Ejercicio resuelto de Velocidad · Química · 2026

Dada la siguiente reacción:

$2\,\text{NO}(g) + 2\,\text{H}_2(g) \rightarrow \text{N}_2(g) + 2\,\text{H}_2\text{O}(g)$

variando las concentraciones iniciales de ambos reactivos, se han obtenido los siguientes datos:

Experimento	$[\text{NO}]\ (\text{mol}\cdot\text{L}^{-1})$	$[\text{H}_2]\ (\text{mol}\cdot\text{L}^{-1})$	$v_0\ (\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}\cdot\text{s}^{-1})$ 1	0,100	0,100	$1{,}35\cdot 10^{-2}$ 2	0,200	0,100	$2{,}70\cdot 10^{-2}$ 3	0,200	0,200	$5{,}40\cdot 10^{-2}$

a) Calcule el orden total de la reacción y escriba la ecuación de la velocidad. (Hasta 0,8 puntos)

b) Halle la constante de velocidad y determine sus unidades. (Hasta 0,8 puntos)

c) ¿Qué variación de concentración afecta más a la velocidad de reacción? Razone la respuesta. (Hasta 0,4 puntos)

$\textbf{a) Calcule el orden total de la reacción y escriba la ecuación de la velocidad. (Hasta 0,8 puntos)}$

La ecuación de velocidad tiene la forma

$v = k\,[\mathrm{NO}]^m\,[\mathrm{H_2}]^n$

y cada exponente se obtiene comparando dos experimentos en los que solo cambie una concentración.

Orden respecto del NO, con los experimentos 1 y 2, que comparten la concentración de hidrógeno:

$\dfrac{v_2}{v_1} = \dfrac{2{,}70\cdot 10^{-2}}{1{,}35\cdot 10^{-2}} = 2 \qquad \dfrac{[\mathrm{NO}]_2}{[\mathrm{NO}]_1} = \dfrac{0{,}200}{0{,}100} = 2$

$2 = 2^{\,m} \quad \Rightarrow \quad m = 1$

Orden respecto del $\mathrm{H_2}$, con los experimentos 2 y 3, que comparten la concentración de NO:

$\dfrac{v_3}{v_2} = \dfrac{5{,}40\cdot 10^{-2}}{2{,}70\cdot 10^{-2}} = 2 \qquad \dfrac{[\mathrm{H_2}]_3}{[\mathrm{H_2}]_2} = \dfrac{0{,}200}{0{,}100} = 2$

$2 = 2^{\,n} \quad \Rightarrow \quad n = 1$

$v = k\,[\mathrm{NO}]\,[\mathrm{H_2}]$

El orden total es $m + n = 2$. Conviene notar que no coincide con los coeficientes estequiométricos, que son 2 y 2: los órdenes son datos experimentales y no se leen de la ecuación ajustada.

$\textbf{b) Halle la constante de velocidad y determine sus unidades. (Hasta 0,8 puntos)}$

Basta despejar $k$ con los datos de cualquiera de los experimentos; se toma el primero:

$k = \dfrac{v_1}{[\mathrm{NO}]_1\,[\mathrm{H_2}]_1} = \dfrac{1{,}35\cdot 10^{-2}}{0{,}100 \cdot 0{,}100} = \dfrac{1{,}35\cdot 10^{-2}}{1{,}00\cdot 10^{-2}}$

$k = 1{,}35\ \mathrm{L\cdot mol^{-1}\cdot s^{-1}}$

Las unidades se deducen exigiendo que $k\,[\mathrm{NO}][\mathrm{H_2}]$ tenga unidades de velocidad:

$[k] = \dfrac{\mathrm{mol\cdot L^{-1}\cdot s^{-1}}}{(\mathrm{mol\cdot L^{-1}})^2} = \mathrm{L\cdot mol^{-1}\cdot s^{-1}}$

Se comprueba con el tercer experimento: $1{,}35 \cdot 0{,}200 \cdot 0{,}200 = 5{,}40\cdot 10^{-2}$, que es el dato de la tabla.

$\textbf{c) ¿Qué variación de concentración afecta más a la velocidad de reacción? Razone la respuesta. (Hasta 0,4 puntos)}$

Lo que mide la influencia de cada reactivo es su orden parcial, porque es el exponente al que aparece su concentración. Aquí ambos órdenes valen 1, de modo que $\textbf{las dos concentraciones influyen por igual}$: duplicar la de NO multiplica la velocidad por 2, y duplicar la de hidrógeno también.

Si uno de los órdenes hubiera salido 2, esa concentración sería la determinante, porque al duplicarla la velocidad se cuadruplicaría. No es el caso: los datos de la tabla muestran el mismo factor 2 en las dos comparaciones.