0,60
0
0,30
velocidad de desaparición de H2O2:
(cada segundo que pasa, su concentración disminuye 0,0015 mol/L)
velocidad de formación de H2O:
(cada segundo que pasa, su concentración aumenta 0,0015 mol/L)
velocidad de formación de O2:
(cada segundo que pasa, su concentración aumenta 0,00075 mol/L)
En ese intervalo de tiempo:
[Lectura: Petrucci 15.1]
¿Una velocidad de reacción cuyo valor no dependa del compuesto de referencia?
Química (1S, Grado Biología) UAM 4. Cinética química 
Química (1S, Grado Biología) UAM 4. Cinética química 
 *
Velocidad de reacción: concepto
tiempo (s)
[H2O2] (M)
[H2O] (M)
[O2] (M)
0
400
2,32
1,72
0
0,60
0
0,30
velocidad de reacción:
cada segundo que pasa:
En ese intervalo de tiempo:
la concentración de H2O2 disminuye 1 x 0,0015 mol/l
la concentración de H2O aumenta 1 x 0,0015 mol/l
la concentración de O2 aumenta 1/2 x 0,0015 mol/l
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Velocidad de reacción: concepto
En un intervalo de tiempo:
Instantánea:
[Lectura: Petrucci 15.1]
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Velocidad de reacción: medida
tiempo (s)
[H2O2] (M)
0
400
2,32
1,72
800
1,30
1200
0,98
1600
0,73
2000
0,54
2400
0,39
2800
0,28
Δt (s)
Δ[H2O2] (M)
400
400
400
400
400
400
400
-0,60
-0,42
-0,32
-0,25
-0,19
-0,15
-0,11
v (M/s)
0,0015
0,0011
0,00080
0,00063
0,00048
0,00038
0,00028
Ecuación cinética
[Lectura: Petrucci 15.2]
|pendientes|
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concentración - tiempo
Elaboración:
velocidad - tiempo
velocidad - concentración
[H2O2] (M)
[H2O2] (M)
-Δ[H2O2]/Δt (M/s)
-Δ[H2O2]/Δt (M/s)
t (s)
t (s)
Medida directa:
Descomposición del H2O2
en intervalos finitos
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concentración - tiempo
Elaboración:
Medida directa:
velocidad - tiempo
velocidad - concentración
[H2O2] (M)
[H2O2] (M)
-Δ[H2O2]/Δt (M/s)
-Δ[H2O2]/Δt (M/s)
t (s)
t (s)
Descomposición del H2O2
en intervalos finitos
Química (1S, Grado Biología) UAM 4. Cinética química 
Química (1S, Grado Biología) UAM 4. Cinética química 
 *
concentración - tiempo
Elaboración:
Medida directa:
velocidad - tiempo
velocidad - concentración
[H2O2] (M)
[H2O2] (M)
-Δ[H2O2]/Δt (M/s)
-Δ[H2O2]/Δt (M/s)
t (s)
t (s)
Descomposición del H2O2
en intervalos infinitesimales
Química (1S, Grado Biología) UAM 4. Cinética química 
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 *
velocidad - concentración
[H2O2] (M)
-Δ[H2O2]/Δt (M/s)
Descomposición del H2O2
Ecuación cinética
o ec. de velocidad
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Ecuación de velocidad
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Ecuación de velocidad
	Ecuación de velocidad o ecuación cinética
ecuación empírica que relaciona la velocidad de reacción con las concentraciones molares de los compuestos que participan en la reacción
	Orden de reacciónm, n, ... : orden de reacción con respecto a A, B, ...
	generalmente, son números enteros positivos pequeños: 0, 1, 2
	p.ej.: una reacción de orden cero con respecto a B; una reacción de segundo orden con respecto a A y de primer orden con respecto a B; etc...
	ocasionalmente, pueden ser números fraccionarios y/o negativos
	NO están relacionados con los coeficientes estequiométricos de la reacción global
	m y a NO tienen por qué coincidir; n y b tampoco; etc.
	coinciden en reacciones que transcurren en un solo paso (r. elementales)
	 m+n+... : orden de reacción total, u orden global de reacción
[Lectura: Petrucci 15.3]
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 *
Ecuación de velocidad
	Ecuación de velocidad o ecuación cinética
ecuación empírica que relaciona la velocidad de reacción con las concentraciones molares de los compuestos que participan en la reacción
	Constante de velocidad o constante cinética: k 
	depende de la reacción, de los catalizadores (cuando se usan), y de la temperatura
	su valor indica si la reacción es rápida o lenta
	tiene unidades, que dependen del orden de la reacción
	k [=] M 1-(m+n+...) / t [=] M 1-(orden total) / t 
[Lectura: Petrucci 15.3]
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Ecuación de velocidad
Ejemplos
	el orden con respecto a H2O2 es 1; el orden global es 1
	reacción de primer orden respecto a H2O2 y de primer orden global 
	el orden con respecto a NH3 es 0; el orden global es 0
	reacción de orden cero global y con respecto a NH3
	el orden con respecto a NO2 es 1 y con respecto a F2 es 1; el orden global es 2
	reacción total de segundo orden y de primer orden con respecto a NO2 y a F2 
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Ecuación de velocidad
Ejemplo: A 600 K, la descomposición del NO2 es de segundo orden, con una velocidad de 2,0×10-3 mol L-1 s-1 cuando la concentración de NO2 es 0,080 M. 
a) Escribe la ecuación de velocidad. 
b) Calcula la constante de velocidad. ¿Cuáles son sus unidades? 
c) ¿Cuál será la velocidad cuando la concentración de NO2 sea 0,020 M? 
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Determinación de la ecuación de velocidad: 
método de las velocidades iniciales
	Paso 1: Determinar los órdenes de reacción en el instante inicial, eligiendo convenientemente las concentraciones de reactivos
los órdenes de reacción son independientes del tiempo y de las concentraciones
de la ratio entre las velocidades iniciales de dos mezclas de reacción que difieren en la concentración de un solo reactivo se extrae el orden de reacción con respecto a ese reactivo
preparar pares de mezclas variando el reactivo del que se cambia la concentración
	Paso 2: Determinar la constante de velocidad a partir de los datos de concentración y velocidad inicial de cualquiera de los experimentos anteriores
la constante de velocidad es independiente del tiempo y de las concentraciones
[Lectura: Petrucci 15.3]
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Determinación de la ecuación de velocidad: 
método de las velocidades iniciales
Ejemplo:
Expto.
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Ecuaciones concentración-tiempo 
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Ecuaciones concentración - tiempo
	A partir de la ecuación de velocidad es posible establecer cómo cambian con el tiempo las concentraciones de los reactivos
Las ecuaciones concentración-tiempo se llaman ecuaciones de velocidad integradas
porque resultan de la integración de la ecuación de velocidad, que es una ecuación diferencial
	P.ej.:
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Ecuaciones concentración – tiempo.
Reacciones de orden cero
	El gráfico concentración - tiempo es una recta de pendiente negativa
el valor absoluto de la pendiente es la constante de velocidad 
Caso: descomposición de un solo reactivo
[Lectura: Petrucci 15.4]
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Ecuaciones concentración – tiempo.
Reacciones de primer orden
	El gráfico logaritmo natural de concentración - tiempo es una recta de pendiente negativa
el valor absoluto de la pendiente es la constante de velocidad
Caso: descomposición de un solo reactivo
[Lectura: Petrucci 15.5]
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 *
Ecuaciones concentración – tiempo.
Reacciones de segundo orden
	El gráfico inverso de concentración - tiempo es una recta de pendiente positiva
la pendiente es la constante de velocidad
Caso: descomposición de un solo reactivo
[Lectura: Petrucci 15.6]
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Concentración – tiempo
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Vida media
	Vida media (de un reactivo): El tiempo que debe transcurrir para que la concentración de un reactivo se reduzca a la mitad
[Lectura: Petrucci 15.5, 15.6]
Reacciones de orden cero:
Reacciones de primer orden:
Reacciones de segundo orden:
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Concentración - tiempo
Ejemplo: La descomposición del compuesto A sigue una cinética de orden cero con k=1,0x10-5 M/s. Si se parte de una concentración inicial de A 1,000M, calcula: a) la concentración molar de A al cabo de 12 h de descomposición, b) el tiempo necesario para que la concentración sea 0,200M, c) la vida media 
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Concentración - tiempo
Ejemplo: La descomposición del compuesto A sigue una cinética de primer orden con k=1,0x10-5 s-1. Si se parte de una concentración inicial de A 1,000M, calcula: a) la concentración molar de A al cabo de 12 h de descomposición, b) el tiempo necesario para que la concentración sea 0,200M, c) la vida media 
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Concentración - tiempo
Ejemplo: La descomposición del compuesto A sigue una cinética de segundo orden con k=1,0x10-5 M-1s-1. Si se parte de una concentración inicial de A 1,000M, calcula: a) la concentración molar de A al cabo de 12 h de descomposición, b) el tiempo necesario para que la concentración sea 0,200M, c) la vida media 
Química (1S, Grado Biología) UAM 4. Cinética química 
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Energía de activación
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Modelos teóricos de la cinética química
	Teoría de colisiones
Las moléculas chocan
en gases, la frecuencia de colisiones es del orden de 1030 colisiones/seg
si todas las colisiones produjesen reacción, las velocidades de reacción serían altísimas, del orden de 106 M/s; en la realidad son mucho menores
Energía de activación: Sólo los choques entre moléculas que traen una energía cinética mayor que una dada producen reacción química
Sólo los choques entre moléculas bien orientadas son efectivos
	Teoría del estado de transición
En los choques efectivos se forma una especie hipotética, el complejo activado, que está en un estado transitorio llamado estado de transición, que se descompone, dando lugar o bien a los reactivos o bien a los productos 
La diferencia de energía entre el estado de transición y los reactivos es la energía de activación
[Lectura: Petrucci 15.8]
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Colisiones reactivas y no reactivas
Colisión no reactiva: insuficiente energía cinética
Colisión reactiva: suficiente energía cinética y orientación adecuada
Colisión no reactiva: suficiente energía cinética pero orientación inadecuada
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Energía de activación
reactivos
productos
coordenada de reacción
Energía (kJ)
estado de transición
ΔE≈ΔH
+209 kJ
+348 kJ
-139 kJ
Ea (directa)
Ea (inversa)
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Dependencia de la constante de velocidad con la temperatura
	Observación: La velocidad de una reacción aumenta con T
	Ley de Arrhenius (1889): con bastante aproximación, la constante de velocidad de la mayoría de las reacciones aumenta con T según: 
pendiente:
[Lectura: Petrucci 15.9]
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Dependencia de la constante de velocidad con la temperatura
Ejemplo: Calcula la energía de activación de una reacción cuya constante de velocidad vale k=3,46x10-5 s-1 a 298 K y k=9,63x10-5 s-1 a 305 K. 
Ejemplo: Calcula la constante de velocidad de una reacción a 305 K, si su valor a 298K es k=3,46x10-5 s-1 y su energía de activación es de 111 kJ/mol. 
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Mecanismos de reacción
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Mecanismos de reacción
	Mecanismo de reacción: serie de procesos elementales que da lugar a una reacción global
debe ser consistente con la estequiometría de la reacción global o neta
debe ser consistente con la ecuación de velocidad experimental
	Procesos elementales: transformaciones químicas por las que, en una sola etapa, se reagrupan los átomos de una o varias moléculas
(Molecularidad: número de moléculas involucradas en la formación del estado de transición en un proceso elemental)
Los PE suelen ser unimoleculares o bimoleculares (un choque efectivo de tres o más moléculas es altamente improbable)
A diferencia de lo que ocurre con la reacción global, en la ecuación de velocidad de los PE, los exponentes de las concentraciones son los mismos que los coeficientes estequiométricos
Existen especies químicas intermedias, que no son reactivos ni productos, que se producen en un proceso elemental y se consumen en otro. Éstas no pueden aparecer en la ecuación de velocidad global.
Si un PE transcurre mucho más lento que los demás, él constituye la etapa determinante de la velocidad de la reacción global 
[Lectura: Petrucci 15.10]
Química (1S, Grado Biología) UAM 4. Cinética química 
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Mecanismos de reacción
Coordenada de reacción
Reactivos
Productos
Intermedios
Paso
rápido
Paso
lento
perfil de reacción
Química (1S, Grado Biología) UAM4. Cinética química 
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Mecanismos de reacción
Caso: Mecanismo con un paso lento seguido de otro rápido 
experimentalmente:
Paso 1, lento:
Paso 2, rápido:
estequiometría OK
Paso determinante
ec. de velocidad experimental OK
Para que se dé el paso 2 hace falta que se produzca HI en el paso 1. Siendo el PE2 más rápido, en cuanto se produce HI en el PE1 se consume inmediatamente en el 2. Por tanto el PE1, es decir el paso lento, determina la velocidad de la reacción global. Eso explica que ésta sea de primer orden respecto a H2 y a ICl y de segundo orden global.
[Lectura: Petrucci 15.10]
Química (1S, Grado Biología) UAM 4. Cinética química 
Química (1S, Grado Biología) UAM 4. Cinética química 
 *
Mecanismos de reacción
Caso: Mecanismo con un paso lento seguido de otro rápido 
experimentalmente:
Ea
estado de transición del PE1
coordenada de reacción
Energía (kJ)
reactivos
productos
estado de transición del PE2
intermedio
Química (1S, Grado Biología) UAM 4. Cinética química 
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 *
Mecanismos de reacción
Caso: Mecanismo con un paso rápido y reversible seguido de otro lento 
experimentalmente:
Paso 1, rápido:
Paso 2, lento:
estequiometría OK
Paso determinante
Si el paso 2 es el determinante, v=v2. N2O2 es un intermedio de reacción y no puede aparecer en la ecuación de velocidad global. Si el PE2 es lento, permite que el PE1 directo y el PE1 inverso alcancen el equilibrio, lo que permite calcular [N2O2] en función de un reactivo.
ec. de velocidad experimental OK
[Lectura: Petrucci 15.10]
Química (1S, Grado Biología) UAM 4. Cinética química 
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 *
Mecanismos de reacción
Caso: Mecanismo con un paso rápido y reversible seguido de otro lento 
experimentalmente:
reactivos
productos
estado de transición del PE1
estado de transición del PE2
intermedio
Ea
coordenada de reacción
Energía (kJ)
Química (1S, Grado Biología) UAM 4. Cinética química 
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Catálisis
Química (1S, Grado Biología) UAM 4. Cinética química 
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 *
Catálisis
	Catalizador: sustancia ajena a reactivos y productos, que participa en la reacción sin alterarse permanentemente, aumentando su velocidad 
altera el mecanismo de reacción
disminuye la energía de activación
da lugar a un estado de transición distinto, más lábil y menos energético
no altera la entalpía de reacción ni la entropía de reacción
no altera la espontaneidad de la reacción 
[Lectura: Petrucci 15.11]
coordenada de reacción
Energía (kJ)
Química (1S, Grado Biología) UAM 4. Cinética química 
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Catálisis
	Catalisis homogénea: el catalizador está presente en la misma fase que reactivos y productos, normalmente líquida
Ejemplo: descomposición del H2O2 catalizada con I-
[Lectura: Petrucci 15.11]
Paso 1, lento:
Paso 2, rápido:
Paso determinante
Al ser el PE2 más rápido, en cuanto desaparece I- en el PE1, aparece inmediatamente por el PE2, por lo que la concentración de I- es constante, con lo que
En este caso, la reacción catalizada con I- es de primer orden, como la no catalizada, pero la constante de velocidad es mucho mayor. Además, la de la catalizada aumenta con la concentración de catalizador, en este caso. 
Química (1S, Grado Biología) UAM 4. Cinética química 
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 *
Catálisis
	Catalisis heterogéna: el catalizador está en una fase diferente; normalmente el catalizador es un soporte sólido sobre el que ocurre la reacción
Ejemplo: oxidación de CO a CO2 y reducción de NO a N2 sobre Rh
Química (1S, Grado Biología) UAM 4. Cinética química 
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 *
Catálisis
	Catalisis heterogéna: el catalizador está en una fase diferente; normalmente el catalizador es un soporte sólido sobre el que ocurre la reacción
Ejemplo: oxidación de CO a CO2 y reducción de NO a N2 sobre Rh
Química (1S, Grado Biología) UAM 4. Cinética química 
Química (1S, Grado Biología) UAM 4. Cinética química 
 *
Catálisis
	Catalisis enzimática: reacciones catalizadas por enzimas, proteínas de masa molar grande
catálisis muy específica (modelo llave y cerradura)
es una catálisis homogénea, pero tiene mucho parecido con la catálisis en superficie
ejemplo: descomposición de lactosa en glucosa y galactosa catalizada por lactasa
Exp.:
orden cero
primer orden
[Lectura: Petrucci 15.11]
Química (1S, Grado Biología) UAM 4. Cinética química 
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 *
Catálisis
	Catalisis enzimática: reacciones catalizadas por enzimas, proteínas de masa molar grande
mecanismo de Michaelis y Menten
Paso 1 R:
Paso 2 L:
Global:
[ES] constante:
(por 2L y 1R)
PE2 determinante:
[E]0=[E]+[ES]:
[Lectura: Petrucci 15.11]
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2222
1
2
HOHOO
®+
(
)
1,722,32M
400s
-
=-
0,0015M/s
=
[
]
22
ΔHO
t
-
D
(
)
0,600M
400s
-
=
[
]
2
ΔHO
t
D
(
)
0,300M
400s
-
=
0,00075M/s
=
[
]
2
ΔO
t
D
0,0015M/s
[
]
22
ΔHO
t
D
[
]
2
ΔHO
Δt
[
]
2
ΔO
t
D
(
)
1,722,32M
400s
-
-
(
)
0,300M
1
1/2400s
-
=
-
=
=
1
1/2
ABGH
abgh
+®+
[
]
ΔA
1
at
=-
D
v
[
]
Δ
1
B
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ΔG
1
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ΔH
1
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0
t
D®
[
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A
1
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]
1
dB
bdt
=-
[
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G
1
d
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=
[
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H
1
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hdt
=
[
]
22
v
kHO
=
ABGH
abgh
++®++
LL
[
]
[
]
vA
mn
kB
=
L
322
23
NHNH
®+
v
k
=
222
22
NOFNOF
+®
[
]
[
]
22
v
kNOF
=
222
1
2
NONO
®+
[
]
2
2
v
kNO
=
[
]
2
2
v
k
NO
=
31
22
2,0100,080
Ms
M
--
´
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1111
0,310,31
MsmolLs
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)
2
11
0,310,020
MsM
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41
1,210
Ms
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2
224222
()()()()()
222
acacacgs
HgClCOClCOHgCl
--
+®++
[
]
2
224
v
n
m
kHgClCO
-
éù
=
ëû
[
]
2
/
HgClM
2
24
/
COM
-
éù
ëû
1
inicial
v/min
M
-
2
1
v
v
[
]
[
]
2
24
2
22
2
2
24
1
1
n
m
CO
HgCl
HgCl
CO
-
-
æö
éù
æö
ëû
ç÷
=
ç÷
ç÷
ç÷
éù
èø
ëû
èø
2
24
2
2
24
1
n
CO
CO
-
-
æö
éù
ëû
ç÷
=
ç÷
éù
ëû
èø
7,120,30
1,780,15
n
æö
=
ç÷
èø
4,002,0
n
=
2
n
=
2
3
v
v
[
]
[
]
2
24
2
22
2
2
24
3
3
n
m
CO
HgCl
HgCl
CO
-
-
æö
éù
æö
ëû
ç÷
=
ç÷
ç÷
ç÷
éù
èø
ëû
èø
[
]
[
]
2
2
2
3
n
HgCl
HgCl
æö
=
ç÷
ç÷
èø
7,120,105
3,560,0525
n
æö
=
ç÷
èø
2,002,00
m
=
1
m
=
[
]
1
2
2
224
1
1
v
k
HgClCO
-
=
éù
ëû
(
)
51
2
1,7810min
0,1050,15
M
MM
--
´
=
321
7,510min
kM
---
=´
m
n
3
0,0525
0,30
5
3,5610
-
´
2
0,105
5
7,1210
-
´
1
0,105
0,15
5
1,7810
-
´
[
]
vA
m
k
=
[
]
[
]
A
A
m
d
k
dt
-=
[
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(
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A
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=
Aproductos
®
v
k
=
[
]
A
;
d
k
dt
-=
[
]
[
]
0
AA
kt
=-
[
]
A;
dkdt
=-
[
]
[
]
[
]
0
A
A0
A;
t
tt
t
dkdt
=
=
=-
òò
[
]
A
t
[
]
0
A
tan
k
a
=-
[
]
[
]
(
)
0
AA0
t
kt
-=--
[
]
vA
k
=
[
]
[
]
A
A;
d
k
dt
-=
[
]
[
]
0
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kt
=-
[
]
[
]
1
A;
A
dkdt
=-
[
]
[
]
[
]
[
]
0
A
A0
1
A;
A
t
tt
t
dkdt
=
=
=-
òò
[
]
[
]
(
)
0
lnAlnA0;
t
kt
-=--
[
]
lnA
[
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0
lnA
[
]
[
]
0
AA
kt
e
-
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[
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2
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k
=
[
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[
]
2
A
A;
d
k
dt
-=
[
]
[
]
0
11
AA
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=+
[
]
[
]
2
1
A;
A
dkdt
=-
[
]
[
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[
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[
]
0
A
2
A0
1
A;
A
t
tt
t
dkdt
=
=
=-
òò
[
]
[
]
(
)
0
11
0;
AA
t
kt
-+=--
[
]
1
A
tan
k
a
=
[
]
0
1
A
[
]
0
A
[
]
[
]
1/2
0
AA2
t
=
1/2
;
t
[
]
[
]
0
1/2
0
A
A;
2
kt
=-
[
]
0
1/2
A
2
t
k
=
[
]
[
]
0
1/2
0
A
lnlnA;
2
kt
=-
1/2
ln 2
t
k
=
1/2
ln2;
kt
=
[
]
[
]
1/2
00
21
;
AA
kt
=+
[
]
1/2
0
1
A
t
k
=
[
]
1/2
0
1
;
A
kt
=
0,693
k
=
[
]
0
1/2
A
;
2
kt
=
[
]
51
A1,0001,010123600
MMss
--
=-´´´
(
)
1,0000,430,57
MM
=-=
[
]
[
]
0
AA
t
k
-
=
(
)
51
1,0000,200
1,010
M
Ms
--
-
=
´
4
8,01022
sh
=´=
[
]
0
1/2
A
t
2
k
=
51
1,000
21,010
M
Ms
--
=
´´
4
5,01014
sh
=´=
[
]
51
lnAln1,0001,010123600
ss
--
=-´´´
0,432;
=-
[
]
[
]
0
lnAlnA
t
k
-
=
51
ln1,000ln0,200
1,010
s
--
-
=
´
5
1,61045
sh
=´=
1/2
ln2
t
k
=
51
ln2
1,010
s
--
=
´
4
6,91019
sh
=´=
[
]
0,432
A0,65
eMM
-
==
[
]
511
11
1,010123600
A1,000
Mss
M
---
=+´´´
1
1,43;
M
-
=
[
]
[
]
0
1/A1/A
t
k
-
=
(
)
1
511
1/0,2001/1,000
1,010
M
Ms
-
---
-
=
´
5
4,010110
sh
=´=
[
]
1/2
0
1
t
A
k
=
511
1
1,0101,000
MsM
---
=
´´
5
1,01028
sh
=´=
[
]
A0,70
M
=
2
NONO
+
22
NNO
+
2
NONO
LL
(directa)(inversa)
raa
HEE
D=-
a
ERT
kAe
-
=
2
2
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a
E
kA
RT
=-
1
1
lnln
a
E
kA
RT
=-
21
21
11
lnln
a
E
kk
RTT
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-=--
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èø
2
121
11
ln
a
E
k
kRTT
æö
=--
ç÷
èø
lnln
a
E
kA
RT
=-
1
T
ln
k
2
1
ln
k
k
21
11
TT
-
a
E
R
-
2
1
51
51
9,631011
ln
3,4610305298
a
E
s
sRKK
--
--
´
æö
=--
ç÷
´
èø
(
)
51
1,0236157,701610
a
E
K
R
--
=--´
11
5
1,023615
8,3145111/
7,701610
a
EKJKmolkJmol
--
-
=´=
´
31
2
5111
1111011
ln
3,46108,3145305298
k
Jmol
sJKmolKK
-
----
´
æö
=--
ç÷
´
èø
1,028241
=
1,028241
2
51
3,4610
k
e
s
--
=
´
51
2
9,6710
ks
--
=´
22
22
HIClIHCl
+®+
[
]
[
]
2
v
kHICl
=
2
HIClHIHCl
+®+
2
HIIClIHCl
+®+
22
22
HIClIHCl
+®+
[
]
[
]
112
v
kHICl
=
[
]
[
]
22
v
kHIICl
=
[
]
[
]
112
vv
kHICl
==
2
PE1:
HIClHIHCl
+®+
2
PE2:
HIIClIHCl
+®+
HIHClICl
++
2
2
IHCl
+
2
2
HICl
+
22
22
NOONO
+®
[
]
[
]
2
2
v
kNOO
=
22
2
NONO
ƒ
2222
2
NOONO
+®
[
]
[
]
2
1122
kNOkNO
-
=
[
]
[
]
22222
v
kNOO
=
[
]
[
]
22222
vv
kNOO
==
22
22
NOONO
+®
1
2
1
k
kk
k
-
=
[
]
[
]
[
]
[
]
22
1
222
1
k
kNOOkNOO
k
-
==
2
2
NO
2
2
NOO
+
222
NOO
+
222
HOIOIHO
--
+®+
2222
HOOIHOOI
--
+®++
2222
22
HOHOO
®+
[
]
1122
v
kHOI
-
éù
=
ëû
1
kIk
-
éù
=
ëû
[
]
122
vv
kHO
==
22
222
Rh
CONOCON
+¾¾®+
enzima
SP
¾¾¾®
[
]
[
]
[
]
0
v
M
kES
KS
=
+
[
]
S
v
[
]
[
]
0
v
M
kES
K
»
[
]
[
]
[
]
[
]
0
0
v
kES
kE
S
»=
ESES
+
ƒ
ESEP
®+
[
]
[
]
(
)
[
]
112
kESkkES
-
=+
[
]
22
vv
kES
==
SP
®
[
]
[
]
(
)
[
]
(
)
[
]
112
0
kEESSkkES
-
-=+
[
]
[
]
[
]
(
)
[
]
1
0
121
kES
ES
kkkS
-
=
++
[
]
[
]
[
]
[
]
(
)
[
]
1112
0
kESkESSkkES
-
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[
]
[
]
(
)
[
]
21
0
121
v
kkES
kkkS
-
=
++
[
]
[
]
[
]
2
0
v
M
kES
KS
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+
12
1
M
kk
K
k
-
+
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