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La mayoría de las reacciones químicas son el resultado de varias etapas. Para determinar la ecuación de velocidad de la reacción química siguiente: 2 NO(g) + 2 H₂(g) → 2 H₂O(l) + N₂(g) ΔH° < 0 se ha observado experimentalmente que el mecanismo de la reacción química es: Etapa 1 (lenta): 2 NO + H₂ → N₂ + H₂O₂ Etapa 2 (rápida): H₂O₂ + H₂ → 2 H₂O a) ¿Cuál de las dos etapas determina la velocidad de la reacción química? Escriba la ecuación de velocidad y justifique la respuesta. Indique los órdenes parciales de la ecuación de velocidad respecto a cada reactivo y el orden total de la reacción. Justifique las unidades de la constante de velocidad. [1,25 puntos] b) Represente en un gráfico la energía de la reacción en función de la coordenada de reacción e indique en él la energía de activación de las dos etapas, la variación de entalpía, los complejos activados y el intermedio de la reacción. Justifique, a partir del modelo cinético del estado de transición, cuál de las dos etapas tendrá una energía de activación más elevada. [1,25 puntos]

En un recipiente cerrado se introducen $2{,}0$ moles de $\ce{CH4}$ y $1{,}0$ mol de $\ce{H2S}$ a la temperatura de $727\,^\circ\text{C}$, estableciéndose el siguiente equilibrio: $$\ce{CH4(g) + 2H2S(g) <=> CS2(g) + 4H2(g)}$$ Una vez alcanzado el equilibrio, la presión parcial del $\ce{H2}$ es $0{,}20\,\text{atm}$ y la presión total es de $0{,}85\,\text{atm}$. Calcule:

Se encuentra experimentalmente que la ecuación de velocidad para la reacción gaseosa $\ce{A + B -> productos}$, tiene la forma $v = k [A]^2 [B]$

Considere el siguiente equilibrio que tiene lugar a $150\,^\circ\text{C}$: $$\ce{I2(g) + Br2(g) <=> 2IBr(g)} \quad K_c = 120$$

El yoduro de hidrógeno se descompone a $400^{\circ}\text{C}$ de acuerdo con la ecuación: $$\ce{2HI(g) <=> H2(g) + I2(g)}$$ siendo el valor de $K_c = 0{,}0156$. Una muestra de $0{,}6\,\text{moles}$ de $\ce{HI}$ se introduce en un matraz de $1\,\text{L}$ y parte del $\ce{HI}$ se descompone hasta que el sistema alcanza el equilibrio.