$ \text{Velocidad} = k[\mathrm{CO}]^x [\mathrm{Cl}_{2}]^y $

Donde 'x' es el orden parcial con respecto a CO, e 'y' es el orden parcial con respecto a $\mathrm{Cl}_{2}$.

1. Vamos a determinar el orden parcial con respecto a CO (valor de 'x'). Para encontrar 'x', necesitamos elegir dos experimentos donde la concentración de $\mathrm{Cl}_{2}$ se mantenga constante. Si observamos la tabla, los experimentos 1 y 2 son perfectos, ya que la concentración de $[\mathrm{Cl}_{2}]$ es la misma ($0,20 \text{ M}$). Vamos a plantear la ley de velocidad para cada uno de estos experimentos y luego dividirlos: -> Para el Experimento 2:

$ \text{Velocidad}_{2} = k[\mathrm{CO}]_{2}^x [\mathrm{Cl}_{2}]_{2}^y $

$ 0,363 \text{ M/s} = k(0,36 \text{ M})^x (0,20 \text{ M})^y $

-> Para el Experimento 1:

$ \text{Velocidad}_{1} = k[\mathrm{CO}]_{1}^x [\mathrm{Cl}_{2}]_{1}^y $

$ 0,121 \text{ M/s} = k(0,12 \text{ M})^x (0,20 \text{ M})^y $

Ahora, dividimos la ecuación del Experimento 2 por la del Experimento 1. ¡Esto nos ayuda a cancelar 'k' y la concentración de $\mathrm{Cl}_{2}$!

$ \frac{\text{Velocidad}_{2}}{\text{Velocidad}_{1}} = \frac{k[\mathrm{CO}]_{2}^x [\mathrm{Cl}_{2}]_{2}^y}{k[\mathrm{CO}]_{1}^x [\mathrm{Cl}_{2}]_{1}^y} $ $ \frac{0,363 \text{ M/s}}{0,121 \text{ M/s}} = \frac{k(0,36 \text{ M})^x (0,20 \text{ M})^y}{k(0,12 \text{ M})^x (0,20 \text{ M})^y} $

$ 3 = \left(\frac{0,36}{0,12}\right)^x $

$ 3 = (3)^x $

Es decir que:

$ x = 1 $

El orden parcial con respecto a $\mathrm{CO}$ es 1.

2. Vamos a determinar el orden parcial con respecto a $\mathrm{Cl}_{2}$ (valor de 'y'). Ahora, necesitamos elegir dos experimentos donde la concentración de CO se mantenga constante. Los experimentos 1 y 3 son ideales, ya que la concentración de [CO] es la misma ($0,12 \text{ M}$).

Vamos a plantear la ley de velocidad para cada uno de estos experimentos y luego dividirlos: -> Para el Experimento 3:

$ \text{Velocidad}_{3} = k[\mathrm{CO}]_{3}^x [\mathrm{Cl}_{2}]_{3}^y $

$ 0,484 \text{ M/s} = k(0,12 \text{ M})^x (0,40 \text{ M})^y $

-> Para el Experimento 1:

$ \text{Velocidad}_{1} = k[\mathrm{CO}]_{1}^x [\mathrm{Cl}_{2}]_{1}^y $

$ 0,121 \text{ M/s} = k(0,12 \text{ M})^x (0,20 \text{ M})^y $

Dividimos la ecuación del Experimento 3 por la del Experimento 1:

$ \frac{\text{Velocidad}_{3}}{\text{Velocidad}_{1}} = \frac{k[\mathrm{CO}]_{3}^x [\mathrm{Cl}_{2}]_{3}^y}{k[\mathrm{CO}]_{1}^x [\mathrm{Cl}_{2}]_{1}^y} $ $ \frac{0,484 \text{ M/s}}{0,121 \text{ M/s}} = \frac{k(0,12 \text{ M})^x (0,40 \text{ M})^y}{k(0,12 \text{ M})^x (0,20 \text{ M})^y} $ $ 4 = \left(\frac{0,40}{0,20}\right)^y $

$ 4 = (2)^y $ Entonces:

$ y = 2 $

El orden parcial con respecto a $\mathrm{Cl}_{2}$ es 2.

3. Ahora escribamos la ecuación de la velocidad. Ahora que tenemos los órdenes parciales (x=1 e y=2), podemos escribir la ley de velocidad completa para esta reacción:

$ \text{Velocidad} = k[\mathrm{CO}]^1 [\mathrm{Cl}_{2}]^2 $

$ \text{Velocidad} = k[\mathrm{CO}][\mathrm{Cl}_{2}]^2 $

✅La ecuación que representa la velocidad de la reacción es $ \text{Velocidad} = k[\mathrm{CO}][\mathrm{Cl}_{2}]^2 $.