TEMA 5.- CINÉTICA QUÍMICA
LEY DE VELOCIDAD
1. La ley de velocidad para la reacción
NH4+ (ac) + NO2- (ac)  N2 (g) + 2 H2O (l)
está dada por
v = k · [NH4+] · [NO2-]
A 25 oC la constante de velocidad es 3,0·10-4 /M·s. Calcula la velocidad de la reacción
a esa temperatura si [NH4+] = 0,26 M y [NO2-] = 0,080 M.
𝑣 = 𝑘 · [𝑁𝐻4
+] · [𝑁𝑂2
− ]
𝒌 = 𝟑, 𝟎 · 𝟏𝟎−𝟒
(𝐋 · 𝒎𝒐𝒍−𝟏
· 𝒔−𝟏
)
si [𝑁𝐻4
+
] = 0,26 𝑀 ; [𝑁𝑂2
−] = 0,080 𝑀
𝒗 = (3,0 · 10−4) · 0,26 · 0,080 = 𝟔, 𝟐𝟒 · 𝟏𝟎−𝟔
𝑴
𝒔

2. Con los datos de la Tabla:
[F2] (M) [ClO2] (M) v (M/s)
0,1 0,01 1,2·10-3
0,1 0,04 4,8·10-3
0,2 0,01 2,4·10-3
Calcula la velocidad de la reacción en el momento en que [F2] = 0,010 M y [ClO2] =
0,020 M.
𝑣 = 𝑘 · [𝐹2] 𝑎
· [𝐶𝑙𝑂2] 𝑏
4,8 · 10−3
= 𝑘 · [0,1] 𝑎
· [0,04] 𝑏
1,2 · 10−3
= 𝑘 · [0,1] 𝑎
· [0,01] 𝑏
𝒃 = 𝟏
2,4 · 10−3
= 𝑘 · [0,2] 𝑎
· [0,01] 𝑏
1,2 · 10−3
= 𝑘 · [0,1] 𝑎
· [0,01] 𝑏
𝒂 = 𝟏
Ecuación de velocidad: 𝑣 = 𝑘 · [𝐹2] · [𝐶𝑙𝑂2]
1,2 · 10−3
= 𝑘 · 0,1 · 0,01; 𝒌 = 𝟏, 𝟐
𝑳
𝒎𝒐𝒍·𝒔
𝑠𝑖 [𝐹2] = 0,010 𝑀 𝑦 [𝐶𝑙𝑂2] = 0,020 𝑀:
𝒗 = 1,2 · 0,010 · 0,020 = 𝟐, 𝟒 · 𝟏𝟎−𝟒
𝒎𝒐𝒍
𝑳 · 𝒔

3. Una de las reacciones que participan en la destrucción de la capa de ozono es:
[NO] inicial (M) [O3] inicial (M) Velocidad
inicial (M/s)
Experiencia 1 1,5·10-5 2,3·10-5 7,6·10-3
Experiencia 2 1,5·10-5 6,9·10-5 2,3·10-2
Experiencia 3 4,5·10-5 6,9·10-5 6,8·10-2
Calcula el valor de la constante de velocidad a 25 oC y determina la ecuación de
velocidad.
𝑣 = 𝑘 · [𝑁𝑂] 𝑎
· [𝑂3] 𝑏
6,8 · 10−2
= 𝑘 · [4,5 · 10−5
] 𝑎
· [6,9 · 10−5
] 𝑏
2,3 · 10−2
= 𝑘 · [1,5 · 10−5
] 𝑎
· [6,9 · 10−5
] 𝑏
𝒂 = 𝟏
2,3 · 10−2
= 𝑘 · [1,5 · 10−5] · [6,9 · 10−5
] 𝑏
7,6 · 10−3
= 𝑘 · [1,5 · 10−5] · [2,3 · 10−5
] 𝑏
𝒃 = 𝟏
𝑣 = 𝑘 · [𝑁𝑂] · [𝑂3] (𝑒𝑐𝑢𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑑𝑒 𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑)
7,6 · 10−3
= 𝑘 · [1,5 · 10−5] · [2,3 · 10−5] ; 𝒌 = 𝟐, 𝟐 · 𝟏𝟎 𝟕 𝑳
𝒎𝒐𝒍·𝒔

4. El estudio de la reacción de reducción de monóxido de nitrógeno a una
determinada temperatura ha permitido obtener la siguiente información:
H2 (g) + NO (g)  H2O (g) + ½ N2 (g)
[H2] inicial (M) [NO] inicial (M) Velocidad
inicial (M/s)
Experiencia 1 1,5·10-2 1,4·10-3 2,0·10-6
Experiencia 2 1,5·10-2 2,8·10-3 8,0·10-6
Experiencia 3 4,5·10-2 1,4·10-3 6,0·10-6
a) Determina la ecuación de velocidad.
b) ¿Cuál es la velocidad de reacción cuando las concentraciones de
hidrógeno y monóxido de nitrógeno son 3,0·10-3 M y 4,4·10-2 M
respectivamente?
𝑣 = 𝑘 · [𝐻2] 𝑎
· [𝑁𝑂] 𝑏
6,0 · 10−6
= 𝑘 · [4,5 · 10−2
] 𝑎
· [1,4 · 10−3
] 𝑏
2,0 · 10−6
= 𝑘 · [1,5 · 10−2
] 𝑎
· [1,4 · 10−3
] 𝑏
𝒂 = 𝟏
8,0 · 10−6
= 𝑘 · [1,5 · 10−2
] · [2,8 · 10−3
] 𝑏
2,0 · 10−6
= 𝑘 · [1,5 · 10−2
] · [1,4 · 10−3
] 𝑏
𝒃 = 𝟐
𝐸𝑐𝑢𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑑𝑒 𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑: 𝑣 = 𝑘 · [𝐻2] · [𝑁𝑂]2
2,0 · 10−6
= 𝑘 · [1,5 · 10−2
] · [1,4 · 10−3
]2
; 𝒌 = 𝟔𝟖, 𝟎𝟑
𝑳 𝟐
𝒎𝒐𝒍 𝟐 · 𝒔
𝒗 = 68,03 · [3,0 · 10−3
] · [4,4 · 10−2
]2
= 𝟑, 𝟗𝟓 · 𝟏𝟎−𝟒 𝒎𝒐𝒍
𝑳·𝒔

5. La reacción 2 A + B  C es de orden 1 respecto de A y de orden 2 respecto de B, y
la constante de velocidad vale 5,1·10-3 /M2·s a cierta temperatura. Calcula la
velocidad de reacción cuando las concentraciones de A y B son respectivamente,
0,01 M y 0,02 M.
REACCIÓN: 2 A + B  C
𝒗 = 5,1 · 10−3
· [0,01] · [0,02]2
= 𝟐, 𝟎𝟒 · 𝟏𝟎−𝟖
𝒎𝒐𝒍
𝑳 · 𝒔
6. Se ha comprobado que la reacción A + B  C + D es de primer orden, tanto
respecto de A como de B. Cuando [A] = 0,2 M y [B] = 0,8 M, la velocidad de reacción
es 5,6·10-3 M/s. Calcula el valor de la constante de velocidad y la velocidad de
reacción cuando [A] = 0,2 M y [B] = 0,2 M.
REACCIÓN: A + B  C + D
𝑣 = 𝑘 · [0,2] · [0,8] ; 𝒌 = 𝟎, 𝟎𝟑𝟓
𝑳
𝒎𝒐𝒍 · 𝒔
𝒗 = 0,035 · [0,2] · [0,2] = 𝟏, 𝟒 · 𝟏𝟎−𝟑 𝒎𝒐𝒍
𝑳·𝒔

RELACIÓN ENTRE LA CONCENTRACIÓN DE REACTIVOS Y EL TIEMPO
7. La constante de rapidez para la reacción de segundo orden:
2 NO2 (g)  2 NO (g) + O (g)
es de 0,54 /M·s a 300 oC. ¿Cuánto tiempo tomará (en segundos) para que la
concentración de NO2 disminuya desde 0,62 M hasta 0,28 M?
REACCIÓN: 2 NO2 (g)  2 NO (g) + O (g)
𝑘 (300 𝑜
𝐶) = 0,54
𝐿
𝑚𝑜𝑙 · 𝑠
𝑣 = 𝑘 · [𝑁𝑂2]2
1
[𝑁𝑂2]
−
1
[𝑁𝑂2] 𝑜
= 𝑘 · 𝑡
1
0,28
−
1
0,62
= 0,54 · 𝑡; 𝒕 = 𝟑, 𝟔𝟑 𝒔

CUESTIONES Y PROBLEMAS GENERALES
8. Una alternativa para eliminar el sulfuro de hidrógeno, H2S, de las aguas residuales
industriales es el tratamiento con cloro:
H2S (ac) + Cl2 (ac)  S (s) + 2 H+ (ac) + 2 Cl- (ac)
La ecuación de velocidad indica que la reacción es de primer orden respecto a cada
reactivo. La constante de velocidad es 3,0·10-2 M/s a 25 oC. En un instante se
determina que la concentración de H2S es 3,2·10-4 M y la de Cl2 es 0,14 M. ¿Cuál es la
velocidad de formación de Cl-?
REACCIÓN: H2S (ac) + Cl2 (ac)  S (s) + 2 H+ (ac) + 2 Cl- (ac)
𝑣 = 𝑘 · [𝐻2 𝑆] · [𝐶𝑙2]
𝑘 = 3,0 · 10−2
𝐿
𝑚𝑜𝑙 · 𝑠
𝒗 = (3,0 · 10−2) · (3,2 · 10−4) · (0,14) = 𝟏, 𝟑𝟒𝟒 · 𝟏𝟎−𝟔
𝒎𝒐𝒍
𝑳 · 𝒔
𝒗 (𝑪𝒍−) =
1
2
· 𝑣 = 𝟔, 𝟕𝟐 · 𝟏𝟎−𝟕
𝒎𝒐𝒍
𝑳 · 𝒔

9. La reacción en fase gaseosa entre A y B es de orden cero respecto al reactivo A y
de segundo orden respecto a B. Cuando las concentraciones de A y B son 1,0 y 1,5 M
respectivamente, la velocidad es 7,75·10-4 M/s.
a) Calcula la velocidad inicial cuando las concentraciones de A y B son 2,0 y 3,0
M respectivamente.
b) ¿Cómo se modifica la velocidad si:
- el volumen del recipiente de reacción se hace tres veces mayor?
- la presión de B se duplica?
REACCIÓN: A + B  Productos
𝑣 = 𝑘 · [𝐴]0
· [𝐵]2
= 𝑘 · [𝐵]2
7,75 · 10−4
= 𝑘 · (1,5)2
; 𝒌 = 𝟑, 𝟒𝟒 · 𝟏𝟎−𝟒
𝑳
𝒎𝒐𝒍 · 𝒔
𝒗 = 3,44 · 10−4
· (3,0)2
= 𝟑, 𝟏 · 𝟏𝟎−𝟑
𝒎𝒐𝒍
𝑳 · 𝒔
Al aumentar el volumen del recipiente, disminuye la concentración de
reactivos y, por ello, la velocidad de reacción. Como la reacción es de
segundo orden respecto de B, la velocidad será nueve veces menor.
Al duplicar la presión parcial de B, aumenta la velocidad de reacción. Se
hace cuatro veces mayor.

10. Los datos siguientes corresponden a la reacción:
Br2 (ac) + HCOOH (ac)  2 Br- (ac) + 2 H+ (ac) + CO2 (g)
y se han obtenido a 25 oC:
Tiempo (s) 0 50 100 150 200
[Br2] (M) 0,0120 0,0101 0,0085 0,0071 0,0060
Calcula la velocidad media de reacción en los primeros 50 s de reacción, entre t = 50
s y t = 100 s, entre t = 100 s y t = 150 s, y entre t = 150 s y t = 200 s.
𝒗 = −
∆[𝐵𝑟2]
∆𝑡
= −
[𝐵𝑟2] − [𝐵𝑟2] 𝑜
𝑡 𝐹 − 𝑡0
= −
0,0101 − 0,0120
50 − 0
= 𝟑, 𝟖 · 𝟏𝟎−𝟓
𝒎𝒐𝒍
𝑳 · 𝒔
𝒗 = −
0,0085 − 0,0101
100 − 50
= 𝟑, 𝟐 · 𝟏𝟎−𝟓
𝒎𝒐𝒍
𝑳 · 𝒔
𝒗 = −
0,0071 − 0,0085
150 − 100
= 𝟐, 𝟖 · 𝟏𝟎−𝟓
𝒎𝒐𝒍
𝑳 · 𝒔
𝒗 = −
0,0060 − 0,0071
200 − 150
= 𝟐, 𝟐 · 𝟏𝟎−𝟓
𝒎𝒐𝒍
𝑳 · 𝒔

11. Se tienen los siguientes datos para la reacción entre hidrógeno y óxido nítrico a
700 oC:
Experimento [H2] [NO]
Velocidad inicial
(M/s)
1 0,010 0,025 2,4·10-6
2 0,005 0,025 1,2·10-6
3 0,010 0,0125 0,60·10-6
a) Determina el orden de la reacción.
b) Calcula la constante cinética.
𝑣 = 𝑘 · [𝐻2] 𝑎
· [𝑁𝑂] 𝑏
2,4 · 10−6
= 𝑘 · [0,010] 𝑎
· [0,025] 𝑏
1,2 · 10−6
= 𝑘 · [0,005] 𝑎
· [0,025] 𝑏
𝒂 = 𝟏
2,4 · 10−6
= 𝑘 · [0,010] · [0,025] 𝑏
0,60 · 10−6
= 𝑘 · [0,010] · [0,0125] 𝑏
𝒃 = 𝟐
2,4 · 10−6
= 𝑘 · [0,010]1
· [0,025]2
; 𝒌 = 𝟎, 𝟑𝟖𝟒
𝑳 𝟐
𝒎𝒐𝒍 𝟐 · 𝒔

12. La reacción 2 A + 3 B  C es de primer orden respecto de A y de B. Cuando las
concentraciones iniciales son [A] = 1,6·10-2 M y [B] = 2,4·10-3 M, la velocidad es de
4,1·10-4 M/s. Calcula la constante cinética para la reacción.
REACCIÓN: 2 A + 3 B  C
𝑣 = 𝑘 · [𝐴] · [𝐵]
4,1 · 10−4
= 𝑘 · [1,6 · 10−2] · [2,4 · 10−3] ; 𝒌 = 𝟏𝟎, 𝟔𝟖
𝑳
𝒎𝒐𝒍 · 𝒔

13. La bromación de la acetona es catalizada en medio ácido:
Se midió la rapidez de desaparición del bromo para diferentes concentraciones de
acetona, bromo y iones H+, a cierta temperatura:
[CH3COCH3] [Br2] [H+]
Velocidad de
desaparición del
Br2 (M/s)
0,3 0,05 0,05 5,7·10-5
0,3 0,1 0,05 5,7·10-5
0,3 0,05 0,1 1,2·10-4
0,4 0,05 0,2 3,1·10-4
0,4 0,05 0,05 7,6·10-5
a) ¿Cuál es la ecuación de velocidad para la reacción?
b) Determina la constante cinética.
𝑣 = 𝑘 · [𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝐶𝐻3] 𝑎
· [𝐵𝑟2] 𝑏
· [𝐻+
] 𝑐
7,6 · 10−5
= 𝑘 · [0,4] 𝑎
· [0,05] 𝑏
· [0,05] 𝑐
5,7 · 10−5
= 𝑘 · [0,3] 𝑎
· [0,05] 𝑏
· [0,05] 𝑐
𝒂 = 𝟏
5,7 · 10−5
= 𝑘 · [0,3] · [0,1] 𝑏
· [0,05] 𝑐
5,7 · 10−5
= 𝑘 · [0,3] · [0,05] 𝑏
· [0,05] 𝑐
𝒃 = 𝟎
1,2 · 10−4
= 𝑘 · [0,3] · [0,1] 𝑐
5,7 · 10−5
= 𝑘 · [0,3] · [0,05] 𝑐
𝒄 = 𝟏

𝒗 = 𝒌 · [𝑪𝑯 𝟑 𝑪𝑶𝑪𝑯 𝟑] · [𝑯+
]
5,7 · 10−5
= 𝑘 · 0,3 · 0,05 ; 𝒌 = 𝟑, 𝟖 · 𝟏𝟎−𝟑
𝑳
𝒎𝒐𝒍 · 𝒔