Cinética química

1. CINETICA QUIMICA
Lic. José Adonay Valencia QFB
jose.valencia@mail.unssa.edu.sv
2023

2. OBJETIVOS
 • Definir el concepto de Cinética Química.
 • Comprender los efectos sobre la velocidad de reacción
 • Interpretar la ecuación de velocidad
 • Determinar el orden de reacción y Molecularidad.
 • Interpretar el mecanismo de reacción
 • Identificar la etapa lenta en los mecanismos de reacción.

3. INTRODUCCION.
 Los procesos químicos pueden
ocurrir de forma lenta o
rápida.
 Entiéndase que una reacción
finaliza hasta obtener los
productos y los reactantes
limitantes se han terminado.
 De modo que si quemamos un
trozo de madera la reacción
finaliza hasta que se
transforma en carbón
totalmente
Celulosa + O2 + llama → CO2 + H2O + Calor

4. Que tan rápido puede ocurrir una
reacción química ??

5. CINETICA QUIMICA
Es la rama de la Química que estudia la
velocidad de reacción y los procesos que la
afectan.

6. ¿Como se forman los productos
en una reacción química?
 Tomaremos como base los
conceptos siguientes:
 Que son el COMPLEJO ACTIVADO
Y LA ENERGIA DE ACTIVACION.
 Cuando la ENERGIA DE
ACTIVACION sea mayor el
Complejo Activado tardara en
alcanzarse y por lo tanto la
reacción será lenta
relativamente.
 Consideremos una reacción
endotérmica

7. Y si la reacción química es
exotérmica??
 Cuando la ENERGIA DE
ACTIVACION es menor el
Complejo Activado se
forma más rápido.
 Por consiguiente los
productos se obtienen
más rápido
relativamente.

8. Grafica de cinética y energía
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Curso de la reacción
R
P
HR= 25 kJ
HP= 10 kJ
CA= 42 kJ
Ea= CA-HR → 42 -25 → 17 kJ
ΔH = HP-HR → 10 -25 → -15 kJ
Reacción exotérmica
Es una reacción rapida
CA
Ea
CA
Ea
HR= 8 kJ
HP= 19 kJ
CA= 37 kJ
Ea= 37-8 kJ → 29 kJ
ΔH = HP-HR → 19-8 → +11 kJ
Reaccion endotérmica
Es una reacción lenta.

9. Gráfica de análisis de cinética y calor
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E
N
E
R
G
I
A
Curso de reacción
H Reactivos = 15 kJ
H productos = 20 kJ
E CA = 48 kJ
Energía de activación (Ea) = ECA- HR
Ea = 48kJ – 15 kJ =33 kJ
Δ H = HP –HR → 20kJ – 15kJ → Δ H =+ 5 kJ
Tipo de reacción representada: Endotérmica
Esta reacción ocurre de manera lenta
Proceso no espontaneo
R
P
ECA
R
P
H Reactivos = 30 kJ
H P = 5 kJ
ECA = 59 kJ
Ea= Eca –HR → 59-30 → 29 kJ
ΔH = 5 kJ -30kJ → ΔH -25kJ
Tipo de reacción exotérmica
Esta reacción es rápida
Proceso espontaneo

10. TEORIA DE LAS COLISIONES
 Se dice que las moléculas deben tener la orientación y
dirección adecuada para formar los productos, esto para el caso
de las moléculas covalentes.

11. FACTORES QUE AFECTAN LA
VELOCIDAD DE REACCION
 VELOCIDAD DE REACCION
 Velocidad = [reactantes]/tiempo
 LA NATURALEZA DE LOS REACTANTES (intrínseco)
 Cuando los compuestos que reaccionan son iónicos las reacciones
ocurren inmediatamente esto se debe A QUE LOS IONES SE ATRAEN EN
TODAS DIRECCIONES (enlace no dirigido).
 Si los compuestos son covalentes .(enlace dirigido) la velocidad de
reacción es lenta.

12. FACTORES QUE MODIFICAN LA
VELOCIDAD DE LAS REACCIONES
QUIMICAS.
 1.- Temperatura
 2.- Superficie de
Contacto
 3.- Agitación
 4.- Luz
 5.- Presión
 6.- Concentración
 7.- Catalizadores.
2HgO + llama → 2Hg(s) + O2

13. ENERGIA CINETICA

14. TEMPERATURA
 Cuando se aumenta la temperatura también se aumenta la energía cinética de las moléculas o iones, por
lo que se aumenta la posibilidad de choques efectivos entre ellos.
 Al aumentar la temperatura la velocidad de reacción aumenta y por consiguiente la obtención de
productos.
 Si la temperatura disminuye las moléculas o iones se mueven muy lentamente por lo que los productos
tardaran en obtenerse.

15. Superficie de Contacto
 Cuando los compuestos o
sustancias se encuentran
pulverizados al mezclarse se
favorece una reacción más
rápida de que si las sustancias
se encuentren en terrones.
 De modo que a medida que las
sustancias estén mas finamente
divididas aumenta la superficie
de contacto
 La velocidad de reacción será
mayor.

16. Agitación
 Es una variante
del punto
anterior.
 Cuando agitamos
aumentamos la
superficie de
contacto lo que
favorece la
velocidad de
reacción.

17. La Luz (rayos UV)
 Hay reacciones que en la oscuridad son muy lentas,
 Como por ejemplo, la combinación del hidrógeno con
el cloro.
 La luz solar acelera la reacción de modo tal, que a la
luz solar directa, la reacción se hace explosiva:
 H2 + Cl2 → 2HCl
 Lo mismo ocurre en la formación de glúcidos por los
vegetales verdes a partir del agua y el dióxido de
carbono en la fotosíntesis.

 6CO2 + 6H2O + Luz solar →
C6H12O6 + 6O2

18. Muchas reacciones se evitan
al no exponerse a la luz UV
 Las sustancias poco estables se
descomponen por la acción de la luz UV.
 Por lo que se envasan en recipientes
oscuros o ámbar que impidan el paso de
luz.
 como por ejemplo, el peróxido de
hidrógeno:
 2H2O2 + luz solar → 2H2O + O2 (g)
(rápida)

19. La Concentración
 Cuando hablemos de concentración nos referiremos a la cantidad
de sustancia que este presente o reaccionando. Se expresa en
moles de la sustancia por litro de solución.
 A mayor concentración las moléculas y partículas están mas cerca
y existe una mayor probabilidad que los productos se formen.
 De modo que a mayor concentración mayor velocidad de reacción.

20. La Presión
 Este factor se aplica a las
sustancias en estado gaseoso.
 Cuando se aumenta la
presión(se reduce el volumen
del recipiente que los contiene)
 Se considera que las moléculas
o partículas se encuentran mas
cerca por lo que la posibilidad
de los choques es mayor
 Por lo tanto la velocidad de
reacción aumenta.
 Cuando la presión disminuye (el
volumen del recipiente que los
contiene aumenta)
 Las partículas están mas
dispersas y la posibilidad de que
choquen disminuye.

21. Los Catalizadores
CATALIZADOR POSITIVO
 Son los que se aceleran
la velocidad de
reacción.(activadores)
 Reduce la energía de
activación por lo que los
productos se obtienen
mas rápido
CATALIZADOR NEGATIVO
 Son los que hacen un a
reacción mas
lenta.(inhibidores).
 Aumentan la energía de
activación obteniéndose
los productos
lentamente.

22. Efecto del catalizador (+)

23. Enzimas los catalizadores biológicos

24. Enzimas y Energía de Activación

25. METABOLISMO Y ENZIMAS

26. REACCIONES ENZIMATICAS
EXERGONICAS Y ENDERGONICAS

27. ECUACION DE VELOCIDAD
 La velocidad con la que se obtienen los productos en
una reacción química depende exclusivamente de la
concentración de los reactantes.
 V = K[reactantes]
 K = Valor constante especifico para cada sustancia.

28. Considerando una reacción
química hipotética
 An + Bm → Ce + Dx

 La expresión de la ecuación de velocidad seria, asumiendo que ocurre en
una sola etapa.

 V= K [A]n[B]m

 Al sumar los exponentes “n” y “m” sabemos el orden total de reacción
así como la Molecularidad

29. EJEMPLOS
 Al (s) + 3HCl (ac) → AlCl3 (ac) + 1 ½ H2 (g)

 Asumiendo que ocurre en una sola etapa la ecuación de velocidad será:
 V= K [Al] [HCl]3
 al sumar los exponentes es de 4º Orden
 La Molecularidad será TETRAMOLECULAR.

 H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l)

 Asumiendo que ocurre en una sola etapa la ecuación de velocidad será:
 V= K [H2] [O2]1/2 1.5 orden

 Molecularidad: BIMOLECULAR

30. MECANISMO DE REACCION
 No todas las reacciones químicas ocurren en una sola
etapa.
 En otras es necesaria una serie de etapas para llegar a la
formación de los productos finales.
 Cuando existen varias etapas la velocidad de reacción
depende de los reactantes de la etapa lenta.

31. Por ejemplo
 NO(g) + ½ Cl2 (g) → NOCl (g) (etapa rápida)
 NOCl (g) + ½ Cl2 (g) → NOCl2 (g) (etapa lenta)
 NO(g) + Cl2(g) → NOCl2 (g) (etapa global)

 La ecuación de velocidad tomando en cuenta la
etapa lenta será:

 V=K [Cl2]1/2 0.5 orden y es unimolecular

32. INTERMEDIARIO QUIMICO
La concentración de NOCl no se toma en
cuenta en la ecuación de velocidad en este
caso ya que funciona como INTERMEDIARIO
QUIMICO.
 Que son aquellos que se forman en una
etapa y se consumen en la otra etapa.

33. Este mundo en el que vivimos necesita…

34. SER OBJETIVOS…
Nos compromete con la
justicia.
Cuando eres justo entonces
también eres objetivo.