Cinética química

a) Según la ecuación de Arrhenius,$$k = A\,e^{-E_a/RT}$$cuanto mayor es la energía de activación, menor es la constante de velocidad: menos moléculas tienen, al chocar, la energía mínima necesaria para reaccionar, y menos choques son eficaces. El experimento 1 tiene $E_a = 2\ \text{kJ}\,\text{mol}^{-1}$, mayor que la del experimento 2 ($0{,}5\ \text{kJ}\,\text{mol}^{-1}$), así que, en las mismas condiciones de temperatura y concentración, la reacción es más lenta en el experimento 1.

Que la $\Delta H$ sea la misma ($-0{,}3\ \text{kJ}\,\text{mol}^{-1}$) indica que reactivos y productos son los mismos: la diferencia entre los dos experimentos está en el camino de la reacción, como ocurre cuando en uno de ellos se usa un catalizador, que rebaja la energía de activación sin cambiar la entalpía de reacción.

b) La ecuación de velocidad $v = k[\text{B}]$ no contiene la concentración de A: la reacción es de orden cero respecto de A,$$v = k\,[\text{A}]^0\,[\text{B}]^1 = k\,[\text{B}]$$Por tanto, al duplicar la concentración inicial de A, la velocidad no cambia ($2^0 = 1$). Aunque A sea un reactivo y aparezca en la ecuación química, no interviene en la etapa que controla la velocidad.

c) El orden total es la suma de los órdenes parciales:$$\text{orden total} = 0\ (\text{respecto de A}) + 1\ (\text{respecto de B}) = \mathbf{1}$$Las unidades de $k$ se despejan de la ecuación de velocidad, con $v$ en $\text{mol}\,\text{L}^{-1}\,\text{s}^{-1}$ y $[\text{B}]$ en $\text{mol}\,\text{L}^{-1}$:$$k = \frac{v}{[\text{B}]} \quad\Longrightarrow\quad [k] = \frac{\text{mol}\,\text{L}^{-1}\,\text{s}^{-1}}{\text{mol}\,\text{L}^{-1}} = \text{s}^{-1}$$d) Al aumentar la temperatura, la velocidad de reacción aumenta:

• Según la teoría de colisiones, las moléculas se mueven más deprisa: chocan con más frecuencia y, sobre todo, una fracción mucho mayor de los choques tiene energía igual o superior a $E_a$ (choques eficaces).
• En la ecuación de Arrhenius, al aumentar $T$ el exponente $-E_a/RT$ se hace menos negativo y $k$ crece; como $v = k[\text{B}]$, la velocidad aumenta.

Esto ocurre aunque la reacción sea exotérmica: el signo de $\Delta H$ afecta al equilibrio, no a la velocidad.

La simulación representa la reacción con la ley $v = k[\text{B}]$ y un valor de $k$ ilustrativo (el enunciado no lo da); su perfil de energía usa las dos energías de activación de la tabla, con la del experimento 2 como si llevara catalizador: