Este documento trata sobre la cinética química, que estudia la velocidad de las reacciones químicas. Explica que la velocidad depende de factores como la concentración de los reactivos, la temperatura, y la presencia de catalizadores. También describe cómo determinar experimentalmente la ley de velocidad de una reacción y el orden de reacción a partir de datos sobre la variación de la concentración con el tiempo.

1. Reacción química
 Transmisión de impulsos nerviosos.
 Acción farmacológica de los medicamentos.
 Oxidación de estructuras de acero.
 Formación del petróleo a partir de restos fósiles.
 Descomposición de un alimento enlatado.
 Control de contaminación ambiental.

2. CINÉTICA QUÍMICA

3. CINÉTICA QUÍMICA
 Área de la química que se ocupa del estudio de la
velocidad o rapidez, con que ocurre una reacción
química.
 La palabra “cinética” sugiere movimiento o cambio.
 En este caso, cinética se refiere a la rapidez de
reacción, que se refiere al cambio a la
concentración de un reactivo o de un producto con
respecto al tiempo (M/s)

4. ¿Por qué es importante la cinética
química?
 Ayuda con gran precisión a establecer la rapidez y
las rutas que siguen los procesos químicos cuando
ocurren en determinadas condiciones de presión,
temperatura y concentración.

5. ¿Para qué estudiar la rapidez de una
reacción química?
 La fotosíntesis
 Las reacciones nucleares en cadena
 Polimerización del cemento
 Conversión del grafito en diamante
 Diseño de fármacos
 Diseño de procesos con un alto rendimiento del
producto
 Construcción de materiales con propiedades
diferentes
 Procesamiento de alimentos

6. Ecuación general de una reacción
química
 Reactivos Productos
(Disminución [R]) (Aumento [P])
 Durante el transcurso de una reacción, los reactivos
se consumen mientras se forman los productos.

7. Rapidez de una reacción química
Para la reacción:
A B
ó

8. Teoría de las colisiones
 Las reacciones químicas son el resultado de las
colisiones entre las moléculas de los reactivos. La
rapidez de una reacción es directamente
proporcional al número de colisiones moleculares
por segundo.
 Las moléculas que chocan deben tener una mínima
cantidad de energía que se requiere para iniciar
una reacción química, llamada energía de
activación (Ea). En general, solo una pequeña
fracción de las moléculas que chocan, las que se
mueven más rápido, tienen suficiente energía
cinética para superar la energía de activación

10. Para que la colisión sea efectiva, deben estar
orientadas correctamente en el momento de la colisión.

11. Orientación de las moléculas

12. Factores que afectan la rapidez de
una reacción química
 Concentración de los reactivos
A mayor concentración, se aumenta el número de
partículas en un determinado volumen, mayor número
de colisiones
 Temperatura a la que se efectúa la reacción
A mayor temperatura, aumento de velocidad de las
moléculas, aumento de colisiones.
En una reacción exotérmica, la energía necesaria para
romper los enlaces entre átomos es menor que la
energía liberada.
En una reacción endotérmica, la energía liberada es
menor que la necesaria para romper enlaces.

13.  Presencia de un catalizador
Catalizadores positivos: aceleran la rapidez de
reacción.
Catalizadores negativos o inhibidores: disminuyen o
retardan la reacción.
Catalizador biológico: Enzimas, proteolíticas (digerir
proteínas), lipasas (digerir grasas), amilasas
(digerir carbohidratos)

15. Factores que afectan la rapidez de
una reacción química.
 Tamaño de la partícula o superficie de contacto
A mayor superficie de contacto, aumenta número de
colisiones
 Estado físico de los reactivos
En reacciones en estado gaseoso, la concentración de
los reactivos aumenta al aumentar la presión.

17. Ejemplo de velocidad de reacción:
reacción de bromo molecular y ácido fórmico
 Br2(ac) + HCOOH(ac) 2Br-
(ac) + 2H+
(ac) + CO2(g)
A medida que progresa la reacción, la concentración
de bromo disminuye con rapidez (la concentración se
puede medir con un espectrómetro).
La disminución de la concentración de bromo desde un
tiempo inicial hasta un tiempo final, permite determinar
la rapidez promedio.
Rapidez = - Δ [Br2] = - [Br2] final – [Br2] inicial
Promedio Δt tfinal - tinicial

18. Rapidez de reacción entre el bromo
molecular y el ácido fórmico a 25°C

19.  A partir de datos experimentales, podemos calcular
la rapidez promedio en distintos intervalos.
 La rapidez promedio para la reacción depende de
los intervalos que seleccionemos.
 Al calcular la rapidez en intervalos más cortos, se
obtiene la rapidez en un momento específico, lo
que proporciona la rapidez instantánea.

20. Analogía para distinguir entre la rapidez
promedio y la rapidez instantánea
 La distancia en carretera, desde San Francisco hasta
Los Ángeles es de 512 millas. Si una persona tarda
11.4 horas en llegar de una ciudad a la otra, la
rapidez promedio es de 512 millas/11.4 horas, o 44.9
mph.
 Pero si el automóvil viaja a 55.3 mph durante las
primeras 3 horas, 26 minutos; entonces la rapidez
instantánea del automóvil es de 55.3 mph.
 La rapidez del automóvil puede aumentar o disminuir
durante el viaje, pero la rapidez instantánea de una
reacción siempre disminuye con el tiempo.

21. ¿Qué efecto tiene la concentración de bromo sobre la
rapidez de la reacción?
 Observa los datos de la tabla y compara la concentración
de Br2 y la rapidez de reacción a:
 t = 50 s y t = 250 s

22.  A medida que la concentración del bromo se duplica, la
rapidez de reacción también lo hace.
 Podemos decir que la rapidez es directamente
proporcional a la concentración de Br2, es decir
rapidez α [Br2]
= k [Br2]
El término K se conoce como constante de rapidez, una
constante de la proporcionalidad entre la rapidez de
reacción y la concentración del reactivo.

23. La línea recta indica que la rapidez es directamente proporcional a
la concentración; cuanto mayor es la concentración, mayor es la
rapidez.

24.  K = rapidez = 1/s ó s-1
[Br2]
 K no se ve afectada por la concentración
de Br2
 La rapidez será mayor cuando la
concentración sea mayor, y será menor a
menores concentraciones.
 La relación rapidez/[Br2] permanece igual
mientras no cambie la temperatura.

25. Ley de rapidez
 Expresa la relación de la rapidez de una reacción con la
constante de rapidez y la concentración de los reactivos,
elevados a alguna potencia.
 Para la reacción aA + bB cC + dD
 La ley de rapidez es: rapidez = k [A]x [B]y
 Donde x y y son números que se determinan
experimentalmente.
 x y y no son iguales a los coeficientes estequimétricos a y b
 Los exponentes especifican las relaciones entre las
concentraciones de los reactivos A y B y la rapidez de
reacción.
 Al sumar los exponentes obtenemos el orden de reacción
global.

26. Orden de reacción global
 Es la suma de los exponentes a los que se elevan
todas las concentraciones de reactivos que
aparecen en la ley de rapidez.
 Para la ecuación rapidez = k [A]x [B]y
 El orden de reacción global es x + y
 También podemos decir que la reacción es de
orden x-ésimo en A, de orden y-ésimo en B y de
orden (x + y)-ésimo global

27. Determinar la ley de rapidez de la
siguiente reacción
 F2(g) + 2ClO2(g) 2FClO2(g)
 Para estudiar el efecto de la concentración de los
reactivos sobre la rapidez de la reacción debemos
considerar los siguientes puntos:
 Determinar la rapidez inicial de las concentraciones iniciales ,
pues a medida que procede la reacción disminuyen las
concentraciones de los reactivos.
 Al transcurrir la reacción, también puede ocurrir una reacción
inversa del tipo
productos reactivos
La cuál introduce un error en la medición de rapidez.

28. Datos de rapidez entre F2 y ClO2
[F2] (M) [ClO2] (M) Rapidez
inicial (M/s)
1) 0.10 0.010 1.2 x 10-3
2) 0.10 0.040 4.8 x 10-3
3) 0.20 0.010 2.4 x 10-3
 Observa los valores 1y 3
 Al duplicarse [F2] mientras
que [ClO2] se mantiene
constante, la rapidez de
reacción se duplica.
 La rapidez es
directamente proporcional
a [F2]
 ¿Qué información puedes
obtener al comparar los
valores 1 y 2?

29. Determina ley de rapidez y la
constante de rapidez
 Rapidez = k [F2]x [ClO2]y
 Tomamos la proporción de las rapideces a partir de los
valores 1 y 3.
Rapidez 3 2.4x10-3 k (0.20 M)x (0.010 M)y
Rapidez 1 1.2x10-3 k (0.10 M)x (0.010 M)y
Por lo tanto, (0.20 M)x
(0.10 M)x
 X = 1, la reacción es de primer orden en F2
 Determina de forma similar el valor de y
22x
2

30. Resultados
 Debido a que tanto [F2] como [ClO2] están
elevados a la primera potencia, la reacción es de
primer orden respecto de F2, de primer orden
respecto a ClO2 y de segundo orden global.
 Rapidez k [F2] [ClO2]
 rapidez
[F2] [ClO2]
k 1.2 / M . s

31. En resumen
 Las leyes de rapidez siempre se determinan en
forma experimental.
 A partir de las concentraciones de los reactivos y
de la rapidez inicial es posible determinar el orden
de una reacción y, por lo tanto, la constante de
rapidez.
 El orden de una reacción siempre se define en
términos de las concentraciones de los reactivos (no
de los productos)
 El orden de un reactivo no está relacionado con el
coeficiente estequiométrico del reactivo en la
reacción global.

32. ¿Para qué sirve el orden de reacción?
 Permite comprender la dependencia de la reacción
con las concentraciones de los reactivos.
 Si para una cierta reacción, x=0 y y=1 la ley de
rapidez será.
 Rapidez = k [A]0 [B]
= k [B]
 El exponente cero indica que la rapidez de esta
reacción es independiente de la concentración de A