cinticaqumica-17-18

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CINÉTICA QUÍMICA 
1 
CONTENIDOS 
 - Concepto de velocidad de reacción. Teoría de colisiones. Teoría 
del estado de transición. Energía de activación. 
 - Mecanismo de las reacciones químicas. Etapas elementales y 
etapa limitante. 
 - Factores que influyen en la velocidad de las reacciones químicas. 
 - Utilización de catalizadores en procesos industriales. 
 
2 
CRITERIOS DE EVALUACIÓN 
 1. Definir la velocidad de una reacción y aplicar la teoría de 
las colisiones y del estado de transición utilizando el 
concepto de energía de activación. 
Mediante este criterio se valorará si el alumno o la alumna es capaz de: 
 - Definir velocidad de una reacción y explicar la necesidad de medir la variación de 
propiedades para su determinación indirecta (el color, volumen, presión, etc.). 
 - Describir las ideas fundamentales acerca de la teoría de colisiones y del estado de 
transición y utilizarlas para justificar los factores que modifican la velocidad de una 
reacción química. 
 - Determinar el orden y las unidades de la velocidad de una reacción química, conocida 
su ley de velocidad. 
 - Calcular la velocidad de reacciones elementales a partir de datos experimentales de 
valores de concentración de reactivos, expresando previamente su ley de velocidad. 
3 
CRITERIOS DE EVALUACIÓN 
 2. Justificar cómo la naturaleza y concentración de los reactivos, la 
temperatura y la presencia de catalizadores modifican la velocidad de 
reacción. 
Mediante este criterio se valorará si el alumno o la alumna es capaz de: 
 - Relacionar la influencia de la concentración de los reactivos, de la temperatura y 
de la presencia de catalizadores con la modificación de la velocidad de una 
reacción. 
 - Describir las características generales de la catálisis homogénea, heterogénea y 
enzimática. 
 - Recopilar información, seleccionar y analizar la repercusión que tiene el 
uso de catalizadores en procesos industriales, en el medio ambiente y en 
la salud. 
 
4 
CRITERIOS DE EVALUACIÓN 
 3. Conocer que la velocidad de una reacción química depende de la 
etapa limitante según su mecanismo de reacción establecido. 
Mediante este criterio se valorará si el alumno o la alumna es capaz de: 
 - Distinguir procesos rápidos y lentos, comparando los diagramas entálpicos 
asociados a un proceso químico. 
 - Expresar la ecuación de la velocidad de un proceso, analizando la propuesta 
del mecanismo de reacción para identificar la etapa limitante. 
 
5 
ESTÁNDARES DE APRENDIZAJE 
 Obtiene ecuaciones cinéticas reflejando las unidades de las magnitudes que 
intervienen. 
 Predice la influencia de los factores que modifican la velocidad de una reacción. 
 Explica el funcionamiento de los catalizadores relacionándolo con procesos 
industriales y la catálisis enzimática analizando su repercusión en el medio 
ambiente y en la salud. 
 Deduce el proceso de control de la velocidad de una reacción química identificando 
la etapa limitante correspondiente a su mecanismo de reacción. 
 
6 
7 
Rama de la química que estudia la 
velocidad con que 
transcurren las reacciones químicas. 
Cinética química 
Termodinámica química 
 
Estudia la espontaneidad de los procesos 
químicos y señala el sentido en que evolucionan. 
 
No informa de la rapidez con que tienen lugar 
CONCEPTO DE VELOCIDAD DE REACCIÓN 
 Cuando se produce una reacción química, las concentraciones de cada 
reactivo y producto va variando con el tiempo, hasta que se produce el 
equilibrio químico, en el cual las concentraciones de todas las 
sustancias permanecen constantes. 
 “Es la derivada de la concentración de un reactivo o producto con 
respecto al tiempo tomada siempre como valor positivo. 
 Es decir el cociente de la variación de la concentración de algún 
reactivo o producto por unidad de tiempo cuando los intervalos de 
tiempo tienden a 0”. 
 t 0
Δ[Sustancia] d[Sustancia]
v = lim =
Δt dt 8 
GRÁFICA DE CINÉTICA QUÍMICA 
9 t (s) 
[HI] 
La velocidad de formación de un 
producto d[HI]/dt (tangente) 
va disminuyendo con el tiempo 
EJEMPLO DE VELOCIDAD DE REACCIÓN 
 Br2 (ac) + HCOOH (ac)  2 HBr (ac) + CO2 (g) 
 
 Tiempo (s) [Br2 (mol/l) vel. media 
 
 
 0 0’0120 
 3’8 · 10–5 
 50 0’0101 
 3’4 · 10–5 
 100 0’0084 
 2’6 · 10–5 
 150 0’0071 
 2’4 · 10–5 
 200 0’0059 
10 
 Br2 (ac) + HCOOH (ac)  2 HBr (ac) + CO2 (g) 
 La velocidad puede expresarse como: 
 d[Br2] d[HCOOH ] d[CO2] d[HBr] 
 v = – ——— = – ————— = ——— = ——— 
 dt dt dt 2 dt 
 Parece claro que la velocidad de aparición de HBr será el doble que la 
de aparición de CO2 por lo que en este caso la velocidad habrá que 
definirla como la mitad de la derivada de [HBr] con respecto al tiempo. 
 
 
11 
EXPRESIÓN DE LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN QUÍMICA 
 En la reacción estándar: aA +bB  cC +dD 
 
 
 
 Como la velocidad es positiva según transcurre la reacción hacia 
la derecha, es decir según va desapareciendo los reactivos, es 
necesario poner un signo “–” delante de las concentraciones de 
éstos. 
12 
[ ] [ ] [ ] [ ]
     
   
d A d B d C d D
v
a dt b dt c dt d dt
 
 d[NH3] d[O2] d[N2] d[H2O] 
 v = – ——— = – ——— = ——— = ——— 
 4 · dt 3· dt 2 · dt 6· dt 
 
13 
Ejemplo: 
Expresar la velocidad de la siguiente reacción química en función de la 
concentración de cada una de las especies implicadas en la reacción:
 
 4 NH3 (g) + 3 O2 (g)  2 N2 (g) + 6 H2O (g) 
14 
Problema: En la reacción 2 CO2  2 CO + O2 se han formado 0,3 moles 
de O2 en10 segundos. Calcula la velocidad de reacción en ese intervalo de tiempo, 
referida al reactivo y a los productos 
Solución: De acuerdo con la estequiometría de la reacción, se formarán 0,6 moles 
de CO mientras que desaparecerán 0,6 moles de CO2 
 Velocidad de desaparición 
de CO2 en el intervalo de 10 s: 
 Velocidad de aparición 
de CO en el intervalo de 10 s: 
 Velocidad de aparición 
de O2 en el intervalo de 10 s: 
    112 smolL06,0
10
6,0
t
CO
v 





  11smolL06,0
10
6,0
t
CO
v 



  112 smolL03,0
10
3,0
t
O
v 



ECUACIÓN DE VELOCIDAD 
 En general, la velocidad depende de las concentraciones de 
los reactivos siguiendo una expresión similar a la siguiente 
para la reacción estándar: aA +bB  cC +dD 
 
 
 
 Es importante señalar que “m” y “n” no tienen porqué 
coincidir con los coeficientes estequiométricos “a” y “b”, sino 
que se determinan experimentalmente. 15 
[ ] [ ]  n mv k A B
ECUACIÓN DE VELOCIDAD (CONT). 
 A la constante “k” se le denomina constante de velocidad 
 (No confundir con KC o KP que aparecerán en el tema de 
equilibrio químico) 
Ejemplos: 
 H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g) 
 v = k · [H2 · [I2 
 H2 (g) + Br2 (g)  2 HBr (g) 
 v = k · [H2 · [Br2
1/2 
 
Nota: El valor de “k” depende de cada reacción. 16 
ORDEN DE REACCIÓN 
 En la expresión: v = k · [An · [Bm se denomina orden 
de reacción ... 
 ...al valor suma de los exponentes “n + m”. 
 Se llama orden de reacción parcial a cada uno de los 
exponentes. Es decir, la reacción anterior es de orden 
“n” con respecto a A y de orden “m” con respecto a B. 
17 
18 
 Ejemplo: 
 Determina los órdenes de reacción total y parciales de 
las reacciones anteriores: 
H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g) v = k · [H2 · [I2 
H2 (g) + Br2 (g)  2 HBr (g) v = k · [H2 · [Br2
1/2 
 
 
H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g) v = k · [H2 · [I2 
 Reacción de segundo orden (1 + 1) 
 De primer orden respecto al H2 y de primer orden respecto al I2. 
H2 (g) + Br2 (g)  2 HBr (g) v = k · [H2 · [Br2 
½ 
 Reacción de orden 3/2 (1 + ½) 
 De primer orden respecto al H2 y de orden½ respecto al Br2. 
19 
Ejemplo: 
Determina los órdenes de reacción total y parciales de las 
reacciones anteriores: 
H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g) v = k · [H2 · [I2 
H2 (g) + Br2 (g)  2 HBr (g) v = k · [H2 · [Br2
1/2 
 
20 
Dependencia de la velocidad de reacción 
con la concentración 
v = k [A]m [B]n Ecuación de velocidad 
Constante de 
velocidad 
Órdenes parciales 
de reacción 
m+n 
Orden total de reacción 
Unidades de k 
 
M1-(m+n) s-1 
Se determinan experimentalmente y no 
tienen relación alguna con la estequiometría 
de la reacción. 
21 
DETERMINACIÓN EXPERIMENTAL DE LA 
ECUACIÓN DE VELOCIDAD. 
Experimentalmente solemos medir la variación de la concentración 
(o una magnitud relacionada con ella) con el tiempo. 
¿Cómo obtener, a partir de esos datos, la constante de velocidad 
y el orden de reacción? 
Método de las velocidades iniciales 
Experimento 1: v0,1 = k [A]0,1
n 
Experimento 2: v0,2 = k [A]0,2
n 
v0,1/v0,2 = ([A]0,1/[A]0,2)
n n 
conocido n, despejo k. 
Se puede utilizar también para A + B  Productos, manteniendo 
constante la concentración de un reactivo y modificando la otra. 
DETERMINACIÓN DE LA ECUACIÓN DE 
VELOCIDAD 
 Consiste en medir la velocidad inicial manteniendo las 
concentraciones de todos los reactivos constantes 
excepto la de uno y ver cómo afecta la variación de éste 
al valor de la velocidad. 
 Si por ejemplo, al doblar la concentración de un 
reactivo la velocidad se multiplica por cuatro, podemos 
deducir que el orden parcial respecto a ese reactivo es 
“2”. 
22 
23 
11,35 0,5 0,25 3 
5,67 0,25 0,50 2 
1 2,83 0,25 0,25 
Experiencia v (mol·l–1·s–1) [H2O] (mol/l) [CH3-Cl] (mol/l) 
Ejemplo: Determinar el orden de reacción : 
CH3-Cl (g) + H2O (g)  CH3-OH (g) + HCl (g) 
usando los datos de la tabla. 
 v = k · [CH3-Cl 
n · [H2O
m 
 En las experiencias 1 y 2 vemos que no cambia [H2O luego el 
cambio de “v” se debe al cambio de [CH3-Cl . Como al doblar 
[CH3-Cl se dobla la velocidad podemos deducir que el orden de 
reacción respecto del CH3-Cl es “1”. 
 En las experiencias 1 y 3 vemos que no cambia [CH3-Cl luego el 
cambio de “v” se debe al cambio de [H2O. Como al doblar [H2O se 
cuadruplica la velocidad podemos deducir que el orden de 
reacción respecto del H2O es “2”. 
 v = k · [CH3-Cl  · [H2O
2 
 Y el orden total de la reacción es “3”. El valor de “k” se calcula a 
partir de cualquier experiencia y resulta 181’4 mol–2l2s –1. 
 
 
24 
 
También puede calcularse usando logaritmos: 
log v = log k + n · log [CH3-Cl  + m · log [H2O
 
Aplicamos dicha expresión a cada experimento: 
 (1) log 2,83 = log k + n · log 0,25 M + m · log 0,25 M 
(2) log 5,67 = log k + n · log 0,50 M + m · log 0,25 M 
(3) log 11,35 = log k + n · log 0,25 M + m · log 0,50 M 
Si restamos dos ecuaciones en las que se mantenga constante uno de los reactivos, podremos 
obtener el orden de reacción parcial del otro. Así, al restar (1) – (2) eliminamos “k” y [H2O : 
log (2,83/5,67) = n · log (0,25/0,50) 
Análogamente restando (1) – (3) eliminamos “k” y [CH3-Cl 
log (2,83/11,35) = m · log (0,25/0,50) 
 
 log (2,83/5,67) log (2,83/11,35) 
n = —————— = 1 ; m = ——————— = 2 
 log (0,25/0,50) log (0,25/0,50) 
 
 
25 
¿Logaritmos? 
 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 reactivos 
son: a) [NO] = 0,100 M ; [O2] = 0,210 M b) [NO] = 0,200 M; [O2] = 0,420 M 
26 
Sustituyendo los datos en la ecuación de la velocidad 
resulta: 
a) v = 6,5.10-3 M-2s-1. (0,100 M)2 . 0,210 M = 1,37·10-5 mol L-1s-1 
b) v = 6,5. 10-3 M-2s-1. (0,200 M)2 . 0,420 M = 1,09·10-4 mol L-1s-1 
Como puede comprobarse, en el caso b), en el que ambas 
concentraciones se han duplicado, la velocidad es 8 
veces mayor (22 .2). 
27 
28 
Ejercicio: 
El oxido nítrico, NO, reacciona con hidrógeno formando óxido nitroso, N2O: 
 2NO(g) + H2(g)  N2O (g) + H2O (g). 
En una serie de experimentos se han obtenidos los siguientes resultados: 
Determinar la ecuación de la velocidad y calcular el valor de la constante 
de velocidad. 
 Por la simple inspección de los datos se puede ver que, cuando se duplica [H2], 
manteniendo constante [NO] (exper. 1ª y 2ª), la velocidad se hace también doble, es 
decir, que “v” es proporcional a [H2]
1. En cambio, cuando se mantiene constante [H2] y se 
duplica [NO] (exper. 1ª y 3ª), la velocidad se multiplica por 4 (=22), es decir, que la “v” es 
proporcional a [NO]2. Por tanto, la ecuación de velocidad será: 
29 
v = k [NO]2 [H2] 
Se trata, pues, de una reacción de primer orden respecto al H2, de 
segundo orden respecto al NO y de orden total igual a tres. 
Para calcular el valor de k, basta despejar de la ecuación anterior 
y sustituir los datos de cualquiera de las experiencias. Por 
ejemplo, sustituyendo las datos de la primera experiencia, resulta: 
 
 v 2,6 .10-2 mol L-1s-1 
 k —————— = —————————————— = 
 [NO]2 [H2] (0,064 mol L
-1)2 . (0,022 mol L-1) 
 
k = 2,9 . 102 mol-2L2s-1 
30 
TEORÍA DE LAS COLISIONES. 
ENERGÍA DE ACTIVACIÓN (EA). 
 Esta teoría supone que el número de moléculas de productos que 
se forman es proporcional al número de choques entre las 
moléculas de los reactivos. 
 De estos choques, no todos son efectivos, 
 Bien porque no tienen la energía necesaria para constituir el 
“complejo activado”. 
 Bien porque no tienen la orientación adecuada. 
 La energía de activación es la necesaria para formar el 
“complejo activado”, a partir del cual la reacción transcurre de 
forma natural. simulación 
31 
../Molecular_collision_Ea.exe
ORIENTACIÓN EN EL CHOQUE 
32 
©
 G
ru
p
o
 A
N
A
Y
A
 S
.A
. 
33 
Las reacciones químicas se producen por los choques 
eficaces entre las moléculas de reactivos 
I 
I 
H 
H 
Choque 
I 
I 
I 
I 
H 
H 
H 
H 
I 
I 
H 
H 
I 
I 
H 
H 
I2 + H2 
HI + HI 
I2 H2 
 
Veamos la reacción de formación del HI a partir de I2 e H2 
Además del choque adecuado las moléculas tienen que tener una 
energía suficiente, esta energía mínima se denomina energía de 
activación. Ver animación flash 
MOLECULARIDAD 
 Se llama molecularidad al número de moléculas de reactivos que 
colisionan simultáneamente para formar el complejo activado en 
una reacción elemental. 
 Se trata de un número entero y positivo. 
 Así hablamos de reacciones unimoleculares, bimoleculares, 
trimoleculares, etc… 
 Generalmente, en reacciones elementales, coincide con el orden de 
reacción. 
 Es raro que una reacción intervengan más de tres moléculas pues 
es muy poco probable que chocan entre sí simultáneamente con la 
energía y orientación adecuadas. 35 
MECANISMOS DE REACCIÓN 
 La reacción: H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g) 
ocurre en una sola etapa. 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. 
 
36 
PERFIL DE UNA REACCIÓN 
37 
 El complejo activado es una asociación transitoria muy 
inestable, ya que su energía es superior a las moléculas 
de reactivo y producto. 
PERFIL DE UNA REACCIÓN 
38 
reactivos 
reactivos 
productosproductos 
Energía de activación 
Entalpía de reacción (H) 
Entalpía 
Complejo activado Complejo activado 
FACTORES QUE AFECTAN A LA VELOCIDAD DE 
UNA REACCIÓN. 
 La naturaleza de los reactivos 
 
 La concentración de los reactivos 
 
 La temperatura 
 
 La presencia de un catalizador 
 
 Otros: 
 
 * Si es en disolución: el disolvente 
 
 * Si son gases: la presión total 
 
 * Si son sólidos: el área superficial 
 39 
40 
FACTORES QUE AFECTAN A LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN . 
VELOCIDAD DE REACCIÓN 
Concentración de 
los reactivos 
Temperatura del 
sistema 
Presencia de 
catalizadores 
Naturaleza de 
los 
41 
Naturaleza de los reactivos: 
 La velocidad de reacción varía mucho según la naturaleza de los 
reactivos. 
 Por ejemplo, un trozo de sodio pierde inmediatamente su brillo debido a su 
 reacción con el oxígeno y el agua atmosféricos. El hierro también reacciona 
 con el oxígeno y la humedad del aire, formando herrumbre, pero de forma 
 más lenta 
Oxidación del hierro Oxidación del sodio 
42 
 Concentración de los reactivos 
La velocidad de una reacción aumenta cuando crece la concentración de los 
reactivos. Al aumentar el número de moléculas confinadas será mayor la 
frecuencia con que éstas colisionan entre sí. 
 Por ejemplo, una astilla de madera arde con relativa rapidez en el aire (que 
contiene 20% de oxígeno) pero se inflama inmediatamente con oxígeno puro, 
que contiene mayor concentración de moléculas 
43 
Temperatura del sistema 
La velocidad de casi todas las reacciones aumenta al elevar la temperatura. 
Un aumento de 10 ºC hace que se duplique la velocidad de la reacción. 
Cuanto más alta sea la temperatura, mayor será la energía cinéticas de las 
moléculas, lo que supone un aumento del número de colisiones moleculares 
y por consiguiente, un aumento de la velocidad de la reacción. 
 La temperatura de los insectos sigue las 
oscilaciones del ambiente. Por ello, la actividad de una 
abeja es inferior en invierno, porque las reacciones 
bioquímicas de su 
organismo son más lentas. 
 El carbón y la gasolina no arden a temperatura 
ambiente, pero cuando se calientan se produce 
una rápida combustión. 
Simulador PHET 
EFECTO DE LA TEMPERATURA 
 La constante de velocidad, y por tanto la velocidad de una 
reacción, aumenta si aumenta la temperatura, porque la fracción 
de moléculas que sobrepasan la energía de activación es mayor. 
Así, a T2 hay un mayor porcentaje de moléculas con energía 
suficiente para producir la reacción (área sombreada) que a T1. 
 La variación de la constante de la velocidad con la temperatura 
viene recogida en la ecuación de Arrhenius. 

 
AE
RTk A e[ ] [ ]  
n mv k A B
44 
MECANISMOS DE REACCIÓN. 
¿De qué modo las moléculas de reactivo se convierten en productos? 
¿Cómo podemos explicar el orden de una reacción? 
Reacciones en una sola etapa: NO (g) + O3 (g)  NO2 (g)
 + O2 (g) 
Reacciones en varias etapas: H2O2 + 2 Br
- + 2 H+  Br2 + 2 H2O 
H2O2 + Br
- + H+  HOBr + H2O 
HOBr + Br- + H+  Br2 + H2O 
Mecanismo: Conjunto de etapas por las que transcurre una reacc. qca. 
Cada etapa del mecanismo  Proceso elemental 
Br-, H2O2, H
+ : reactivos 
Br2, H2O: productos 
HOBr: Intermedio de reacción 
Molecularidad: Número de moléculas que participan como 
reactivos en un proceso elemental. 
Importancia: En un proceso elemental, 
el orden coincide con la molecularidad. 
Permite determinar la ley de velocidad 
a partir del mecanismo de reacción. 
a) Aproximación de la etapa determinante. 
b) Aproximación del estado estacionario. 
a) Aproximación de la etapa determinante. 
Tomar como velocidad de la reacción global la velocidad de la etapa 
elemental más lenta (etapa determinante). 
NO2 + F2  NO2F + F (lenta) 
 
NO2 + F  NO2F (rápida) 
p.ej.: reacción global: 2 NO2 + F2  2 NO2F v = k[NO2][F2] 
k1 
k
2 
vet. determ. = k1 [NO2][F2] = v 
b) Aproximación del estado estacionario. 
Suponer que la concentración de los intermedios de reacción 
permanece constante durante la mayor parte de la reacción. 
[Petrucci, tema 15, p.607-608] 
INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA 
SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN. 
Ecuación de Arrhenius 
/RTEak

 Ae
Factor preexponencial Energía de activación 
ECUACIÓN DE ARRHENIUS 
 k = const. de velocidad 
 A = constante 
 T = temp. absoluta 
 Normalmente se 
expresa de forma 
logarítmica para 
calcular EA. 49 
T1 
T2 

 
AE
RTk A e
 A
E
k A
R T
 

ln ln
F
ra
cc
ió
n
 d
e 
m
o
lé
cu
la
s 
Energía 
EA 
CATÁLISIS. 
¿Qué es un catalizador? 
¿Cómo actúa? 
¿Qué tipos de catálisis hay? 
 - Homogénea 
 - Heterogénea 
 - Enzimática 
CATALIZADORES 
 Intervienen en alguna etapa de la reacción pero no se 
modifican pues se recuperan al final y no aparece en la 
ecuación global ajustada. 
 Modifican el mecanismo y por tanto Ea. 
 Los valores de Hr, Sr y Gr no se ven afectados por la 
presencia del catalizador 
 No modifican las constantes de los equilibrios. 
51 
CATALIZADORES 
 Pueden ser: 
 Positivos: hacen que “v”  pues consiguen que Ea. 
 Negativos: hacen que “v”  pues consiguen que Ea. 
 
 Los catalizadores también pueden clasificarse en: 
 Homogéneos: en la misma fase que los reactivos. 
 Heterogéneos: se encuentra en distinta fase. 
52 
53 
Gráfica de perfil de la reacción con y sin catalizador 
54 
TIPOS DE CATÁLISIS 
Catálisis homogénea: el catalizador se encuentra en la misma fase que los reactivos. 
 
 
 
Catálisis heterogénea: el catalizador se encuentra en una fase diferente de la de los 
reactivos. Su mecanismo se basa en la adsorción de las moléculas reaccionantes 
(gases) en la superficie del catalizador (sólido), sobre la que ocurre la reacción. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ejemplo: fabricación de H2SO4 por el método de las cámaras de plomo: 
 2 SO2 (g) + O2 (g)  2SO3 (g) se cataliza con una mezcla gaseosa de NO2 + 
NO 
Ejemplo: O2 + 2H2  2 H2O sobre platino 
55 
El reactivo o sustrato encaja perfectamente en un punto específico de la superficie de la 
enzima, manteniéndose en esta posición por fuerzas intermoleculares 
Después de esta adsorción, la configuración de la enzima puede variar, debilitándose 
el enlace clave del sustrato y aumentando la velocidad de reacción 
Catálisis enzimática: las sustancias que catalizan las reacciones bioquímicas se 
llaman enzimas (proteinas de elevada masa molecular) 
 
 
 
Ejemplo: las reacciones que tienen lugar en el cuerpo humano pueden realizarse 
a la temperatura del organismo (37ºC) gracias a la acción de las enzimas 
EJEMPLO DE CATÁLISIS HETEROGÉNEA 
 En los catalizadores de los coches hay una mezcla de Pt y Rh 
sobre las que se producen las siguientes reacciones: 
 2 CO (g) + O2 (g)  2 CO2 (g) 
 2 NO (g) + 2 CO (g)  N2 (g) + 2 CO2 (g) 
 2 C2H6 (g) + 7 O2 (g)  4 CO2 (g) + 6 H2O (g) 
 con objeto de eliminar los gases tóxicos CO y NO, así como 
hidrocarburos que no se hayan quemado del todo. 
 Animación 
 
56 
../enzymeCatalyst.exe
CATALIZADOR DE UN COCHE. 
57 Tomado de: http://www.oni.escuelas.edu.ar/olimpi99/autos-y-polucion/cataliza.htm 
http://www.oni.escuelas.edu.ar/olimpi99/autos-y-polucion/cataliza.htm
http://www.oni.escuelas.edu.ar/olimpi99/autos-y-polucion/cataliza.htm
http://www.oni.escuelas.edu.ar/olimpi99/autos-y-polucion/cataliza.htm
http://www.oni.escuelas.edu.ar/olimpi99/autos-y-polucion/cataliza.htm
http://www.oni.escuelas.edu.ar/olimpi99/autos-y-polucion/cataliza.htm
http://www.oni.escuelas.edu.ar/olimpi99/autos-y-polucion/cataliza.htm
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APLICACIONES 
 http://www.iesdmjac.educa.aragon.es/departamen
tos/fq/asignaturas/quimica2bac/materialdeaula/Q
UI2BAC%20Tema%202%20Cinetica%20quimica/
5_aplicaciones.html 
ENACE INTERESANTE 
http://www.spaindata.com/quimica/aragon/index.html 
 
59 
http://www.iesdmjac.educa.aragon.es/departamentos/fq/asignaturas/quimica2bac/materialdeaula/QUI2BACTema 2 Cinetica quimica/5_aplicaciones.html
http://www.iesdmjac.educa.aragon.es/departamentos/fq/asignaturas/quimica2bac/materialdeaula/QUI2BAC Tema 2 Cinetica quimica/5_aplicaciones.html
http://www.iesdmjac.educa.aragon.es/departamentos/fq/asignaturas/quimica2bac/materialdeaula/QUI2BAC Tema 2 Cinetica quimica/5_aplicaciones.html
http://www.iesdmjac.educa.aragon.es/departamentos/fq/asignaturas/quimica2bac/materialdeaula/QUI2BAC Tema 2 Cinetica quimica/5_aplicaciones.html
http://www.spaindata.com/quimica/aragon/index.html
60 
5.- Si en la reacción: CO2 + Ca(ClO3)2 + H2O = 2HClO3 + CaCO3 
desaparecen 55 mmoles de Ca(ClO3)2 en determinado tiempo. Determina los mmoles de CO2 que desaparecen 
y los mmoles de HClO3 que aparecen en ese tiempo. 
 Ver problema EBAU 
JULIO 2017 
 
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