2. 1.- Cinética Química.
2.- Velocidad de reacción.
2.1. Expresión de la velocidad de una reacción.
3.- Ecuación y constante de velocidad.
3.1. Orden de reacción.
3.2. Determinación experimental de la ecuación de
velocidad.
4.- Mecanismos de reacción.Molecularidad
5.- Teoría de las reacciones químicas.
5.1. Teoría de las colisiones.
5.2. Teoría del complejo activado.
6.- Factores que influyen en la velocidad de una reacción.

3. La cinética química es la parte de la química que
trata de la velocidad con que suceden las reacciones, de los
factores que influyen en ella y del mecanismo a través del
cual los reactivos se transforman en productos.

4. La velocidad de una reacción química se define como la
derivada de la concentración de un reactivo o producto
con respecto al tiempo y convertida siempre en un valor
positivo.
Matemáticamente hablando, diremos que la velocidad de
una reacción es el límite al que tiende el cociente entre la
variación de la concentración de un reactivo o un producto
y el intervalo de tiempo, cuando éste tiende a cero.
∆ →t 0
Δ [ S u s t a n c i a ] d [ S u s t a n c i a ]
v = l i m =
Δ t d t
Las unidades de la velocidad siempre será: mol.L-1
.s-1

5. Para una reacción teórica del tipo:
La velocidad de reacción se expresa mediante cualquiera de
estas formas:
Como la velocidad es positiva según transcurre la reacción, es
necesario poner un signo “-” delante de las concentraciones de los
reactivos.
Ejemplo: Expresa la velocidad de reacción en función de la concentración de cada una
de las especies implicadas en la reacción: 4 NH3 (g) + 3 O2 (g) → 2 N2 (g) + 6 H2O (g)
[ ] [ ] [ ] [ ]
= − = − = =
× × × ×
d A d B d C d D
v
a d t b d t c d t d d t
3 2 2 2
[ ] [ ] [ ] [ ]
4 3 2 6
d N H d O d N d H O
v
d t d t d t d t
= − = − = =
× × × ×
a A + b B c C + d D

6. En general para una reacción del tipo:
la velocidad de reacción en cualquier instante de ésta viene dada por
una ecuación o ley de velocidad que tiene la siguiente expresión:
v = k [ A ]m
. [ B ]
n
Notas:
a) Los valores de “m” y “n” se calculan de forma experimental y no
tienen porqué coincidir con los coeficientes estequiométricos “a” y “b”.
b) El valor de la constante “k” de velocidad depende de cada reacción
y podría definirse como: la velocidad de la reacción cuando las
concentraciones de todas las especies que intervienen en la ecuación son
iguales a 1.
a A + b B c C + d D
Velocidad
de la
reacción
Constante
de
velocidad
Concentración
molar de A
Concentración
molar de B
m y n exponentes
calculados
experimentalmente

7. En la expresión: v = k [ A ]m
. [ B ]n
se denomina:
Orden Global de la reacción: A la suma de los exponentes a los
que están elevadas las concentraciones de los reactivos en la
ecuación de velocidad. Es decir el valor de “m + n”
Orden de una reacción respecto a un reactivo: Es el exponente al
que se eleva la concentración de éste en la ecuación de velocidad.
En este caso la reacción sería de orden “m” respecto al reactivo A y
de orden “n” respecto al reactivo B
Ejemplo:
Determina los órdenes global y parciales de la siguiente reacción:
Br2
(g) + H2
(g) => 2 HBr (g) v = k [Br2
]1/2
X [H2
]
Solución:
Reacción de orden 3/2 ( 1 + ½ )
Reacción de primer orden respecto al H2
y de orden ½ respecto al Br2

8. Experiencia
1 0,3 0,3 4,2
2 0,6 0,3 8,4
3 0,3 0,6 16,8
[A] (mol .L-1
) [B] (mol .L-1
) V (mol .L-1
.s-1
)
La determinación de la ecuación de velocidad consiste en medir la
velocidad de la reacción manteniendo constantes las concentraciones de todos los
reactivos excepto la de uno y observar cómo afecta la variación de éste al valor de
la velocidad.
Si por ejemplo, duplicamos la concentración de un reactivo y la velocidad
también se duplica, diremos que el orden respecto a ese reactivo es 1; pero si la
velocidad se hace cuatro veces mayor, diremos que el orden respecto a ese
reactivo es 2 etc...
Ejemplo: Determina el orden de reacción : a A + b B => c C utilizando los datos
de la siguiente tabla:
Solución:
v = k [A] x [B]2

9. Al escribir una ecuación química, como: I2
(g) + H2
(g) => 2 HI (g)
hoy, sabemos que esta reacción, como otras muchas, sucede a través de
ciertas etapas intermedias o reacciones elementales que no constan en la
ecuación estequiométrica y que configuran el llamado mecanismo de
reacción.
Las reacciones elementales son cada una de las etapas intermedias que
tienen lugar en una reacción química.
El mecanismo de reacción es el conjunto de reacciones elementales
cuya suma es la reacción global y que justifican la ecuación de velocidad de
ésta.
Para esta reacción se ha propuesto las siguientes etapas:
I2
= 2I
Reacciones elementales : I + H2
= H2
I
H2
I + I = 2 HI
Reacción global : H2
+ I2
= 2HI
La Molecularidad de una reacción elemental es el número de átomos o
moléculas independientes que intervienen en ella.

10. El estudio de la velocidad de las reacciones, de sus leyes y de
los factores que influyen en ella se hace más compresible si se
dispone de una teoría que proporcione explicaciones razonables
acerca de cómo ocurren las reacciones químicas y qué condiciones
se requieren para ello.
A principios del siglo XX, se propuso la llamada teoría de las
colisiones, que años más tarde, hubo de ser ampliada con la teoría
del complejo activado o del estado de transición.
Teoría de las colisiones
Teoría del complejo activado

11. Según esta teoría, para que tenga lugar una reacción química debe cumplirse
necesariamente una primera condición: el choque o colisiones de las partículas de los
reactivos, sean éstas átomos, moléculas o iones.
Para que el choque de dos partículas garantice la reacción entre ellas, las partículas
deben cumplir las dos condiciones siguientes:
Disponer de la energía cinética suficiente para que tengan lugar el reordenamiento de
los enlaces y la formación de una nueva sustancia.
Colisionar con la debida orientación.
+
+
Br
Br
H
H
Br
Br
H
H
Br
Br
Br2
H
H
H2
Br
Br
H
H
Br2
H2
HBr
Br H HBr
HBr
Eficaz
No Eficaz
Choque
+

12. Según la teoría del complejo activado o del estado de transición, cuando
las moléculas de los reactivos se aproximan, experimentan una deformación que,
en el choque, da lugar a un estado intermedio de alta energía y corta duración: el
complejo activado.
La energía de activación es la energía adicional que deben absorber las
moléculas de los reactivos para que, al colisionar, lleguen a formar el complejo
activado.
El complejo activado es
una asociación transitoria
muy inestable, ya que su
energía es muy alta y
además tiene una corta
duración.E n e r g í a
d e a c t iv a c i ó n
Entalpía
T r a n s c u r s o d e la r e a c c i ó n
C o m p le j o
a c t iv a d o
R e a c t iv o s
∆ H < 0
R e a c c ió n e x o t é r m ic a
P r o d u c t o s
E n e r g ía
d e a c t iv a c i ó n
T r a n s c u r s o d e la r e a c c i ó n
C o m p le j o
a c t i v a d o
R e a c t iv o s
∆ H > 0
Entalpía
R e a c c ió n e n d o t é r m ic a
P r o d u c t o s

13. .- Estado físico de los reactivos
.- Concentración de los reactivos
.- Temperatura
.- Catalizadores

14. .- Estado físico de los reactivos
Las reacciones son más rápidas si los reactivos son gaseosos o
están en disolución.
M o l é c u l a s e n e s t a d o g a s e o s o
En las reacciones heterogéneas la velocidad dependerá de la
superficie de contacto entre ambas fases, siendo mayor cuanto
mayor es el estado de división.

15. .- Concentración de los reactivos
La velocidad de la reacción se incrementa al aumentar la
concentración de los reactivos, ya que se produce un
aumento del número de colisiones entre las partículas, que
es la primera condición para que las sustancias reaccionen.

16. .- Temperatura
Es fácil comprobar experimentalmente que, por regla general, la
elevación de la temperatura produce un importante aumento de la
velocidad de reacción.
Arrhenius propuso en 1889 una expresión matemática, llamada
ecuación de Arrhenius, que muestra la influencia de la temperatura sobre
la constante de velocidad, k, de la que depende la velocidad.
K = A e-Ea/RT donde
A = Factor de frecuencia
e = Base de los logaritmos neperianos
Ea = Energía de activación
R = Constante de los gases
T = Temperatura absoluta
De esta ecuación podemos deducir que la constante de velocidad es
directamente proporcional a la frecuencia de los choques, es mayor cuanto
menor es el valor de la energía de activación y aumenta con la temperatura
absoluta.

17. .- Catalizadores
 Son sustancias que intervienen en alguna de las etapas de la reacción
pero no se alteran pues se recuperan al final tal como se añadió y no
intervienen en la ecuación global ajustada.
 Modifican el mecanismo de la reacción.
 Modifican el valor de la Energía de activación.
Pueden ser:
- Positivos : Hacen que la velocidad aumente al disminuir la
Energía de activación.
- Negativos: Hacen que la velocidad disminuya al aumentar la
Energía de activación.
En las diapositivas siguientes veremos los perfiles de una reacción
exotérmica y otra endotérmica según sea catalizada por un catalizador
positivo o negativo.

18. .- Catalizadores (Continuación)
Transcurso de la reacción
Entalpía
Reactivos
Productos
Ea
ΔH<0
REACCIÓN EXOTÉRMICA Perfil de reacción
Sin Catalizador
Ea
Perfil de reacción
con Catalizador
negativo
Ea
Perfil de reacción
con Catalizador
positivo

19. .- Catalizadores (Continuación)
Transcurso de la reacción
Entalpía
Reactivos
Productos
Ea
REACCIÓN ENDOTÉRMICA Perfil de reacción
Sin Catalizador
Ea Perfil de reacción
con Catalizador
negativo
Ea
Perfil de reacción
con Catalizador
positivo
ΔH>0

20. AUTOR
TOMÁS MATA GARCÍA
CENTRO
I.E.S. “Pintor Pedro Gómez”
HUELVA
NIVEL
MATERIA
2º BACHILLERAT0
QUÍMICA