Cinética química

a) Verdadera.

La velocidad de reacción se define a partir de la variación de concentración de cada especie dividida por su coeficiente estequiométrico:$$v = -\frac{d[\text{CO}]}{dt} = -\frac{d[\text{NO}_2]}{dt} = \frac{d[\text{CO}_2]}{dt} = \frac{d[\text{NO}]}{dt}$$Como los dos reactivos tienen coeficiente 1, por cada mol de $\text{CO}$ que se consume se consume también un mol de $\text{NO}_2$: desaparecen a la misma velocidad. Que la ecuación de velocidad solo dependa de $[\text{NO}_2]$ no cambia esta relación estequiométrica.

b) Falsa.

Se despeja $k$ de la ecuación de velocidad y se sustituyen las unidades ($v$ en $\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}\cdot\text{s}^{-1}$, concentración en $\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$):$$k = \frac{v}{[\text{NO}_2]^2} \;\Rightarrow\; [k] = \frac{\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}\cdot\text{s}^{-1}}{(\text{mol}\cdot\text{L}^{-1})^2} = \text{L}\cdot\text{mol}^{-1}\cdot\text{s}^{-1}$$Las unidades correctas son $\text{L}\cdot\text{mol}^{-1}\cdot\text{s}^{-1}$ (las propias de una reacción de orden total 2), no $\text{mol}\cdot\text{L}\cdot\text{s}^{-1}$.

c) Falsa.

En la ecuación de velocidad no aparece $[\text{CO}]$: la reacción es de orden cero respecto al $\text{CO}$, porque $[\text{CO}]^0 = 1$. Al duplicar la concentración de $\text{CO}$, la velocidad no cambia. Solo aumentaría al aumentar $[\text{NO}_2]$ (al duplicarla, la velocidad se multiplicaría por $2^2 = 4$).

d) Falsa.

La constante de velocidad depende de la temperatura en todas las reacciones, en fase gaseosa o no, según la ecuación de Arrhenius:$$k = A\,e^{-E_a/RT}$$Al aumentar $T$, crece la fracción de moléculas con energía suficiente para superar la energía de activación $E_a$ y, por tanto, aumenta $k$. Que la reacción ocurra en fase gaseosa no tiene nada que ver con esa dependencia.

La simulación reproduce la ecuación de velocidad del enunciado con un valor de $k$ ilustrativo (el problema no lo da): cambia la concentración de $\text{CO}$ y comprueba que la velocidad inicial no se mueve.