CLASE DE REACTORES POST GRADO

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MSC. ING. ESP CARLOS ZAPATA 
TEMA I CINETICA QUIMICA DE REACCIONES 
UNIVERDSIDAD DE CARABOBO 
FACULTAD DE INGENIERIA 
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CATEDRA DE CINETICA Y DISEÑO DE REACTORES 
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DEFINICIONES BÁSICAS 
La ciné%ca química es el estudio de las velocidades de las reacciones químicas
y de los mecanismos mediante los que 3enen lugar. La ciné3ca química
introduce la variable 3empo en el estudio de las reacciones químicas y estudia
el camino que siguen los reac3vos para conver3rse en productos.
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Ciné%ca química es el área que se encarga del estudio de la velocidad o
rapidez con que una reacción química ocurre.
Ciné%ca se refiere a la velocidad de una reacción, que es el cambio en
la concentración de reac%vos o productos con respecto al %empo.
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Cualquier reacción se expresa :
Reactivos Productos
A B
La disminución en el número de moleculas de A y el incremento en el número de moléculas de B con el
>empo.
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Factores que influyen en la velocidad de reacción 
1.- Estado Csico de los reac>vos
Las reacciones son más rápidas si los reac/vos son gaseosos o están en disolución.
En las reacciones heterogéneas la velocidad dependerá de la superficie de contacto entre ambas fases, siendo
mayor cuanto mayor es el estado de división.
2.- Concentración de los reac>vos
La velocidad de la reacción se incrementa al aumentar la concentración de los reac/vos, ya que aumenta el
número de choques entre ellos.
3.- Temperatura
Un incremento de la temperatura provoca un incremento en la energía ciné/ca de las moléculas, lo que hace que
sea mayor el número de moléculas que alcanza la energía de ac/vación.
4.- Catalizadores
Los catalizadores cambian la energía de ac/vación de una determinada reacción, y por lo tanto varían la velocidad
de reacción
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La velocidad promedio de la reacción es el cambio en la concentración
de reac%vos en un intervalo de %empo.
[ ] [ ] [ ]
t
Br
tt
BrBr
promediovelocidad
inicialfinal
inicialfinal
D
D
-=
-
-
-= 222
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[ ]
[ ]
t
BvelocidadO
t
Avelocidad
D
D
=
D
D
-=
VELOCIDADES DE REACCIÓN Y ESTEQUIOMETRÍA
Para reacciones estequiométricas simples, tales como. A B, se puede expresar
la velocidad en términos del cambio en la concentración del reac%vo o del producto:
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Velocidad de reacción 
La velocidad de reacción el la rapidez con que se modifica la concentración de
un producto o un reac4vo al transcurrir el 4empo
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Velocidad de reacción 
[ ]
[ ]
t
BvelocidadO
t
Avelocidad
D
D
=
D
D
-=
2
1
La velocidad de formación del producto no requiere el signo negativo 
porque es una cantidad positiva.
Para: 2A B
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Velocidad de reacción 
[ ] [ ] [ ] [ ]
t
D
dt
C
ct
B
bt
A
a
velocidad
D
D
=
D
D
=
D
D
-=
D
D
-=
1111
En general, para la reacción:
aA + bB cC + dD
La velocidad esta dada:
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Velocidad de reacción 
[ ] [ ] [ ] [ ]
t
OI
t
Cl
t
OCl
t
Ivelocidad
D
D
=
D
D
=
D
D
-=
D
D
-=
---- 1111
[ ] [ ]
t
O
t
O
velocidad
D
D
=
D
D
-= 32
2
1
3
1
Ejemplos:
Escribir las expresiones de velocidad para las siguientes reacciones en términos de la desaparición de los reac>vos y de la 
a) I-1(ac) +OCl-1(ac) Cl-1(ac) + OI-1(ac)
b) 3O2(g) 2O3(g)
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Ejemplo de velocidad de reacción Br2 (ac) + HCOOH (ac) → 2 HBr (ac) + CO2 (g) 
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Ley de velocidad y órdenes de reacción 
aA+bB→cC+dD
Ley de velocidad: v = k [A]m [B]n... 
m, n ... = órdenes de reacción parciales
m + n +... = orden de reacción total 
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k = constante de velocidad (función de la temperatura, 
de la propia reacción y si lo hay del catalizador ) 
Ejemplo:
H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (g)
v=k·[H2]·[I2]1/2
H2(g)+Br2 (g)→2HBr(g)
v=k·[H2]·[Br2]1/2
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Para muchas reacciones es posible expresar la velocidad de una reacción
mediante una ecuación matemá4ca conocida como la ley de la velocidad o
Ecuación de la velocidad.
aA +bB + …. -------- gG + hH + …..
donde a, b,…. Son los coeficientes en la ecuación balanceada.
La velocidad de la reacción puede ser expreseada así:
Velocidad = K[A]m[B]n……
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Los exponentes en la ecuación de rapidez se llaman orden de reacción
Ej. Si m = 1 se dice que la reacción es de primer orden en A.
Si n = 2 la reacción es de segundo orden en B.
El total de los exponentes m + n +….. es el orden total de la reacción o orden
global. K es la constante de rapidez. Y es una constante de proporcionalidad que
es caracteris3ca de una reacción en par3cular y que significa3vamente depende de la
temperatura.
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[ ][ ]22 ClOFkvelocidad =
[ ] [ ]yx ClOFkvelocidad 22=
Ejemplo:
Para la reacción: F2 (g) + 2ClO2 (g) 2FClO2(g)
La ley de la velocidad es:
El orden de reacción es:
La suma de los exponentes a los que se elevan todas las concentraciones de reac3vos que
aparecen en la ley de velocidad es lo que se llama orden de reacción.
X = 1 y Y = 1 el orden global es 1 + 1 = 2
El orden de reacción siempre se define en términos de concentraciones de reac3vos (no de
productos).
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La velocidad de una reacción es usualmente expresada en la unidades de mol es por
litros por unidad de 3empo. Ej:
Mol L-1 s-1
Mol L-1 min-1
La unidad de K depende del orden de la reacción.
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DEPENDENCIA DE LA VELOCIDAD RESPECTO A LAS CONCENTRACIONES DE LOS
REACTIVOS.
1.) Suponiendo que para cierta reacción X = 1 y Y = 2
La ley de la velocidad para la reacción es:
Velocidad = K[A][B]2
Suponiendo que inicialmente [A] = 1.0 M y [B] = 1.0 M
Si se duplica la concentración de [A] desde inicialmente [A] = 1.0 M hasta inicialmente [A] =
2.0 M manteniendo [B] constante, tambien se duplica la velocidad
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Para [A] = 1.0 M velocidad1= k(1.0M)(1.0M)2=k(1.0M3)
Para [A] = 2.0 M velocidad2=k(2.0M)(1.0M)2=k(2.0M3)
VELOCIDAD2 = 2(VELOCIDAD1)
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2.) Si se duplica la concencentración de B desde 1.0 M hasta 2.0 M manteniendo [A] constante, la velocidad en cuanto
se incrementará?
Para [B] = 1.0 M velocidad1= k(1.0M)(1.0M)2=k(1.0M3)
Para [B] = 2.0 M velocidad2=k(1.0M)(2.0M)2=k(4.0M3)
VELOCIDAD2 = 4(VELOCIDAD1)
NOTA:
Para cierta reacción, X = 0 y Y = 1
a) Escribir la ley de la velocidad
b) El orden de la reacción con respecto a A
c) El orden con respecto a B
c) Orden global.
La velocidad de la reacción es independiente de la concentración de A.
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DETERMINACION EXPERIMENTAL DE LA LEY DE VELOCIDAD
Puntos para determinar la ley de la velocidad:
1. Para reacciones en disolución, la concentración de ciertas especies puede ser seguida por
metodos espectrofotometricos.
2. Si existen iones involucrados, el cambio en la concentracion tambien puede ser
monitoreado por medidas de conductancia electrica.
3. Las reacciones que involucran gases se siguen de forma conveniente por mediciones de
presión.
4. Si una reacción sólo implica un reac3vo, la ley de velocidad puede ser determinada con
facilidad midiendo la velocidad de la reacción como función de la concentración del
reac3vo.
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5. Se fijan las concentraciones de todos los reac3vos exceptuando uno y se registra
la velocidad de la reaccion como una función de la concentración de ese reac3vo.
Cualquier cambio en la velocidad debe ser debido a cambios en esa sustancia.
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Ley de la velocidad: Velocidad = K[A]x[B]y
En los experimentos 1 y 2 se ve que cuando se duplica la concentración de A, a [B] es constante, y la
velocidad se incrementa cuatro veces. Entonces la reacción es de segundo orden con respecto a B.
En los experimentos 4 y 5 indican que al duplicar a [B] la concentración de [A] es constante, la
velocidad se duplica; la reacción es de primer orden respecto a B.
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4
1
/1020.2
/1050.5
5
6
2
1 ==
-
-
sMx
sMx
velocidad
velocidad
expresamos la razon de las velocidades en términos de la ley de velocidad:
xx
yx
yx
M
M
MMk
MMk
velocidad
velocidad
÷
ø
ö
ç
è
æ=÷
ø
ö
ç
è
æ===
2
1
200.0
100.0
)100.0()200.0(
)100.0()100.0(
4
1
2
1
entonces x = 2 y la reaccion es de segundo orden respecto a A haciendo lo mismo con los datos del 4 y 5
2
1
/1030.3
/1065.1
5
5
5
4 ==
- sMx
sMx
velocidad
velocidad
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y la ley de la velocidad:
yy
yx
yx
M
M
MMk
MMk
velocidad
velocidad
÷
ø
ö
ç
è
æ=÷
ø
ö
ç
è
æ===
2
1
600.0
300.0
)600.0()100.0(
)300.0()100.0(
2
1
5
4
y = 1 la reacción es de primer orden respecto a B. y el orden global es 2 + 1 = 3
y la ley de la velocidad es: velocidad = k[A]2[B]
La constante de velocidad puede calcularse:
sMx
MM
sMx
BA
velocidad
k 232
6
2
4 /1050.5
)100.0()100.0(
/1050.5
][][
-
-
===
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METODO DE LAVELOCIDAD INICIAL
Este simple método de establecer los exponentes en una ecuación de velocidad envuelve medidas de la velocidad inicial
de una reacción para diferentes set de concentraciones iniciales. Este método es aplicado para la siguiente reacción:
S2O82- (aq) + 3I- (aq) ------ 2SO42- (aq) + I3-(aq)
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Ej. Los datos de la tabla siguiente fueron obtenidos de tres reacciones que incluyeron S2O82- y I-. Use los datos para
establecer el orden de la reacción con respecto a I-, y el orden total de la reacción.
Data experimental para la reacción : S2O82- + 3I- ------ 2SO42- + I3-
Experimento Concentración inicial, M Veloc de reacción inicial, mol 
S2O82- Mol L-1 s-1
Exper. [S2O82-] [I-]
1 0.038 0.060 R1 = 1.4 X 10-5
2 0.076 0.060 R2 = 2.8 X 10-5
3 0.076 0.030 R3 = 1.4 X 10-5
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La velocidad de la reacción es:
Velocidad = K[S2O82-]m[I-]n
Mirando la gráfica, vamos a determinar los valores de m y n. En los experimentos 1 y 2 , la 
concentración de iones I [I-] se mantiene constante y la concentración de iones [S2O82-] aumenta por un 
factor de 2 desde el valor 0.038 hasta el valor 0.076 M. 
Note que representamos 0.076 como 2 X 0.038. La velocidad de la reacción aumenta tambien 
por un factor de 2. En esta observación se requiere que m = 1
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R2 = K (0.076)m (0.060)n = k(2 X 0.038)m (0.060) n = k(2)m( 0.038)m (0.060) n
R2 = k(2)m( 0.038)m (0.060) n = 2.8 X 10-5 Mol L-1 s-1
R1 = k(0.038)m (0.060) n = 1.4 X 10-5 Mol L-1 s-1
2
104.1
108.2
2
)060.0()038.0(
)060.0()038.0()2(
1
2
5
5
====
-
-
X
X
k
k
R
R m
nm
nmm
si 2m = 2, entonces m = 1 y la reacción es de primer orden para S2O82-
la data de los experimentos 2 y 3 se usan para establecer que n = 1 tembién.
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2
104.1
108.22
)030.0()076.0(
)030.0()038.0(
3
2
5
5
====
-
-
X
X
k
k
R
R m
nm
nm
Si si 2n = 2, entonces n = 1 y la reacción es de primer orden para I-
El orden total de la reacción es m + n = 1 + 1 = 2 es de segundo orden
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Segunda parte: Como ya sabemos el exponente de las sustancias iónicas podemos determinar:
a) la constante K usando los resultados del problema anterior.
[S2O82-] = 0.050 M y [I-] = 0.025 M
solución:
m = n = 1
Velocidad = K[S2O82-]m[I-]n
R1 = K[S2O82-]m[I-]n ; R1 = k(0.038)m (0.060) n = 1.4 X 10-5 Mol L-1 s-1
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113
115
2
82
101.6
/060.0/038.0
104.1
]][[
1 ---
---
--
=== smolLX
LmolxLmol
sLmolx
IOS
RK
b) La velocidad inicial de desaparición de los iónes S2O82- en la reacción en donde las concentraciones
iniciales son:
Velocidad = K[S2O82-]m[I-]n
m = n = 1
velocidad = k[S2O82-] [I-] = 6.1 X 10-3 L mol-1 s-1 (0.050 mol/L)(0.025 mol/L) =
velocidad = 7.6 X 10-6 Mol L-1 s-1
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Ejercicio 1: 
Determinar el orden de reacción :
CH3-Cl (g) + H2O (g) → CH3-OH (g) + HCl (g) usando los datos de la tabla 
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En la obtención del ácido nítrico, una de las etapas principales es la oxidación del óxido
nítrico a dióxido de nitrógeno: 2 NO(g) + O2(g) -> 2 NO2(g). Para esta reacción, se ha
determinado experimentalmente que su ecuación de velocidad es: v = k [NO]2 ·[O2] y
que la constante de velocidad, a 250 oC, vale:
k = 6,5 . 10 -3 mol-2L2s-1. Calcular la velocidad de oxidación del NO, a dicha
temperatura, cuando las concentraciones iniciales (mol L-1) de los reac3vos son:
a) [NO] = 0,100 M ; [O2] = 0,210 M b) [NO] = 0,200 M; [O2] = 0,420 M
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Ecuación integrada de la velocidad 
La ecuación de velocidad integrada da las concentraciones de reac3vos y
productos en función del 3empo. Se ob3ene por integración de la ley de
velocidad asumiendo ordenes de reacción:
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Reacción de orden cero
Una reacción es de orden cero si la suma de los exponentes en la ley diferencial de velocidad ( m + n )
es cero. Supóngase una reacción donde interviene un solo reac/vo, A, para formar ciertos productos,
A Productos .
Si la reacción es de orden cero, la ecuación de velocidad es: 
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Acomodando los términos e integrando a ambos lados de la igualdad, se /ene que: 
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Reacción de primer orden
Una reacción es de primer orden si en la ecuación diferencial de velocidad la suma de los
exponentes ( m + n ) es igual a 1. Supóngase, nuevamente, que se 3ene la reacción de un
solo reac3vo definida por la ecuación (7.4). Si la reacción es de primer orden, la ecuación
diferencial de velocidad es:
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Aplicando la técnica de cálculo por integración a la ecuación, se ob3ene que:
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Reacción de segundo orden 
Una reacción de segundo orden 3ene una ecuación diferencial de velocidad cuya 
suma de exponentes es igual a 2. Al igual que para las reacciones de orden cero y primer 
orden, considérese el caso de una reacción con un solo reac3vo definida por la ecuación 
(7.4). Si la velocidad de reacción es de orden 2, entonces: 
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TEMA I CINETICA QUIMICA DE REACCIONES 
La ecuación integrada de velocidad se ob3ene de la siguiente forma: 
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TIEMPO DE VIDA MEDIA 
Tiempo necesario para que se consuma la mitad del reactivo inical en una reacción química,
es decir 
t1/2= Zempo necesario para que 
𝐶𝐴𝑡 =
𝐶𝐴0
2
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PARA UNA REACCIÓN DE ORDEN CERO 
El 3empo de vida media, en una reacción de orden cero, se determina a par3r de la 
expresión de la siguiente forma: 
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PARA UNA REACCIÓN DE ORDEN UNO 
El tiempo de vida media en una reacción de primer orden puede determinarse de la expresión, haciendo que para t=t1/2, [A]t 
1/12 [A]0:
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PARA UNA REACCIÓN DE ORDEN DOS 
El /empo de vida media se ob/ene haciendo que para t = t1/ 2 , [A]t = 1/2 [A]0 , en la 
expresión 
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Reacciones en que intervienen gases
Cuando se da el caso de una reacción donde los componentes son gases, las
velocidades de reacción con frecuencia se miden en función de las presiones
ejercidas por los gases.
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La concentración inicial de reac/vo, [A]0, puede expresarse, haciendo uso de la ecuación de los gases 
ideales, como: 
De forma análoga, se puede establecer una relación para la concentración de reac/vo V RT en un instante de 
/empo t: 
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Si la reacción es de primer ordenLa cual es una ecuación que representa la dinámica de la presión del
reac3vo A en función del 3empo. R es la constante universal de los gases y T
es la temperatura a la cual se lleva a cabo la reacción química.
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METODO DIFERENCIA PARA DETERMINACION DE PARAMETROS DE VELOCIDAD DE REACCION 
En los reactores TAD las
concentraciones de los
reactivos pueden seguirse en
función
del tiempo, de manera que los
datos que podemos obtener
de una experiencia típica
serían por ejemplo los
siguientes:
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Método Diferencial 
Recordemos que la ecuación de diseño para un TAD es: 
Si se asume volumen constante:
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Si la reacción fuese: A+B→C, y la ciné/ca tuviera la forma:
-rA=k CnA CmB ,
para evitar el cálculo de tantos parámetros en simultáneo, a veces se sugiere poner un reac/vo en un alto
exceso, de manera que su concentración no varía en el /empo. Si para este caso suponemos que B está en
exceso resulta: CBm es prác/camente constante, de modo que la velocidad de reacción se puede escribir
como:
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La expresión queda de la sigiente forma 
Finalmente a partir de estos últimos valores determinar los parámetros cinéticos. Si aplicamos
logaritmo natural a ambos miembros de la ecuación (5.2), resulta:
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La ecuación anterior puede ser graficada eligiendo el lado izquierdo de la ecuación como eje y
y CAcomo eje x. En esta representación la pendiente de la recta representa el orden de la reacción y la
ordenada al origen lnk.
Representa el diferencia de cada par de 
concentracion referencte al 3empo
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Si graficamos ahora ln(dCA/dt) vs ln (CA), resulta: 
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Haciendo una regresión lineal de los datos resulta: 
De la ecuación anterior resulta que el orden de la reacción es 1 y que lnk=-1.14, o -1 sea 
k=0.320 min . 
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La reacción A↔B se llevó a cabo en un TAD a volumen constante, se han obtenido los siguientes datos 
experimentales. 
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METODO GRAFICO POR EL METODO DE VIDA MEDIA 
Si el orden de la reacción es n: 
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La reacción A→B+2C se lleva a cabo en un TAD a volumen constante, se han
obtenido los siguientes datos experimentales. Determine el orden de reacción
respecta a A
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Utilizando la ecuación, buscamos la manera de linealizar: 
De acuerdo a la ecuación : 1-n=-1 n=2 
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La descompsoición del N2O5, se lleva a cabo a través de la siguiente reaccion, a 55 oC:
N2O5. 2NO2 + ½ O2
Se ha estudiado la variación de la presión en un recipiente a volumen
cosntante y que inicalmente se ha introducido solo N2O5 a una presión de 429 mmHg, los
resultados se meustran en la siguiente tabla. Determine el orden y la constante de
velocidad.
Tiempo 
(min)
0 5 8 10
Presión 
total mmHg
425 663 758 811
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Nota:
La presion total representa la presión de toda la mezcla gaseosa presente para
cualquier instante de /empo.
Para un /empo inicial solo se /ene presente la especie N2O5.
Por tratarse de gases el compostamioneto solo se evalua por la ecuación de gases
ideales.
se asume un volumen constante al igual que la temperatura.
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ParZendo de la ecuación de gases ideales tenemos lo siguiente:
𝑀 =
𝑃
𝑅 ∗ 𝑇
La presión al inicio de la reacción es la siguiente:
𝑃𝑡 =
429 𝑚𝑚𝐻𝑔
760 𝑚𝑚𝐻𝑔 = 0,564 𝑎𝑡𝑚
Entonces inicialmente la concentración será:
𝑀 =
0,564 𝑎𝑡𝑚
0,0821 𝑎𝑡𝑚 ∗ 𝐿𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝐾 ∗ 328𝐾
= 0,0210𝑚𝑜𝑙/𝐿
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Ahora bien durante el progreso de la reaccón, se representa de la siguiente forma de acuerdo
Al balance de materia:
N2O5. . 2NO2 + ½ O2
t=0. 0,0210. 0. 0
t=t 0,0210-X. 2X. ½ X
De igual forma el numero de moles totales para cualquier instante de Zempo t queda de la siguiente forma:
Nt= 0,0210+1,5X
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Ahora se procede a determinar la variación de X para cualquier instante de Zempo t:
Para t= 5 min. Pt= 663 mmHg ó 0,8712 atm. 
Aplicandop la ecuación de los gases ideales tenemos que:
0,0872 𝑎𝑡𝑚
0,08721 𝑎𝑡𝑚 + 𝐿𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝐾 ∗ 328𝐾
= 0,0210 + 1,5𝑋
Escriba aquí la ecuación.0,0323=0,0210+1,5*X
X=0,00761
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Este valor representa la variación del numero de moles para el Zempo de 5 minutos, quedando la concentración:
N2O5= 0,0210-0,00761 = 0,0134 M
De manera analoga se realizan los calculos de los otros Zempos:
t= 8 min X=0,0107.
N2O5=0,0103
t= 10 min X=0,0124
N2O5=0,00806.
Quedando los datos como lo muestra la siguiente tabla:
Tiempo min 0 5 8 10
Concentración 0,0210 0,0134 0,0103 0,00806
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Ahora se asume compstamiento de orden 1, usando la siguiente expresión:
𝐿𝑛𝐴 = 𝐿𝑛 𝐴! − 𝐾 ∗ 𝑡
Posteriormente nuestra tabla de datos tiene el siguiente resultado
tiempo 0 5 8 10
Ln N2O5 -3,86 -4,312 -4,57 -4,76
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Al graficar los resultados mostrados en la tabla anterior se tiene que:
y = -0,2958x - 3,636
R² = 0,9606
-6
-5
-4
-3
-2
-1
0
0 5 8 10
LN
 N
2O
5
TIEMPO DE REACCIÓN 
REPRESENTACION GRAFICA DEL COMPORTAMIETO DEL LN N2O5 VS EL TIEMPO
De acuerdo al comportamineto de
linea recta se comprueba que el
orden de reaccion es 1.
Para la constante de velocidad,
Se determina a traves de la
pendiente, la cual se expresa de la
siguiente forma:
𝐾 = !",$%!(!",'()
*!+
= 0,083 min-1
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Dependencia de las velocidades de reacción con la temperatura 
Expresión de 
Arrhenius 
k = A exp (-Ea/RT)
ln k = -Ea/ RT + ln A 
La velocidad de la mayoría de
reacciones químicas aumenta
conforme se eleva la
temperatura.
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Perfil de energía para la isomerización del me%l-isonitrilo 
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La ecuación de Arrhenius
Arrhenius observó que para casi todas las
reacciones el aumento de la velocidad de
reacción no era lineal con respecto al aumento
de la temperatura.
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Esta ecuación también suele usarse para relacionar la energía de ac3vación de
una reacción a par3r de las velocidades de reacción a diferentes temperaturas. Por
ejemplo, considérese que a dos temperaturas diferentes, T1 y T2, cierta reacción 3ene
constantes de velocidad k1 y k2. Para cada condición es posible plantear la ecuación
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La energía de ac/vación Ea y el término A son iguales en las dos situaciones. Aplicando el
logaritmo neperiano en ambas ecuaciones, y restando ln(k1) –ln(k2), se ob/ene que:
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A través de varios experimentos se han determinado los valores de la
constante de velocidad, en función de dis3ntas temperaturas, para la
descomposición del pentóxido de dinitrógeno gaseoso
Valores de la constante de velocidad 
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Se desea determinar:
(a) La expresión de la ley de velocidades;
(b) El 3empo de vida media, en horas, cuando la temperatura es de 25oC;
(c) El 3empo necesario, en horas, para que se descomponga el 90% del
pentóxido de dinitrógeno inicial, a 25oC;
(d) La energía de ac3vación de la reacción.
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Solución: 
Parte (a). La reacción de descomposición del pentóxido de dinitrógeno se describe como: 
2N2O5 4NO2 + O2 . 
La ley diferencial de velocidad se plantea como sigue: 
De acuerdo a la unidades de la constante, la reacción es de orden uno, por lo tanto:
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Para calcular el 3empo de vida media, a 25oC ó 298K, se hace uso de la ecuación 
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Parte (c). A 25oC ó 298K, el 3empo necesario para que se descomponga el 90%
de la can3dad inicial de reac3vo, es decir, que solo quede el 10% de la can3dad inicial
en ese momento, es:
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Parte (d). Para calcular la energía de ac3vación de la reacción es necesario emplear la 
ecuación :
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Dependencia de las velocidades de reacción con un catalizador 
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CLASIFICACIÓN DE CATALIZADORES 
» Catalizadores homogéneos: se encuentran en la misma fase que los reac3vos
(normalmente solutos en una mezcla de reacción líquida)
» Catalizadores heterogéneos: se encuentran en una fase diferente a la de los
reac3vos (catalizador en fase sólida y los reac3vos en fase líquida o gas)
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≈ De acuerdo con las condiciones en las que se llevan a cabo las 
reacciones es posible separar el fenómeno catalí3co en tres 
dominios independientes: 
a) Catálisis homogénea 
b) Catálisis heterogénea 
c) Catálisis enzimá3ca 
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Catálisis homogénea 
Todas las especies ciné3camente ac3vas, comprendido el catalizador,
cons3tuyen una misma fase, con una velocidad de reacción similar en todos los puntos.
Inconveniente:
Dificultad de separar el catalizador del medio reaccionante ⇒ Presenta un mayor
costo que el de los procesos heterogéneos.
La catálisis homogénea en solución (fase líquida) ha sido objeto de numerosos
estudios y dentro de ella la catálisis ácido-base 3ene un lugar muy importante.
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Catálisis heterogénea 
Etapas en el proceso catalí%co 
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Catálisis homogénea vs heterogénea 
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Catálisis enzimá%ca 
≈ Recibe su nombre del catalizador, que es una mezcla o molécula orgánica que
generalmente con/ene una proteína que forma un coloide liomlico ···········> “Enzima”.
≈ La catálisis enzimá/ca no pertenececlara y defini/vamente al dominio de la catálisis
homogénea.
≈ Está caracterizada por selec/vidades muy elevadas a bajas temperaturas.
≈ Sin la catálisis enzimá/ca no sería posible la vida.
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Ejemplos: 
:) La asimilación del CO2 por la clorofila de las plantas es un proceso fotoquímico y 
catalí/co
:) La formación de las cadenas de RNA
:) La transformación por las células, de albúminas, grasas, carbohidratos así como la 
síntesis de otras moléculas 
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MECANISMOS DE REACCIÓN 
En la reacción:
H2 (g)+I2(g)→2HI(g) 
v=k·[H2]·[I2]
Sin embargo, la mayoría de las reacciones suceden en etapas. El conjunto de estas etapas se
conoce como mecanismo de la reacción. Las sustancias que van apareciendo y que no son los
productos finales se conocen como intermedios de reacción.
La velocidad de la reacción dependerá de las sustancias que reaccionen en la etapa más lenta.
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Intermedio de reacción: 
Altamente reac7vo
Rápidamente alcanzan una concentración baja y constante 
No aparecen en las ecuaciones globales 
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MOLECULARIDAD 
Se llama molecularidad al número de moléculas de reactivos que
colisionan simultáneamente para formar el complejo activado en una
reacción elemental. Así hablamos de reacciones unimoleculares,
bimoleculares, trimoleculares, etc.
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Etapa Elemental 
Etapa elemental: cada una de las etapas que forman parte de una determinada 
reacción química compleja 
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Ejemplo de Mecanismo de Reacción 
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Reacciones opuestas o reversibles 
Reacciones que se producen en ambos sen3dos y por lo general conducen a un estado 
de equilibrio 
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Reacciones paralelas o simultáneas 
Reacciones en las cuales un reac3vo par3cipa simultánea e independientemente en dos 
reacciones 
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Reacciones consecu%vas o en serie 
Reacciones en las cuales el producto de una de las etapas elementales es el reactante de 
la siguiente 
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Reacciones en cadena 
Reacciones complejas compuestas por reacciones
(a) de iniciación
(b) de propagación
(c) de terminación
Los intermediarios son radicales libres. Se forman en la etapa de iniciación; dan origen a otros,
conservando su número, en las etapas de propagación, y se cancelan en la etapa de terminación
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Ejemplo de reacciones en cadena 
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Diagrama del estudio ciné%co de una reacción química: la 
descomposición del ozono 
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Ejemplos de la definición y el uso de los coeficientes estequiométricos 
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UNIVERDSIDAD DE CARABOBO 
FACULTAD DE INGENIERIA 
DEPARTAMENTO DE POST GRADO
CATEDRA DE CINETICA Y DISEÑO DE REACTORES 
TEMA I CINETICA QUIMICA DE REACCIONES 
MSC. ING. ESP CARLOS ZAPATA 
UNIVERDSIDAD DE CARABOBO 
FACULTAD DE INGENIERIA 
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CATEDRA DE CINETICA Y DISEÑO DE REACTORES 
TEMA I CINETICA QUIMICA DE REACCIONES 
Mecanismos de reacción 
1. Suposición de equilibrio
Supone una o más reacciones reversibles que permanecen cercanas al equilibrio durante la mayor parte de
la reacción, seguidas por una etapa limitante rela7vamente lenta.
Velocidad 1 = Velocidad -1
k1 y k-1 >>> k2
2. Suposición de estado estacionario 
Durante la mayor parte de la reacción la concentración de todos los intermediarios de reacción es constante
y pequeña.
La variación de la concentración del intermediario es cero.
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CATEDRA DE CINETICA Y DISEÑO DE REACTORES 
TEMA I CINETICA QUIMICA DE REACCIONES 
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CATEDRA DE CINETICA Y DISEÑO DE REACTORES 
TEMA I CINETICA QUIMICA DE REACCIONES 
Suposición de Equilibrio 
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CATEDRA DE CINETICA Y DISEÑO DE REACTORES 
TEMA I CINETICA QUIMICA DE REACCIONES 
Suposición de Estado Estacionario 
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TEMA I CINETICA QUIMICA DE REACCIONES