QUIMICA1

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Cinética química
		
Determinar velocidades a las que se
 llevan a cabo las reacciones químicas e 
Identificar los factores que regulan estas 
velocidades
*
*
 
 La velocidad de una reacción es una magnitud positiva que expresa el 
 cambio de la concentración de un reactivo o un producto con el tiempo
 Algunas reacciones son casi instantáneas, como la explosión del TNT; otras son muy lentas, como la transformación de diamante en grafito
Ejemplo
I2 (g) + H2 (g)  2 HI (g)
	 La velocidad de la reacción puede expresarse en término del aumento de la 
 concentración de producto ocurrida en un intervalo de tiempo t :	
	 También puede expresarse como la disminución de la concentración de los
 reactivos ocurrida en un intervalo de tiempo t :
*
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: 
*
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. 
*
Ecuación de velocidad (cont).
	A la constante “k” se le denomina constante de velocidad (No confundir con KC o KP)
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.
2. Teoría de las colisiones
Las reacciones químicas se producen por los choques eficaces entre las moléculas de reactivos
I
I
H
H
Choque
eficaz
No eficaz
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.
*
*
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.
*
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 orden ½ respecto al Br2.
Energía 
de activación
Energía potencial
Transcurso de la reacción
Complejo
activado
Reactivos
H<0
Energía 
de activación
Transcurso de la reacción
Complejo
activado
Reactivos
H>0
Energía potencial
Reacción exotérmica
Reacción endotérmica
Productos
Productos
*
Energía 
de activación
Energía potencial
Transcurso de la reacción
Complejo
activado
Reactivos
H<0
Energía 
de activación
Transcurso de la reacción
Complejo
activado
Reactivos
H>0
Energía potencial
Reacción exotérmica
Reacción endotérmica
Productos
Productos
	 El complejo activado es una
	asociación transitoria 
	muy inestable, ya que su 
	energía es superior a las 
	moléculas de reactivo y 		producto
*
3. Factores que influyen en la velocidad de reacción
1.- Estado físico de los reactivos
2.- Concentración de los reactivos
3.- Temperatura
4.- Catalizadores
Las reacciones son más rápidas si los reactivos son gaseosos o están en 
disolución. 
En las reacciones heterogéneas la velocidad dependerá de la superficie 
de contacto entre ambas fases, siendo mayor cuanto mayor es el estado 
de división.
Un incremento de la temperatura provoca un incremento en la energía cinética de las moléculas, lo que hace que sea mayor el número de moléculas que alcanza la energía de activación. 
*
La velocidad de la reacción se incrementa al aumentar la concentración de los reactivos, ya que aumenta el número de choques entre ellos.
Concentración de los reactivos
*
Energía 
de activación
Energía potencial
Transcurso de la reacción
Complejo
activado
Reactivos
H<0
Energía 
de activación
Transcurso de la reacción
Complejo
activado
Reactivos
H>0
Energía potencial
Reacción exotérmica
Reacción endotérmica
Productos
Productos
E.A
Los catalizadores cambian la energía de activación de una determinada reacción, y por lo tanto incrementan la velocidad de reacción 
 Reacción no catalizada
Reacción catalizada
*
Energía 
de activación
Energía 
Transcurso de la reacción
Complejo
activado
Reactivos
H<0
Energía 
de activación
Transcurso de la reacción
Complejo
activado
Reactivos
H>0
Energía
Reacción exotérmica
Reacción endotérmica
Productos
Productos
E.A
E.A
Los catalizadores
negativos aumentan la
energía de activación
Los catalizadores
positivos disminuyen
la energía de activación
E.A sin catalizador
E.A con catalizador negativo
E.A con catalizador positivo
*
[
]
[
]
[
]
t
HI
t
t
HI
HI
v
1
2
t
t
1
2
D
D
=
-
-
=
[
]
[
]
[
]
t
I
t
t
I
I
v
2
1
2
t
2
t
2
1
2
D
D
-
=
-
-
-
=
[
]
(
)
1
1
2
s
molL
06
,
0
10
6
,
0
t
CO
v
-
-
=
-
-
=
D
D
-
=
[
]
1
1
s
molL
06
,
0
10
6
,
0
t
CO
v
-
-
=
=
D
D
=
[
]
1
1
2
s
molL
03
,
0
10
3
,
0
t
O
v
-
-
=
=
D
D
=
[][]
=´´
nm
vkAB