3

2 puntos

Para controlar las emisiones de óxidos de nitrógeno (

\ce{NO_x}

) a la atmósfera, las industrias deben modificar los procesos de combustión o llevar a cabo un tratamiento de los efluentes para convertir estos óxidos en sustancias más inocuas. Por ejemplo, el monóxido de nitrógeno se puede reducir a nitrógeno según la reacción química siguiente:

\ce{2NO(g) + 2H2(g) -> N2(g) + 2H2O(g)}

Hemos hecho diversos experimentos para estudiar la cinética de esta reacción a partir de la medición experimental de la velocidad inicial de reacción, y hemos obtenido los resultados siguientes:

N O

Determine el orden de reacción de cada reactivo. Escriba la ecuación de velocidad de la reacción y calcule su constante de velocidad.1 pt

1 pt

Proponemos un mecanismo de reacción para la reducción del monóxido de nitrógeno constituido por las tres etapas elementales siguientes: Etapa 1:

\ce{2NO -> N2O2}

Etapa 2 (lenta):

\ce{N2O2} + \ce{H2} \mathrel{\ce{->}} \ce{N2O} + \ce{H2O}

Etapa 3:

\ce{N2O} + \ce{H2} \mathrel{\ce{->}} \ce{N2} + \ce{H2O}

Explique qué se entiende por intermedio de reacción y por estado de transición (o complejo activado). Diga cuántos intermedios de reacción y cuántos estados de transición hay en el mecanismo de reacción propuesto y justifique las respuestas.1 pt

1 pt

Experimento	Concentración inicial de $N O$ ( ${mol L}^{- 1}$ )	Concentración inicial de $H_{2}$ ( ${mol L}^{- 1}$ )	Velocidad inicial ( ${mol L}^{- 1} s^{- 1}$ )
1	0,60	0,37	$3, 0 \times 10^{- 3}$
2	1,20	0,37	$1, 2 \times 10^{- 2}$
3	1,20	0,74	$2, 4 \times 10^{- 2}$