6

2,5 puntos

A menudo encontramos el agua oxigenada (

\ce{H2O2}

), también llamada peróxido de hidrógeno, en los botiquines, ya que se utiliza como desinfectante de las heridas. Si dejamos una botella de agua oxigenada abierta, el peróxido de hidrógeno se descompone de manera espontánea en agua y oxígeno mediante la reacción química siguiente:

\ce{2H2O2(aq) -> 2H2O(l) + O2(g)} \quad \Delta H^\circ < 0

Podemos investigar experimentalmente la cinética de esta reacción midiendo la cantidad de oxígeno gaseoso que se produce con el paso del tiempo. En una primera serie de tres experimentos en el laboratorio, se obtuvieron los datos de la descomposición de

\ce{H2O2}

que se muestran en la tabla siguiente:

Experimento	Concentración inicial de $H X_{2} O X_{2}$ (mol L $^{- 1}$ )	Velocidad inicial (mmol L $^{- 1}$ s $^{- 1}$ )*
1	0,15	$6, 3 \times 10^{- 3}$
2	0,25	$10, 5 \times 10^{- 3}$
3	0,30	$12, 7 \times 10^{- 3}$

a)1,25 pts

Justificad cuál es el orden de reacción respecto al peróxido de hidrógeno y calculad la constante de velocidad de la reacción. ¿Qué unidades tiene la constante de velocidad? Justificad la respuesta y escribid la ecuación de velocidad para esta reacción.

b)1,25 pts

Esta reacción se acelera mucho si utilizamos yoduro de potasio (KI). Explicad qué es y qué función tiene esta sustancia utilizando la teoría cinética de colisiones. Razonad si tendrá algún efecto la presencia de KI en el valor de la entalpía de la reacción. ¿Qué pasa con la velocidad de la reacción si aumentamos la temperatura y mantenemos constante el volumen? ¿Y si aumentamos el volumen y mantenemos constante la temperatura? Justificad las respuestas utilizando la teoría cinética de colisiones.