UNIDAD I-Cinética - Carla Justiniano

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Química Inorgánica
Es la ciencia de los cuerpos simples y de los 
compuestos que no contienen carbono en sus 
moléculas; y un cuerpo inorgánico es aquel sin 
órganos para la vida, como los minerales.
Al menos 20 elementos inorgánicos tienen un 
papel fundamental en los procesos biológicos.
Cinética
La energía cinética es energía que un objeto posee debido a su 
movimiento. Cuando un cuerpo está en movimiento posee 
energía cinética ya que al chocar contra otro puede moverlo y, 
por lo tanto, producir un trabajo chocar
Que distancia se recorre en un tiempo 
determinado.
V= km / h
Cinética química
Termodinámica: ¿ tiene lugar una reacción? 
Cinética: ¿qué tan rápido procede una reacción? 
Velocidad de reacción es el cambio en la concentración de un 
reactivo o un producto con respecto al tiempo (M/s).
A B
velocidad = -
D[A]
Dt
velocidad = 
D[B]
Dt
D[A] = cambios en la concentración de A 
sobre un periodo de tiempo Dt
D[B] = cambios en la concentración de B
sobre un periodo de tiempo Dt
Porque [A] disminuye con el tiempo, D[A] es negativa.
A nuestra naturaleza le cuesta miles de años degradar objetos y 
materiales que usamos a diario y para contrarrestar esto lo único que 
podemos hacer es, REDUCIR, RECHAZAR, REUSAR y REPARAR. 
Recuerden: Reciclar no sólo ayuda a conservar los recursos naturales y 
reduce la cantidad de residuos sino que también contribuye a reducir la 
contaminación y la RECICLAR demanda de energía 
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A B
velocidad = -
D[A]
Dt
velocidad = 
D[B]
Dt
tiempo
moléculas B
moléculas A
Br2 (ac) + HCOOH (ac) 2Br
- (ac) + 2H+ (ac) + CO2 (g)
tiempo 
393 nm
luz
Detector
D[Br2] a D Absorción
3
9
3
 n
m
Br2 (ac)
Longitud de onda (nm)
VELOCIDAD PROMEDIO Y VELOCIDAD INSTANTÁNEA
La velocidad promedio es aquella que 
corresponde a la velocidad calculada para un 
intervalo de tiempo determinado.
     
if
if
promedio
tt
xx
t
x
v



D
D

La velocidad instantánea, en cambio, representa la 
velocidad en un momento determinado del tiempo 
(un instante), esta se obtiene a partir de la pendiente 
de la recta tangente al punto de interés en la curva 
de la gráfica de velocidad.
Br2 (aq) + HCOOH (aq) 2Br
- (aq) + 2H+ (aq) + CO2 (g)
velocidad promedio = -
D[Br2]
Dt
= -
[Br2]final – [Br2]inicial
tfinal - tinicial
pendiente de
la tangente
pendiente de
la tangente
pendiente de
la tangente
velocidad instantánea = velocidad para un momento específico
Tiempo(s)
velocidad a [Br2]
velocidad = k [Br2]
k = 
velocidad
[Br2]
= constante
de velocidad
= 3.50 x 10-3 s-1
2H2O2 (ac) 2H2O (l) + O2 (g)
PV = nRT
P = RT = [O2]RT
n
V
[O2] = PRT
1
velocidad = 
D[O2]
Dt RT
1 DP
Dt
=
medir DP con el tiempo 
2H2O2 (aq) 2H2O (l) + O2 (g)
Pendiente = 0.12 mmHg/ min
Velocidad de reacción y estequiometría 
2 A B
Dos moles de A desaparecen por cada mol de B que se forma.
velocidad = 
D[B]
Dt
velocidad = -
D[A]
Dt
1
2
aA + bB cC + dD
velocidad = -
D[A]
Dt
1
a
= -
D[B]
Dt
1
b
=
D[C]
Dt
1
c
=
D[D]
Dt
1
d
Escriba la expresión de velocidad para la reacción siguiente :
CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (g)
velocidad = -
D[CH4]
Dt
= -
D[O2]
Dt
1
2
=
D[H2O]
Dt
1
2
=
D[CO2]
Dt
El estudio
completo de
una reacción
química
comprende
Balance de masa (estudio estequiométrico).
Balance energético (estudio termoquímico).
Velocidad de la reacción
El cambio en la
concentración de
reactivos o productos
respecto al tiempo.
Magnitud 
específica 
Cinética 
química.
se define como es una la estudia la 
que 
estudia 
también
Los 
mecanismos 
de reacción.
entonces 
podemos 
escribir para 
una reacción 
aA + bB →
cC + dD
       
dt
Dd
ddt
Cd
cdt
Bd
bdt
Ad
a
v
1111

por ello sus 
unidades son
mol L-1 s-1
o en forma de 
incrementos        
t
D
dt
C
ct
B
bt
A
a
v
D
D

D
D

D
D

D
D

1111
LEY DE VELOCIDAD
La velocidad de una 
reacción depende
de las siguientes 
variables 
 Naturaleza de los reactivos.
 Concentración de los reactivos.
 Grado de división de los reactivos (en
equilibrios heterogéneos).
 Temperatura.
 Catalizadores.
en una reacción 
homogénea la 
relación entre la 
velocidad y estas 
variables se llama
Ecuación cinética.
Ecuación de velocidad.
Ley cinética.
Ley de velocidad.
que indica
Una proporcionalidad directa
de forma que
para una reacción del tipo 
aA + bB  Productos es
   a BA k v  donde
k = cte. de la velocidad
a = orden de reacción respecto de A
 = orden de reacción respecto de B
a +  = orden global
Los órdenes de reacciónNo tienen por qué coincidir con los 
coeficientes estequiométricos.
se calculanExperimentalmente 
o por tanteo.
veamos un 
ejemplo
Se ha medido la velocidad en la reacción: aA + bB  cC a 45ºC,
para lo cual se han diseñado cuatro experimentos en los que se han
obtenido los siguientes datos:
Experimento [A0] (M) [B0] (M) V0 (mol . L
-1 . s-1)
1 0,20 0,20 1,1 . 10-6
2 0,40 0,20 4,4 . 10-6
3 0,20 0,60 3,3 . 10-6
4 0,20 1,20 6,6 . 10-6
Determina la ley de velocidad para la reacción y su constante de velocidad
La ley de velocidad 
es del tipo
en las experiencias 1 y 2 
Se mantiene constante 
[B] y al duplicarse la [A] 
la velocidad se 
incrementa cuatro veces.
por tanto
Es de segundo orden 
respecto a A, o sea a = 2.
en las experiencias 3 y 4
[A] = cte, al duplicarse 
[B] se duplica v.
luego
Es de primer orden 
respecto a B, o sea  = 1.
en 
conclusión
v = k [A]α [B]β
la ecuación de 
velocidad es
v = k [A]2 [B] el orden 
global es
2 + 1 = 3
y sustituyendo 
en cualquiera de 
las experiencias 
calculamos k
       
1224
121
116
2
sLmol10.1,37
Lmol0,20Lmol0,20
sLmol10.1,1
BA
v
k 



MECANISMOS DE REACCIÓN
Un mecanismo de reacción es la secuencia de etapas que explica cómo los
reactivos se transforman en productos.
se 
denomina
Molecularidad al número
de especies (átomos o
moléculas) de reactivo
que intervienen en una
etapa elemental del
mecanismo de reacción.
se explica 
mediante
La teoría 
de las 
colisiones.
La teoría 
del estado 
de 
transición.
1
2
1
una reacción 
química para 
producirse exige
choques
eficaces
entre las
moléculas
o 
sea
Choques entre
Moléculas
activadas
Moléculas con
orientación
adecuada
Moléculas 
activadas
Choques entre 
moléculas activadas
No hay reacción
CHOQUE NO 
EFECTIVO
Moléculas no 
activadas
Choques entre 
moléculas no 
activadas pero con 
orientación
No hay reacción
CHOQUE NO 
EFECTIVO
es 
decir
Moléculas activadas
Choque entre 
moléculas activadas y 
con orientación 
adecuada
Hay reacción
¡CHOQUE 
EFECTIVO!
indica que
Hay un paso 
previo llamado 
estado de 
transición
donde
Existe un 
complejo activado
tal que
Se van rompiendo 
enlaces de 
reactivos y 
formando enlaces 
de productos.
se necesita 
energía
para 
alcanzar 
el
que se llama 
Energía de 
activación 
que si es 
pequeña
La reacción es 
más rápida.
recordemos
2
UNA REACCIÓN EXOTÉRMICA
H A B
Complejo activado.
A B Estado de transición
Ea
A B
+
A B A B
Reactivos
DHr < 0 A B
Productos
Evolución de la reacción
El perfil de energía es una gráfica que presenta los
cambios en energía potencial durante el curso de una
reacción.
Energía de activación (Ea)
A + B
P
Trayectoria de la reacción
En
er
gí
a Ea-1
Ea1
DH
Ea1 = Ea de la reacción directa
Ea-1 = Ea de la reacción inversa
DH = Ea1 – Ea-1
(reacciones elementales)
A + B Productos
Es la energía cinética mínima que deben alcanzar
los reactivospara que la reacción sea efectiva y
evolucione a los productos
Un catalizador es una sustancia capaz de 
modificar la velocidad de una reacción química 
sin sufrir alteraciones al finalizar el proceso, o sea 
que no se consume durante la reacción.
Los catalizadores pueden intervenir afectando la 
velocidad de un proceso químico mediante la 
alteración de los valores del factor de frecuencia 
A o de la de una reacción.
Si un catalizador (positivo) aumenta la velocidad 
de reacción, disminuye la energía de activación.
Si un catalizador (negativo) o inhibidor disminuye 
la velocidad de la reacción, aumenta la energía de 
activación de la reacción química.
Ea: energía de activación de la 
reacción directa.
Ea: energía de activación de la 
reacción directa con catalizador.
E´a: energía de activación de la 
reacción inversa.
E´a: energía de activación de la 
reacción inversa con catalizador.
E*: energía del complejo 
activado.
∆Hr: entalpía de formación de 
los reactivos.
∆Hp: entalpía de formación de 
los productos.
∆Hreac.: variación de entalpía de 
la reacción.
∆Hreac.= ∆Hp-∆Hr
∆Hreac.= Ea-E´a
Perfil de Energía de una reacción exotérmica
Perfil de Energía de una reacción endotérmica
Ea: energía de activación de la 
reacción directa.
Ea: energía de activación de la 
reacción directa con catalizador.
E´a: energía de activación de la 
reacción inversa.
E´a: energía de activación de la 
reacción inversa con catalizador.
E*: energía del complejo 
activado.
∆Hr: entalpía de formación de los 
reactivos.
∆Hp: entalpía de formación de los 
productos.
∆Hreac.: variación de entalpía de la 
reacción.
∆Hreac.= ∆Hp-∆Hr
∆Hreac.= Ea-E´a
La ley de velocidad de una reacción se determina 
experimentalmente.
El orden de reacción no es necesariamente igual a los 
coeficientes estequiométricos de los reactivos.
Por ejemplo: 2 A B + C
No se puede asegurar que la ley de velocidad 
sea 
El orden de una reacción y la molecularidad
coinciden en las reacciones elementales.
   BAkv 2
Determinación experimental de la ley de 
velocidad
Métodos de las velocidades iniciales
Este método consiste en determinar la 
velocidad al comienzo de la reacción, en 
general es preferible medir las velocidades 
iniciales porque a medida que la reacción 
procede, la concentración de los reactivos 
disminuye y puede llegar a ser difícil medir los 
cambios con exactitud.
Cuando existe un solo reactivo, se miden las 
velocidades iniciales a diferentes 
concentraciones iniciales de reactivo a una 
misma temperatura
 nAkv 
Experiencia Concentración inicial Velocidad inicial Relación
1 [A]1 v1 v1=k[A1]
n
2 [A]2 v2 V2=k[A2]
n
3 [A]3 v3 V3=k[A3]
n
Si dividimos v1 y v2
 
 
 
 
n
2
1
2
1
n
2
n
1
2
1
A
A
v
v
Ak
Ak
v
v







Aplicamos logaritmo para despejar n
 
   
 
2
1
2
1
2
1
2
1
A
A
ln
v
v
ln
n
A
A
lnn
v
v
ln 
Cuando una reacción requiere más de un 
reactivo, se puede encontrar la ley de 
velocidad midiendo la dependencia de la 
velocidad de la reacción respecto de la 
concentración de cada reactivo 
independientemente.
Relaciones entre las concentraciones de 
los reactivos y el tiempo
• Las expresiones de las leyes de velocidad 
permiten calcular la velocidad de una reacción 
a partir de la constante de velocidad y las 
concentraciones de los reactivos.
• Estas expresiones también pueden ser 
transformadas en ecuaciones que permitan 
determinar las concentraciones de los 
reactivos en cualquier tiempo durante el curso 
de la reacción.
Reacciones de orden cero
A producto velocidad = -
D[A]
Dt
velocidad = k [A]0 = k
k = 
rate
[A]0
= M/s
D[A]
Dt
= k-
[A] es la concentración de A en algún tiempo t 
[A]0 es la concentración de A en el tiempo t=0 
t½ = t cuando [A] = [A]0/2
t½ =
[A]0
2k
[A] = [A]0 - kt
Velocidad de oxidación del etanol a dióxido de carbono en el 
cuerpo: es de orden cero
Reacciones de primer orden
A producto velocidad = -
D[A]
Dt
velocidad = k [A]
k = 
velocidad
[A]
= 1/s o s-1M/s
M
=
D[A]
Dt
= k [A]-
[A] es la concentración de A en algún tiempo t
[A]0 es la concentración de A en el tiempo t=0
[A] = [A]0exp(-kt) ln[A] = ln[A]0 - kt
La mayoría de los fármacos siguen una reacción de primer orden 
en su eliminación del cuerpo humano
Tiempo de vida media
La vida media, t ½, es el tiempo requerido
para que la concentración de un reactivo 
disminuya a la mitad de su concentración 
inicial.
RESUMEN DE LA CINETICA DE REACCIONES 
DE ORDEN CERO, ORDEN UNO, Y ORDEN 
DOS.
Unidades de K
M s-1
s-1
M-1 s-1
Un mecanismo posible es suponer que la 
reacción se lleva a cabo en dos etapas o 
reacciones elementales como las 
siguientes:
1 Etapa
2 Etapa
Las especies como el N2O2 es el 
intermediario de la reacción.
MECANISMOS DE REACCION
A + B
P
Trayectoria de la reacción
En
er
gí
a
Consideramos la reacción global entre el OXIDO DE 
NITROGENO (II) y el OXIGENO:
AB#
Paso elemental : NO + NO N2O2
Paso elemental : N2O2 + O2 2NO2
Reacción global : 2NO + O2 2NO2
+
Intermediarios son especies que aparecen en el mecanismo de 
reacción pero no en la ecuación global balanceada. 
Un intermediario siempre se forma en un paso elemental inicial y se 
consume en un paso elemental más tarde. 
La molecularidad de una reacción es el número de moléculas 
reaccionando en un paso elemental
• Reacción unimolecular – paso elemental con 1 molécula
• Reacción bimolecular– paso elemental con 2 moléculas
• Reacción termolecular– paso elemental con 3 moléculas
Reacción unimolecular A productos velocidad = k [A]
Reacción bimolecular A + B productos velocidad = k [A][B]
Reacción bimolecular A + A productos velocidad = k [A]2
Las leyes de velocidad y los pasos elementales
• La suma de los pasos elementales debe dar la ecuación 
balanceada global para la reacción .
• El paso determinante de la velocidad debe predecir la misma 
ley de la velocidad que es experimentalmente determinada .
El paso determinante de la velocidad es
el paso más lento en la secuencia de pasos 
que conducen a la formación del producto.
El conocimiento de los mecanismos permite intervenir 
para cambiar la velocidad de reacción según convenga
En la catálisis heterogénea, los reactivos y el catalizador están en 
diferentes fases.
En la catálisis homogénea, los reactivos y el catalizador están 
dispersos en una sola fase, generalmente líquida.
• Síntesis de Haber para el amoniaco
• El proceso Ostwald para la producción del ácido 
nítrico
• Convertidores catalíticos
• Catálisis ácida
• Catálisis básica
Convertidores catalíticos
CO + Hidrocarburos no quemados + O2 CO2 + H2O
convertidor
catalítico
2NO + 2NO2 2N2 + 3O2
convertidor
catalítico
Colector de gases de escape
Tubo de escape
Convertidores catalíticos
Compresor de aire;
Fuente secundaria de aire
Salida de tubo de escape
Catálisis enzimática
Sustrato Productos
EnzimaComplejo
Enzima-Sustrato
Enzima
k = A . e –Ea/RT
TR
Ea
Ak
1
lnln 







122
1 11ln
TTR
E
k
k a
ln k
1/T
m = -Ea/R

Ecuación de Arrhenius:
• Se utiliza para predecir como cambia la velocidad de reacción a 
distintas temperaturas (Ej: descomposición de fármacos)
• Ecuación empírica, no exacta
Ahora velozmente a estudiar¡¡¡¡¡