Cinética química

a) Verdadera. Un catalizador ofrece a la reacción un mecanismo alternativo con menor energía de activación. Según la teoría de colisiones, al bajar $E_a$ aumenta la fracción de choques con energía suficiente para ser eficaces, y por tanto la constante de velocidad $k$ y la velocidad. (Los catalizadores negativos o inhibidores la disminuyen; en ambos casos, la velocidad se modifica.) El catalizador no se consume ni cambia el $\Delta H$ ni la posición del equilibrio: solo hace que se alcance antes.

b) Falsa. La velocidad depende de las concentraciones de los reactivos ($v = k\,[\text{A}]^m\,[\text{B}]^n$). A medida que la reacción avanza, los reactivos se van consumiendo, sus concentraciones disminuyen y la velocidad también: es máxima al principio y tiende a cero al final. Solo sería constante en una reacción de orden cero, que es un caso particular, no la regla general.

c) Verdadera. Al aumentar la temperatura, las moléculas tienen más energía cinética: chocan con más frecuencia y, sobre todo, aumenta mucho la fracción de choques con energía igual o superior a la de activación. En la ecuación de Arrhenius, $k = A\,e^{-E_a/RT}$, al crecer $T$ el exponente se hace menos negativo y $k$ aumenta, así que aumenta la velocidad (como regla práctica, se duplica más o menos cada 10 °C).

d) Falsa. La velocidad es una variación de concentración dividida entre un tiempo:$$v = -\frac{1}{a}\frac{d[\text{A}]}{dt} \quad\Rightarrow\quad \frac{\text{mol/L}}{\text{s}} = \text{mol}\cdot\text{L}^{-1}\cdot\text{s}^{-1}$$Sus unidades son $\text{mol}/(\text{L}\cdot\text{s})$, no $\text{mol}\cdot\text{s}/\text{L}$: el tiempo va en el denominador.