02_CinAtica quAmica 2022_Docentes

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Cinética Química
Objetivos
• Comprender los conceptos de cinética y velocidad
de reacción, su expresión y los factores que
influyen sobre esa velocidad.
• Determinar las velocidades de reacción.
• Comprender la expresión de la ley de velocidad o
ecuación de velocidad incluyendo los conceptos de
orden de reacción y constante de velocidad.
• Utilizar la forma integrada de la ecuación de
velocidad para determinar la concentración de un
reactivo en un tiempo determinado o la vida
media.
• Comprender cómo la temperatura y los
catalizadores pueden modificar la velocidad de las
reacciones.
Cinética
Primera
parte
• Comprender los conceptos de cinética y velocidad
de reacción, su expresión y los factores que
influyen sobre esa velocidad.
• Determinar las velocidades de reacción.
• Comprender la expresión de la ley de velocidad
incluyendo los conceptos de orden de reacción y
constante de velocidad.
• Utilizar la forma integrada de una ley de velocidad
para determinar la concentración de un reactivo en
un tiempo determinado o la vida media.
• Comprender cómo la temperatura y los
catalizadores pueden modificar la velocidad de las
reacciones.
Cinética
Cinética 
química
Área de la química que 
estudia la velocidad
con que ocurre una 
reacción
Velocidad de 
reacción
Velocidad a la que ocurre una
reacción química
Se relaciona con la variación de la 
concentración de un reactivo o producto 
en función del tiempo
Reactivos Productos
H2O2 (ac) H2O (l) + ½ O2 (g)
a A b B
V = - 1 [A]t2 - [A]t1
a t2 - t1
V = - 1 Δ[A]
a Δt
Velocidad promedio 
de desaparición de A 
V = 1 [B]t2 - [B]t1
b t2 - t1
V = 1 Δ[B]
b Δt
Velocidad promedio 
de aparición de B 
Velocidad promedio de una reacción
Relación con la estequiometría
REACTIVO PRODUCTO
a A b B
Velocidad = - 1 Δ[A] = 1 Δ[B]
a Δt b Δt 
Velocidad promedio de una reacción
Unidades de velocidad
Concentración molar por unidad de tiempo: 
M / s
2 HI (g) H2 (g) + I2 (g)
= - 1 Δ[HI] = Δ[H2] = Δ[I2]
2 Δt Δt Δt
Velocidad
Velocidad promedio de reacción y estequiometría
Ejemplo
Velocidad 
instantánea de 
reacción
Tangente
t = 0 s
Tangente
t = 600 s
Segunda
parte
• Comprender los conceptos de cinética y velocidad
de reacción, su expresión y los factores que
influyen sobre esa velocidad.
• Determinar las velocidades de reacción.
• Comprender la expresión de la ley de velocidad
incluyendo los conceptos de orden de reacción y
constante de velocidad.
• Utilizar la forma integrada de una ley de velocidad
para determinar la concentración de un reactivo en
un tiempo determinado o la vida media.
• Comprender cómo la temperatura y los
catalizadores pueden modificar la velocidad de las
reacciones.
Cinética
Factores que 
influyen en la 
velocidad de 
reacción
Concentración de reactivos
Temperatura de reacción
Presencia de un catalizador
Influencia de la concentración de reactivos
sobre la velocidad de reacción
α + β = orden global de reacción
velocidad = k . [A]α . [B]β
k = constante de velocidad específica
Influencia de la concentración de reactivos
Ecuación de velocidad o Ley de velocidad
a A + b B c C + d D
Orden global de reacción = 0 + 2
Orden global de reacción = 2
velocidad = k . [A]0 . [B]2
a A + b B c C + d D
Orden global de reacción
Ejemplo
Ecuación de velocidad
• Las ecuaciones de velocidad siempre se determinan
experimentalmente.
• El orden global de una reacción siempre se determina en función de
las concentraciones de los reactivos (y no de los productos).
• El orden respecto de un reactivo no está relacionado con el
coeficiente estequiométrico del reactivo en la ecuación global
balanceada.
Ecuación integrada de velocidad
Expresa la relación de la concentración de un reactivo en función del tiempo.
Se obtiene a través de un cálculo de integración sobre la ecuación de velocidad.
Hay una ecuación integrada para cada orden de reacción.
Tiempo requerido para reducir a la mitad la concentración 
inicial de un reactivo
La expresión de la vida media depende del orden de reacción.
Para t = t ½ =˃ [A]t ½ = ½ [A]inicial
Vida media
Ecuación de 
velocidad
Ejemplos de 
aplicaciones
• Determinar:
• la velocidad de reacción, conociendo la 
concentración de reactivos y el orden de la 
reacción
• la concentración de reactivos a cualquier 
tiempo de reacción conociendo la velocidad y 
la concentración inicial
• el tiempo necesario para que reaccione una 
fracción de muestra
• el tiempo necesario para que la 
concentración de reactivos alcance un nivel 
esperado
• el tiempo en que se degrada determinada 
muestra o medicamento
Reacción de orden cero
A B + C 
• Ecuación de velocidad o ley de velocidad:
velocidad = k [reactivo]α, α = 0
velocidad = k [A]0 = k
• Ecuación integrada de velocidad:
[A]t = [A]0 – k t
• Vida media, t½:
t½ = [A]0 / 2 k
V
e
lo
ci
d
ad
 (
M
/s
)
Concentración (M) Tiempo (s)
[A]0
Pendiente = -k
2 NH3 (g) N2 (g) + 3 H2 (g)
Ecuación integrada de velocidad:
[NH3]t = [NH3]0 - k t
Unidades constante de velocidad:
M s-1
Reacción de orden cero
Ejemplo
Expresión de la ley de velocidad:
velocidad = k [NH3]0
velocidad = k
Vida media:
t1/2 = [NH3]0/2 k
Reacción de primer orden
A B + C
• Ecuación de velocidad o ley de velocidad:
velocidad = k [reactivo]α, α = 1
velocidad = k [A]
• Ecuación integrada de velocidad:
ln[A]t = ln[A]0 – k t
• Vida media, t½:
t½ = ln2/k = 0,693/k
V
e
lo
ci
d
ad
 (
M
/s
) 
Concentración (M)
a b c d e
a
b
c
d
e
Velocidad c 
Tiempo (s)
N2O5 (g) 2 NO2 (g) + ½ O2 (g)
Ecuación integrada de velocidad:
ln[N2O5]t = ln[N2O5]0 - k t
Unidades constante de velocidad (k):
s-1
Reacción de primer orden
Ejemplo
Expresión de la ley de velocidad:
velocidad = k [N2O5]
1
velocidad = k [N2O5]
Vida media:
t1/2 = 0,693/k
N2O5 (g) 2 NO2 (g) + ½ O2 (g)
Reacción de primer orden
Ejemplo
Expresión de la ley de velocidad:
velocidad = k [N2O5]
Ecuación integrada de velocidad:
ln[N2O5]t = ln[N2O5]0 - k t
y = b + m x
A
B
Tiempo (s)
m = -k
ln[N2O5]0
C
o
n
ce
n
tr
a
ci
ó
n
 d
e 
re
a
ct
iv
o
 A
 (
M
)
Tiempo (s)
C
o
n
ce
n
tr
a
ci
ó
n
 
d
e 
re
a
ct
iv
o
 A
 (
M
)
k 
pequeña
k
grande
Tiempo (s)
[A]0
t½ corto
t½ largo
Vida media de reacciones de primer orden
Reacción de segundo orden
A b B
• Expresión de la ley de velocidad:
velocidad = k [A]α, α = 2
velocidad = k [A]2
a A + b B c C
• Expresión de la ley de velocidad:
velocidad = k [A]α [B]β
α + β = 2
A B 
Reacción de segundo orden
Expresión de la ley de velocidad:
velocidad = k [A]2
Ecuación integrada de velocidad:
1 = 1 + k t
[A]t [A]0 
y = b + m x
Vida media:
t1/2 = 1/[A]0 k
Unidades de k:
M-1 x s-1
1 = 1 + k . t
[A] [A]o
Tiempo (s)
Pendiente = k
1
/[
A
] 
(M
-1
)
Comparación 
de 
velocidades 
de reacción
Tiempo (s)
C
o
n
ce
n
tr
ac
ió
n
 (
M
)
Determinación gráfica del orden de reacción
Tiempo (s)
[A
] 
( 
M
)
s
1
/[
A
] 
(M
-1
)
Tiempo (s)
sTiempo (s)
ln
 [
A
]
[A]t = [A]0 – k t ln[A]t = ln[A]0 – k t 1 / [A]t = 1 / [A]0 + k t 
Ecuación
integrada
Orden de 
reacción
cero primero segundo
Sustituyendo [A]t por [A]t1/2 = 1/2 [A]0 y t por t1/2:
1 [A]0 = [A]0 – k t1/2 ln 1 [A]0 = ln[A]0 – k t1/2 2 = 1 + k t1/2
2 2 [A]0 [A]0
Reordenando:
t1/2 = 1 / [A]0 k
Vida
media
t1/2 = [A]0
2 k
t1/2 = 0,693
k
Vida media
Resumen
Resumen
Enfoque cinético del equilibrio químico
Relación entre constante de equilibrio y constantes de velocidad
N2O4 (g) 2 NO2 (g)
• Reacción directa =˃ velocidad = k . [N2O4]
• Reacción inversa =˃ velocidad = k’. [NO2]
2
• Al alcanzar el equilibrio, la velocidad directa y la
inversa se hacen iguales:
k . [N2O4] = k’ . [NO2]
2
k
k’
k
k’
K =
Tiempo (s)
V
el
o
ci
d
a
d
 (
M
(s
)
Tercera
parte
• Comprenderlos conceptos de cinética y velocidad
de reacción, su expresión y los factores que
influyen sobre esa velocidad.
• Determinar las velocidades de reacción.
• Comprender la expresión de la ley de velocidad
incluyendo los conceptos de orden de reacción y
constante de velocidad.
• Utilizar la forma integrada de una ley de velocidad
para determinar la concentración de un reactivo en
un tiempo determinado o la vida media.
• Comprender cómo la temperatura y los
catalizadores pueden modificar la velocidad de las
reacciones.
Cinética
Influencia de la temperatura
sobre la velocidad de reacción
Energía de activación
• Las moléculas deben tener una cierta
cantidad mínima de energía para reaccionar,
que proviene de la energía cinética de las
moléculas que colisionan.
• La energía mínima requerida para iniciar una
reacción química se conoce como energía de
activación, Ea.
• Si las moléculas de reactivos no poseen la
cantidad de energía necesaria para superar
el valor de la energía de activación en el
momento que chocan, la reacción no puede
ocurrir.
A
B
3,1 3,2 3,33,0
- 9
- 8
- 7
1/T (K-1) 
Influencia de la temperatura sobre la velocidad de 
reacción
Ecuación de Arrhenius
k = A . e -Ea/RT
Aplicando logaritmo natural (ln):
ln k = ln A - Ea 1
R T
Ea = energía de activación
A = factor pre-exponencial o factor de frecuencia
Influencia de la 
temperatura 
sobre la 
velocidad de 
reacción
Caliente Frío
ln
 k
1 / Temperatura (K-1) 
Energía de
activación baja
Energía de
activación alta
Influencia de catalizadores
sobre la velocidad de reacción
Catalizadores
• Aumentan la velocidad 
directa e inversa de una 
reacción
• Disminuyen la energía de 
activación
• Dan lugar a otro 
mecanismo de reacción 
con una trayectoria 
alternativa
• No participan de la 
reacción
Progreso de la reacción
E
n
er
g
ía
 p
o
te
n
ci
a
l
Reactivos
Productos
Camino 
original
Ea del 
camino 
catalizado
Camino 
catalizado
Catalizadores
• Homogéneo
◦ Se encuentra en la misma fase que los reactivos
2 H2O2 (ac) H2O (l) + O2 (g)
• Heterogéneo
◦ Se encuentra en una fase diferente a los reactivos 
◦ Ejemplo, sólidos en contacto con gases:
C2H4 (g) + H2 (g) C2H6 (g)
Fe2+
Pt 
Resumen
• Comprender el concepto de velocidad de reacción
y los factores que influyen sobre esa velocidad.
• Determinar las velocidades de reacción.
• Comprender la expresión de la ley de velocidad
incluyendo los conceptos de orden de reacción y
constante de velocidad.
• Utilizar la forma integrada de una ley de velocidad
para determinar la concentración de un reactivo
en un tiempo determinado o la vida media.
• Comprender cómo la temperatura y los
catalizadores pueden modificar la velocidad de las
reacciones.
Cinética
Bibliografía
• Química. Chang, R. Editorial McGraw-Hill. 
• Principios de Química. Atkins, P. Editorial Médica Panamericana, S. 
• Química General. Umland J., Bellama J. Thomson Editores.
• Química. Brown T.L., Le May, Jr H.E., Bursten B.E. Pearson.