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Actualizado Mar 19, 2026
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Ejercicios Prácticos Resueltos de Cinética Química: Guía Completa
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![EJERCICIOS RESULTOS DE CINÉTICA QUÍMICA
1) Para la reacción A + B → C se obtuvieron los siguientes resultados:
| Ensayo | [A] mol/l | [B]](/_next/image?url=https%3A%2F%2Fcontent-eu-central-1.knowunity.com%2FCONTENT%2FGcQpOwoEYdYaaJylIoYP_image_page_1.webp&w=2048&q=75)
Determinación de órdenes de reacción y constante cinética
La cinética química nos permite determinar cómo la velocidad de una reacción depende de las concentraciones de los reactivos. Cuando tenemos datos experimentales, podemos averiguar los órdenes parciales de reacción y la constante cinética.
Para determinar los órdenes parciales de la reacción A + B → C, analizamos cómo cambia la velocidad cuando variamos las concentraciones. Comparando ensayos donde solo cambia una concentración, podemos calcular el orden respecto a cada reactivo. Por ejemplo, al dividir V₂/V₁ donde solo cambia [A], obtenemos el orden "a". Del mismo modo, cuando solo varía [B], calculamos el orden "β".
Una vez conocidos los órdenes, podemos determinar la constante cinética k sustituyendo en la ecuación de velocidad. Para la reacción del ejemplo, V = 5,2[A][B]². Las unidades de k dependen de los órdenes de reacción, en este caso l²/(mol²·s).
⚠️ ¡Ojo con esto! La constante de velocidad k no depende de las concentraciones de los reactivos, sino de la temperatura según la ecuación de Arrhenius . Un aumento de temperatura siempre aumenta la velocidad de reacción, independientemente de si esta es endotérmica o exotérmica.
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1) Para la reacción A + B → C se obtuvieron los siguientes resultados:
| Ensayo | [A] mol/l | [B]](/_next/image?url=https%3A%2F%2Fcontent-eu-central-1.knowunity.com%2FCONTENT%2FGcQpOwoEYdYaaJylIoYP_image_page_2.webp&w=2048&q=75)
Mecanismos de reacción y orden cero
A veces, una reacción puede tener un orden cero respecto a algún reactivo, lo que significa que su concentración no afecta a la velocidad de reacción. Esto suele indicar un mecanismo de reacción por etapas, donde la etapa limitante no involucra a ese reactivo.
En el caso de CO + NO₂ → CO₂ + NO, al analizar los datos experimentales, descubrimos que la ecuación de velocidad es V = k[NO₂]². El orden respecto al CO es cero, lo que indica que la reacción transcurre mediante un mecanismo de dos etapas:
- NO₂ + NO₂ → NO + NO₃ (etapa lenta)
- NO₃ + CO → NO₂ + CO₂ (etapa rápida)
La velocidad de la reacción está determinada por la etapa lenta (la primera), que solo depende de la concentración de NO₂. Esto explica por qué la ecuación de velocidad no incluye la concentración de CO.
Para calcular las unidades de k, partimos de la ecuación de velocidad. Si v = k[NO₂]² y la velocidad se mide en mol/(l·s), entonces k tendrá unidades de l/(mol·s). El valor de k puede expresarse en función de cualquier velocidad medida experimentalmente.
💡 Consejo práctico: Cuando una reacción tiene orden cero respecto a un reactivo, significa que ese reactivo ya está en exceso o participa en una etapa rápida posterior a la determinante de la velocidad.
![EJERCICIOS RESULTOS DE CINÉTICA QUÍMICA
1) Para la reacción A + B → C se obtuvieron los siguientes resultados:
| Ensayo | [A] mol/l | [B]](/_next/image?url=https%3A%2F%2Fcontent-eu-central-1.knowunity.com%2FCONTENT%2FGcQpOwoEYdYaaJylIoYP_image_page_3.webp&w=2048&q=75)
Resolución de casos más complejos
En cinética química, no siempre los órdenes de reacción son números enteros sencillos. A veces, los resultados de los cálculos dan valores que no son exactamente 1, 2 o 3, lo que complica la interpretación.
Para la reacción entre A y B, con datos experimentales más complejos, debemos seleccionar cuidadosamente qué ensayos comparar. Al dividir las velocidades de ensayos donde solo varía una concentración, podemos determinar los órdenes. En este caso, obtenemos α = 2 y β = 1, dando la ecuación V = k[A]²[B].
Cuando los resultados no son exactamente números enteros simples (como 0,498 ≈ 0,5), podemos aceptar la aproximación al valor más cercano o usar logaritmos para calcular un valor más preciso. Por ejemplo, si 0,62 = 0,5ᵃ, aplicando logaritmos tenemos log 0,62 = a·log 0,5, de donde a = log 0,62/log 0,5 = 0,69.
Para calcular k, sustituimos los valores en la ecuación de velocidad usando cualquiera de los experimentos. Las unidades de k dependen de los órdenes de reacción y se obtienen despejando de la ecuación de velocidad.
🔍 Dato importante: Los órdenes de reacción no tienen que ser necesariamente números enteros. Pueden ser fracciones (como ½), cero, o incluso negativos, dependiendo del mecanismo de reacción.
![EJERCICIOS RESULTOS DE CINÉTICA QUÍMICA
1) Para la reacción A + B → C se obtuvieron los siguientes resultados:
| Ensayo | [A] mol/l | [B]](/_next/image?url=https%3A%2F%2Fcontent-eu-central-1.knowunity.com%2FCONTENT%2FGcQpOwoEYdYaaJylIoYP_image_page_4.webp&w=2048&q=75)
Reacciones elementales y energía de activación
Una reacción elemental es aquella que ocurre en una sola etapa, sin intermediarios. Para determinar si una reacción es elemental, comparamos los órdenes de reacción experimentales con los coeficientes estequiométricos de la ecuación química.
Para la reacción 2A + B → C + D, determinamos los órdenes parciales comparando ensayos a temperatura constante. Obtenemos α = 1 y β = ½, dando la ecuación de velocidad V = 8,05[A][B]^(1/2) a 400K. Como los órdenes no coinciden con los coeficientes (2 para A y 1 para B), concluimos que la reacción no es elemental.
La temperatura afecta significativamente a la velocidad de reacción. Según la ecuación de Arrhenius , podemos calcular la energía de activación (Ea) y el factor de frecuencia (A) comparando las constantes de velocidad a diferentes temperaturas:
- Calculamos k a cada temperatura
- Planteamos las ecuaciones con ln k = ln A - Ea/RT
- Resolvemos el sistema para obtener Ea y A
Las unidades de A son las mismas que las de k, ya que e^ es adimensional.
💪 Para dominar esto: Practicar con diferentes tipos de datos experimentales te ayudará a desarrollar la intuición necesaria para resolver problemas de cinética química. Recuerda que lo más importante es el método sistemático de análisis.
Pensamos que nunca lo preguntarías...
¿Qué es Knowunity AI companion?
Nuestro compañero de IA está específicamente adaptado a las necesidades de los estudiantes. Basándonos en los millones de contenidos que tenemos en la plataforma, podemos dar a los estudiantes respuestas realmente significativas y relevantes. Pero no se trata solo de respuestas, el compañero también guía a los estudiantes a través de sus retos de aprendizaje diarios, con planes de aprendizaje personalizados, cuestionarios o contenidos en el chat y una personalización del 100% basada en las habilidades y el desarrollo de los estudiantes.
¿Dónde puedo descargar la app Knowunity?
Puedes descargar la app en Google Play Store y Apple App Store.
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Sí, tienes acceso gratuito a los contenidos de la aplicación y a nuestro compañero de IA. Para desbloquear determinadas funciones de la aplicación, puedes adquirir Knowunity Pro.
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Google Play
La app es muy fácil de usar y está muy bien diseñada. Hasta ahora he encontrado todo lo que estaba buscando y he podido aprender mucho de las presentaciones. Definitivamente utilizaré la aplicación para un examen de clase. Y, por supuesto, también me sirve mucho de inspiración.
Pablo
usuario de iOS
Esta app es realmente genial. Hay tantos apuntes de clase y ayuda [...]. Tengo problemas con matemáticas, por ejemplo, y la aplicación tiene muchas opciones de ayuda. Gracias a Knowunity, he mejorado en mates. Se la recomiendo a todo el mundo.
Elena
usuaria de Android
Vaya, estoy realmente sorprendida. Acabo de probar la app porque la he visto anunciada muchas veces y me he quedado absolutamente alucinada. Esta app es LA AYUDA que quieres para el insti y, sobre todo, ofrece muchísimas cosas, como ejercicios y hojas informativas, que a mí personalmente me han sido MUY útiles.
Ana
usuaria de iOS
Está app es muy buena, tiene apuntes que son de mucha ayuda y su IA es fantástica, te explica a la perfección y muy fácil de entender lo que necesites, te ayuda con los deberes, te hace esquemas... en definitiva es una muy buena opción!
Sophia
usuario de Android
Me encanta!!! Me resuelve todo con detalle y me da la explicación correcta. Tiene un montón de funciones, ami me ha ido genial!! Os la recomiendo!!!
Marta
usuaria de Android
La uso casi diariamente, sirve para todas las asignaturas. Yo, por ejemplo la utilizo más en inglés porque se me da bastante mal, ¡Todas las respuestas están correctas! Consta con personas reales que suben sus apuntes y IA para que puedas hacer los deberes muchísimo más fácil, la recomiendo.
Izan
usuario de iOS
¡La app es buenísima! Sólo tengo que introducir el tema en la barra de búsqueda y recibo la respuesta muy rápido. No tengo que ver 10 vídeos de YouTube para entender algo, así que me ahorro tiempo. ¡Muy recomendable!
Sara
usuaria de Android
En el instituto era muy malo en matemáticas, pero gracias a la app, ahora saco mejores notas. Os agradezco mucho que hayáis creado la aplicación.
Roberto
usuario de Android
Esto no es como Chatgpt, es MUCHISMO MEJOR, te hace unos resúmenes espectaculares y gracias a esta app pase de sacar 5-6 a sacar 8-9.
Julyana
usuaria de Android
Es la mejor aplicación del mundo, la uso para revisar los deberes a mi hijo.
Javier
usuario de Android
LOS QUIZ Y FLASHCARDS SON SÚPER ÚTILES Y ME ENCANTA Knowunity IA. ADEMÁS ES LITERALMENTE COMO CHATGPT PERO MÁS LISTO!! ME AYUDÓ TAMBIÉN CON MIS PROBLEMAS DE MÁSCARA!! Y CON MIS ASIGNATURAS DE VERDAD! OBVIO 😍😁😲🤑💗✨🎀😮
Erick
usuario de Android
Me me encanta esta app, todo lo que tiene es de calidad ya que antes de ser publicado es revisado por un equipo de profesionales. Me ha ido genial esta aplicación ya que gracias a ella puedo estudiar mucho mejor, sin tener que agobiarme porque mi profesor no ha hecho teoría o porque no entiendo su teoría. Le doy un 10 de 10!
Mar
usuaria de iOS
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Ejercicios Prácticos Resueltos de Cinética Química: Guía Completa
La cinética química estudia la velocidad de las reacciones químicas y los factores que influyen en ella. Es una herramienta esencial para entender cómo se transforman las sustancias y predecir cuánto tiempo tardarán en reaccionar. Estas notas te ayudarán a... Mostrar más
Determinación de órdenes de reacción y constante cinética
La cinética química nos permite determinar cómo la velocidad de una reacción depende de las concentraciones de los reactivos. Cuando tenemos datos experimentales, podemos averiguar los órdenes parciales de reacción y la constante cinética.
Para determinar los órdenes parciales de la reacción A + B → C, analizamos cómo cambia la velocidad cuando variamos las concentraciones. Comparando ensayos donde solo cambia una concentración, podemos calcular el orden respecto a cada reactivo. Por ejemplo, al dividir V₂/V₁ donde solo cambia [A], obtenemos el orden "a". Del mismo modo, cuando solo varía [B], calculamos el orden "β".
Una vez conocidos los órdenes, podemos determinar la constante cinética k sustituyendo en la ecuación de velocidad. Para la reacción del ejemplo, V = 5,2[A][B]². Las unidades de k dependen de los órdenes de reacción, en este caso l²/(mol²·s).
⚠️ ¡Ojo con esto! La constante de velocidad k no depende de las concentraciones de los reactivos, sino de la temperatura según la ecuación de Arrhenius . Un aumento de temperatura siempre aumenta la velocidad de reacción, independientemente de si esta es endotérmica o exotérmica.
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Mecanismos de reacción y orden cero
A veces, una reacción puede tener un orden cero respecto a algún reactivo, lo que significa que su concentración no afecta a la velocidad de reacción. Esto suele indicar un mecanismo de reacción por etapas, donde la etapa limitante no involucra a ese reactivo.
En el caso de CO + NO₂ → CO₂ + NO, al analizar los datos experimentales, descubrimos que la ecuación de velocidad es V = k[NO₂]². El orden respecto al CO es cero, lo que indica que la reacción transcurre mediante un mecanismo de dos etapas:
- NO₂ + NO₂ → NO + NO₃ (etapa lenta)
- NO₃ + CO → NO₂ + CO₂ (etapa rápida)
La velocidad de la reacción está determinada por la etapa lenta (la primera), que solo depende de la concentración de NO₂. Esto explica por qué la ecuación de velocidad no incluye la concentración de CO.
Para calcular las unidades de k, partimos de la ecuación de velocidad. Si v = k[NO₂]² y la velocidad se mide en mol/(l·s), entonces k tendrá unidades de l/(mol·s). El valor de k puede expresarse en función de cualquier velocidad medida experimentalmente.
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Resolución de casos más complejos
En cinética química, no siempre los órdenes de reacción son números enteros sencillos. A veces, los resultados de los cálculos dan valores que no son exactamente 1, 2 o 3, lo que complica la interpretación.
Para la reacción entre A y B, con datos experimentales más complejos, debemos seleccionar cuidadosamente qué ensayos comparar. Al dividir las velocidades de ensayos donde solo varía una concentración, podemos determinar los órdenes. En este caso, obtenemos α = 2 y β = 1, dando la ecuación V = k[A]²[B].
Cuando los resultados no son exactamente números enteros simples (como 0,498 ≈ 0,5), podemos aceptar la aproximación al valor más cercano o usar logaritmos para calcular un valor más preciso. Por ejemplo, si 0,62 = 0,5ᵃ, aplicando logaritmos tenemos log 0,62 = a·log 0,5, de donde a = log 0,62/log 0,5 = 0,69.
Para calcular k, sustituimos los valores en la ecuación de velocidad usando cualquiera de los experimentos. Las unidades de k dependen de los órdenes de reacción y se obtienen despejando de la ecuación de velocidad.
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Reacciones elementales y energía de activación
Una reacción elemental es aquella que ocurre en una sola etapa, sin intermediarios. Para determinar si una reacción es elemental, comparamos los órdenes de reacción experimentales con los coeficientes estequiométricos de la ecuación química.
Para la reacción 2A + B → C + D, determinamos los órdenes parciales comparando ensayos a temperatura constante. Obtenemos α = 1 y β = ½, dando la ecuación de velocidad V = 8,05[A][B]^(1/2) a 400K. Como los órdenes no coinciden con los coeficientes (2 para A y 1 para B), concluimos que la reacción no es elemental.
La temperatura afecta significativamente a la velocidad de reacción. Según la ecuación de Arrhenius , podemos calcular la energía de activación (Ea) y el factor de frecuencia (A) comparando las constantes de velocidad a diferentes temperaturas:
- Calculamos k a cada temperatura
- Planteamos las ecuaciones con ln k = ln A - Ea/RT
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