Este documento trata sobre cinética química. Explica conceptos como velocidad de reacción, factores que afectan la velocidad como concentración y temperatura, y mecanismos de reacción. También cubre catalizadores y cómo pueden aumentar la velocidad de una reacción al disminuir la energía de activación sin alterar la espontaneidad.

1. QUÍMICA
Con el Ingeniero: Sergio Moreno
Alumnos: Karla K. Balcón
José Manuel Cabrera
INSTITUCION DE FORMACION EDUCATIVA SUPERIOR

2. Cinética
química

3. ¿Que es cinética química?
La cinética química es el estudio de la
velocidad con la que ocurre una
reacción y los mecanismos de
reacción, esta a su vez determina
cómo cambia dicha velocidad bajo
que condiciones, variables y qué
eventos moleculares se efectúan
durante la reacción general

4. El estudio de reacciones químicas puede
enfocarse desde dos aspectos:
• a) Cambios cuantitativos que ocurren durante la
reacción hasta alcanzar el estado final sin importar
si la reacción ocurre lenta o rápidamente.
• b) En el segundo enfoque interesa la rapidez con
la cual los reactivos son transformados en
productos, teniendo en cuenta al tiempo como
variable independiente.

5. • La velocidad de reacción
química, describe la rapidez
de formación de un producto o
desaparición de un reactivo en
un intervalo de tiempo.
¿Que es la velocidad de reacción?
Esta también puede ser
definida como la
concentración molar de
reactivo que desaparece, o la
concentración molar del
producto de reacción
Velocidad de desaparición de
un reactante
Velocidad de formación
de un producto

6. Variables que afectan la
velocidad de una reacción.
Naturaleza de la reacción:
Algunas reacciones son, por
su propia naturaleza, más
rápidas que otras. El
número de especies
reaccionantes, su estado
físico, su ordenamiento
electrónico periférico, el
numero de enlaces y la
energía que estos tengan
además la complejidad de
la reacción , y otros
factores, influyen en la
velocidad de reacción.
Concentración:
La velocidad de reacción aumenta
con la concentración, como está
descrito por la ley de la velocidad y
explicada por la teoría de las
colisiones. Al incrementarse la
concentración de reactante, la
frecuencia de colisión también se
incrementa.

7. • Temperatura de la reacción :
La rapidez de la mayoría de las
reacciones químicas aumenta al
ocurrir un incremento de la
temperatura, Al aumentar la
temperatura, se incrementa el
desorden de las partículas de las
sustancias reaccionantes, esto
hace que aumente el número de
colisiones efectivas entre
partículas, permitiéndoles
reaccionar
• Presencia de un catalizador en
una reacción :
Un catalizador es una
sustancia que modifica la
rapidez de una reacción
química sin que ella misma se
consuma en el proceso o sufra
algún cambio químico

8. La velocidad de reacción a su
vez puede ser:
1. Velocidad media:
Mide la variación de la concentración de una sustancia, que
intervenga en la reacción, con respecto al tiempo. teniendo
en cuenta dos aspectos:
• Si la sustancia es un reactivo, su concentración disminuirá
con el tiempo
• Si el coeficiente del ajuste de la reacción es alto
2. Velocidad instantánea:
La velocidad de una reacción en un instante viene dada,
por la derivada de la concentración de una sustancia
que intervenga en la reacción con respecto al tiempo.

9. Las partículas necesitan chocar con una energía mínima y con
una orientación adecuada para que se reorganicen los electrones
y se formen nuevos enlaces químicos.

10. Mecanismos de
reacción

11. Mecanismos de reacción
• Mecanismo de reacción: serie de procesos elementales que da
lugar a una reacción global
- debe ser consistente con la estequiometría de la reacción global o neta
- debe ser consistente con la ecuación de velocidad experimental
• Procesos elementales: transformaciones químicas por las que, en
una sola etapa, se reagrupan los átomos de una o varias moléculas
- (Molecularidad: número de moléculas involucradas en la formación del
estado de transición en un proceso elemental)
- Los PE suelen ser unimoleculares o bimoleculares (un choque efectivo de
tres o más moléculas es altamente improbable)
- A diferencia de lo que ocurre con la reacción global, en la ecuación de
velocidad de los PE, los exponentes de las concentraciones son los
mismos que los coeficientes estequiométricos
- Existen especies químicas intermedias, que no son reactivos ni
productos, que se producen en un proceso elemental y se consumen en
otro. Éstas no pueden aparecer en la ecuación de velocidad global.
- Si un PE transcurre mucho más lento que los demás, él constituye la
etapa determinante de la velocidad de la reacción global

12. Mecanismos de reacción
Reactivos Intermedios Productos
Paso Paso
rápido lento
perfil de reacción
Coordenada de reacción

13. Mecanismos de reacción
H2
2IClI 2HCl2 experimentalmente: vk  H  ICl 2
Caso: Mecanismo con un paso lento seguido de otro rápido
Paso 1, lento: H  ICl  HI  HCl v k  H  ICl  Paso determinante
Paso 2, rápido:
2
HI  ICl  I
1
 HCl v
1 2
k  HI  ICl 2 2 2
H2 2IClI 2HCl vk2 1  H  ICl 2
estequiometría OK ec. de velocidad experimental OK
Para que se dé el paso 2 hace falta que se produzca HI en el paso 1. Siendo el
PE2 más rápido, en cuanto se produce HI en el PE1 se consume
inmediatamente en el 2. Por tanto el PE1, es decir el paso lento, determina la
velocidad de la reacción global. Eso explica que ésta sea de primer orden
respecto a H2 y a ICl y de segundo orden global.

14. Mecanismos de reacción
H2
2IClI 2HCl2 experimentalmente: vk  H  ICl 2
Caso: Mecanismo con un paso lento seguido de otro rápido
estado de
transición
del PE1
PE1: H 2
Ea
reactivos
H 2 2ICl
 ICl  HI  HCl
intermedio
HI  HCl  ICl
estado de
transición
del PE2
PE2: HI  ICl  I 2
 HCl
productos
I2
2HCl
coordenada de reacción

15. Mecanismos de reacción
2NO O 2NO experimentalmente: v  k  NO 2O 2 2 2
Caso: Mecanismo con un paso rápido y reversible seguido de otro lento
2
Paso 1, rápido: 2NO ⇌ N O k  NO   k  N O 
Paso 2, lento:
2 2
N O O 2NO
1 1 2 2
v k  N O O  Paso determinante2 2 2 2 2 2 2 2 2
2NO O 2
2NO 2
estequiometría OK
Si el paso 2 es el determinante, v=v2. N2O2 es un intermedio de reacción y no
puede aparecer en la ecuación de velocidad global. Si el PE2 es lento, permite
que el PE1 directo y el PE1 inverso alcancen el equilibrio, lo que permite
calcular [N2O2] en función de un reactivo.
vv k N O O 
k 1
k  NO2O   k 
k 1
NO 2O  k  k2 2  2 2  2  2 2 2 2
k1 k1
ec. de velocidad experimental OK

16. Mecanismos de reacción
2NO O 2NO experimentalmente: v  k  NO 2O 2 2 2
Caso: Mecanismo con un paso rápido y reversible seguido de otro lento
estado de
transición
Ea
estado de
transición
del PE1 N
2NO ⇌ N O
O2 2
del PE2
O 2NO2 2
2 2
reactivos
2NO O 2
intermedio
N O O2 2 2
productos
2NO 2
coordenada de reacción

17. Catálisis
Química (1S, Grado Biología) UAM 4. Cinética química

18. Catálisis
• Catalizador: sustancia ajena a reactivos y productos, que participa
en la reacción sin alterarse permanentemente, aumentando su
velocidad
- altera el mecanismo de reacción
- disminuye la energía de activación
• da lugar a un estado de transición distinto, más lábil y menos energético
- no altera la entalpía de reacción ni la entropía de reacción
• no altera la espontaneidad de la reacción
coordenada de reacción [Lectura: Petrucci 15.11]
Química (1S, Grado Biología) UAM 4. Cinética química 45

19. Catálisis
• Catalisis homogénea: el catalizador está presente en la misma
fase que reactivos y productos, normalmente líquida
- Ejemplo: descomposición del H2O2 catalizada con I-
Paso 1, lento:

H O I OIH O v  k  H O  I Paso determinante
Paso 2, rápido:
2 2
H O OI
2
 H OIO
1 1 2 2
2 2 2 2
2H O2 2 2H OO2 2
Al ser el PE2 más rápido, en cuanto desaparece I- en el PE1, aparece
inmediatamente por el PE2, por lo que la concentración de I- es constante, con
lo que k1

I  k
vv k  H O 1 2 2
En este caso, la reacción catalizada con I- es de primer orden, como la no
catalizada, pero la constante de velocidad es mucho mayor. Además, la de la
catalizada aumenta con la concentración de catalizador, en este caso.

20. Catálisis
• Catalisis heterogéna: el catalizador está en una fase diferente;
normalmente el catalizador es un soporte sólido sobre el que ocurre
la reacción
- Ejemplo: oxidación de CO a CO2 y reducción de NO a N2 sobre Rh
2CO 2NO 2CO N2 2

21. Catálisis
• Catalisis heterogéna: el catalizador está en una fase diferente;
normalmente el catalizador es un soporte sólido sobre el que ocurre
la reacción
- Ejemplo: oxidación de CO a CO2 y reducción de NO a N2 sobre Rh
2CO 2NO 2CO N2 2

22. FIN