Ejercicio resuelto de Velocidad · Química · Islas Baleares · 2025

Indique si las afirmaciones siguientes son verdaderas o falsas. Justifique, para cada uno de los casos, su respuesta.

a) La velocidad de una reacción química se puede expresar en $\mathrm{m}\mathrm{o}\mathrm{l}{\mathrm{L}}^{-1}{\mathrm{s}}^{-1}$.

b) La energía de activación de una reacción química disminuye cuando aumenta la temperatura.

c) Cuando añadimos un catalizador a una reacción química el valor de la entalpía de reacción ($\mathrm{\Delta }H$) disminuye.

d) La velocidad de una reacción química depende del estado de agregación en que se encuentran los reactivos.

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{La}}\mathbf{\text{velocidad}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{una}}\mathbf{\text{reacci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{qu}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{mica}}\mathbf{\text{se}}\mathbf{\text{puede}}\mathbf{\text{expresar}}\mathbf{\text{en}}\mathbf{\text{mol}}\mathbf{\text{L⁻¹}}\mathbf{\text{s⁻¹.}}$

$\mathbf{\text{Verdadera.}}$ La velocidad de reacción se define como la variación de la concentración de un reactivo o de un producto por unidad de tiempo, dividida por su coeficiente estequiométrico:

$v=-{\displaystyle \frac{1}{a}}{\displaystyle \frac{\mathrm{d}[\mathrm{A}]}{\mathrm{d}t}}={\displaystyle \frac{1}{c}}{\displaystyle \frac{\mathrm{d}[\mathrm{C}]}{\mathrm{d}t}}$

Es, por tanto, una concentración dividida por un tiempo, y sus unidades en el SI derivado habitual son precisamente $\mathrm{m}\mathrm{o}\mathrm{l}{\mathrm{L}}^{-1}{\mathrm{s}}^{-1}$. El signo negativo delante del reactivo es lo que hace que la velocidad salga siempre positiva.

$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{La}}\mathbf{\text{energ}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{activaci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{una}}\mathbf{\text{reacci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{qu}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{mica}}\mathbf{\text{disminuye}}\mathbf{\text{cuando}}\mathbf{\text{aumenta}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{temperatura.}}$

$\mathbf{\text{Falsa.}}$ La energía de activación es la barrera energética que separa los reactivos del complejo activado, y depende únicamente del camino de reacción, no de la temperatura a la que se trabaje.

Lo que sí cambia con la temperatura es la fracción de moléculas que tienen energía suficiente para superar esa barrera, y por eso aumenta la constante de velocidad, tal como recoge la ecuación de Arrhenius:

$k=A{e}^{-E_a\mathrm{/}RT}$

En esa expresión $E_a$ es una constante para la reacción; al aumentar $T$, el exponente se hace menos negativo y $k$ crece. La única forma de rebajar de verdad $E_a$ es cambiar el mecanismo, y eso es justamente lo que hace un catalizador.

$\mathbf{\text{c)}}\mathbf{\text{Cuando}}\mathbf{\text{a}}\widetilde{\mathbf{\text{n}}}\mathbf{\text{adimos}}\mathbf{\text{un}}\mathbf{\text{catalizador}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{una}}\mathbf{\text{reacci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{qu}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{mica}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{valor}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{entalp}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{reacci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{(ΔH)}}\mathbf{\text{disminuye.}}$

$\mathbf{\text{Falsa.}}$ La entalpía es una función de estado, de modo que $\mathrm{\Delta }H$ solo depende de los estados inicial y final, es decir, de la naturaleza de reactivos y productos, y no del camino que se siga para ir de unos a otros.

El catalizador proporciona un mecanismo alternativo de menor energía de activación, con lo que acelera por igual la reacción directa y la inversa y hace que el equilibrio se alcance antes, pero no altera las energías de reactivos ni de productos:

$\mathrm{\Delta }H\text{ con catalizador}=\mathrm{\Delta }H\text{ sin catalizador}$

Tampoco modifica, por la misma razón, la constante de equilibrio ni el rendimiento final.

$\mathbf{\text{d)}}\mathbf{\text{La}}\mathbf{\text{velocidad}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{una}}\mathbf{\text{reacci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{qu}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{mica}}\mathbf{\text{depende}}\mathbf{\text{del}}\mathbf{\text{estado}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{agregaci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{en}}\mathbf{\text{que}}\mathbf{\text{se}}\mathbf{\text{encuentran}}\mathbf{\text{los}}\mathbf{\text{reactivos.}}$

$\mathbf{\text{Verdadera.}}$ Para que dos moléculas reaccionen tienen que chocar, y el número de choques por unidad de tiempo depende de lo accesibles que estén unas partículas a otras.

En estado gaseoso o en disolución las partículas están dispersas y en movimiento, así que la frecuencia de choques es alta. En un sólido, en cambio, la reacción solo puede ocurrir en la superficie, y por eso la velocidad depende del grado de división: un metal en polvo reacciona mucho más rápido que el mismo metal en lingote, aunque la masa sea la misma, porque la superficie de contacto es mucho mayor.