IES LEÓN FELIPE (GETAFE) EXAMEN DE LA UNIDAD 3 (CINÉTICA) DE QUÍMICA DE 2º DE BACHILLERATO

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1 IES LEÓN FELIPE (GETAFE) EXAMEN DE LA UNIDAD 3 (CINÉTICA) DE QUÍMICA DE 2º DE BACHILLERATO Nombre: Fecha: 1. Considerando el siguiente diagrama de energía para la reacción A B + C, contesta razonadamente a las siguientes preguntas: a) Cuál puede ser la causa de la diferencia entre la curva 1 y la 2? (la curva 1 es la de la montaña más alta y la curva 2 es la otra) b) La reacción directa (A B + C) es exotérmica o endotérmica? Justifica tu respuesta. c) Para cuál de las dos curvas, 1 ó 2, la reacción directa transcurre a mayor velocidad? Por qué? d) Dibuja cómo serían las dos curvas, 1 y 2, si la reacción directa (A B + C) fuese lo contrario que has respondido en el apartado b. 2. La reacción en fase gaseosa 2 A + B 3 C es elemental. a) Formula la expresión para la ecuación de la velocidad. b) Indica el orden parcial respecto al reactivo A, el orden parcial respecto al reactivo B y el orden total de la reacción. c) Indica las unidades de la velocidad de reacción y de la constante cinética. d) Justifica qué reactivo, A ó B, se consume más deprisa, o si se consumen a la misma velocidad. 3. Considera la reacción A + B C e indica si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones, justificando la respuesta: a) Un aumento de la temperatura siempre aumenta la velocidad de la reacción porque se reduce la energía de activación. b) Un aumento de la concentración de A siempre aumenta la velocidad de la reacción. c) En la ecuación de velocidad, el valor de la constante cinética k permanece constante sean cuales sean las concentraciones iniciales de reactivos y sea cual sea la temperatura de reacción. d) Un aumento de volumen a temperatura constante provoca que disminuya la velocidad de reacción. 4. Considera la reacción A productos. Calcula el orden parcial del reactivo A y cómo será la forma de la ecuación de velocidad de esta reacción, sabiendo que se han realizado los siguientes experimentos, realizados a la misma temperatura: Experimento [A] 0 v 0 (mol L -1 s -1 ) 1 0,30 M 2, ,90 M 6, (1 punto)

2 Respuestas 1. Considerando el siguiente diagrama de energía para la reacción A B + C, contesta razonadamente a las siguientes preguntas: a) Cuál puede ser la causa de la diferencia entre la curva 1 y la 2? (la curva 1 es la de la montaña más alta y la curva 2 es la otra) b) La reacción directa (A B + C) es exotérmica o endotérmica? Justifica tu respuesta. c) Para cuál de las dos curvas, 1 ó 2, la reacción directa transcurre a mayor velocidad? Por qué? d) Dibuja cómo serían las dos curvas, 1 y 2, si la reacción directa (A B + C) fuese lo contrario que has respondido en el apartado b. a) En la curva 2 se ha añadido un catalizador y por eso la energía de activación ha bajado. Al ser más pequeña la energía de activación, en las condiciones de la gráfica 2 la reacción se producirá más deprisa. [E a =energía de activación en la curva 1; E a =energía de activación en la curva 2] b) Es exotérmica porque los productos tienen menos energía que los reactivos, por lo que al pasar de reactivos a productos, la energía sobrante se desprenderá al medio. c) En las condiciones de la curva 2 la reacción transcurre más rápido debido a que, tal y como se ha explicado en el apartado a), la presencia de un catalizador ha disminuido la energía de activación y como consecuencia de ello la velocidad de la reacción aumenta. Se sabe que v=k [A], siendo el orden parcial respecto al reactivo A. Como se puede observar en la ecuación de velocidad, si aumenta el valor de la constante cinética k, la velocidad de reacción aumenta. La constante cinética k vale: Donde A es el factor de frecuencia, E a la energía de activación, R la constante de los gases y T la temperatura. Se observa en la fórmula de k que si E a, la energía de activación, se hace más pequeña, la constante cinética k aumenta* y por tanto también lo hará la velocidad. *Ya que Si E a disminuye, el denominador aumenta. d) Si la reacción fuese endotérmica: se hace más pequeño, y al hacerse el denominador más pequeño, k E a es la energía de activación de la reacción directa (A B+C) sin catalizador, E a es la energía de activación de la reacción directa (A B+C) con catalizador y H reacción es la entalpía, que en este caso es positiva (no como en una reacción exotérmica, que es negativa).

3 2. La reacción en fase gaseosa 2A + B 3C es elemental. a) Formula la expresión para la ecuación de la velocidad. b) Indica el orden parcial respecto al reactivo A, el orden parcial respecto al reactivo B y el orden total de la reacción. c) Indica las unidades de la velocidad de reacción y de la constante cinética. d) Justifica qué reactivo, A ó B, se consume más deprisa, o si se consumen a la misma velocidad. a) Al ser una reacción elemental, los órdenes parciales de cada reactivo coinciden con sus coeficientes estequiométricos. Por tanto: v=k [A] 2 [B]. b) El orden parcial respecto al reactivo A es 2. El orden parcial respecto al reactivo B es 1. El orden total es 2+1=3. c) Las unidades de v son mol L -1 s -1. v=k [A] 2 [B] Las unidades de k son L 2 mol -2 s -1. d) Por cada 2 moles de A que se consumen solamente se consume 1 mol de B (observar coeficientes estequiométricos). Por tanto, A se consume el doble de rápido que B.

4 3. Considera la reacción A + B C e indica si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones, justificando la respuesta: a) Un aumento de la temperatura siempre aumenta la velocidad de la reacción porque se reduce la energía de activación. b) Un aumento de la concentración de A siempre aumenta la velocidad de la reacción. c) En la ecuación de velocidad, el valor de la constante cinética k permanece constante sean cuales sean las concentraciones iniciales de reactivos y sea cual sea la temperatura de reacción. d) Un aumento de volumen a temperatura constante provoca que disminuya la velocidad de reacción. a) Falso. La ecuación de velocidad es v=k [A] [B], siendo el orden parcial respecto al reactivo A, el orden parcial respecto al reactivo B, k la constante cinética y [A] y [B] las concentraciones de A y B respectivamente. La constante cinética k se puede calcular: Siendo A el factor de frecuencia, E a la energía de activación, R la constante de los gases y T la temperatura. Como se puede deducir de la fórmula de k, un aumento de la temperatura T produce un aumento del valor de k*, con el consiguiente aumento de la velocidad de reacción, pero el valor de E a no se ve afectado por el valor de la temperatura. *Si aumenta T, aumenta k, ya que: Si sube T, se hace más pequeño, por lo que se hace más grande. b) Falso. La ecuación de velocidad es v=k [A] [B], como ya se ha explicado en el apartado a). Se observa en esta ecuación que generalmente un aumento en la concentración de A produce un aumento de la velocidad de reacción, puesto que v es directamente proporcional a [A]. Sin embargo, hay ocasiones en que el orden parcial respecto al reactivo A,, es 0, y en ese caso la concentración de A no afectaría a la velocidad de reacción, ya que [A] 0 =1. Por tanto, no siempre un aumento en la concentración de A aumenta la velocidad de reacción c) Falso. Se observa en la fórmula que efectivamente k no depende de la concentración de los reactivos pero sí depende de la temperatura. Al aumentar T, aumenta el valor de k. d) Verdadero. A temperatura constante el valor de k no varía, pero el aumento de volumen provoca que la concentración de reactivos disminuya (ya que [A]=n A /V y [B]=n B /V). Al ser la velocidad v=k [A] [B], si disminuye la concentración de reactivos, disminuirá la velocidad. También se podía haber justificado con la teoría de colisiones. Para que se produzca una reacción química tiene que haber choques eficaces entre los reactivos. Si disminuye la concentración de reactivos, éstos están más alejados unos de otros y por tanto hay menos choques entre ellos, por lo que disminuye la velocidad de reacción.

5 4. Considera la reacción A productos. Calcula el orden parcial del reactivo A y cómo será la forma de la ecuación de velocidad de esta reacción, sabiendo que se han realizado los siguientes experimentos, realizados a la misma temperatura: Experimento [A] 0 v 0 (mol L -1 s -1 ) 1 0,30 M 2, ,90 M 6, (1 punto) v=k [A] 6, =k 0,90 (dividimos) 2, =k 0,30 27=3 =3 v=k [A] 3