¿Qué relación hay entre la concentración de los reactivos y la rapidez de una reacción?

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1. Introducción

1.1. Ejemplos de orden parcial y global

Analicemos los siguientes ejemplos:

Ejemplo 1:

3 NO (g) → N2O (g) + NO2 (g)

La ley de rapidez para esta reacción es la siguiente: r = k . [NO]2

  • x = 2
  • y = 0 ya que no hay otro reactivo.
  • orden global = x + y = 2 + 0 = 2

Es de segundo orden parcial respecto a NO (monóxido de nitrógeno) y de segundo orden global.

Ejemplo 2:

2 NO2 (g) + F2 (g) → 2 NO2F (g) 

La ley de rapidez para esta reacción es la siguiente: r = k . [NO2] . [F2] 

  • x = 1
  • y = 1
  • orden global = x + y = 1 + 1 = 2

Es de primer orden parcial respecto a NO2 (dióxido de nitrógeno), de primer orden parcial respecto a F2 (diflúor) y de segundo orden global.

Ejemplo 3:

H2O2 (ac) + 3 I- (ac) + 2 H+ (ac) → 2 H2O (l) + I3- (ac) 

La ley de rapidez para esta reacción es la siguiente: r = k . [H2O2] . [I-] 

  • x = 1
  • y = 1
  • z = 0
  • orden global = x + y + z = 1 + 1 + 0 = 2

Es de primer orden parcial respecto a H2O2 (peróxido de hidrógeno), de primer orden parcial respecto a I- (anión ioduro o yoduro), de orden cero respecto a H+ (catión hidrógeno) y de segundo orden global.