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Academia Osorio - Preparación Experta de Química para Selectividad - Una Química Para Todos

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Corrección del examen de

Química Selectividad Junio 2017

COMUNIDAD VALENCIANA

Academia Osorio @Quimicapau

¡¡¡LO HEMOS VUELTO A CONSEGUIR!!! Los libros "Una química para todos" (tercera edición. Versión ampliada) y el

cuaderno de ejercicios. ¡¡ Buscando el 10!! han respondido al 100% de las preguntas de ambas opciones en el examen de Química Selectividad 2017 de C.Valenciana

Un año más el libro “Una Química Para Todos” ha conseguido responder a todas las preguntas de Selectividad en esta comunidad, hasta el punto de que estas soluciones son un “copia y pega” de los procedimientos, razonamientos y ejercicios del libro. Aprovecho la ocasión para dar las gracias a todas aquellas personas que se han animado a estudiar con esta metodología y a todos los mensajes de agradecimiento y apoyo a esta labor. La mejor recompensa es ver como conseguís mejorar vuestras notas y alcanzar todas vuestras metas académicas

A partir de Julio, la academia Osorio continuará su enseñanza especializada en Química y el lanzamiento en Septiembre de la siguiente edición de los libros “Una Química Para Todos” que incluirá todas las actualizaciones, novedades y mejoras para el curso 2017/18 con el objetivo de hacerlo lo más completo posible y seguir cumpliendo su meta de obtener las mejores calificaciones, facilitando el entendimiento de esta materia. Además de….¡¡ Nuevas asignaturas!!

¡¡Tenemos unas cuantas sorpresas más reservadas para vosotros el próximo curso!!

www.unaquimicaparatodos.com

Atentamente, vuestro amigo y vecino: Pablo Osorio Lupiáñez

mailto:[email protected]

http://www.posorioquimica.blogspot.com.es/2014/09/examen-andalucia-septiembre-2014-opcion.html

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http://www.unaquimicaparatodos.com/



OPCIÓN A

CUESTIÓN 1: Considere las especies químicas: BF3, BF4−, F2O y F2CO y responda a las

cuestiones siguientes:

a) Represente las estructuras de Lewis de cada una de las especies químicas anteriores.

b) Explique razonadamente la geometría de cada una de estas especies químicas.

c) Considerando las moléculas BF3 y F2O, explique en qué caso el enlace del flúor con el

átomo central es más polar.

d) Explique razonadamente la polaridad de las moléculas BF3, F2O y F2CO.

Datos.- Números atómicos: B =5; C = 6; O = 8; F = 9.

Englobamos los apartados a) b) y d) para facilitar la explicación en su conjunto.

ESTRUCTURA DE LEWIS GEOMETRÍA

Molécula tipo AB3: 3 nubes electrónicas enlazantes Geometría plana trigonal α=120°

POLARIDAD

Molécula Apolar. Aunque tiene enlaces polares, los momentos dipolares individuales se anulan por la propia geometría de la molécula y el momento dipolar total es 0.


Molécula tipo AB4: 4 nubes electrónicas enlazantes Geometría tetraédrica α=109,5





Molécula tipo AB2E2: 2 nubes electrónicas enlazantes 2 nubes electrónicas no enlazantes Geometría angular α < 109,5°

POLARIDAD

Los momentos dipolares individuales se refuerzan y se dirigen hacia los F. Los pares de electrones solitarios del oxígeno en sentido opuesto al vector resultante disminuyen el efecto polar. Molécula polar (μ ≠0)


Molécula tipo AB3:

3 nubes electrónicas enlazantes Geometría plana trigonal α=120°

POLARIDAD

Molécula polar. Tiene enlaces polares y los momentos dipolares individuales no se anulan por lo que el momento dipolar total es diferente de 0.

c) El enlace más polar será aquél en el que la diferencia de electronegatividad entre los

elementos que se unen sea mayor. Puesto que hay más diferencia entre los elementos F y B

que F y O, el enlace F-B será el más polar.




PROBLEMA 2: El carburo de silicio, SiC, es un material empleado en diversas aplicaciones

industriales como, por ejemplo, para la construcción de componentes que vayan a estar

expuestos a temperaturas extremas. El SiC se sintetiza de acuerdo con la reacción:

SiO2 (s) + 3 C (s) → SiC (s) + 2 CO (g)

a) ¿Qué cantidad de SiC (en g) se obtendrá a partir de 4,5 g de SiO2 cuya pureza es del 97%?

b) ¿Cuántos g de SiC se obtendrían poniendo en contacto 10 g de SiO2 puro con 15 g de

carbono y qué masa sobraría de cada uno de los reactivos?

Datos.- Masas atómicas relativas: C = 12; O = 16; Si = 28.

a) - Calculamos los moles de SiO2 a partir de la muestra con un 97% de pureza en esta:

4,5 𝑔 𝑚𝑢𝑒𝑠𝑡𝑟𝑎 ∙97 𝑔 𝑆𝑖𝑂2

100 𝑔 𝑚𝑢𝑒𝑠𝑡𝑟𝑎∙

1 𝑚𝑜𝑙 𝑆𝑖𝑂2

60 𝑔 𝑆𝑖𝑂2= 𝟎, 𝟎𝟕𝟐𝟕𝟓 𝒎𝒐𝒍 𝑺𝒊𝑶𝟐

- Teniendo en cuenta la relación estequiométrica, calculamos los g de SiC que se producen:

0,07275 𝑚𝑜𝑙 𝑆𝑖𝑂2 ∙ 1 𝑚𝑜𝑙 𝑆𝑖𝐶

1 𝑚𝑜𝑙 𝑆𝑖𝑂2 ∙

40 𝑔 𝑆𝑖𝐶

1 𝑚𝑜𝑙 𝑆𝑖𝐶= 𝟐, 𝟗𝟏 𝒈 𝑺𝒊𝑪

b) - Calculamos los moles de cada uno de los reactivos para determinar el limitante:

− 10 𝑔 𝑆𝑖𝑂2 ∙ 1 𝑚𝑜𝑙 𝑆𝑖𝑂2

60 𝑔 𝑆𝑖𝑂2= 𝟎, 𝟏𝟔𝟔 𝒎𝒐𝒍 𝑺𝒊𝑶𝟐

− 15 𝑔 𝐶 ∙ 1 𝑚𝑜𝑙 𝐶

12 𝑔 𝐶= 𝟏, 𝟐𝟓 𝒎𝒐𝒍 𝑪

- Teniendo la reacción ajustada, interpretamos la relación estequiométrica entre ellos:

SiO2 + 3 C → SiC + 2 CO

0,166 mol inicial 1,25 mol inicial

0,5 mol reacciona

0,75 mol exceso

Ello significa que SiO2 es el reactivo limitante (con el que hacer los cálculos) y teniendo en

cuenta la relación estequiométrica, calculamos los gramos de SiC:

0,166 𝑚𝑜𝑙 𝑆𝑖𝑂2 · 1 𝑚𝑜𝑙 𝑆𝑖𝐶

1 𝑚𝑜𝑙 𝑆𝑖𝑂2 ∙

40 𝑔 𝑆𝑖𝐶

1 𝑚𝑜𝑙 𝑆𝑖𝐶= 𝟔, 𝟔𝟔 𝒈 𝑺𝒊𝑪 𝒐𝒃𝒕𝒆𝒏𝒊𝒅𝒐𝒔

Relación estequiométrica → 1 mol SiO2 : 3 mol C

Cuando todo el SiO2 se consuma por completo (0,166

mol) habrán reaccionado el triple de C (0,5 mol)

quedando un exceso de 0,75 mol de C (9 gramos de C).




CUESTIÓN 3: Teniendo en cuenta los potenciales estándar de reducción que se dan al final

del enunciado, responda razonadamente:

a) ¿Cuál es la especie oxidante más fuerte? Y ¿cuál es la especie reductora más fuerte?

b) ¿Qué especies podrían ser reducidas por el Pb(s)? Para cada caso, escriba la semirreacción

de oxidación y la de reducción, así como la ecuación química global ajustada.

Datos.- Potenciales estándar de reducción: Eo(S/S2-) = −0,48 V; Eo(Cl2/Cl-)= +1,36 V;

Eo(I2/I-)= +0,535 V;Eo(Pb2+/Pb)= −0,126 V; Eo(V2+/V)= −1,18

a) La especie más oxidante es la que tiene mayor tendencia a reducirse, es decir la que tiene

mayor potencial estándar de reducción (E°), por lo tanto Cl2 es el oxidante más fuerte.

La especie más reductora es la que tiene mayor tendencia a oxidarse, es decir la que tiene

menor potencial estándar de reducción (E°), por lo tanto V es el reductor más fuerte.

b) Plantearemos las semirreacciones que describe el enunciado (Pb se oxida y el resto de

especies en reducción) para estudiar si se producen o no. Siempre que el potencial final salga

positivo se producirán de forma espontánea ya que ∆G será negativa → ∆G = -n·F· E

Los casos en los que los potenciales finales salen positivos (ocurren) son los siguientes:

𝑆𝑒𝑚𝑖𝑟𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛 𝑑𝑒 𝑜𝑥𝑖𝑑𝑎𝑐𝑖ó𝑛: 𝑃𝑏 → 𝑃𝑏2+ + 2𝑒− 𝐸° = + 0,126 𝑉

𝑆𝑒𝑚𝑖𝑟𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑑𝑢𝑐𝑐𝑖ó𝑛: 𝐶𝑙2 + 2𝑒− → 2𝐶𝑙− 𝐸° = + 1,36 𝑉

𝑃𝑏 + 𝐶𝑙2 → 𝑃𝑏2+ + 2𝐶𝑙− 𝑬° = + 𝟏, 𝟒𝟖𝟔 𝑽 → Espontáneo

𝑆𝑒𝑚𝑖𝑟𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛 𝑑𝑒 𝑜𝑥𝑖𝑑𝑎𝑐𝑖ó𝑛: 𝑃𝑏 → 𝑃𝑏2+ + 2𝑒− 𝐸° = + 0,126 𝑉

𝑆𝑒𝑚𝑖𝑟𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑑𝑢𝑐𝑐𝑖ó𝑛: 𝐼2 + 2𝑒− → 2𝐼− 𝐸° = + 0,535 𝑉

𝑃𝑏 + 𝐼2 → 𝑃𝑏2+ + 2𝐼− 𝑬° = + 𝟎, 𝟔𝟔𝟏 𝑽 → Espontáneo




PROBLEMA 4: En un laboratorio se tienen dos matraces: uno que contiene 20 mL de una

disolución de ácido nítrico, HNO3, 0,02 M y otro conteniendo 20 mL de ácido fórmico,

HCOOH, de concentración inicial 0,05 M. Datos.- Ka (HCOOH)=1,8·10-4

a) Calcule el pH de cada una de estas dos disoluciones.

b) ¿Qué volumen de agua habría que añadir para que el pH de las dos disoluciones fuera el

mismo?

𝒂) 𝐻𝑁𝑂3 + 𝐻2𝑂 → 𝑁𝑂3− + 𝐻3𝑂+

0,02 𝑀 𝟎, 𝟎𝟐 𝑴

[𝐻3𝑂+] = 𝟎, 𝟎𝟐 𝑴 𝑝𝐻 = − 𝑙𝑜𝑔 [𝐻3𝑂 +] = − 𝑙𝑜𝑔 0,02 = 𝟏, 𝟕

𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝐻2𝑂 ⇄ 𝐻𝐶𝑂𝑂− + 𝐻3𝑂+

Conc. Inicial 0,05 M - 0 0

Conc. Equilibrio 0,05 M – X X X

𝐾𝑎 = [𝐻𝐶𝑂𝑂−] ∙ [𝐻3𝑂+

]

[𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻 ]=

𝑥 ∙ 𝑥

0,05 − 𝑥 ≈

𝑥 ∙ 𝑥

0,05= 1,8 · 10−4 →

1,8 · 10−4 ∙ 0,05 = 𝑥2 → 𝒙 = √1,8 · 10−4 ∙ 0,05 = 𝟑 ∙ 𝟏𝟎−𝟑 M

𝒑𝑯 = − 𝑙𝑜𝑔 [𝐻3𝑂+ ] = − 𝑙𝑜𝑔 (3 ∙ 10−3 ) = 𝟐, 𝟓𝟐

b) Para obtener dos disoluciones con el mismo pH habrá que diluir la más ácida (HNO3) de

manera que su pH subiera a un valor de 2,52 lo que implicaba [H3O+]= 3∙10-3 M.

𝐻𝑁𝑂3 + 𝐻2𝑂 → 𝑁𝑂3− + 𝐻3𝑂+

𝟑 ∙ 𝟏𝟎−𝟑𝑴 𝟑 ∙ 𝟏𝟎−𝟑𝑴

𝑴 =𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻𝑁𝑂3

𝐿 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛→ 3 ∙ 10−3 𝑀 =

0,02 𝑀 · 0,02 𝐿

0,02 𝐿 + 𝒙 → 𝒙 = 𝟎, 𝟏𝟏𝟑 𝑳 𝑑𝑒 𝑎𝑔𝑢𝑎

HNO3. Ácido fuerte:

Se disocia completamente

(Ejercicio de estequiometría →)

HCOOH. Ácido débil: Se disocia parcialmente (Ejercicio de equilibrio ⇆)




Catalizador

Calor

H+

Catalizador

Calor

H+

Catalizador

Calor

Calor

Catalizador

CUESTIÓN 5: Complete las siguientes reacciones, formule los reactivos, nombre los

compuestos orgánicos que se obtienen e indique el tipo de reacción de que se trata en cada

caso.

a) propeno + H2

b) 2-propanol + H2SO4

c) etanol + ácido acético

d) benceno + Br2

e) propano + O2

a) CH2=CH–CH3 + H2 CH3–CH2–CH3

Reacción de adición de Hidrógeno. (Propano)

b) CH3-CHOH-CH3 + H2SO4 CH2=CH-CH3 + H2O

Reacción de eliminación (deshidratación) (Propeno + agua)

c) CH3-CH2OH + CH3COOH CH3-COO-CH2-CH3 + H2O

Reacción de esterificación (etanoato de etilo + agua)

d) C6H6 + Br2 C6H5Br + HBr

Reacción de sustitución (Bromobenceno + bromuro de hidrógeno)

e) CH3-CH2-CH3 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O

Reacción de combustión (dióxido de carbono + agua)




OPCIÓN B

CUESTIÓN 1: a) Escriba la configuración electrónica de cada una de las siguientes especies en

estado fundamental: S2-, Cl, Ca2+ y Fe.

b) Explique, justificando la respuesta, si son ciertas o falsas las afirmaciones siguientes:

b.1) La primera energía de ionización del átomo de azufre es mayor que la del átomo de

cloro.

b.2) El radio atómico del cloro es mayor que el radio atómico del calcio.

Datos.- Números atómicos: S = 16, Cl = 17; Ca = 20; Fe = 26.

a)

S2-: 1s2 2s22p6 3s2 3p6

Cl: 1s2 2s22p6 3s2 3p5

Ca2+: 1s2 2s22p6 3s2 3p6

Fe: 1s2 2s22p6 3s23p6 4s2 3d6

B.1) Falso. Al estar en el mismo periodo y tener el Cl más numero atómico (Z), éste atraerá

más fuertemente a los electrones periféricos (tendrá menor radio) y necesitará una mayor

energía para arrancarlos.

B.2) Falso. El cloro al tener una capa electrónica menos que el calcio y formar parte de un

grupo tan electronegativo como son los halógenos (grupo 17) tendrá un radio menor, ya que

sus electrones periféricos estarán más atraídos.




PROBLEMA 2: El cobre se disuelve en ácido nítrico concentrado formándose nitrato de cobre

(II), dióxido de nitrógeno y agua de acuerdo con la siguiente reacción no ajustada:

Cu (s) + HNO3 (ac) → Cu(NO3)2 (ac) + NO2 (g) + H2O

a) Escriba la semirreacción de oxidación y la de reducción, así como la ecuación química

global ajustada tanto en su forma iónica como molecular.

b) Calcule la cantidad de cobre, en gramos, que reaccionará con 50 mL de ácido nítrico

concentrado de densidad 1,41 g·mL-1 y riqueza 69 %.

Datos.- Masas atómicas relativas: H = 1; N = 14; O = 16; Cu = 63,5.

0 +1 +5 -2 +2 +5 -2 +4 -2 +1 -2 𝐶𝑢 + 𝐻𝑁𝑂3 → 𝐶𝑢(𝑁𝑂3)2 + 𝑁𝑂2 + 𝐻2𝑂

Reductor Oxidación (↑n.o.)

Oxidante Reducción (↓n.o.)

𝑆𝑒𝑚𝑖𝑟. 𝑂𝑥𝑖𝑑𝑎𝑐𝑖ó𝑛 ∶ 𝐶𝑢 → 𝐶𝑢2+ + 𝟐𝒆−

𝑆𝑒𝑚𝑖𝑟. 𝑅𝑒𝑑𝑢𝑐𝑐𝑖ó𝑛 ∶ (𝑁𝑂3− + 𝟐 𝑯+ + 𝟏𝒆− → 𝑁𝑂2 + 𝑯𝟐𝑶) 𝒙𝟐

𝑅𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛 𝑖ó𝑛𝑖𝑐𝑎: 𝐶𝑢 + 2 𝑁𝑂3− + 4 𝐻+ → 𝐶𝑢2+ + 2 𝑁𝑂2 + 2 𝐻2𝑂

𝑹𝒆𝒂𝒄𝒄𝒊ó𝒏 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒄𝒖𝒍𝒂𝒓: 𝑪𝒖 + 𝟒 𝑯𝑵𝑶𝟑 → 𝑪𝒖(𝑵𝑶𝟑)𝟐 𝟐 𝑵𝑶𝟐 + 𝟐 𝑯𝟐𝑶

b) - Calculamos los moles de HNO3 que reaccionan:

0,05 𝐿 ∙ 1410 𝑔 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

1 𝐿 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛·

69 𝑔 𝐻𝑁𝑂3

100 𝑔 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛·

1 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝑁𝑂3

63 𝑔 𝐻𝑁𝑂3= 0,772 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝑁𝑂3

- Teniendo en cuenta la relación estequiométrica, calculamos los g de Cu que reaccionan:

0,772 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝑁𝑂3 ∙ 1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑢

4 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝑁𝑂3 ∙

63,5 𝑔 𝐶𝑢

1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑢= 𝟏𝟐, 𝟐𝟓𝟕 𝒈 𝑪𝒖




CUESTIÓN 3: Considere el siguiente equilibrio: H2 (g) + CO2 (g) ⇄ H2O (g) + CO (g) ΔH°=+41 kJ

Indique razonadamente cómo afectará cada uno de los siguientes cambios a la

concentración de H2 (g) presente en la mezcla en equilibrio.

a) Adición de CO2.

b) Aumento de la temperatura a presión constante.

c) Disminución del volumen a temperatura constante.

d) Duplicar las concentraciones de CO2 y H2O inicialmente presentes en el equilibrio

manteniendo la temperatura constante.

Según el principio de Le Chatelier: “Cuando un sistema en equilibrio es perturbado desde el

exterior modificando sus condiciones, se desplazará en el sentido (reactivos o productos)

que tienda a contrarrestar dicha perturbación”. De esta manera:

a) Al añadir cierta cantidad de CO2 (g), el sistema se desplazará hacia → para compensar

dicha adición, es decir, se consumirá mayor cantidad de reactivos, por lo que la

concentración de H2 (g) disminuirá.

b) Al aumentar la temperatura, el sistema tratará de compensarlo favoreciendo la reacción

que absorba esa energía (reacción endotérmica). Puesto que la reacción directa (→) es

endotérmica, el equilibrio se desplazará hacia ese mismo sentido, por lo que la

concentración de H2 (g) disminuirá.

c) Al disminuir el volumen del sistema, la presión aumenta. Por lo tanto, el sistema se

desplazará hacia donde sea menor el número de moles gaseosos. Como hay el mismo

número de moles gaseosos en ambos lados, un cambio de volumen no afecta al

equilibrio. Sin embargo, al encontrarse el mismo número de moles en el equilibrio pero

en un volumen menor, la concentración de H2 (g) será mayor.

d) Si duplicamos la concentración de CO2 y H2O y teniendo en cuenta que:

𝐾𝑐 = [𝐻2O ]𝑒𝑞 ∙ [CO ]𝑒𝑞

[𝐻2 ]𝑒𝑞 ∙ [𝐶𝑂2 ]𝑒𝑞

𝑝𝑜𝑑𝑟𝑒𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒𝑡𝑒𝑟𝑚𝑖𝑛𝑎𝑟 𝑞𝑢𝑒 𝑄𝑐 = 2 ∙ [𝐻2O ] ∙ [CO ]

[𝐻2 ] ∙ 2 ∙ [𝐶𝑂2 ]𝑒𝑞

Puesto que Qc= Kc, no se produce ninguna variación en el equilibrio por lo que la

concentración de H2 (g) no variará.




PROBLEMA 4: A 1200 oC el I2 (g), se disocia parcialmente según el siguiente equilibrio:

I2 (g) ⇄ 2 I (g)

En un recipiente cerrado de 10 L de capacidad, en el que previamente se ha hecho el vacío,

se introduce 1 mol de yodo. Una vez alcanzado el equilibrio a 1200oC, el 15% de las

moléculas de yodo se han disociado en átomos de yodo. Calcule:

a) El valor de Kc y el valor de Kp.

b) La presión parcial de cada uno de los gases presentes en el equilibrio a 1200oC.

Datos.- R = 0,082 atm·L·mol-1·K-1

I2 (g) ⇄ 2 I (g)

Moles iniciales

1 -

Moles equilibrio

1 - x 2x

Concentraciones en el equilibrio

1 − 𝐱

10

𝟐x

10

El valor de la x se corresponde con los moles de I2 que han disociado (15% de 1 mol inicial),

luego x=0,15 y ya podemos calcular los valores de Kc y Kp. Puesto que el ejercicio también pide

las presiones parciales, procederá a la resolución del apartado b) primero:

𝐏𝑰𝟐=

𝑛𝐼2· R · T

V=

(1 − x) · R · T

V=

0,85 · 0,082 · 1473

10= 𝟏𝟎, 𝟐𝟔𝟔𝟖𝟏 𝒂𝒕𝒎

𝐏𝐼 =𝑛𝐼 · R · T

V=

( 𝟐x) · R · T

V=

0,3 · 0,082 · 1473

10= 𝟑, 𝟔𝟐𝟑𝟓𝟖 𝒂𝒕𝒎

𝒂) 𝑲𝒑 =𝑃𝐼 2

𝑃𝐼2

= 3,62358 2

10,26681 = 𝟏, 𝟐𝟕𝟗

𝐾𝑝 = 𝐾𝑐 · (𝑅𝑇)∆𝑛 → 𝑲𝒄 = 𝐾𝑝

(𝑅𝑇)∆𝑛=

1,279

(0,082 · 1473)1= 𝟎, 𝟎𝟏𝟎𝟓𝟗




CUESTIÓN 5: Considere la reacción: A + B → C. Se ha observado que cuando se duplica la

concentración de A la velocidad de la reacción se cuadruplica. Por su parte, al disminuir la

concentración de B a la mitad, la velocidad de la reacción permanece inalterada.

Responda razonadamente las siguientes cuestiones:

a) Deduzca el orden de reacción respecto de cada reactivo y escriba la ley de velocidad de la

reacción.

b) Cuando las concentraciones iniciales de A y B son 0,2 y 0,1 M respectivamente, la

velocidad inicial de la reacción alcanza el valor de 3,6·10-3 M·s-1. Obtenga el valor de la

constante de velocidad.

c) ¿Cómo variará la velocidad de la reacción a medida que avance el tiempo?

d) ¿Qué efecto tendrá sobre la velocidad de la reacción un aumento de la temperatura a la

cual se lleva a cabo?

a) - Si al duplicar la concentración de A, la velocidad se cuadriplica, significa que:

𝑉

𝟒 ∙ 𝑉=

𝐾 · [A]𝛼 · [B]𝛽

𝐾 · (𝟐 · [𝐴])𝛼 · [B]𝛽→

1

4= (

1

2)

𝛼

→ 𝜶 = 𝟐

- Si al disminuir la concentración de B a la mitad, no se altera la velocidad, significa que:

𝑉

𝟏 ∙ 𝑉=

𝐾 · [A]𝛼 · [B]𝛽

𝐾 · [A]𝛼 · (𝟏𝟐

· [B])𝛽

→ 1 = 2 𝛽 → 𝜷 = 𝟎

𝑽 = 𝑲 · [𝐀]𝟐

𝒃) 𝐾 =𝑉

[𝐴]2 → 𝐾 =

3,6 · 10−3 𝑚𝑜𝑙 · 𝐿−1 · 𝑠−1

(0,2 𝑚𝑜𝑙 · 𝐿−1)2 = 𝟎, 𝟎𝟗 𝒔−𝟏 · 𝒎𝒐𝒍−𝟏 · 𝑳

c) A medida que avance el tiempo, la concentración del reactivo A ira disminuyendo, lo que

implicará una disminución de la velocidad de la reacción.

d) La temperatura influye en la velocidad tal como demuestra la ecuación de Arrhenius:

𝐾 = 𝐴 · 𝑒−𝐸𝑎

𝑅𝑇⁄

Por el signo negativo asociado al exponente 𝐸𝑎𝑅𝑇⁄ un aumento de la temperatura implica

un aumento de K con lo que se produce un aumento en la velocidad de la reacción.


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