PROBLEMAS CON SOLUCIONES Cinetica quimica 14 de-quimica-la-ciencia-central

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596 CAPÍTULO 14 Cinética química
RESUMEN Y TÉRMINOS CLAVE DEL CAPÍTULO
INTRODUCCIÓN Y SECCIÓN 14.1 La cinética química es el área
de la química que estudia la velocidad de las reacciones. Los factores
que influyen en la velocidad de reacción son el estado físico de los reac-
tivos, concentración, temperatura y la presencia de catalizadores.
SECCIÓN 14.2 Por lo regular, las velocidades de reacción se expresan
como cambios en la concentración por unidad de tiempo: de manera
general, para las reacciones en disolución, las velocidades están dadas en
unidades de molaridad por segundo Mys. Para la mayoría de las reac-
ciones, una gráfica de molaridad contra tiempo muestra que la velocidad
disminuye a medida que la reacción avanza. La velocidad instantánea
es la pendiente de una recta tangente a la curva de la concentración con-
tra tiempo en un instante específico. Las velocidades se pueden escribir
en términos de la aparición de los productos o de la desaparición de los
reactivos; la estequiometría de la reacción establece la relación entre las
velocidades de aparición y desaparición.
SECCIÓN 14.3 La relación cuantitativa entre la velocidad y la con-
centración se expresa mediante una ley de velocidad, la cual, por lo
general, tiene la siguiente forma:
A la constante k en la ley de velocidad se le conoce como constante de
velocidad; a los exponentes m, n, y así sucesivamente, se les llama ór-
denes de reacción parcial para los reactivos. La suma de los órdenes de
reacción parcial da el orden de reacción general (total). Los órdenes 
de reacción se deben determinar experimentalmente. Las unidades de la
constante de velocidad dependen del orden de la reacción general. Para
una reacción en la cual el orden general de reacción es 1, k tiene unidades
de s�1; para una en la cual el orden de reacción general es igual a 2, k tiene
unidades de M�1 s�1. La espectroscopia es una técnica que puede em-
plearse para monitorear el curso de una reacción. De acuerdo con la ley
de Beer, la absorción de radiación electromagnética por una sustancia en
una longitud de onda particular es directamente proporcional a su con-
centración.
SECCIÓN 14.4 Las leyes de velocidad se utilizan para determinar las
concentraciones de los reactivos o productos en cualquier tiempo du-
rante una reacción. En una reacción de primer orden, la velocidad es
proporcional a la concentración de un solo reactivo elevado a la primera
potencia: Velocidad � k[A]. En dichos casos, la forma integrada de la ley
de velocidad es ln[A]t � �kt � ln[A]0, donde [A]t es la concentración de
un reactivo A al tiempo t, k es la constante de velocidad, y [A]0 es la con-
centración inicial de A. Así, para una reacción de primer orden, la gráfica
de ln[A] contra tiempo da una línea recta con pendiente �k.
Una reacción de segundo orden es aquella en la cual el orden de
reacción general es 2. Si la ley de velocidad de segundo orden depen-
de de la concentración de un solo reactivo, entonces la velocidad � k[A]2
y la dependencia del tiempo de [A] están dadas por la forma integra-
da de la ley de velocidad: 1y[A]t � 1y[A]0 � kt. En este caso, una 
gráfica de 1y[A]t contra tiempo genera una línea recta. Una reacción
de orden cero es aquella para la cual el orden de reacción general es 0.
Velocidad � k si la reacción es de orden cero.
La vida media de una reacción, t1/2, es el tiempo necesario para que
la concentración de un reactivo descienda a la mitad de su valor original.
Para una reacción de primer orden, la vida media solo depende de la cons-
tante de velocidad y no de la concentración inicial: t1/2 � 0.693yk. La vida
media de una reacción de segundo orden depende tanto de la constante
de velocidad como de la concentración inicial de A: t1/2 � 1yk[A]0.
SECCIÓN 14.5 El modelo de colisión, el cual supone que las reac-
ciones ocurren como resultado de las colisiones entre las moléculas,
ayuda a explicar por qué las magnitudes de las constantes de velocidad
crecen al aumentar la temperatura. Cuanto más grande sea la energía
Velocidad = k[reactivo 1]m[reactivo 2]n Á
cinética de las moléculas en colisión, mayor es la energía de la colisión.
A la energía mínima necesaria para que ocurra una reacción se le llama
energía de activación, Ea. Una colisión con energía Ea o mayor puede
provocar que los átomos de las moléculas que colisionan alcancen el
complejo activado (o estado de transición), que es el arreglo de ma-
yor energía en la trayectoria de reactivos a productos. Incluso si una coli-
sión es lo suficientemente energética, pudiera no dar lugar a la reacción;
los reactivos también deben estar orientados de forma correcta unos 
respecto de otros para que la colisión sea efectiva.
Puesto que la energía cinética de las moléculas depende de la tem-
peratura, la constante de velocidad de una reacción es muy dependiente
de la temperatura. La relación entre k y la temperatura está dada por la
ecuación de Arrhenius: . El término A se llama factor de
frecuencia y se relaciona con el número de colisiones que se orientan
favorablemente para la reacción. Por lo general, la ecuación de Arrhe-
nius se utiliza en forma logarítmica: ln k � ln A � Ea/RT. Así, una
gráfica de ln k contra 1yT genera una línea recta con pendiente igual 
a �Ea/R.
SECCIÓN 14.6 Un mecanismo de reacción detalla las etapas indi-
viduales que ocurren en el curso de una reacción. Cada una de estas, lla-
madas reacciones elementales, tiene una ley de velocidad bien definida
que depende del número de moléculas (la molecularidad) de la etapa.
Las reacciones elementales están definidas ya sea como unimoleculares,
bimoleculares o termoleculares, dependiendo de si están implicadas
una, dos o tres moléculas de reactivos, respectivamente. Las reacciones 
elementales termoleculares son muy poco frecuentes. Las reacciones uni-
moleculares, bimoleculares y termoleculares siguen las leyes de veloci-
dades de primer orden general, segundo orden general y tercer orden
general, respectivamente. Muchas reacciones ocurren mediante un
mecanismo multietapas, que implica dos o más reacciones elementales,
o etapas. Un intermediario se produce en una etapa elemental, se con-
sume en una etapa elemental subsiguiente y, por lo tanto, no aparece en la
ecuación general para la reacción. Cuando un mecanismo tiene varias
etapas elementales, la velocidad general está limitada por la etapa elemen-
tal más lenta, llamada etapa determinante de la velocidad. Una etapa
elemental rápida que sigue a la etapa determinante de la velocidad no ten-
drá efecto en la ley de velocidad de la reacción. Con frecuencia, una etapa
rápida que antecede a la etapa determinante de la velocidad crea un equi-
librio que conlleva a un intermediario. Para que un mecanismo sea
válido, la ley de velocidad predicha por el mecanismo debe ser la misma
que la observada experimentalmente.
SECCIÓN 14.7 Un catalizador es una sustancia que incrementa la
velocidad de una reacción sin sufrir un cambio químico neto. Esto lo
lleva a cabo al proporcionar un mecanismo diferente para la reacción,
uno con una energía de activación menor. Un catalizador homogé-
neo es aquel que se encuentra en la misma fase que los reactivos. Un
catalizador heterogéneo tiene una fase diferente a la de los reactivos.
Con frecuencia los metales divididos finamente se utilizan como catali-
zadores heterogéneos para reacciones en disoluciones y en fase
gaseosa. Las moléculas de los reactivos pueden llevar a cabo enlace o
adsorción en la superficie del catalizador. La adsorción de un reactivo
en sitios específicos sobre la superficie hace que la ruptura del enlace
sea más fácil, lo que disminuye la energía de activación. La catálisis en
los seres vivos se lleva a cabo mediante las enzimas, moléculas grandes
de proteínas que por lo general catalizan una reacción muy específica.
A las moléculas reactivas específicas implicadas en una reacción enzi-
mática se les llama sustratos. El sitio de la enzima donde ocurre la
catálisis se denomina sitio activo. En el modelo de llave y cerradura
de la catálisisde la enzima, las moléculas de sustrato se ligan de manera
muy específica con el sitio activo de la enzima, después de lo cual se
genera la reacción.
k = Ae-Ea>RT
Ejercicios 597
HABILIDADES CLAVE
• Comprender los factores que influyen en la velocidad de las reacciones químicas. (Sección 14.1)
• Determinar la velocidad de una reacción dados el tiempo y la concentración. (Sección 14.2)
• Relacionar la velocidad de formación de los productos y la velocidad de desaparición de los reactivos dada la ecuación química balanceada
para la reacción. (Sección 14.2)
• Comprender la forma y el significado de una ley de velocidad incluyendo los conceptos de orden de reacción y constante de velocidad. (Sec-
ción 14.3)
• Determinar la ley de velocidad y la constante de velocidad para una reacción a partir de una serie de experimentos, dadas las velocidades me-
didas para varias concentraciones de reactivos. (Sección 14.3)
• Utilizar la forma integrada de una ley de velocidad para determinar la concentración de un reactivo en un tiempo determinado. (Sección 14.4)
• Explicar cómo afecta la energía de activación a la velocidad y, de ser posible, emplear la ecuación de Arrhenius. (Sección 14.5)
• Predecir una ley de velocidad para una reacción que tiene un mecanismo multietapas, dadas las etapas individuales en el mecanismo. (Sección 14.6)
• Explicar cómo funciona un catalizador. (Sección 14.7)
ECUACIONES CLAVE
• [14.4] Relación de las velocidades con los componentes de la ecuación
química balanceada
• [14.7] Forma general de una ley de velocidad para la reacción
productos
• [14.12] Forma integrada de una ley de velocidad de primer orden para la
reacción A productos
• [14.14] Forma integrada de la ley de velocidad de segundo orden para la
reacción A productos
• [14.15] Relación de la vida media y la constante de velocidad para una
reacción de primer orden
• [14.19] Ecuación de Arrhenius, la cual expresa cómo la constante de ve-
locidad depende de la temperatura
• [14.20] Forma lineal de la ecuación
EJERCICIOS
VISUALIZACIÓN DE CONCEPTOS
ln k = -
Ea
RT
+ ln A
k = Ae-Ea>RT
t1>2 =
0.693
k
¡
1
[A]t
= kt +
1
[A]0
¡
ln[A]t - ln[A]0 = -kt o ln 
[A]t
[A]0
= -kt
A + B ¡
Velocidad = k[A]m[B]n
a A + b B ¡ c C + d D
Velocidad = -
1
a
¢[A]
¢t
= -
1
b
¢[B]
¢t
=
1
c
¢[C]
¢t
=
1
d
¢[D]
¢t
14.1 Para la reacción C, ¿en cuál de los siguientes re-
cipientes es más rápida la reacción? Suponga que todos los 
recipientes están a la misma temperatura. [Sección 14.1]
¡A + B 14.2 Considere la siguiente gráfica de la concentración de una sus-
tancia contra tiempo. a) ¿X es un reactivo o un producto de la
reacción? b) ¿La reacción se está acelerando, inhibiendo o no
cambia su velocidad al transcurrir el tiempo? c) ¿Por qué la ve-
locidad promedio de la reacción es diferente entre los puntos 1
y 2 que entre los puntos 2 y 3? [Sección 14.2]
Tiempo
1
2
3
[x
]
598 CAPÍTULO 14 Cinética química
14.3 Estudie la velocidad de la reacción, midiendo tanto la concen-
tración del reactivo como la concentración del producto como
una función del tiempo y obtenga los siguientes resultados:
¿Qué ecuación química es congruente con estos datos?
a) , b) , c) , d)
Explique su elección. [Sección 14.2]
14.4 Efectúe la reacción M, examine la producción de M
en función del tiempo y luego obtenga esta gráfica a partir de
sus datos:
a) ¿La reacción ocurre a velocidad constante de t � 0 a t �
15 min? Explique. b) ¿La reacción se completa en t � 15 min?
Explique.
14.5 Realice una serie de experimentos para la reacción
y encuentre que la ley de velocidad tiene la
forma velocidad � k[A]x. Determine el valor de x en cada uno
de los siguientes casos: a) No existe cambio en la velocidad
cuando [A]0 se triplica. b) La velocidad aumenta por un factor
de 9 cuando [A]0 se triplica. c) Cuando [A]0 se duplica, la ve-
locidad se incrementa por un factor de 8. [Sección 14.3]
14.6 Los siguientes diagramas representan mezclas de NO(g) y 
O2(g). Estas dos sustancias reaccionan de la siguiente manera:
Experimentalmente se determinó que la velocidad es de se-
gundo orden con respecto a NO y de primer orden con res-
pecto a O2. De acuerdo con este hecho, ¿cuál de las siguientes
mezclas tendrá la velocidad inicial más alta? [Sección 14.3]
(1) (2) (3)
2 NO(g) + O2(g) ¡ 2 NO2(g)
A ¡ B + C
5 10 15 20 25 300
t, min
[M
]
K + L :
B ¡ 2 A?A ¡ 2 BB ¡ AA ¡ B
Tiempo
B
A
C
on
ce
nt
ra
ci
ón
14.7 Un amigo estudia una reacción de primer orden y obtiene las
tres gráficas siguientes luego de los experimentos realizados a
dos temperaturas diferentes. a) ¿Qué par de rectas representa
experimentos efectuados a la misma temperatura? ¿Qué ex-
plica la diferencia en estas dos gráficas? ¿De qué manera son
iguales? b) ¿Cuál par de rectas representa los experimentos rea-
lizados con la misma concentración inicial, pero a temperatu-
ras diferentes? ¿Qué gráfica es probable que represente la tem-
peratura más baja? ¿Cómo lo sabe? [Sección 14.4]
14.8 a) Dados los siguientes diagramas en t � 0 min y t � 30 min,
¿cuál es la vida media de la reacción si esta sigue la cinética de
primer orden?
b) Después de cuatro periodos de vida media para una reac-
ción de primer orden, ¿qué fracción del reactivo prevalece?
[Sección 14.4]
14.9 El siguiente diagrama muestra el perfil de una reacción. Iden-
tifique los componentes indicados mediante los cuadros. [Sec-
ción 14.5]
14.10 Estudie el efecto de la temperatura sobre la velocidad de dos
reacciones y grafique el logaritmo natural de la constante de
velocidad para cada reacción como una función de 1yT.
¿Cómo se comparan las dos gráficas a) si la energía de acti-
vación de la segunda reacción es más alta que la energía de ac-
tivación de la primera, pero las dos reacciones tienen el mismo
factor de frecuencia, y b) si el factor de frecuencia de la se-
(4)
Avance de la reacción
E
ne
rg
ía
 p
ot
en
ci
al
(3)
(1)
(2)
t � 0 min t � 30 min
Tiempo
1
2
3
ln
 [A
]
Ejercicios 599
gunda reacción es más alto que el de la primera reacción, pero
las dos tienen la misma energía de activación? [Sección 14.5]
14.11 La siguiente gráfica muestra dos diferentes cursos de reacción
para la misma reacción general a la misma temperatura.
a) ¿Cuál curso es más lento? ¿Por qué? b) ¿Cómo pueden exis-
tir dos distintos cursos de reacción para la misma reacción a la
misma temperatura? Analícelo. [Sección 14.6]
14.12 Considere el siguiente diagrama, el cual representa dos etapas en
una reacción general. Las esferas rojas son oxígeno, las azules son
nitrógeno y las verdes son flúor. a) Escriba la ecuación quími-
ca para cada etapa en la reacción. b) Escriba la ecuación para la
reacción general. c) Identifique el intermediario en el meca-
nismo. d) Escriba la ley de velocidad para la reacción general si 
la primera etapa es lenta y es la determinante de la velocidad.
[Sección 14.6]
14.13 De acuerdo con el siguiente perfil de reacción, ¿cuántos interme-
diarios se forman en la reacción ? ¿Cuántos estados deA ¡ C
� �
�
Avance de la reacción
E
ne
rg
ía
 p
ot
en
ci
al
transición existen? ¿Cuál etapa es la más rápida? es
una reacción exotérmica o endotérmica? [Sección 14.6]
14.14 Dibuje un estado de transición posible para la reacción bimo-
lecular aquí descrita. (Las esferas azules son átomos de nitrógeno
y las rojas son átomos de oxígeno). Utilice rectas punteadas para
representar los enlaces que están en el proceso de rompimiento o
formación en el estado de transición. [Sección 14.6]
14.15 El siguiente diagrama representa un mecanismo imaginario de
dos etapas. Considere que las esferas rojas representan al ele-
mento A, las verdes al B y las azules al C. a) Escriba la ecuación
para la reacción neta que ocurre. b) Identifique al intermedi-
ario. c) Identifique al catalizador. [Secciones 14.6 y 14.7]
14.16 Dibuje una gráfica que muestre el curso de la reacción para
una reacción exotérmica general con dos intermediarios que
se producen a distintas velocidades. En su gráfica indique los
reactivos,productos, intermediarios, estados de transición y
energías de activación. [Secciones 14.6 y 14.7]
��
E
ne
rg
ía
 p
ot
en
ci
al
Avance de la reacción
A
B
C
A ¡ C
VELOCIDADES DE REACCIÓN (secciones 14.1 y 14.2)
14.17 a) ¿Qué significa el término velocidad de reacción? b) Escriba
tres factores que pueden influir en la velocidad de una reac-
ción química. c) ¿La velocidad de desaparición de los reactivos
siempre es la misma que la velocidad de aparición de los pro-
ductos? Explique.
14.18 a) ¿Cuáles son las unidades utilizadas de manera general para
expresar las velocidades de reacción que ocurren en una diso-
lución? b) De acuerdo con su experiencia diaria, escriba dos
ejemplos de los efectos de la temperatura en las velocidades de
reacción. c) ¿Cuál es la diferencia entre velocidad promedio y
velocidad instantánea?
14.19 Considere la siguiente reacción acuosa hipotética:
. A un matraz se agregan 0.065 moles de A
en un volumen total de 100.0 mL. Se recopilaron los siguientes
datos:
A(ac) ¡ B(ac)
a) Calcule el número de moles de B en cada uno de los tiem-
pos de la tabla, suponga que no existen moléculas de B en el
tiempo cero, y que A se convierte en B sin intermediarios.
b) Calcule la velocidad promedio de desaparición de A 
para cada intervalo de 10 min en unidades de Mys. c) Entre 
t � 10 min y t � 30 min, ¿cuál es la velocidad promedio de
aparición de B en unidades de Mys? Suponga que el volumen
de la disolución es constante.
14.20 A un matraz se agregan 0.100 moles de A y se les permite reac-
cionar para formar B de acuerdo con la reacción hipotética en
fase gaseosa . Se recopilaron los siguientes
datos:
A(g) ¡ B(g)
Tiempo (min) 0 10 20 30 40
Moles de A 0.065 0.051 0.042 0.036 0.031
Tiempo (s) 0 40 80 120 160
Moles de A 0.100 0.067 0.045 0.030 0.020
a) Calcule la velocidad promedio de la reacción, en Mys, para
el intervalo de tiempo entre cada medición. b) Obtenga la ve-
locidad promedio de la reacción para el tiempo total de la
tabla de t � 0.0 min a t � 430.0 min. c) Grafique [HCl] contra
tiempo y determine las velocidades instantáneas en Mymin y
Mys a t � 75.0 min y t � 250 min.
14.23 Para cada una de las siguientes reacciones en fase gaseosa, in-
dique cómo se relaciona la velocidad de desaparición de cada
reactivo con la velocidad de aparición de cada producto.
a)
b)
c)
d)
14.24 Para cada una de las siguientes reacciones en fase gaseosa, es-
criba la expresión de velocidad en términos de la aparición de
cada producto o la desaparición de cada reactivo:
a)
b)
c)
d)
14.25 a) Considere la combustión de
. Si el hidrógeno se quema a una velocidad 
de 0.48 molesys, ¿cuál es la velocidad de consumo del oxíge-
no? ¿Cuál es la velocidad de formación del vapor de agua? 
b) En un recipiente cerrado se lleva a cabo la reacción
. Si la presión parcial del
NO disminuye a una velocidad de 56 torrymin, ¿cuál es la ve-
locidad de cambio de la presión total en el recipiente?
14.26 a) Considere la combustión de etileno,
. Si la concentración de C2H4 dis-
minuye a una velocidad de 0.036 Mys, ¿cuáles son las velocidades
de cambio en las concentraciones de CO2 y H2O? b) La velocidad
a la que disminuye la presión parcial de N2H4 en un recipiente
cerrado para la reacción es
de 74 torr por hora. ¿Cuáles son las velocidades de cambio de la
presión parcial de NH3 y cuál es la presión total en el recipiente?
N2H4(g) + H2(g) ¡ 2 NH3(g)
¡ 2 CO2(g) + 2 H2O(g)
3 O2(g)+C2H4(g)
2 NO(g) + Cl2(g) ¡ 2 NOCl(g)
¡ 2 H2O(g)
H2(g): 2 H2(g) + O2(g)
N2(g) + 2 H2(g) ¡ N2H4(g)
2 NO(g) + 2 H2(g) ¡ N2(g) + 2 H2O(g)
2 SO2(g) + O2(g) ¡ 2 SO3(g)
2 H2O(g) ¡ 2 H2(g) + O2(g)
C2H5NH2(g) ¡ C2H4(g) + NH3(g)
N2(g) + 3 H2(g) ¡ 2 NH3(g)
2 N2O(g) ¡ 2 N2(g) + O2(g)
H2O2(g) ¡ H2(g) + O2(g)
600 CAPÍTULO 14 Cinética química
a) Calcule el número de moles de B en cada uno de los tiem-
pos de la tabla, suponiendo que A se convierte en B sin inter-
mediarios. b) Calcule la velocidad promedio de desaparición
de A para cada intervalo de 40 s en unidades de molys. c) ¿Qué
información adicional será necesaria para calcular la velocidad
en unidades de concentración por tiempo?
14.21 Se estudió la isomerización del metil isonitrilo (CH3NC) a
acetonitrilo (CH3CN) en fase gaseosa a 215 °C y se obtuvieron
los siguientes datos:
Tiempo (s) [CH3NC] (M)
0 0.0165
2,000 0.0110
5,000 0.00591
8,000 0.00314
12,000 0.00137
15,000 0.00074
a) Calcule la velocidad promedio de la reacción, en Mys, para
el intervalo de tiempo entre cada medición. b) Obtenga la ve-
locidad promedio de la reacción en el tiempo total de los datos
de t � 0 a t � 15,000 s. c) Grafique [CH3NC] contra tiempo 
y determine las velocidades instantáneas en Mys a t � 5000 s y
t � 8000 s.
14.22 Se midió la velocidad de desaparición del HCl para la si-
guiente reacción:
Se obtuvieron los siguientes datos:
CH3OH(ac) + HCl(ac) ¡ CH3Cl(ac) + H2O(l)
Tiempo (min) [HCl] (M)
0.0 1.85
54.0 1.58
107.0 1.36
215.0 1.02
430.0 0.580
LEYES DE VELOCIDAD (sección 14.3)
14.27 Una reacción cumple la siguiente ley de ve-
locidad: Velocidad � k[B]2. a) Si se duplica [A], ¿cómo cam-
biará la velocidad? ¿Cambiará la constante de velocidad?
Explique. b) ¿Cuáles son los órdenes de reacción con respecto
a A y B? ¿Cuál es el orden de reacción general? c) ¿Cuáles son
las unidades de la constante de velocidad?
14.28 Considere una reacción hipotética entre A, B y C que es de
primer orden en A, de orden cero en B y de segundo orden en
C. a) Escriba la ley de velocidad para la reacción. b) ¿Cómo
cambia la velocidad cuando se duplica [A] y las otras concen-
traciones de los reactivos permanecen constantes? c) ¿Cómo
cambia la velocidad cuando [B] se triplica y las demás concen-
traciones de los reactivos permanecen constantes? d) ¿Cómo
cambia la velocidad cuando [C] se triplica y las demás concen-
traciones de los reactivos permanecen constantes? e) ¿Debido
a qué factor se modifica la velocidad cuando se triplican las
concentraciones de los tres reactivos? f) ¿En qué factor cambia
la velocidad cuando las concentraciones de los tres reactivos se
reducen a la mitad?
A + B ¡ C 14.29 La reacción de descomposición del N2O5 en tetracloruro de
carbono es: . La ley de velocidad es
de primer orden con respecto a N2O5. A 64 °C la constante de
velocidad es de 4.82 � 10�3 s�1. a) Escriba la ley de velocidad
para la reacción. b) ¿Cuál es la velocidad de reacción cuando
[N2O5] � 0.0240 M? c) ¿Qué sucede con la velocidad cuan-
do la concentración de N2O5 se duplica a 0.0480 M? d) ¿Qué
ocurre con la velocidad cuando la concentración de N2O5 se
reduce a la mitad, 0.0120 M?
14.30 Considere la siguiente reacción:
a) La ley de velocidad para la reacción anterior es de primer
orden en H2 y de segundo orden en NO. Escriba la ley de ve-
locidad. b) Si la constante de velocidad para esta reacción a
1000 K es de 6.0 � 104 M�2s�1, ¿cuál es la velocidad de reac-
ción cuando [NO] � 0.035 M y [H2] � 0.015 M? c) ¿Cuál es la
velocidad de reacción a 1000 K cuando aumenta la concen-
tración de NO a 0.10 M, mientras que la concentración de H2
2 NO(g) + 2 H2(g) ¡ N2(g) + 2 H2O(g)
2 N2O5 ¡ 4 NO2 + O2
Experimento [S2O8 
2�] (M) [I—] (M) Velocidad inicial (M/s)
1 0.018 0.036 2.6 * 10-6
2 0.027 0.036 3.9 * 10-6
3 0.036 0.054 7.8 * 10-6
4 0.050 0.072 1.4 * 10-5
Ejercicios 601
es de 0.010 M? d) ¿Cuál es la velocidad de reacción a 1000 K si
[NO] disminuye a 0.010 M y [H2] se incrementa a 0.030 M ?
14.31 Considere la siguiente reacción:
La ley de velocidad para esta reacción es de primer orden con
respecto a CH3Br y de primer orden con respecto a OH
�.
Cuando [CH3Br] es de 5.0 � 10
�3 M y [OH�] es de 0.050 M, la
velocidad de reacción a 298 K es de 0.0432 Mys. a) ¿Cuál es el
valor de la constante de velocidad? b) ¿Cuáles son las unidades
de la constante de velocidad? c) ¿Qué sucedería con la velocidad
si la concentración de OH� se triplicara? d) ¿Qué ocurriría con
la velocidad si la concentración de ambos reactivos se triplicara?
14.32 La reacción entre el bromuro de etilo (C2H5Br) y el ion hidróxidoen alcohol etílico a 330 K,
, es de primer orden con respecto al bro-
muro de etilo y con respecto al ion hidróxido. Cuando [C2H5Br]
es 0.0477 M y [OH�] es 0.100 M, la velocidad de desaparición del
bromuro de etilo es de 1.7 � 10�7 Mys. a) ¿Cuál es el valor de la
constante de velocidad? b) ¿Cuáles son las unidades de la cons-
tante de velocidad? c) ¿Cómo cambiaría la velocidad de desapari-
ción del bromuro de etilo si la disolución se diluyera al agregar un
volumen igual de alcohol etílico puro a la disolución?
14.33 El ion yoduro reacciona con ion hipoclorito (el ingrediente ac-
tivo en los blanqueadores con cloro) de la siguiente manera:
. Esta reacción rápida produce
los siguientes datos en relación con la velocidad:
OCl- + I- ¡ OI- + Cl-
C2H5OH(l) + Br-(alc)
OH-(alc) ¡+C2H5Br(alc)
CH3Br(ac) + OH-(ac) ¡ CH3OH(ac) + Br-(ac)
a) ¿Cuál es la ley de velocidad para la reacción? b) ¿Cuál es el
orden de reacción general? c) Calcule la constante de velocidad
con unidades adecuadas. d) ¿Cuál es la velocidad cuando
[BF3] � 0.100 M y [NH3] � 0.500 M?
14.36 Se recabaron los siguientes datos en relación con la velocidad de
desaparición del NO en la reacción
:2 NO2(g)
2 NO(g) + O2(g) ¡
[OCl-] (M) [I-] (M) Velocidad inicial (M/s)
1.5 * 10-3 1.5 * 10-3 1.36 * 10-4
3.0 * 10-3 1.5 * 10-3 2.72 * 10-4
1.5 * 10-3 3.0 * 10-3 2.72 * 10-4
Experimento [ClO2] (M) [OH
�] (M) Velocidad inicial (M/s)
1 0.060 0.030 0.0248
2 0.020 0.030 0.00276
3 0.020 0.090 0.00828
a) Escriba la ley de velocidad para esta reacción. b) Calcule la cons-
tante de velocidad con unidades adecuadas. c) Determine la ve-
locidad cuando [OCl�] � 2.0 � 10�3 M y [I�] � 5.0 � 10�4 M.
14.34 Se estudió la reacción
con los siguientes resulta-
dos:
ClO2 
-(ac) + H2O(l)+ClO3 -(ac)
2 ClO2(ac) + 2 OH-(ac) ¡
a) Determine la ley de velocidad para la reacción. b) Calcule la
constante de velocidad con unidades adecuadas. c) Obtenga 
la velocidad cuando [ClO2] � 0.100 M y [OH
�] � 0.050 M.
14.35 Se midieron los siguientes datos para la reacción
:BF3(g) + NH3(g) ¡ F3BNH3(g)
Experimento [BF3] (M) [NH3] (M) Velocidad inicial (M/s)
1 0.250 0.250 0.2130
2 0.250 0.125 0.1065
3 0.200 0.100 0.0682
4 0.350 0.100 0.1193
5 0.175 0.100 0.0596
Experimento [NO] (M) [O2] (M) Velocidad inicial (M/s)
1 0.0126 0.0125 1.41 * 10-2
2 0.0252 0.0125 5.64 * 10-2
3 0.0252 0.0250 1.13 * 10-1
a) ¿Cuál es la ley de velocidad para la reacción? b) ¿Cuáles son
las unidades de la constante de velocidad? c) ¿Cuál es el valor
promedio de la constante de velocidad calculado a partir de los
tres conjuntos de datos? d) ¿Cuál es la velocidad de desapari-
ción del NO cuando [NO] � 0.0750 M y [O2] � 0.0100 M? 
e) ¿Cuál es la velocidad de desaparición del O2 en las concen-
traciones dadas en el inciso d)?
[14.37] Considere la reacción en fase gaseosa entre el óxido nítrico y el
bromo a 273 °C: . Se ob-
tuvieron los siguientes datos para la velocidad inicial de apari-
ción del NOBr:
2 NOBr(g)2 NO(g) + Br2(g) ¡
Experimento [NO] (M) [Br2] (M) Velocidad inicial (M/s)
1 0.10 0.20 24
2 0.25 0.20 150
3 0.10 0.50 60
4 0.35 0.50 735
a) Determine la ley de velocidad. b) Calcule el valor promedio
de la constante de velocidad para la aparición del NOBr a par-
tir de los cuatro conjuntos de datos. c) ¿Cómo se relaciona la
velocidad de aparición del NOBr con la velocidad de desapari-
ción del Br2? d) ¿Cuál es la velocidad de desaparición del Br2
cuando [NO] � 0.075 M y [Br2] � 0.25 M?
[14.38] Considere la reacción del ion persulfato con ion yoduro (I�)
en una disolución acuosa:
A una temperatura en particular, la velocidad de desaparición
del varía con las concentraciones de los reactivos en la siguiente
manera:
S2O8 
2-(ac) + 3 I-(ac) ¡ 2 SO4 2-(ac) + I3 -(ac)
a) Determine la ley de velocidad para la reacción y establezca
las unidades de la constante de velocidad. b) ¿Cuál es el valor
promedio de la constante de velocidad para la desaparición
del con base en los cuatro conjuntos de datos? c) ¿Cómo está
relacionada la velocidad de desaparición del con la velocidad
de desaparición del I�? d) ¿Cuál es la velocidad de desapari-
ción del I� cuando [ ] � 0.025 M y [I�] � 0.050 M?S2O8 
2-
602 CAPÍTULO 14 Cinética química
CAMBIO DE CONCENTRACIÓN CON EL TIEMPO (sección 14.4)
14.39 a) Defina los siguientes símbolos que se encuentran en las ecua-
ciones de velocidad para la reacción genérica A B: [A]0,
t1/2, [A]t, k. b) ¿Qué cantidad, al graficarla contra tiempo, pro-
ducirá una línea recta para una reacción de primer orden? 
c) ¿Cómo se calcula la constante de velocidad para una reacción
de primer orden a partir de la gráfica elaborada en el inciso b)?
14.40 a) Para una reacción de segundo orden genérica A B,
¿qué cantidad, al graficarla contra tiempo, generará una línea
recta? b) ¿Cuál es la pendiente de la línea recta del inciso a)? 
c) ¿En qué difieren las vidas medias de las reacciones de
primero y segundo órdenes?
14.41 Para la reacción genérica A B que es de orden cero en A,
¿qué se debería graficar para obtener la constante de velocidad?
14.42 Elabore una gráfica para la reacción de primer orden genérica
A B, que tiene la concentración de A en el eje vertical y
el tiempo como eje horizontal. a) ¿Esta gráfica es lineal? Ex-
plique. b) En la gráfica indique la vida media de la reacción.
14.43 a) La descomposición en fase gaseosa del SO2Cl2,
, es de primer orden con respecto al
SO2Cl2. A 600 K la vida media de este proceso es 2.3 � 10
5 s.
¿Cuál es la constante de velocidad a esta temperatura? b) A 320 °C
la constante de velocidad es de 2.2 � 10�5s�1. ¿Cuál es la vida
media a esta temperatura?
14.44 El yodo molecular, I2(g), se disocia en átomos de yodo a 625 K
con una constante de velocidad de primer orden de 0.271 s�1.
a) ¿Cuál es la vida media de esta reacción? b) Si comienza con
0.050 M de I2 a esta temperatura, ¿cuánto quedará después de
5.12 s suponiendo que los átomos de yodo no se combinan 
de nuevo para formar I2?
14.45 Como se describió en el ejercicio 14.43, la descomposición del
cloruro de sulfurilo (SO2Cl2) es un proceso de primer orden.
La constante de velocidad para la descomposición a 660 K es
4.5 � 10�2 s�1. a) Si comenzamos con SO2Cl2 a una presión
inicial de 450 torr, ¿cuál es la presión de esta sustancia después
de 60 s? b) ¿En qué tiempo la presión del SO2Cl2 declinará a
un décimo de su valor inicial?
14.46 La constante de velocidad de primer orden para la descom-
posición de N2O5, , a
es . Suponga que se inicia con 
0.0250 moles de N2O5(g) en un volumen de 2.0 L. a) ¿Cuántos
moles de N2O5 quedarán después de 5 min? b) ¿Cuántos mi-
nutos tomará para que la cantidad de N2O5 se reduzca a 
0.010 moles? c) ¿Cuál es la vida media de N2O5 a 70 °C?
14.47 La reacción
es de primer orden en SO2Cl2. Empleando los siguientes datos
cinéticos, determine la magnitud de la constante de velocidad
de primer orden:
SO2Cl2(g) ¡ SO2(g) + Cl2(g)
6.82 * 10-3 s-170 °C
2 N2O5(g) ¡ 4 NO2(g) + O2(g)
¡ SO2(g) + Cl2(g)
SO2Cl2(g)
¡
¡
¡
¡
Tiempo (s) Presión SO2Cl2 (atm)
0 1.000
2,500 0.947
5,000 0.895
7,500 0.848
10,000 0.803
Tiempo (s) [NO2] (M)
0.0 0.100
5.0 0.017
10.0 0.0090
15.0 0.0062
20.0 0.0047
Tiempo (s) Presión CH3NC (torr)
0 502
2,000 335
5,000 180
8,000 95.5
12,000 41.7
15,000 22.4
Tiempo (min) [C12H22O11] (M)
0 0.316
39 0.274
80 0.238
140 0.190
210 0.146
14.49 Considere los datos presentados en el ejercicio 14.19. a) Me-
diante el uso de las gráficas adecuadas, determine si la reacción
es de primer orden o de segundo. b) ¿Cuál es la constante de
velocidad para la reacción? c) ¿Cuál es la vida media para la
reacción?
14.50 Considere los datos presentados en el ejercicio 14.20. a) Deter-
mine si la reacción es de primer orden o de segundo. b) ¿Cuál
es el valor de la constante de velocidad? c) ¿Cuál es la vida
media?
14.51 Se estudia la descomposición en fase gaseosa del NO2,
, a 383 °C. Se obtienen los
siguientes datos:
2 NO(g) + O2(g)2 NO2(g) ¡
a) ¿La reacción es de primer orden o de segundo con respecto
a la concentraciónde NO2? b) ¿Cuál es la constante de veloci-
dad? c) Use el método de las velocidades iniciales para obtener
el orden para NO2 y predecir qué velocidades de reacción
mediría en el inicio de la reacción para las concentraciones
iniciales de 0.200 M, 0.100 M y 0.050 M.
14.52 La sacarosa (C12H22O11), también conocida como azúcar de
mesa, reacciona en disoluciones ácidas diluidas para formar
dos azúcares más simples, la glucosa y la fructosa; ambos
tienen la fórmula C6H12O6. A 23 °C y 0.5 M en HCl se ob-
tuvieron los siguientes datos para la desaparición de la sa-
carosa:
a) ¿La reacción es de primer orden o de segundo con res-
pecto a [C12H22O11]? b) ¿Cuál es la constante de velocidad?
c) Empleando esta constante de velocidad, calcule la concen-
tración de sacarosa en 39, 80, 140 y 210 min si la concentra-
ción inicial fue de 0.316 M y la reacción fue de orden cero en
la sacarosa.
14.48 De los datos que aparecen a continuación para la isome-
rización de primer orden en fase gaseosa de CH3NC a 215 °C,
calcule la constante de velocidad de primer orden y la vida
media de la reacción:
Ejercicios 603
TEMPERATURA Y VELOCIDAD (sección 14.5)
14.53 a) ¿Qué factores determinan si una colisión entre dos molécu-
las da lugar a una reacción química? b) De acuerdo con el
modelo de colisión, ¿por qué la temperatura afecta el valor de la
constante de velocidad? c) En general, ¿la constante de velocidad
para una reacción aumenta o disminuye con un incremento
en la temperatura de la reacción?
14.54 a) ¿En cuál de las siguientes reacciones esperaría que el factor
de orientación fuera el menos importante al generar la reac-
ción o ? b) ¿Cómo
ayuda la teoría cinética molecular a comprender la dependen-
cia de la temperatura en las reacciones químicas?
14.55 Calcule la fracción de los átomos en una muestra de gas argón
a 400 K que tiene una energía de 10.0 kJ o mayor.
14.56 a) La energía de activación para la isomerización del metil
isonitrilo (figura 14.7) es de 160 kJymol. Calcule la fracción 
de las moléculas de metil isonitrilo que tienen una energía de
160.0 kJ o mayor que 500 K. b) Calcule esta fracción para una
temperatura de 520 K. ¿Cuál es la proporción de la fracción 
a 520 K a la de 500 K?
14.57 La reacción en fase gaseosa
tiene un cambio de entalpía general de –66 kJ. La ener-
gía de activación para la reacción es de 7 kJ. a) Esquematice el
perfil de energía para la reacción e identifique Ea y �E. b) ¿Cuál
es la energía de activación para la reacción inversa?
14.58 Para el proceso elemental la
energía de activación (Ea) y la general son de 154 kJymol y
136 kJymol, respectivamente. a) Esquematice el perfil de ener-
gía para esta reacción e identifique Ea y �E. b) ¿Cuál es la 
energía de activación de la reacción inversa?
14.59 Indique si cada enunciado es verdadero o falso. Si es falso, re-
dáctelo nuevamente para que sea verdadero.
a) Si se comparan dos reacciones con factores de colisión
similares, la que tenga mayor energía de activación será la
más rápida.
b) Una reacción que tiene una constante de velocidad pe-
queña debe tener un factor de frecuencia pequeño.
c) Al incrementar la temperatura de reacción, aumenta la
fracción de colisiones exitosas entre los reactivos.
14.60 Indique si cada enunciado es verdadero o falso. Si es falso,
redáctelo nuevamente para que sea verdadero.
a) Si se mide la constante de velocidad para una reacción a
diferentes temperaturas, es posible calcular el cambio de
entalpía global para la reacción.
b) Las reacciones exotérmicas son más rápidas que las en-
dotérmicas.
c) Si en una reacción se duplica la temperatura, entonces la
energía de activación se reduce a la mitad.
14.61 De acuerdo con sus energías de activación y sus cambios de
energía, y suponiendo que todos los factores de colisión son
iguales, ¿cuál de las siguientes reacciones sería la más rápida y
cuál la más lenta? Explique su respuesta.
a) ;
b) ;
c) ;
14.62 ¿Cuál de las reacciones en el ejercicio 14.61 será más rápida en
la dirección inversa? ¿Cuál será la más lenta? Explique sus res-
puestas.
14.63 a) Una reacción de primer orden tiene una constante de veloci-
dad de 2.75 � 10�2 s�1 a 20 °C. ¿Cuál es el valor de k a 60 °C si
¢E = 10 kJ>molEa = 55 kJ>mol
¢E = -10 kJ>molEa = 35 kJ>mol
¢E = -25 kJ>molEa = 45 kJ>mol
¢E
NO3(g)+N2O5(g) ¡ NO2(g)
Br(g)
+Cl(g) + HBr(g) ¡ HCl(g)
H + Cl ¡ HClNO + O ¡ NO2
Ea � 75.5 kJymol?; b) Otra reacción de primer orden también
tiene una constante de velocidad de 2.75 � 10�2 s�1 a 20 °C.
¿Cuál es el valor de k a 60 °C si Ea � 125 kJymol? c) ¿Qué su-
posiciones son necesarias para calcular las respuestas de los in-
cisos a) y b)?
14.64 Comprender el comportamiento a altas temperaturas de los 
óxidos de nitrógeno es esencial para controlar la contaminación
generada en los motores de los automóviles. La descomposi-
ción del óxido nítrico (NO) para obtener N2 y O2 es de segundo
orden con una constante de velocidad de 0.0796 M�1 s�1 a 
737 °C y 0.0815 M�1 s�1 a 947 °C. Calcule la energía de acti-
vación para la reacción.
14.65 La velocidad de la reacción
se midió a distintas temperaturas y se obtuvieron los siguientes
datos:
CH3COO
-(ac) + C2H5OH(ac)
CH3COOC2H5(ac) + OH-(ac) ¡
Temperatura (°C) k (M�1 s�1)
15 0.0521
25 0.101
35 0.184
45 0.332
Temperatura (K) k (M�1 s�1)
600 0.028
650 0.22
700 1.3
750 6.0
800 23
Calcule el valor de Ea trazando una gráfica adecuada.
14.66 En la siguiente tabla aparece la dependencia de temperatura de
la constante de velocidad para una reacción:
Calcule Ea y A.
[14.67] La energía de activación de cierta reacción es de 65.7 kJymol.
¿Cuántas veces más rápida será la reacción a 50 °C que a 0 °C?
Indique las suposiciones necesarias para realizar este cálculo.
[14.68] La siguiente es una cita de un artículo en el número del 18 de
agosto de 1998 en The New York Times acerca de la degradación
de la celulosa y del almidón: “Una caída de 18 grados Fahren-
heit [de 77 °F a 59 °F] disminuye la velocidad de la reacción
seis veces; una caída de 36 grados [de 77 °F a 41 °F] produce
una disminución de 40 veces en la velocidad”. a) Calcule las
energías de activación para el proceso de degradación con base
en las dos estimaciones del efecto de la temperatura en la ve-
locidad. ¿Son consistentes los valores? b) Suponga que el valor
de Ea se calcula a partir de la caída de 36 grados y que la veloci-
dad de degradación es de primer orden con una vida media a
25 °C de 2.7 años; calcule la vida media para la caída a una
temperatura de �15 °C.
604 CAPÍTULO 14 Cinética química
MECANISMOS DE REACCIÓN (sección 14.6)
14.69 a) ¿Qué significa el término reacción elemental? b) ¿Cuál es la
diferencia entre una reacción elemental unimolecular y una bi-
molecular? c) ¿Qué es un mecanismo de reacción?
14.70 a) ¿Qué significa el término molecularidad? b) ¿Por qué son
tan poco comunes las reacciones elementales termoleculares?
c) ¿Qué es un intermediario en un mecanismo?
14.71 ¿Cuáles son las diferencias entre un intermediario y un estado
de transición?
14.72 ¿Qué significa el término etapa determinante de velocidad?
14.73 ¿Cuál es la molecularidad en cada una de las siguientes reac-
ciones elementales? Escriba la ley de velocidad para cada una.
a)
b)
c)
14.74 ¿Cuál es la molecularidad de cada una de las siguientes reac-
ciones elementales? Escriba la ley de velocidad para cada una.
a)
b)
c)
14.75 a) Con base en el siguiente perfil de reacción, ¿cuántos inter-
mediarios se forman en la reacción ? b) ¿Cuántos
estados de transición tiene? c) ¿Cuál etapa es la más rápida? 
d) ¿La reacción es exotérmica o endotérmica?
14.76 Considere el siguiente perfil de energía.
a) ¿Cuántas reacciones elementales existen en el mecanismo
de reacción? b) ¿Cuántos intermediarios se forman en la reac-
ción? c) ¿Cuál etapa es la limitante de la velocidad? d) ¿La
reacción general es exotérmica o endotérmica?
Avance de la reacción
E
ne
rg
ía
 p
ot
en
ci
al
E
ne
rg
ía
 p
ot
en
ci
al
Avance de la reacción
A
B
C
D
A ¡ D
A ¡ D
SO3(g) ¡ SO2(g) + O(g)H2C
CH2
√≈
¬
 
 
CH2(g) ¡ CH2 “ CH ¬ CH3(g)
2 NO(g) ¡ N2O2(g)
NO(g) + Cl2(g) ¡ NOCl2(g)
OCl-(ac) + H2O(l) ¡ HOCl(ac) + OH-(ac)
Cl2(g) ¡ 2 Cl(g)
14.77 Se ha propuesto el siguiente mecanismo para la reacción en
fase gaseosa de H2 con ICl:
a) Escriba una ecuación balanceada para la reacción general.
b) Identifique cualquier intermediario en el mecanismo. c) Si
la primera etapa es lenta y la segunda es rápida, ¿qué ley de ve-
locidad espera observar en la reacción general?
14.78 La descomposición del peróxido de hidrógeno se cataliza por
ion yoduro. La reacción catalizada procede mediante un meca-
nismo de dos etapas:
a) Escriba la ecuación química del proceso general. b) Identi-
fique los intermediarios, si existen, en el mecanismo. c) Suponga
que la primera etapa del mecanismo es la determinante de la ve-
locidad y prediga la ley de velocidad para el proceso general.
14.79 Se efectuó la reacción y se
obtuvieron los siguientes datos:
¿El siguiente mecanismo es congruente con los datos? Explique.
14.80 Se ha estudiado la oxidación en fase gaseosa del HBr con O2:
Se encuentra que la reacción es de primer orden con respecto al
HBr y de primer orden con respecto al O2. Se propone el si-
guiente mecanismo:
a) Confirme que las reacciones elementales se suman para dar
la reacción general. b) De acuerdo con la ley de velocidad de-
terminada experimentalmente, ¿qué etapa es la determinante
de la velocidad? c) ¿Cuáles son los intermediarios en este
mecanismo? d) Si no logra detectar HOBr o HOOBr entre los
productos, ¿lo anterior descarta su mecanismo?
 HOBr(g) + HBr(g) ¡ H2O(g) + Br2(g)
 HOOBr(g) + HBr(g) ¡ 2 HOBr(g)
 HBr(g) + O2(g) ¡ HOOBr(g)
4 HBr(g) + O2(g) ¡ 2 H2O(g) + 2 Br2(g)
NOCl2(g) + NO(g) ¡ 2 NOCl(g)
NO(g) + Cl2(g) ¡ NOCl2(g)
Tiempo
(en condiciones de
[Cl2] constante)
1/
[N
O
]
2 NO(g) + Cl2(g) ¡ 2 NOCl(g)
 IO-(ac) + H2O2(ac) ¡ H2O(l) + O2(g) + I-(ac) (rápida)
 H2O2(ac) + I-(ac) ¡ H2O(l) + IO-(ac) (lenta)
HI(g) + ICl(g) ¡ I2(g) + HCl(g)
H2(g) + ICl(g) ¡ HI(g) + HCl(g)
Ejercicios 605
CATÁLISIS (sección 14.7)
14.81 a) ¿Qué es un catalizador? b) ¿Cuál es la diferencia entre un
catalizador homogéneo y uno heterogéneo? c) ¿Los catali-
zadores afectan el cambio de entalpía global en una reacción,
la energía de activación o ambos?
14.82 a) La mayoría de los catalizadores heterogéneos comerciales son
materiales sólidos que se dividen de manera muy fina. ¿Por qué
el tamaño de la partícula es importante? b) ¿Qué papel desem-
peña la adsorción en la acción de un catalizador heterogéneo?
[14.83] Las nanopartículas de platino de diámetro ~2 nm son impor-
tantes catalizadores en la oxidación del monóxido de carbono a
dióxido de carbono. El platino se cristaliza en un arreglo cúbico
centrado en las caras cuyo lado mide 3.924 Å. a) Estime cuántos
átomos de platino encajarían en una esfera de 2.0 nm; el volu-
men de una esfera es (4y3)pr3. Recuerde que 1 Å � 1 � 10�10 m
y que 1 nm � 1 � 10�9 m. b) Calcule cuántos átomos de platino
están en la superficie de una esfera de Pt de 2.0 nm, empleando la
fórmula del área superficial de una esfera (4pr2) y suponiendo
que la “huella” de un átomo de Pt se estima a partir de su
diámetro atómico de 2.8 Å. c) Utilizando sus resultados de a) y
b), calcule el porcentaje de átomos de Pt que están en la superfi-
cie de una nanopartícula de 2.0 nm. d) Repita estos cálculos para
una nanopartícula de platino de 5.0 nm. e) ¿Qué tamaño de
nanopartícula esperaría que sea más activo catalíticamente y por
qué?
14.84 En disolución, las especies químicas simples como H+ y OH–
sirven como catalizadores para reacciones. Imagine que es
posible medir [H+] de una disolución que contiene una reac-
ción catalizada por ácidos conforme avanza. Suponga que los
reactivos y los productos no son ácidos ni bases. Dibuje el per-
fil de concentración de [H+] que se debería medir como una
función del tiempo para la reacción, suponiendo t � 0 cuando
se agrega una gota de ácido a la reacción.
14.85 La oxidación del SO2 a SO3 se cataliza mediante NO2. La reac-
ción procede de la siguiente manera:
a) Demuestre que se pueden sumar las dos reacciones para
obtener la oxidación general del SO2 por el O2 para dar SO3.
b) ¿Por qué el NO2 se considera un catalizador y no un inter-
mediario en esta reacción? c) ¿Es este un ejemplo de un catali-
zador homogéneo o de uno heterogéneo?
14.86 El NO cataliza la descomposición de N2O, posiblemente me-
diante el siguiente mecanismo:
a) ¿Cuál es la ecuación química para la reacción general?
Muestre cómo las dos etapas se pueden sumar para dar la
ecuación general. b) ¿Por qué el NO se considera un catalizador
y no un intermediario? c) Si los experimentos muestran que du-
rante la descomposición del N2O, el NO2 no se acumula en can-
tidades medibles, ¿esto descarta el mecanismo propuesto? Si
considera que no, sugiera qué podría estar sucediendo.
14.87 Muchos catalizadores metálicos, particularmente los metales pre-
ciosos, por lo general se depositan como películas delgadas sobre
una sustancia con gran área de superficie por unidad de masa, tal
como la alúmina (Al2O3) o la sílice (SiO2). a) ¿Por qué esta téc-
nica es una manera eficaz de utilizar el material catalizador com-
parada con una que usa los metales en polvo? b) ¿Cómo afecta el
área de la superficie la velocidad de la reacción?
 2 NO2(g) ¡ 2 NO(g) + O2(g)
 NO(g) + N2O(g) ¡ N2(g) + NO2(g)
 2 NO(g) + O2(g) ¡ 2 NO2(g)
 NO2(g) + SO2(g) ¡ NO(g) + SO3(g)
14.88 a) Si fuera a construir un sistema para verificar la eficacia del
convertidor catalítico en los automóviles, ¿qué sustancias bus-
caría en el escape del vehículo? b) Los convertidores catalíticos de
automóvil deben trabajar a temperaturas altas cuando los gases
del escape calientes fluyen a través de ellos. ¿De qué manera esto
podría ser una ventaja? ¿De qué manera podría ser una desven-
taja? c) ¿Por qué es importante la velocidad del flujo de los gases
del escape sobre un convertidor catalítico?
14.89 Cuando D2 reacciona con etileno (C2H4) en presencia de un
catalizador finamente dividido, se forma etano con dos deu-
terios, CH2D—CH2D. (El deuterio, D, es un isótopo del hidró-
geno de masa 2). Se forma muy poco etano con dos deuterios
enlazados a un solo carbono (por ejemplo, CH3—CHD2). Uti-
lice la secuencia de etapas implicadas en la reacción (figura
14.24) para explicar por qué sucede lo anterior.
14.90 Los catalizadores heterogéneos que realizan reacciones de
hidrogenación, como se ilustra en la figura 14.24, son suscepti-
bles al “envenenamiento”, el cual cancela su habilidad catalítica.
Por lo general, los compuestos de azufre son venenos. Sugiera
un mecanismo mediante el cual dichos compuestos pudieran
actuar como venenos.
14.91 a) Explique la importancia de las enzimas en los sistemas bio-
lógicos. b) ¿Qué transformaciones químicas se catalizan i. por
la enzima catalasa, ii. por nitrogenasa? c) Muchas enzimas
siguen este mecanismo de reacción genérica, donde E es una
enzima, S es el sustrato, ES es el complejo enzima-sustrato
(donde el sustrato está ligado al sitio activo de la enzima) y P
es el producto:
1.
2.
¿Qué suposiciones se hacen en este modelo con respecto a la
velocidad del sustrato enlazado que se transforma química-
mente en producto enlazado en el sitio activo?
14.92 Existen literalmente miles de enzimas que funcionan en los
sistemas vivos complejos como los seres humanos. ¿Qué
propiedades de las enzimas dan origen a su capacidad de dis-
tinguir entre un sustrato y otro?
14.93 La enzima anhidrasa carbónica cataliza la reacción CO2(g) +
H2O(l) HCO3
-(ac) + H+(ac). En agua, sin la enzima, la
reacción procede con una constante de velocidad de 0.039 s�1 a
25 oC. En presencia de la enzima en agua, la reacción ocurre con
una constante de velocidad de 1.0 � 10�5 s�1 a 25 °C. Suponga
que el factor de colisión es el mismo en ambas situaciones, y 
calcule la diferencia en energías de activación entre la reacción
no catalizada y la reacción catalizada por la enzima.
14.94 La enzima ureasa catalizala reacción de urea (NH2CONH2)
con agua para producir dióxido de carbono y amoniaco. En
agua, sin la enzima, la reacción ocurre con una constante de
velocidad de primer orden de 4.15 � 10�5 s�1 a 100 °C. En
presencia de la enzima en agua, la reacción procede con una
constante de velocidad de 3.4 � 104 s�1 a 21 °C. a) Escriba la
ecuación balanceada para la reacción catalizada por la ureasa.
b) Suponga que el factor de colisión es el mismo en ambas
situaciones, y calcule la diferencia en las energías de activación
para la reacción no catalizada y catalizada por la enzima.
[14.95] La energía de activación de una reacción no catalizada es de 
95 kJymol. La adición de un catalizador disminuye la energía
de activación a 55 kJymol. Suponiendo que el factor de coli-
sión permanece igual, ¿mediante qué factor el catalizador au-
mentará la velocidad de la reacción a a) 25 °C, b) 125 °C?
¡
ES ¡ E + P
E + S Δ ES
606 CAPÍTULO 14 Cinética química
[14.96] Suponga que una importante reacción biológica es muy lenta
a la temperatura fisiológica (37 °C) en ausencia de un catali-
zador. Suponiendo que el factor de colisión permanece igual,
¿en qué medida debe disminuir una enzima la energía de acti-
vación de la reacción para lograr que la velocidad de reacción
aumente 1 � 105 veces?
EJERCICIOS ADICIONALES
14.97 Explique por qué las leyes de velocidad por lo general no se
pueden escribir a partir de ecuaciones balanceadas. ¿En qué
circunstancias es posible relacionar la ley de velocidad directa-
mente con la ecuación balanceada en una reacción?
14.98 El sulfuro de hidrógeno (H2S) es un contaminante común y
problemático en las aguas residuales industriales. Una manera
de eliminarlo es tratar el agua con cloro mediante la siguiente
reacción:
La velocidad de esta reacción es de primer orden con respecto
a cada reactivo. La constante de velocidad para la desaparición
del H2S a 28 °C es de 3.5 � 10
�2 M�1 s�1. Si en un tiempo
dado, la concentración de H2S es de 2.0 � 10
�4 M y la del Cl2
es de 0.025 M, ¿cuál es la velocidad de formación del Cl�?
14.99 La reacción es de segundo
orden con respecto a NO y de primer orden con respecto a O2.
Cuando [NO] � 0.040 M y [O2] � 0.035 M, la velocidad de de-
saparición observada del NO es de 9.3 � 10�5 Mys. a) ¿Cuál es la
velocidad de desaparición del O2 en ese instante? b) ¿Cuál es el
valor de la constante de velocidad? c) ¿Cuáles son las unidades de
la constante de velocidad? d) ¿Qué sucedería con la velocidad 
si la concentración de NO se incrementara por un factor de 1.8?
14.100 Considere la siguiente reacción entre el cloruro de mercurio
(II) y el ion oxalato:
Se determinó la velocidad inicial de esta reacción para varias
concentraciones de HgCl2 y de , y se obtuvieron los
siguientes datos para la velocidad de desaparición del :C2O4 
2-
C2O4 
2-
2 Cl-(ac) + 2 CO2(g) + Hg2Cl2(s)
2 HgCl2(ac) + C2O4 2-(ac) ¡
2 NO(g) + O2(g) ¡ 2 NO2(g)
H2S(ac) + Cl2(ac) ¡ S(s) + 2 H+(ac) + 2 Cl-(ac)
[14.103] Cuando los químicos realizan experimentos cinéticos, la regla
general es permitir que la reacción proceda durante 4 vidas
medias. a) Explique cómo sería posible decir que la reacción
ocurrió durante 4 vidas medias. b) Suponga que a una reac-
ción A B le lleva 6 días efectuar 4 vidas medias y que es de
primer orden en A. Sin embargo, cuando en su laboratorio se
realiza esta reacción por primera vez, no se percatan de la du-
ración de la reacción y dejan de tomar datos cinéticos, moni-
toreando la pérdida de A, después de solo 2 horas. En el
laboratorio se concluye que la reacción es de orden cero en A
con base en los datos. Realice una gráfica de [A] contra
tiempo para convencer al personal del laboratorio de que es
necesario dedicar varios días para obtener la ley adecuada de
velocidad para la reacción.
14.104 a) La reacción es de pri-
mer orden. Cerca de la temperatura ambiente, la constante de
velocidad es igual a . Calcule la vida media a
esta temperatura. b) A 415 °C, el (CH2)2O se descompone en
la fase gaseosa, . Si la
reacción es de primer orden con una vida media de 56.3 min
a esta temperatura, calcule la constante de velocidad en s�1.
14.105 El americio-241 se utiliza para los detectores de humo.
Tiene una constante de velocidad de decaimiento radiactivo
de k � 1.6 � 10�3 año�1. Por otra parte, el yodo-125, que se
utiliza para evaluar el funcionamiento de la tiroides, tiene
una constante de velocidad de decaimiento radiactivo 
de k � 0.011 día�1. a) ¿Cuáles son las vidas medias de estos
dos isótopos? b) ¿Cuál de ellos decae a una velocidad
mayor? c) ¿Cuánto quedará de una muestra de 1.00 mg de
cualquiera de los isótopos después de tres vidas medias? 
d) ¿Cuánto quedará de una muestra de 1.00 mg de cada isó-
topo después de 4 días?
14.106 La urea (NH2CONH2) es el producto final del metabolismo
de proteínas en los animales. La descomposición de la urea
en HCl a 0.1 M ocurre de acuerdo con la reacción
La reacción es de primer orden respecto a la urea y de primer
orden general. Cuando la [NH2CONH2] � 0.200 M, la veloci-
dad a 61.05 °C es de 8.56 � 10�5 Mys. a) ¿Cuál es el valor de la
constante de velocidad, k? b) ¿Cuál es la concentración de 
la urea en esta disolución después de 4.00 � 103 s si la concen-
tración inicial es de 0.500 M? c) ¿Cuál es la vida media para
esta reacción a 61.05 °C?
14.107 Se sigue la velocidad de una reacción de primer orden me-
diante espectroscopia, monitoreando la absorción de un 
reactivo teñido a 520 nm. La reacción ocurre en una celda
muestra de 1.00 cm, y la única especie colorida en la reacción
tiene una constante de extinción de 5.60 � 103 cm�1 M�1 a
520 nm. a) Calcule la concentración inicial del reactivo colo-
rido si la absorbancia es de 0.605 al principio de la reacción.
b) La absorbancia disminuye a 0.250 en 30.0 min. Determine
la constante de velocidad en unidades de s�1. c) Calcule la
vida media de la reacción. d) ¿Cuánto tiempo tarda en dis-
minuir la absorbancia a 0.100?
2 NH4 
+(ac) + HCO3 -(ac)
NH2CONH2(ac) + H+(ac) + 2 H2O(l) ¡
(CH2)2O(g) ¡ CH4(g) + CO(g)
7.0 * 10-4 s-1
H2O2(ac) ¡ H2O(l) + 12 O2(g)
:
Experimento [HgCl2] (M) [C2O4 
2�] (M) Velocidad(M/s)
1 0.164 0.15 3.2 * 10-5
2 0.164 0.45 2.9 * 10-4
3 0.082 0.45 1.4 * 10-4
4 0.246 0.15 4.8 * 10-5
a) ¿Cuál es la ley de velocidad para esta reacción? b) ¿Cuál es el
valor de la constante de velocidad con unidades adecuadas? 
c) ¿Cuál es la velocidad de reacción cuando la concentración
inicial de HgCl2 es de 0.100 M y la del es de 0.25 M,
si la temperatura es la misma que la utilizada para obtener los
datos mostrados?
14.101 La reacción tiene una constante de 
velocidad de k � 0.63 M�1 s�1. De acuerdo con las unidades
para k, ¿la reacción es de primer orden o de segundo con res-
pecto al NO2? Si la concentración inicial de NO2 es de 0.100 M,
¿cómo determinaría cuánto tiempo tomará para que la concen-
tración disminuya a 0.025 M?
14.102 Considere dos reacciones. La reacción (1) tiene una vida media
constante, mientras que la reacción (2) tiene una vida media que
aumenta a medida que la reacción avanza. ¿Qué concluye con 
respecto a las leyes de velocidad de estas reacciones a partir de las
observaciones?
2 NO2 ¡ 2 NO + O2
(C2O4 
2-)
Temperatura (K) Constante de velocidad (s�1)
300 3.2 * 10-11
320 1.0 * 10-9
340 3.0 * 10-8
355 2.4 * 10-7
Ejercicios adicionales 607
[14.108] Un compuesto colorante se descompone para dar un pro-
ducto incoloro. El tinte original absorbe en 608 nm y tiene un
coeficiente de extinción de 4.7 � 104 M�1 cm�1 en esa longi-
tud de onda. Se efectúa la reacción de descomposición en un
recipiente de 1 cm en un espectrómetro y se obtuvieron los
siguientes datos:
a) Muestre que las reacciones elementales del mecanismo
propuesto se agregan con la finalidad de obtener una ecuación
balanceada para la reacción. b) Escriba una ley de velocidad
para cada reacción elemental en el mecanismo. c) Identifique
cualquier intermediario en el mecanismo. d) La ley de veloci-
dad observada es velocidad � k[NO]2[H2]. Si el mecanismo
propuestoes correcto, ¿qué se concluye con respecto a las ve-
locidades relativas de la primera y de la segunda reacción?
14.113 El ozono en la atmósfera superior se destruye mediante el
siguiente mecanismo de dos etapas:
a) ¿Cuál es la ecuación general de este proceso? b) ¿Cuál es el
catalizador en la reacción? ¿Cómo lo sabe? c) ¿Cuál es el in-
termediario de la reacción? ¿Cómo lo distingue del catali-
zador?
14.114 Con base en la figura 14.23, dibuje el perfil de energía para la
descomposición no catalizada del peróxido de hidrógeno
por el ion bromuro. a) Indique la curva con las energías de
activación para las reacciones [14.30] y [14.31]. b) Observe
en la figura 14.22 que cuando se agrega Br�(ac) de manera
inicial, se acumula alguna cantidad de Br2 durante la reac-
ción, y la disolución se torna de color café. ¿Qué nos indica
esto con respecto a las velocidades relativas de las reacciones
representadas por las ecuaciones 14.30 y 14.31?
[14.115] Se propone el siguiente mecanismo para la reacción en fase
gaseosa del cloroformo (CHCl3) y cloro:
a) ¿Cuál es la reacción general? b) ¿Cuáles son los intermedia-
rios del mecanismo? c) ¿Cuál es la molecularidad de cada una
de las reacciones elementales? d) ¿Cuál es la etapa determi-
nante de la velocidad? e) ¿Cuál es la ley de velocidad predicha
por este mecanismo? (Sugerencia: El orden de reacción general
no es un entero).
[14.116] En una disolución en hidrocarburo, el compuesto de oro
(CH3)3AuPH3 se descompone en etano (C2H6) y en un com-
puesto de oro diferente, (CH3)AuPH3. Se propone el siguiente
mecanismo para la descomposición del (CH3)3AuPH3:
a) ¿Cuál es la reacción general? b) ¿Cuáles son los interme-
diarios del mecanismo? c) ¿Cuál es la molecularidad de cada
una de las etapas elementales? d) ¿Cuál es la etapa determi-
nante de la velocidad? e) ¿Cuál es la ley de velocidad predicha
por este mecanismo? f) ¿Cuál sería el efecto sobre la veloci-
dad de la reacción si se agrega PH3 a la disolución de
(CH3)3AuPH3?
14.117 Una de las muchas enzimas notables en el cuerpo humano es
la anhidrasa carbónica, la cual cataliza la conversión de dió-
xido de carbono y agua con ion bicarbonato y protones. Si
no fuera por esta enzima, el cuerpo no podría eliminar con
Etapa 3: (CH3)Au + PH3 ¡
k3 (CH3)AuPH3 (rápida)
Etapa 2: (CH3)3 Au ¡
k2 C2H6 + (CH3)Au (lenta)
Etapa 1: (CH3)3 AuPH3 Δ
k1
k-1
(CH3)3Au + PH3 (rápida)
Etapa 3: Cl(g) + CCl3(g) ¡
k3
CCl4 (rápida)
Etapa 2: Cl(g) + CHCl3(g) ¡
k2
HCl(g) + CCl3(g) (lenta)
Etapa 1: Cl2(g) Δ
k1
k-1
2 Cl(g) (rápida)
ClO(g) + O(g) ¡ Cl(g) + O2(g)
Cl(g) + O3(g) ¡ ClO(g) + O2(g)
Tiempo (s) [C5H6] (M)
0.0 0.0400
50.0 0.0300
100.0 0.0240
150.0 0.0200
200.0 0.0174
Tiempo (min) Absorbancia a 608 nm
0 1.254
30 0.941
60 0.752
90 0.672
120 0.545
A partir de estos datos, determine la ley de velocidad para la
reacción “tinte producto” y obtenga la contante de ve-
locidad.
14.109 El ciclopentadieno (C5H6) reacciona consigo mismo para for-
mar diciclopentadieno (C10H12). Se observó una disolución
de 0.0400 M de C5H6 como una función del tiempo a medida
que ocurría el avance de la reacción . Se
obtuvieron los siguientes datos:
2 C5H6 ¡ C10H12
¡
Grafique [C5H6] contra tiempo, ln [C5H6] contra tiempo y
1y[C5H6] contra tiempo. ¿Cuál es el orden de la reacción?
¿Cuál es el valor de la constante de velocidad?
14.110 a) Dos reacciones tienen valores idénticos para Ea. ¿Asegura
esto que las reacciones tendrán la misma constante de veloci-
dad si se llevan a cabo a la misma temperatura? Explique.
b) Dos reacciones similares tienen la misma constante de ve-
locidad a 25 °C, pero a 35 °C una de las reacciones tiene una
constante de velocidad mayor que la otra. Explique dichas
observaciones.
14.111 La constante de velocidad de primer orden para la reacción
de un compuesto orgánico en particular con agua varía con
la temperatura de la siguiente manera:
A partir de estos datos, calcule la energía de activación en
unidades de kJymol.
14.112 Se ha propuesto el siguiente mecanismo para la reacción de
NO con H2 para formar N2O y H2O:
 N2O2(g) + H2(g) ¡ N2O(g) + H2O(g)
 NO(g) + NO(g) ¡ N2O2(g)
608 CAPÍTULO 14 Cinética química
la velocidad suficiente el CO2 acumulado en el metabolismo
celular. La enzima cataliza la deshidratación (liberación en el
aire) de hasta 107 moléculas de CO2 por segundo. ¿Cuáles
componentes de esta descripción corresponden a los térmi-
nos enzima, sustrato y número de recambio?
14.118 Con frecuencia las enzimas realizan el siguiente mecanismo
de dos etapas:
donde E � enzima, S � sustrato, ES � complejo enzima sus-
trato y P � producto.
ES ¡ E + P (lenta)
E + S Δ ES (rápida)
a) Si una enzima sigue este mecanismo, ¿qué ley de velocidad
se espera para la reacción? b) A las moléculas que pueden li-
garse al sitio activo de una enzima, pero sin convertirse en
producto, se les llama inhibidores enzimáticos. Escriba una
etapa elemental adicional para agregarla al mecanismo
precedente y así explicar la reacción de E con I, un inhibidor.
EJERCICIOS DE INTEGRACIÓN
14.119 El pentóxido de dinitrógeno (N2O5) se descompone en clo-
roformo como un disolvente para formar NO2 y O2. La des-
composición es de primer orden con una constante de
velocidad a 45 °C de 1.0 � 10�5 s�1. Calcule la presión par-
cial del O2 producido a partir de 1.00 L de disolución de
0.600 M de N2O5 a 45 °C en un periodo de 20.0 h, si el gas se
recolecta en un contenedor de 10.0 L. (Suponga que los pro-
ductos no se disuelven en el cloroformo).
[14.120] La reacción entre el yoduro de etilo y el ion hidróxido en una
disolución de etanol (C2H5OH), C2H5I(alc) � OH
�(alc)
¡ C2H5OH(l) � I�(alc), tiene una energía de activa-
ción de 86.8 kJymol y un factor de frecuencia de 2.10 �
1011 M�1 s�1. a) Prediga la constante de velocidad para la
reacción a 35 °C. b) Una disolución de KOH en etanol se
prepara disolviendo 0.335 g de KOH en etanol para formar
250.0 mL de disolución. De igual forma, 1.453 g de C2H5I se
disuelven en etanol para formar 250.0 mL de disolución.
Se mezclan volúmenes iguales de las dos disoluciones. Supo-
niendo que la reacción es de primer orden para cada reac-
tivo, ¿cuál es la velocidad inicial a 35 °C? c) ¿Cuál es el reactivo
limitante en la reacción, suponiendo que la reacción se com-
pleta? d) Suponiendo que el factor de frecuencia y la energía 
de activación no cambian como funciones de la temperatura,
calcule la constante de velocidad para la reacción a 50 °C.
[14.121] Se obtienen datos cinéticos para una reacción en un con-
junto de distintas temperaturas. Se dibuja ln k contra 1yT y
se obtiene la siguiente gráfica:
14.122 La reacción en fase gaseosa de NO con F2 para formar NOF y
F tiene una energía de activación de Ea � 6.3 kJymol y un
factor de frecuencia de A � 6.0 � 108 M�1 s�1. Se cree que la
reacción es bimolecular:
a) Calcule la constante de velocidad a 100 °C. b) Represente
las estructuras de Lewis para las moléculas de NO y NOF,
considerando que la fórmula química del NOF es engañosa
debido a que el átomo de nitrógeno es en realidad el átomo
central en la molécula. c) Prediga la estructura para la
molécula de NOF. d) Dibuje un posible estado de transición
para la formación de NOF, utilizando líneas punteadas para
indicar los enlaces débiles que se comienzan a formar.
e) Sugiera una razón para la energía de activación baja de la
reacción.
14.123 En el ejercicio 14.80 aparece el mecanismo para la oxidación de
HBr por O2 para formar 2H2O y Br2. a) Calcule el cambio 
de entalpía estándar general para el proceso de reacción. b) El
HBr no reacciona con O2 a una velocidad medible a tempe-
ratura ambiente y en condiciones ordinarias. ¿Qué infiere
con respecto a lo anterior acerca de la magnitud de la energía
de activación para la etapa determinante de la velocidad? 
c) Represente una estructura de Lewis factible para el inter-
mediario HOOBr. ¿A qué compuesto común de hidrógeno y
oxígeno se parece?
[14.124] La velocidad de muchas reacciones atmosféricas se acelera
debido a la absorción de luz por unode los reactivos. Por
ejemplo, considere la reacción entre el metano y el cloro para
producir cloruro de metilo y cloruro de hidrógeno:
Esta reacción es muy lenta en ausencia de luz. Sin embargo,
el Cl2(g) puede absorber luz para formar átomos de Cl:
Una vez que se generan los átomos de Cl, catalizan la reac-
ción de CH4 con Cl2, de acuerdo con el siguiente mecanismo
propuesto:
En la siguiente tabla se presentan los cambios de entalpía y
las energías de activación para estas dos reacciones:
Reacción 4: CH3(g) + Cl2(g) ¡ CH3Cl(g) + Cl(g)
Reacción 3: CH4(g) + Cl(g) ¡ CH3(g) + HCl(g)
Reacción 2: Cl2(g) + hv ¡ 2 Cl(g)
Reacción 1: CH4(g) + Cl2(g) ¡ CH3Cl(g) + HCl(g)
NO(g) + F2(g) ¡ NOF(g) + F(g)
1/T
ln
 k
Proponga una interpretación a nivel molecular de estos
datos poco usuales.
Ejercicios de integración 609
a) Mediante el uso de la entalpía de enlace para el Cl2 (tabla
8.4), determine la longitud de onda más grande de luz que
tenga la energía suficiente para provocar que ocurra la reac-
ción 2. ¿En cuál región del espectro electromagnético se en-
cuentra esta luz? b) Mediante el uso de los datos aquí
tabulados, dibuje un perfil de energía cuantitativo para la
reacción catalizada representada por las reacciones 3 y 4.
c) Mediante el uso de entalpías de enlace, estime dónde se
deberían colocar los reactivos CH4(g) � Cl2(g) dentro de su
diagrama del inciso b). Utilice este resultado con la finali-
dad de estimar el valor de Ea para la reacción
. d) Las
especies Cl(g) y CH3(g) en las reacciones 3 y 4 son radicales,
es decir, átomos o moléculas con electrones no apareados.
CH3(g) + HCl(g) + Cl(g)CH4(g) + Cl2(g) ¡
Represente la estructura de Lewis de CH3 y compruebe que
sea un radical libre. e) La secuencia de las reacciones 3 y 4
comprende un mecanismo de cadena de radicales. ¿Por qué
cree que se le llama “reacción en cadena”? Proponga una
reacción que termine con la reacción en cadena.
[14.125] Muchas aminas primarias, RNH2, donde R es un fragmento
que contiene carbono, como CH3, CH3CH2, y así sucesiva-
mente, experimentan reacciones cuyo estado de transición es
tetraédrico. a) Dibuje un esquema orbital híbrido para visua-
lizar el enlace en el nitrógeno en una amina primaria (utilice
justo un átomo de C para “R”). b) ¿Qué tipo de reactivo con
una amina primaria produce un intermediario tetraédrico?
[14.126] El NOx en los gases de escape del automóvil incluye especies
como NO y NO2. Los catalizadores que convierten estas es-
pecies a N2 son deseables para reducir la contaminación am-
biental. a) Dibuje las estructuras de Lewis y RPECV del NO,
NO2 y N2. b) Consulte la tabla 8.4 y observe las energías de
los enlaces en estas moléculas. ¿En qué región del espectro
electromagnético se encuentran estas energías? c) Diseñe un
experimento espectroscópico para monitorear la conversión
de NOx en N2, describiendo qué longitudes de onda de luz se
necesitaron monitorear como funciones del tiempo.
Reacción ¢H° (kJ/mol) Ea (kJ/mol)
3 +4 17
4 -109 4