Cinética química

a) Se duplica $[\text{HI}]$: la velocidad se multiplica por 4.

Velocidad inicial: $v_1 = k\,[\text{HNO}_2]\,[\text{HI}]^2$. Con $[\text{HI}]' = 2\,[\text{HI}]$ y la misma temperatura (misma $k$):$$v_2 = k\,[\text{HNO}_2]\,(2\,[\text{HI}])^2 = 4\,k\,[\text{HNO}_2]\,[\text{HI}]^2 = 4\,v_1$$La velocidad se hace cuatro veces mayor, porque la reacción es de segundo orden respecto al HI. Observa que los órdenes no coinciden con los coeficientes estequiométricos (2 y 2): se han determinado experimentalmente.

b) Se añade un catalizador positivo: la velocidad aumenta.

Un catalizador positivo proporciona un mecanismo alternativo con menor energía de activación. Según la ecuación de Arrhenius,$$k = A\,e^{-E_a/(RT)}$$al disminuir $E_a$ la exponencial crece y aumenta la constante de velocidad $k$; a iguales concentraciones, la velocidad aumenta. Dicho con la teoría de colisiones: con una barrera de energía más baja, una fracción mucho mayor de los choques tiene energía suficiente para ser eficaz.

El catalizador no se consume en la reacción, no modifica $\Delta H$ ni la constante de equilibrio: solo hace que se llegue antes al mismo estado final.