Cinética_Química

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Química Aplicada MEC-UNA-EGP 
Responsable del contenido 
Prof. B.C. Nelson Andrés Marquez 
Corrección y edición 
Prof. Dra. Gilda Vierci 
Coordinadoras de área 
Prof. Dra. Gilda Vierci - Prof. B.C. Denhisse Guillén 
Coordinación General 
Clara Cristina Zárate Riveros 
 
 
El Gran Paso - "Transformando vidas" 
Docente 
Prof. B.C. Nelson Andrés Marquez 
 
Coordinadoras 
Prof. Dra. Gilda Vierci – Prof. B.C. Denhisse Guillén 
CINÉTICA QUÍMICA 
Condicionantes de las reacciones 
químicas 
FACTOR TERMODINAMICO 
FACTOR CINETICO 
Cambio de energía que acompaña a una reacción 
Velocidad de la reacción 
* Reacción favorable (espontanea) 
* Reacción desfavorable (no espontanea) 
* Reacción rápida 
* Reacción lenta 
Cinética química 
Conceptos fundamentales 
La velocidad de reacción se refiere al cambio en la 
concentración de un reactivo o de un producto con respecto 
del tiempo (M/s; mM/s ; µM/s ; M/min etc.) 
La cinética química es el área de la química que se ocupa del 
estudio de la velocidad con que ocurre una reacción química y 
los factores que la modifican. 
Velocidad de reacción 
La velocidad de reacción es el cambio de la concentración 
de un reactivo o producto por unidad de tiempo (M/s). 
 
A B 
V = - 
D[A] 
Dt 
V= 
D[B] 
Dt 
D[A] = Cambio de concentración de A 
respecto a un periodo de tiempo Dt. 
D[B] = Cambio de concentración de B 
respecto a un periodo de tiempo ∆t. 
Dado que [A] decrece con el tiempo, D[A] es negativo. 
A B 
Velocidad de reacción 
 A B 
Moléculas de A 
Moléculas de B 
N
úm
er
o 
de
 m
ol
éc
ul
as
 
 A B 
 V = - 
D[A] 
Dt 
 V = 
D[B] 
Dt 
Tiempo 
Moléculas de A 
Moléculas de B 
N
úm
er
o 
de
 m
ol
éc
ul
as
 
Para determinar la rapidez (velocidad) de una 
reacción se mide la concentración del reactivo (o 
del producto) como una función del tiempo. 
 
Se mide el valor de alguna propiedad que va 
cambiando en el transcurso de la reacción, y cuyo 
valor es proporcional a la disminución de la 
concentración del reactivo o al aumento de 
concentración del producto. 
 
Reacciones en las que 
participan iones 
Cambios de 
conductividad eléctrica. 
 
 Reacciones en las que se 
forman o se consumen 
sustancias coloreadas 
Cambios en la absorción 
de luz (espectrofotometría) 
 
Reacciones en las que 
participan gases 
Cambios en la presión 
Cambios en el pH 
 
 
Reacciones entre 
ácidos y bases 
Tipos de reacciones Propiedad medida 
Br2 (ac) + HCOOH (ac) 2Br
- (ac) + 2H+ (ac) + CO2 (g) 
Tiempo 
D[Br2] a DAbsorción 
 ESTUDIO EXPERIMENTAL DE LA VELOCIDAD 
Reacción de bromo molecular y ácido fórmico 
393 nm 
Luz 
Detector 
D[Br2] a DAbsorción 
La disolución de Br2 absorbe 
luz en una longitud de onda de 
400 nm. 
A
bs
or
ci
ón
 
Longitud de onda (nm) 
Br2 (ac) + HCOOH (ac) 2Br
- (ac) + 2H+ (ac) + CO2 (g) 
Abs 1 Abs 3 Abs 2 Abs n 
C 3 C 1 C n C 2 0,0101 0,00846 0,00710 ~ 0,000 
T1: 50s T2: 100s T3: 150s T4: n s 
A medida que el Br2 va reaccionando, su [ ] disminuye y la absorbancia va disminuyendo 
A partir de los valores de concentración de 
Bromo [Br2] medida a diferentes tiempos, se 
elabora un gráfico de [Br2] vs t 
A partir de estos 
datos se calcula la 
velocidad 
promedio y la 
velocidad 
instantánea 
Velocidad a 100 s: 
Velocidad a 200 s: 
Velocidad a 300 s: 
Tiempo (s) 
V= - 
D[R ] 
Dt 
= - 
[R ]2 – [R ]1 
t2 – t1 
Velocidad promedio = Promedio de las velocidades en un 
periodo de tiempo determinado. 
Se calcula mediante los datos de la tabla, a partir de dos pares de 
valores de [R ] y t. 
¿Cuál es la diferencia entre velocidad promedio 
y velocidad instantánea?. 
Velocidad instantánea = Velocidad en un tiempo específico. Se 
determina a partir de la pendiente de la curva de [R] vs t, en un punto 
determinado. 
Pendiente de 
la tangente 
Pendiente de 
la tangente 
Pendiente de la 
tangente 
Velocidad instantánea 
La velocidad en cada instante está dada por la pendiente de la recta tangente 
a cada punto de la curva. 
Velocidad a 100 s: 
La velocidad instantánea en t = 0, se considera la velocidad inicial 
Velocidad a 200 s: 
Velocidad a 300 s: 
Velocidades instantáneas de la reacción 
Con el transcurso del tiempo, la velocidad disminuye, porque la 
concentración del reactivo disminuye conforme la reacción avanza. 
Note que la velocidad instantánea a los 50 s (3,52.10-5 M/s), tiene un valor 
intermedio entre la velocidad promedio de 0-50 s y de 50- 100 s 
= - 
[Br2]50 – [Br2]0 
t50 – t0 
= - 
 0,0101 - 0,0120 
50 - 0 
= + 3,8.10-5 M/s 
= - 
[Br2]100 – [Br2]50 
t100 – t50 
= - 
 0,00846 - 0,0101 
100- 50 
= + 3,28.10-5 M/s 
Tomando la concentración del Br2 y la velocidad de 
reacción a t =50 s y t =250 s se verifica que la velocidad 
es directamente proporcional a la concentración de Br2 
Velocidad a [Br2] 
Velocidad = k [Br2] 
k = 
 V 
[Br2] 
= constante de 
velocidad 
= 3.50 x 10-3 s-1 
k = constante de velocidad 
Es una constante de la proporcionalidad entre la velocidad de la reacción y la 
concentración del reactivo. 
Es la pendiente de la recta obtenida en el gráfico de V (f) [ R ] 
Relación lineal 
V
el
oc
id
ad
 
(M
/
s)
 
La velocidad tiene unidades de M/s 
y la concentración de Br2 en M 
la unidad de k es de 1/s, o s–1 
 
 k No se ve afectada por la concentración de Br2 
 
La relación velocidad / Br2 permanece igual, si no cambia 
la temperatura. 
k = 
 Velocidad 
[Br2] 
Para una temperatura determinada, se puede determinar la 
Velocidad de reacción a cierta concentración de reactivo 
mediante: 
Velocidad = k [Br2] 
2A B 
Dos moles de A desaparecen por cada mol de B que se 
forma. 
 V = 
D[B] 
Dt 
 V = - 
D[A] 
Dt 
1 
2 
Velocidad de reacción y estequiometria 
CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (g) 
 V= - 
D[CH4] 
Dt 
= - 
D[O2] 
Dt 
1 
2 
= 
D[H2O] 
Dt 
1 
2 
= 
D[CO2] 
Dt 
Considere la reacción 
 
 4PH3(g) ⎯→ P4(g) +6H2(g) 
 
Suponga que, en un momento determinado durante la reacción, 
se está formando el hidrógeno molecular con una rapidez de 
0.078M/s. 
 
a) ¿A qué rapidez se está formando el P4? 
 
b) ¿Con qué rapidez está reaccionando PH3? 
Respuestas: 
D[P4] 
Dt 
= 0,013 M/s 
D[PH3] 
Dt 
= - 0,052 M/s 
Ley de la velocidad 
Expresa la velocidad en función del producto de la concentración de 
los reactivos elevados a una potencia llamada orden de reacción. 
aA + bB cC + dD 
 V = k [A] x [B] y 
La reacción es de orden x respecto a A 
La reacción es de orden y respecto a B 
La reacción general es de orden (x + y) 
Los órdenes de reacción (x e y) , no necesariamente coinciden con los 
coeficientes estequiométricos (a y b). 
F2 (g) + 2ClO2 (g) 2FClO2 (g) 
 V = k [F2]
x [ClO2]
y 
Duplicando [F2] con 
[ClO2] constante 
La velocidad se duplica. 
x = 1 
Cuadruplicando [ClO2] 
con [F2] constante 
La velocidad se cuadruplica. 
y = 1 
 V = k [F2][ClO2] 
Ejemplo, para la 
reacción: 
Velocidad inicial (M/s) 
Determine la ley de velocidad y la constante de velocidad de la siguiente 
reacción con los datos proporcionados: 
 
 2 NO + 2H2(g) N2 (g) + 2H2O(g) 
Experimento [NO] M [H2 ] 
velocidad 
inicial (M/s) 
1 5,0 x 10-3 
2 
3 
10,0 x 10-3 
1,25 x 10-5 
10,0 x 10-3 
2,0 x 10-3 
2,0 x 10-3 
4,0 x 10-3 
5,0 x 10-5 
10,0 x 10-5 
k = 1,25.10-5 M/s 
V = k [NO]x [ H2]
y 
y = 1 x = 2 
V = k [NO]2 [ H2]
1 
(5.10-3 M)2 x 2,0.10-3 M 
k = 250 / M2 s 
F2 (g) + 2ClO2 (g) 2FClO2 (g) 
 V = k [F2][ClO2] 
• La ley de velocidad se determina experimentalmente. 
• El orden de la reacción se define entérminos de las 
concentraciones de reactivos (no de los productos) 
• El orden de un reactivo no necesariamente está 
relacionado con el coeficiente estequiométrico del 
mismo en la ecuación química balanceada. 
Recordar que: 
 Reacciones de orden 1 
 Reacciones de orden 2 
 Reacciones de orden 0 
 
 
Relación entre concentración de 
reactivos y tiempo 
Para diferentes órdenes de reacción 
 
A productos 
 V = - 
D[A] 
Dt 
V = k [A] 
D[A] 
Dt 
= k [A] - 
Son aquellas cuya rapidez depende de la concentración de un 
reactivo elevado a la primera potencia 
Pero también ….. 
k = 
 V 
[A] 
= 1/s o s-1 
M/s 
M 
= 
Reacciones de Primer orden 
Aplicación de cálculo integral 
ln[A] = ln[A]0 - kt 
ln[A] - ln[A]0 = - kt 
[A] 
 [A]0 
ln = - kt [A]0 es la concentración de A en t=0 
[A] es la concentración de A en cualquier 
momento en moles /litro. 
D[A] 
Dt 
= k [A] - 
Ecuación que permite calcular la [A] en 
cualquier tiempo t, conociendo la [A]0 
y el valor de k 
o 
[A] = [A]0exp(-kt) ln[A] = ln[A]0 - kt 
[A] 
 [A]0 
ln = - kt 
Pendiente= -k 
La reacción 2A B es de primer orden y la constante 
de velocidad es de 2.8 x 10-2 s-1 a 800C. ¿Cuánto tiempo 
tomará para que A se reduzca de 0.88 M a 0.14 M ? 
ln[A] = ln[A]0 - kt 
kt = ln[A]0 – ln[A] 
t = 
ln[A]0 – ln[A] 
k 
= 66 s 
[A]0 = 0.88 M 
[A] = 0.14 M 
ln 
[A]0 
[A] 
k 
= 
ln 
0.88 M 
0.14 M 
2.8 x 10-2 s-1 
= 
La reacción M N es de primer orden. A los 5 
minutos de haberse iniciado la reacción, solo quedaba 
40% de la cantidad inicial de M. ¿Qué porcentaje de M se 
habrá transformado en N a los 6 minutos de reacción?. 
ln[M] = ln[M]0 - kt kt = ln[M]0 – ln[M] 
kt = 0,916 
[M]0 = 100% 
[M]5 = 40% 
ln 
[M]0 
[M] 
100 % 
= ln 
 40 % 
= 
0,916 kt = 
k = 
0,916 
 5 min 
0,18 /min = 
k = 0,18 /min 
La reacción M N es de primer orden. A los 5 
minutos de haberse iniciado la reacción, solo quedaba 
40% de la cantidad inicial de M. ¿Que porcentaje de M se 
habrá transformado en N a los 6 minutos de reacción?. 
ln[M]6 = ln[M]0 - kt [M]0 = 100% [M]6 = ??? 
ln[M]6 = ln 100 - 0,18 x 6 min 
min 
 = 4,6 - 1,08 = 3,52 
ln[M]6 = 3,52 [M]6 = 33,8 % 
100% - 33,8% = 66,2% 
La vida media, t½, es el tiempo requerido para que la concentración del 
reactivo pueda reducirse a la mitad de la concentración inicial. 
t½ = t cuando [A] = [A]0/2 
ln 
[A]0 
[A]0/2 
k 
= t½ 
ln2 
k 
= 
0.693 
k 
= 
ln 
[A]0 
[A] 
k 
 t = 
Partiendo de …… 
t½ 
0.693 
k 
= 
Reacciones de primer orden- Vida media 
¿Cuál es la vida media de descomposición del N2O5 si su constante de 
velocidad es de 5.7 x 10-4 s-1? 
t½ 
ln2 
k 
= 
0.693 
5.7 x 10-4 s-1 
= = 1200 s = 20 minutos 
¿Cómo sabe usted que la descomposición es orden uno? 
Por las unidades de k (s-1) 
Ejercicio. Reacciones de 1er orden 
 V = - 
D[A] 
Dt 
V = k [A]2 
D[A] 
Dt 
= k [A]2 - 
1 
[A] 
= 1 
[A]0 
+ kt 
Son reacciones cuya V depende de la concentración de uno de los reactivos 
elevado a la segunda potencia o de dos reactivos diferentes, cada uno elevado 
a la primera potencia. 
Aplicación de cálculo 
integral 
Reacciones de Segundo orden 
1 
[A] 
= 
1 
[A]0 
+ kt 
Reacciones de Segundo orden 
Pendiente= k 
 
k = 
 V 
[A]2 
= 1/M . s 
M/s 
M2 
= V = k [A]2 
1 
[A] 
= 
1 
[A]0 
+ kt t½ = t cuando [A] = [A]0/2 
 t½ = 
1 
k[A]0 
Ya que … 
Dado que … 
 y 
Reacciones de Segundo orden- Vida media 
A productos 
 V = - 
D[A] 
Dt 
V = k [A]0 = k . 1 = k 
k V = 
Reacciones de orden cero 
Son reacciones en las que la velocidad de la reacción es 
independiente de las concentraciones de los reactivos. 
Velocidad constante e 
independiente de la [A] 
D[A] 
Dt 
= k - 
t½ = t cuando [A] = [A]0/2 
t½ = 
[A]0 
2k 
[A] = [A]0 - kt 
Aplicando cálculo integral 
Ecuación de una recta 
Pendiente= -k 
Resumen de las ecuaciones para diferentes órdenes 
de reacción 
Orden Ley de velocidad 
 Concentración 
vs tiempo 
 
Vida media 
0 
1 
2 
 V = k 
 V = k [A] 
 V = k [A]2 
ln[A] = ln[A]0 - kt 
1 
[A] 
= 
1 
[A]0 
+ kt 
[A] = [A]0 - kt 
t½ 
ln2 
k 
= 
t½ = 
[A]0 
2k 
t½ = 
1 
k[A]0 
 
Factores que afectan la velocidad de una reacción 
química 
1. Concentración de los reactivos 
2. Naturaleza y estado físico de los reactivos 
3. Temperatura 
4. Presencia de catalizadores 
VELOCIDAD 
 catalizadores 
Concentración de 
los reactivos 
Estado fluído 
Temperatura 
Ea 
Naturaleza de los 
reactivos 
Teoría de las colisiones 
La teoría de las colisiones explica con una visión a nivel molecular, la 
influencia de los diferentes factores que afectan a la velocidad. 
Teoría de las colisiones 
 Las reacciones químicas son resultado de las colisiones 
entre las moléculas de los reactivos. 
 La velocidad es mayor cuando mayor el número de 
colisiones efectivas. 
 Las colisiones son efectivas cuando tienen energía 
suficiente y orientación adecuada. 
 
 
Teoría de las colisiones y concentración de 
reactivos 
La velocidad de reacción será directamente proporcional 
al número de colisiones moleculares por segundo, o a la 
frecuencia de las colisiones entre los reactivos. 
 
• Esto explica la dependencia de la velocidad con la 
concentración. 
 
Velocidad 
Número de colisiones 
 s 
= 
[A] se duplica 
Velocidad = k AB 
La reacción es de primer orden para A y para B 
 y obedece a la cinética de segundo orden 
A + B C 
[B] se duplica 
se duplica el nro de 
colisiones 
se duplica el nro de 
colisiones 
se duplica la 
velocidad 
se duplica la 
velocidad 
La teoría de las colisiones también ayuda a explicar la 
influencia de los demás factores sobre la velocidad: 
• Naturaleza de los reactivos 
• Temperatura 
• Presencia de catalizadores 
 
Teoría de las colisiones 
 y otros factores que afectan a la velocidad 
moléculas chocan con 
mucha energía cinética 
No siempre que hay una colisión la reacción ocurre. 
Las colisiones deben ser efectivas. 
moléculas chocan con 
baja energía cinética 
REACCION OCURRE 
REACCION NO 
OCURRE 
Valor mínimo de energía 
cinética para que la colisión 
sea efectiva 
ENERGIA DE 
ACTIVACION 
= 
A + B → AB‡ → C +D 
AB‡ : complejo activado 
Cuando las moléculas chocan, forman un complejo activado - 
estado de transición- ,que es una especie transitoria de 
alta energía formada por las moléculas de los reactivos, antes 
de formar el producto. 
Energía de activación y estado de 
transición 
La energía necesaria para alcanzar dicho “Estado de transición” 
es la energía de activación 
 
Energía de activación: Es la mínima cantidad de energía 
que se requiere para iniciar una reacción química. 
Reacción exotérmica Reacción endotérmica 
La energía de activación (Ea ) es la energía mínima requerida para 
iniciar una reacción. 
A + B AB C + D 
+ + 
Progreso de la reacción Progreso de la reacción 
E
ne
rg
ía
 p
ot
en
ci
al
 
E
ne
rg
ía
 p
ot
en
ci
al
 
Cuanto más inestable y energético sea el estado de transición, 
mayor será la energía necesaria para alcanzarlo (Ea) y menor el 
número de moléculas que reaccionen en la unidad de tiempo. 
 
 
La energía de activación (Ea) actúa como una barrera evitando que 
reaccionen las moléculas menos energéticas. 
 
El estado de transición, y por tanto la Energía de activación, 
dependen en primera instancia de la NATURALEZA DE LOS 
REACTIVOS 
 
 
En general, la rapidez de las 
reacciones aumenta con el 
incremento de la Temperatura 
Velocidad de reacción y 
temperatura 
 
El aumento de temperatura 
aumenta la Energía cinética de 
las moléculas, aumentando el 
número de moléculas que alcanzan 
la Ea en launidad de tiempo. 
C
on
st
an
te
 d
e 
ve
lo
ci
da
d 
(k
) 
 
 Temperatura 
 k = A . e -Ea /RT 
Ecuación de Arrhenius 
Ecuación que representa matemáticamente la relación entre la 
constante de velocidad k y los factores que la afectan: 
• Naturaleza de los reactivos 
• Temperatura 
• Presencia de catalizadores 
Ea es la energía de activación 
(J/mol) 
R constante (8.314 J/K•mol) 
T es la temperatura absoluta 
A es el factor de frecuencia Propia de cada sistema de reacción- relacionada 
con la naturaleza de los reac tivos. Constante 
en amplio rango de T 
Relacionada con la naturaleza de los 
reactivos y se modifica en presencia de 
catalizadores. 
Al aumentar la T, la energía cinética de 
las moléculas aumenta, por tanto 
aumenta k. 
 k = A . e -Ea /RT 
lnk = lnA - 
Ea 
R 
1 
T 
Puede convertirse en: 
Debido al signo – asociado a - Ea/RT, el valor de k: 
• Disminuye cuando aumenta Ea 
• Aumenta cuando aumenta T 
 
 k = A . e -Ea /RT 
Esto es fundamentálmente importante en moléculas 
asimétricas como la mayoría de las biomoléculas. El factor 
orientación es FUNDAMENTAL en las reacciones 
catalizadas por ENZIMAS. 
Para reacciones más complejas se debe considerar el “factor 
de orientación”, representado por la letra p 
 
 k = p A . e -Ea /RT 
No hay reacción 
No hay reacción 
No hay reacción 
Orientación correcta 
Orientación 
incorrecta 
Orientación 
incorrecta 
Orientación 
incorrecta 
Productos de reacción 
Acción de catalizadores 
 A mayor [ ] V 
 A mayor T k V 
 Afinidad entre reactivos hace que Ea , k y V 
 Presencia de catalizadores Ea , k y V 
 
 V = k [ ] 
Finálmente, teniendo en cuenta que: 
Y 
 
 k = A . e -Ea /RT 
Consiste en la secuencia de etapas elementales que conducen 
a la formación del producto. 
El progreso total de una reacción química puede ser representado a 
nivel molecular por una serie de pasos elementales sencillos 
o reacciones elementales. 
2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g) 
Como ejemplo la reacción de oxido nítrico y oxígeno 
Mecanismo de reacción 
2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g) 
N2O2 es detectado durante la reacción 
 Paso elemental: NO + NO N2O2 
 Paso elemental: N2O2 + O2 2NO2 
 Reacción neta: 2NO + O2 2NO2 
+ 
N2O2 se considera un INTERMEDIARIO de la reacción. 
Los intermediarios de la reacción aparecen en las etapas elementales, 
pero no en la ecuación global balanceada. 
2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g) 
Es el número de moléculas que reaccionan en una etapa 
elemental 
La moléculas pueden ser iguales o diferentes 
Reacción bimolecular: una etapa elemental que 
implica dos moléculas 
Reacción unimolecular: una etapa elemental en la que 
solo participa una molécula reaccionante 
Molecularidad 
 
 
 
 
 
Etapas determinantes de la velocidad de las 
reacciones 
Conocer las etapas elementales de una reacción permite 
deducir la ley de la velocidad. 
Reacción unimolecular A productos 
A mayor número de moléculas de A, mayor será la rapidez 
de formación del producto 
En una reacción unimolecular la velocidad de la reacción es 
directamente proporcional a la concentración de A 
V = k [A] 
Reacción 
bimolecular 
A + B productos 
La rapidez depende de la frecuencia con la que choquen A y B 
La frecuencia de choques a su vez depende de las 
concentraciones de A y B 
V = k [A][B] Expresión de la velocidad 
Para una reacción bimolecular del tipo A + A 
Reacción bimolecular A + A productos 
Expresión de la rapidez V = k [A]2 
En una reacción elemental el orden de reacción respecto 
de cada reactivo es igual a su coeficiente estequiométrico en la 
ecuación química de esa etapa. 
En una reacción con mas de una etapa elemental, el 
orden de reacción y la ley de velocidad para el proceso global 
estará dado por el paso determinante de la reacción. 
Paso determinante de la reacción: es la etapa mas lenta de la 
secuencia de etapas que conducen a la formación de 
producto. 
Las etapas elementales deben satisfacer dos requisitos 
1. La suma de las etapas elementales debe dar la ecuación 
global balanceada para la reacción. 
2. El paso determinante de la reacción debe predecir la misma 
ley de rapidez que la que se determina de manera 
experimental. 
La reacción entre NO2 y CO produce NO y CO2 . La ley de 
la velocidad determinada experimentalmente es: 
V = k[NO2]
2. 
 
Se cree que la reacción ocurre en dos pasos: 
Paso 1: NO2 + NO2 NO + NO3 
Paso 2: NO3 + CO NO2 + CO2 
¿Cuál es la ecuación global de la reacción? 
NO2+ CO NO + CO2 
Paso 1: NO2 + NO2 NO + NO3 
Paso 2: NO3 + CO NO2 + CO2 
Mecanismo: 
NO2 + CO NO + CO2 Ecuación 
global: 
¿Cuál es el intermediario? NO3 
¿Cómo son las velocidades relativas de los pasos 1 y 2? 
Ley de la velocidad: V = k[NO2]
2 
Esta coincide con la ley de Veloc del paso 1, por lo tanto se concluye que el 
paso 1 es la etapa lenta. El paso 2 es más rápido que el paso 1. 
Estudio cinético. Métodos 
 Velocidades iniciales 
 
 Iterativo 
 
 Powell 
 
 Vida media 
 
 Vida fraccionaria 
 
 Técnica del aislamiento 
Catalizadores. Definición 
 Catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de una 
reacción mediante la disminución de la energía de 
activación. 
• En presencia del catalizador, la reacción ocurre por una vía 
alternativa. 
• El catalizador puede formar un intermediario con el 
reactivo, pero se regenera en una etapa posterior, por lo 
cual no se consume en la reacción. 
k = A • exp( -Ea / RT ) 
Catalizador 
Y dado que: V = k . [ ] 
Catálisis homogénea y heterogénea 
 Catálisis heterogénea: reactivos y catalizador se 
encuentran en fases distintas. 
• Catálisis homogénea: reactivos y catalizador se 
encuentran en la misma fase. 
• En general el catalizador es un sólido y los reactivos son gases o líquidos. 
• Es el tipo más importante de catálisis en la industria. 
• Dependen de la naturaleza del catalizador, superficie del catalizador y del 
grado de adsorción 
 
• Generalmente en fase líquida. 
• Ejemplos importantes son la catálisis ácida y básica. 
Mecanismo de la catálisis heterogénea 
1- Difusión de las moléculas de los reactivos hasta la superficie del sólido. 
2- Quimiadsorción de al menos una de las especies reactivas sobre la 
superficie. 
3- Reacción química entre los reactivos adsorbidos o entre un reactivo 
adsorbido y moléculas en fase fluída que chocan contra la superficie. 
4- Desorción de los productos de la superficie. 
5- Difusión de los productos hacia la fase fluída. 
Catálisis homogénea ácido-básica 
 El catalizador ácido más común en solución acuosa es el ión 
hidronio y el básico más común es el hidroxilo. Se pueden 
distinguir: 
 
 - Catálisis ácida ó básica general 
 - Catálisis ácida ó básica específica 
 
 Un ejemplo es la hidrólisis de ésteres, es catalizada por 
H3O+ y OH- pero no por otros ácidos o bases. La velocidad 
de la hidrólisis es demasiado baja en ausencia del ácido o de la 
base. 
 
Las enzimas son catalizadores biológicos con características muy 
especiales: 
 
• En un 99,9 % son proteínas globulares. 
 
• Aumentan la velocidad de las reacciones bioquímicas 
por factores que van de 106 a 1018 . 
 
• Son altamente específicas, solo actúan sobre 
determinados sustratos. 
 
• Son activas en condiciones suaves (fisiológicas): 1 atm de 
presión y 37-40°C de temperatura. 
 
Catálisis enzimática 
Las enzimas alcanzan un gradotan alto de especificidad 
que son capaces de reconocer entre diferentes 
esteroisómeros en moléculas orgánicas. 
• Una célula normal puede tener cerca de 3.000 enzimas 
diferentes, cada una de las cuales cataliza una reacción 
específica. 
• Cada enzima es una proteína globular, que contiene: 
– Sitio de unión: fija específicamente el sustrato por ser 
complementario a él. 
– Sitio catalítico: Sitio en que tiene lugar la reacción. 
 
• El sitio de unión y el sitio catalítico en conjunto, forman lo 
que se denomina sitio activo. 
 
Catálisis enzimática 
Catálisis enzimática 
Modelo de Fischer- llave y cerradura 
 
Muchas enzimas son asistidas por moléculas 
pequeñas no proteicas los cofactores, que pueden 
ser: 
– Iones metálicos: Fe+2, Ni+2, Zn+2, 
– Moléculas orgánicas: Se les llama también 
coenzimas. Muchas de ellas son vitaminas, ej 
vitamina C, vitamina B (ácido fólico), vitamina B1 
(tiamina), vitamina B2 (riboflavina). 
 Otras son coenzimas no vitamínicas como el Hemo y 
 coenzima Q. 
 
 
Catálisis enzimática 
Estructura general de una holoenzima 
Cinética enzimática 
El estudio cinético de las reacciones catalizadas por 
enzimas es mucho más complejo que el de una reacción 
química común, debido a la unión temporal de la enzima al 
sustrato con la formación de un intermedio Enzima- 
sustrato (E-S). 
E + S ⇄ ES → E + P 
Cinética enzimática 
Para el estudio cinético de las reacciones catalizadas por 
enzimas se asume una reacción MONOSUSTRATO. 
La reacción transcurre en dos etapas, como se muestra: 
las enzimas son SATURABLES, lo cual hace que el orden de la reacción 
cambie para diferentes concentraciones de sustrato 
Y la ley de velocidad: 
V= k. [S] 
Sin embargo, lo que se 
observa 
experimentalmente es: 
Si la reacción fuera de 
1er orden respecto a 
[S] el gráfico sería: 
Variación de la velocidad con la [S] 
 1er orden 
 Orden 0 
 Ordenes 
fraccionarios 
E + S ⇄ ES → E + P 
Cómo se aborda el estudio cinético 
de las enzimas?? 
Deben considerarse las dos etapas y 
definir cual de ellas es la etapa 
lenta. 
E + S ⇄ ES 
ES → E + P 
E + S → E + P 
E S es considerado un INTERMEDIARIO en la reacción, ya que se 
produce en la 1ra etapa y se consume en la siguiente. Por eso no 
aparece en la reacción neta. 
Cinética enzimática 
Etapa 1 
Etapa 2 
E + S ⇄ ES → E + P 
k-1 
k2 k1 
Sin embargo, para expresar la LEY DE VELOCIDAD , hay que 
considerar las dos etapas. 
1. Formación del complejo ES 
2. Disociación del complejo ES para dar el producto. 
Cinética enzimática 
Etapa 1 Etapa 2 
E + S ⇄ ES → E + P 
k-1 
k2 k1 
Etapa 1 Etapa 2 
La teoría más aceptada actualmente, supone que la reacción procede 
en un principio hacia la formación neta del complejo ES. Llegado un 
momento, la velocidad con que este se forma, se iguala a la velocidad 
con que se degrada, y la [ES] se mantiene constante. 
Teoría del estado estacionario 
E + S ⇄ ES → E + P 
k-1 
k2 k1 
Etapa 1 Etapa 2 
Según esta teoría, el estado estacionario se alcanza rápidamente, y la 
“etapa lenta”, sería la disociación del complejo ES para formar el 
producto. 
Por ese motivo, la ley de velocidad se expresa: 
V= k2 . [ES] 
Cinética enzimática 
Ley de velocidad 
V= k2 . [ES] 
A k2 suele referirse 
también como kcat 
La velocidad puede definirse también como: 
V= Δ[P] 
Δt 
V= - Δ[S] 
Δt 
o 
Cinética enzimática 
Ley de velocidad 
V= k2 . [ES] 
Como la [ES] no se conoce, se busca expresar la ley de 
velocidad en términos de [S]. Luego de varias 
deducciones se llega a la expresión: 
 Vmax [S] 
 V = 
 Km + [S] 
 
Ecuación de 
Michaelis-Mentem 
 Vmax [S] 
 V = 
 Km + [S] 
 
Ley de velocidad 
Mecanismo de la catálisis enzimática 
Importancia de KM y Vmáx 
 
 KM 
 Representa la concentración del sustrato a la cual la mitad de 
los sitios activos de la enzima están llenos con moléculas de 
sustratos. 
 
 Vmáx 
 Representa la rapidez máxima alcanzable, a la cual la 
concentración total de la enzima está presente como 
complejo enzima sustrato. 
Ejemplo de Catálisis 
Química y enzimática 
E
ne
rg
ía
 
 2H2O2 
 
 
 
 
2H2O + O2 
* Reacción no catalizada 
* Reacción catalizada 
 Curso de la reacción 
2H2O2 + 2Br
- + 2H+ 
2H2O2 + O2 + 2Br 
- + 2H+ 
H2O2 + H2O 
+ Br2 
H2O2 H2O + ½ O2 
Sin catalizador 
En presencia de I- 
En presencia de Pt coloidal 
Ea = 18 Kcal/mol 
Ea = 14 Kcal/mol H2O2 H2O + ½ O2 
H2O2 H2O + ½ O2 Ea = 12 Kcal/mol 
I- 
Pt 
Efecto del catalizador sobre la Ea 
H2O2 H2O + ½ O2 
Sin catalizador 
En presencia de I- 
En presencia de Pt coloidal 
Ea = 18 Kcal/mol 
Ea = 14 Kcal/mol H2O2 H2O + ½ O2 
H2O2 H2O + ½ O2 
H2O2 H2O + ½ O2 
En presencia de catalasa (catalizador específico) 
Ea = 12 Kcal/mol 
Ea = 6 Kcal/mol 
I- 
Pt 
catalasa 
En presencia de catalasa la velocidad de reacción es 108 veces mayor 
Dependencia de la actividad 
enzimática del pH 
Ejercicio 
(S)/10-4 M Vo/10-6 M.min-1 
2.5 2.2 
5.0 3.8 
10.0 5.9 
15.0 7.1 
Se obtuvieron los siguientes datos de la hidrólisis de N-glutaril 
–L-fenilalanina-p-nitroanilida (GPNA) para formar p-nitroanilina 
y N-glutaril –L-fenilalanina que se cataliza con alfa 
quimotripsina. Suponiendo que cumple con la cinética de 
Michaelis-Menten calcule los valores de Km y Vmáx a través 
de la gráfica propuesta por Lineweaver Burk 
COMPARACIÓN ENTRE REPRESENTACIONES 
Química Aplicada MEC-UNA-EGP 
Responsable del contenido 
Prof. B.C. Nelson Andrés Marquez 
Corrección y edición 
Prof. Dra. Gilda Vierci 
Coordinadoras de área 
Prof. Dra. Gilda Vierci y Prof. B.C. Denhisse Guillén 
Coordinación General 
Clara Cristina Zárate Riveros 
 
 
El Gran Paso - "Transformando vidas"