2) Cinetoquímica

CINETOQUÍMICA
 Páginas sacadas del libro SM de 2º de bachillerato.
 Encontrarás más ejercicios en las páginas 150-155.
VELOCIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
Velocidad media
La velocidad de una reacción es la variación de la concentración de un reactivo o de un
producto, experimentada en la unidad de tiempo.
  Reactivos    Productos 
V

t
t
mol / l
 mol* l 1 * s 1 .
La velocidad se mide en
s
Velocidad instantánea
La velocidad de una reacción en un instante dado es la derivada con respecto al tiempo
de la concentración de un reactivo o producto, dividida por su coeficiente
estequiométrico con signo +.
 Ejemplo:
N2 (g) + 3H2 (g) ---- 2NH3 (g)
d  N 2  1 d  H 2  1 d  NH 3 
V


dt
3 dt
2 dt
ECUACIÓN DE LA VELOCIDAD
La velocidad de una reacción viene determinada por la ecuación:


V  K  A  B 




[A] y [B] es la concentración de cada reactivo, en mol/l.
α y β son los órdenes de reacción respecto a los reactivos A y B, respectivamente.
α + β es el orden total de la reacción.
K es una constante característica de cada reacción, y que depende de la temperatura
entre otros factores.
Cómo determinar los órdenes de reacción, dada la tabla experimental
Los órdenes de reacción se determinan experimentalmente.
Por ejemplo, para determinar α se mide la velocidad de la reacción variando la
concentración del reactivo A, y manteniendo constante la concentración del resto de
reactivos.  Lo mismo se haría para determinar todos los órdenes de reacción.
Hay que tomar dos datos:
a. El nº por el que se multiplica la concentración:
b.
 A f  A0
El nº por el que se multiplica la velocidad: V f V0
Tras esto, hay que ver por cuánto hay que elevar  A f
 A0 para que dé Vf
V0 .
Si no se puede tantear, usa mi fórmula:
  log A A V f V0 

 f  0 
Y por último sustituyes los órdenes de reacción en la ecuación para despejar K.
1
Ejercicio resuelto
Concentración inicial
NO
0’001
0’001
0’003
(mol/l)
O2
0’001
0’004
0’004
Vel. inicial de formación
de NO2 (mol*l–1*s–1)
7’1
28’4
255’6

Observa las filas 1 y 2:
Para hallar β, que es la velocidad respecto al O2, mantenemos constante la
concentración de NO (siempre 0’001). Fíjate en que la concentración se multiplica
por 4 y la velocidad también por 4. Elevando el aumento de concentración (4) por 1
obtendremos el aumento de la velocidad (también 4). Por tanto, β = 1.
 Observa las filas 2 y 3:
Para hallar α, que es la velocidad respecto al NO, mantenemos constante la
concentración de O2 (siempre 0’004). Fíjate en que la concentración se multiplica
por 3 y la velocidad por 9. Elevando el aumento de concentración (3) por 2
obtendremos el aumento de la velocidad (9). Por tanto, α = 2.
 Si tuvieras dudas, puedes usar la fórmula del logaritmo. Observa que:
  log3 9  2
  log4 4  1
Finalmente, terminas de hallar la ecuación de la velocidad despejando la K.
Unidad de K
 La unidad de K es única para cada orden total de reacción.
Para hallarla, una vez que tienes los órdenes de reacción, despejas K sin sustituir ningún
valor, y escribes todas las unidades.
 Veamos un ejemplo, hallando la unidad de K de esta reacción de orden total = 3.
2
V  K  NO   O 2 
mol* l 1 * s 1
K


 mol2 * l 2 * s 1
2
2
3
3
 NO O2   mol / l   mol / l  mol * l
V
mol* l 1 * s 1
TEORÍAS DE LAS REACCIONES QUÍMICAS (pág. 146)
Teoría de las colisiones
 La velocidad de una reacción es proporcional al número de colisiones por unidad de
tiempo que se producen entre las moléculas reaccionantes.
 No todas las colisiones son eficaces. Para que una colisión sea eficaz, las moléculas
implicadas deben tener la orientación adecuada y la energía suficiente.
Teoría del estado de transición
 Una reacción transcurre a través del “estado de transición” o “complejo activado”.
 La energía necesaria para pasar desde los reactivos al estado de transición se llama
energía de activación, Ea.
 Por tanto, la velocidad de una reacción aumenta al disminuir su Ea.
FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD
1) Naturaleza de las reacciones
Cuantos más enlaces haya que romper y más fuertes sean, más lenta será la reacción.
 Así, las reacciones en las que no hay que romper enlaces, son casi instantáneas.
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2) Estado físico de los reactivos
Cuando los reactivos son sólidos, las moléculas tienen mayor dificultad para entrar en
contacto. En cambio, en los estados líquido y gaseoso, las moléculas están más en
contacto, se producen más colisiones y la reacción es más rápida.
 Vfase sólida << Vfase líquida < Vfase gaseosa
3) Concentración de los reactivos
A mayor concentración mayor velocidad, puesto que las moléculas, al estar más juntas,
colisionan más. De este modo, cualquier factor que aumente la concentración,
aumentará indirectamente la velocidad. Veamos algunos ejemplos de esto:
 En las reacciones en fase gaseosa, si la presión disminuye el volumen aumenta,
causando también un aumento de la concentración.
 En las reacciones en fase líquida, si eliminamos parte del disolvente por
calentamiento, aumenta la concentración.
 A veces se usa un exceso de un reactivo para que aumente su concentración y, por
tanto, la reacción sea más rápida. El rendimiento de la reacción es el mismo y el
exceso de reactivo puede recuperarse.
4) La temperatura
A mayor temperatura mayor velocidad, puesto que las moléculas se mueven más rápido,
aumentando por tanto el porcentaje de moléculas que superan la Ea.
 Como norma general, la velocidad de una reacción se duplica al aumentar la
temperatura en unos 10 ºC.
 La influencia de la temperatura en la velocidad se refleja en la constante K, a través
de la siguiente ecuación:
K  A * e Ea RT
siendo A una constante característica de cada reacción, Ea la energía de activación,
R la constante universal de los gases, y T la temperatura en ºK.
5) Los catalizadores (pág. 148)
Un catalizador es una sustancia que afecta a la velocidad de una reacción y, sin embargo,
aparece íntegra al término de la misma.
 La acción de un catalizador recibe el nombre de catálisis.
 Hay catalizadores positivos que aceleran la reacción, y catalizadores negativos
(o inhibidores) que frenan la reacción.
 El catalizador actúa modificando la energía de activación del proceso.
Los distintos tipos de catálisis son:
 Catálisis homogénea: El catalizador se encuentra en la misma fase que los reactivos.
o Observa el ejemplo de una de las reacciones intermedias del H2SO4:
SO2 (g) + ½ O2 (g) ---- SO3 (g)
· reacción muy lenta
SO2 (g) + NO2 (g) ---- SO3 (g) + NO (g) · reacción más rápida
NO (g) + ½ O2 (g) ---- NO2 (g)
en la que el NO2 se recupera
 Catálisis heterogénea: El catalizador se encuentra en una fase distinta a la de los
reactivos. El método más común es el de adsorción, en el que los reactivos
(generalmente gases) son atraídos por el catalizador (generalmente un sólido), de
modo que la reacción transcurre en su superficie, aumentando la concentración.
 Catálisis enzimática: Las enzimas catalizan las reacciones bioquímicas. Son
proteínas de alto peso molecular, y específicas para cada reacción.
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