Cinética Qca

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Cinética Química 
La cinética química estudia la velocidad de las reacciones y la manera en la cual 
ocurren 
Las reacciones más sencillas para estudiar son las que ocurren en FASE 
HOMOGÉNEA, en sistemas cerrados y en condiciones isotérmicas (a 
temperatura constante) Desde el punto de vista cinético se estudiarán este tipo 
de reacciones químicas. 
 
Mecanismo de reacción 
Para que ocurra la siguiente reacción: 4 NH3 + 5 O2-------- 4 NO + 6 H2O 
deberán chocar 9 moles de moléculas. Dicho proceso implicará la ruptura 
simultánea de los enlaces de los reactivos y la formación de enlaces de 10 moles 
de moléculas de producto. Esto difícilmente puede verificarse en una etapa. Sin 
importar cuan compleja parezca la ecuación general, las reacciones suelen 
verificarse en forma de etapas simples y por lo general cada etapa implica la 
participación de una, dos o tres partículas como reactantes. A estas etapas 
individuales se las llama procesos o reacciones elementales. 
En algunas reacciones como la formación de Agua a partir de Hidrógeno y 
Oxígeno gaseosos, en las etapas intermedias se forman radicales. Un radical es 
un átomo o grupo de átomos que tienen uno o más electrones sin aparear, 
tienen duración transitoria, probablemente fracciones de segundos, antes de 
chocar y reaccionar con otras partículas para formar enlaces covalentes. Los 
radicales son intermedios de reacción. 
Estado de transición 
Una reacción se verifica por medio de las colisiones de las sustancias para formar 
una especie activada que da lugar a los productos de la reacción. 
Considere el mecanismo de la siguiente reacción: AB + AB -------- A2 + B2 
Para que ocurra la reacción deben chocar las moléculas de AB. Para que la 
reacción se produzca los choques deben ser efectivos, es decir, las moléculas 
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deben estar bien orientadas y la energía de choque debe ser suficiente para que 
se produzca la ruptura de los enlaces. Pueden ocurrir los siguientes casos: 
a) AB AB las moléculas que chocan no están orientadas en forma apropiada 
 
 
b) A A las moléculas (AB en vertical) están bien orientadas, pero no tienen 
 B B la energía suficiente para que se verifique la reacción. 
 
c) A-A las moléculas están bien orientadas y tienen suficiente energía para 
 + formar el estado de transición. 
 B-B 
 
El estado de transición existe en el instante de una colisión potencialmente 
eficiente, donde están parcialmente rotos los enlaces de los reactivos y 
parcialmente formados los de los productos. 
Por ejemplo: 
NO2 + CO -------- [ O-N…O…C-O] -------- NO + CO2 
 Estado de transición 
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Velocidad de reacción 
La Velocidad de una reacción es la variación de las concentraciones de los 
reactivos (van disminuyendo) o de los productos (van aumentando) por unidad 
de tiempo. Es una medida de la Rapidez con que se consume R o se produce P 
La concentración se expresa en mol/L y el tiempo puede expresarse en minutos, 
segundos, etc. 
“A medida que transcurre el tiempo, disminuye la concentración de reactivos (R) 
y aumenta la concentración de (P)” en la reacción: R -----> P (donde R: reactivos 
y P: productos) 
Así: 
 
 
 
En donde: Δ t = (t final – t inicial) 
 ΔP= (n° moles Pfinal – n° de moles Pinicial) 
 ΔR= (n° moles Rfinal – n° de moles Rinicial) 
(como el número final de moles R es mucho menor que el n° de moles inicial R 
=> se antepone en la expresión de la velocidad el signo negativo (-), que indica 
que los moles de R van desapareciendo, a lo largo del tiempo => Δ(moles de R) 
es un n° negativo de igual magnitud que Δ(moles de P) aunque de signo 
contrario) 
 
Ley de velocidad 
Esta ley describe la manera en que la Velocidad depende de la concentración 
V = k [A]x .[B]y 
k: constante específica de velocidad 
V = Δ (moles de P) = - Δ (moles de R) 
 Δt Δt 
 
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x e y: ordenes parciales. 
Se determinan 
experimentalmente e indican de qué manera varía la velocidad en función de las 
concentraciones. Pueden ser números enteros, fraccionarios, negativos o cero. 
La suma de ellos determina el orden global de la reacción. 
La Velocidad también se pude expresar mediante la ecuación integrada. Para 
reacciones de primer orden (nosotros veremos solo de primer orden) será: 
ln Af/ Ai = - k.t 
t1/2 = 0,693 / k 
Reacción de Orden Cero 
Cuando R P y su gráfica de [R] en función del tiempo (t) nos da una recta con 
pendiente negativa 
 
 
 
 
 
La Velocidad de reacción será numéricamente igual a la pendiente de esa 
recta(que es constante en el tiempo). Por eso, si graficamos velocidad de 
reacción en función de [R] tendremos: 
 V 
 constante 
 
 [R] 
[R] 
 
 
 
 
V = K [R]0 = K 
 
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Ej: 2 NH3 (g) N2 (g) + 3 H2 (g) (descomposición del amoníaco) 
 
Será V = K [NH3]0 
 
Obsérvese que el orden de reacción es Cero y el coeficiente 
estequiométricos del NH3 es 2 
¡ IMPORTANTE ! 
 “No siempre coincide el valor experimental del orden de reacción y 
el valor numérico del coeficiente estequiométricos” 
 
Factores que afectan la velocidad de la reacción: 
1) Naturaleza de los reactivos 
2) Temperatura 
3) Presencia de sustancias catalíticas 
4) Concentración de los reactivos 
 
1) Naturaleza de los reactivos: 
Las sustancias difieren notablemente en cuanto a las velocidades con las que 
participan en un cambio químico. La diferencia de reactividad puede atribuirse 
a las diferencias de estructura de los átomos y moléculas de los materiales 
reaccionantes. Si una reacción implica dos especies de moléculas con átomos 
unidos con enlaces covalentes fuertes, las colisiones entre las moléculas 
pueden no suministrar suficiente energía para romper estos enlaces. 
Por ejemplo: la reacción del Hidrógeno con Flúor para dar Fluoruro de Hidrógeno 
es muy rápida. Sin embargo, la reacción del Hidrógeno con Oxígeno para dar Agua 
es muy lenta. Esto se debe a que la energía de enlace O-O es muy superior a la 
del F-F, por lo cual se necesita más energía para romper el enlace O-O que para 
el F-F. 
 
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Otro ejemplo sería la corrosión del Níquel que es mucho más lenta que la del 
Hierro. Esto se debe a las estructuras de los átomos de cada uno de ellos. 
Ya hemos visto que para que ocurra una reacción los reactivos deben alcanzar el 
Estado de Transición. La energía que deben tener para ello se llama Energía de 
Activación, la cual depende primordialmente de la naturaleza de los reactivos. 
“Cuanto menor sea esta energía, más rápida será la reacción y viceversa” 
 
 
2) Temperatura 
La Velocidad de una reacción química aumenta al elevarse la Temperatura. Una 
elevación de 10°C puede duplicar o triplicar la velocidad. Se puede explicar de la 
siguiente manera: aumenta la energía cinética de las moléculas, la velocidad es 
mayor, aumenta el número de colisiones, por lo tanto, aumenta la probabilidad 
de choques efectivos. 
La variación de la constante de velocidad con la temperatura puede expresarse 
mediante la Ecuación de Arrhenius: 
k = A. e-E / R.T 
k: constante de velocidad específica 
A: factor de frecuencia de choques 
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E: Energía de Activación 
T: Temperatura absoluta 
✓ Podemos relacionar dos constantes con dos temperaturas mediante la 
siguiente expresión: 
ln k2/k1 = E / R (1/T1 – 1/T2 ) 
 
3) Presencia de un catalizador 
Un catalizador es una sustancia que modifica la velocidad de una reacción sin que 
ella misma sufra un cambio químico permanente. A este proceso se lo llama 
Catálisis. 
La Catálisis puede ser homogénea o heterogénea. 
a- Homogénea: el catalizador se encuentraen el mismo estado de agregación 
que los reactivos. Se forman intermedios de reacción. Por ejemplo 
 A + B ---------> AB es lenta, se agrega un catalizador “C”, que forma un 
 intermedio más reactivo y disminuye la energía de activación. 
 A + C ---------> AC 
 AC + B --------> AB + C 
 
b- Heterogénea: el catalizador se encuentra en distinto estado de agregación que 
los reactivos. En este tipo de Catálisis suele darse el fenómeno de adsorción: 
muchos sólidos que actúan como catalizadores pueden retener en su superficie 
cantidades apreciables de gases y líquidos. De esta manera las moléculas 
adsorbidas son más reactivas que las no adsorbidas. 
(No confundir con absorción, que es la captación de moléculas hacia el interior 
de la sustancia, adsorción es un fenómeno superficial) 
La adsorción se presenta debido a que los átomos o iones en la superficie de un 
sólido son extremadamente reactivos 
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4) Concentración de los reactivos 
 A + B -------> C 
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La Velocidad se puede expresar en función de la desaparición de los reactivos o 
la aparición de los productos 
V = - ∆ [A] /t = - ∆ [B] / t = ∆ [C] /t