1. blancafort resumen cinética química
aA+bB → cC+dD
1 d [ A] 1 d [B] 1 d [C] 1 d [D] Unidades: mol/L·s
Velocidad de la reacción = " # =" # = # =" #
a dt b dt c dt d dt
v = velocidad de la reacción
# $ [ A] y [ B] = concentraciones molares de reactivos
Equación de velocidad v = K " [ A ] " [B]
! α y β = ordenes parciales
k = constante de velocidad
!
TEORÍAS DE LAS RAECCIONES QUÍMICAS
Teoría de las colisiones Las partículas de los reactivos se mueven a una velocidad elevada y chocan continuamente entre sí. La eficacia de estos
choques depende de dos factores:
- La energía cinética de las partículas tiene que ser bastante grande para poder producir la reorganización de los enlaces y para que se puedan
generar los productos. La energía mínima necesaria para obtener los productos es la energía de activación.
- La orientación tiene que ser adecuada
Teoría del estado de transición o del complejo activado cuando las moléculas de los reactivos se acercan, experimentan una
deformación que, al chocar, origina un estado intermedio de energía elevada y duración corta llamado complejo activado.
a) Concentración de las sustancias reaccionantes. Un aumemnto de la concentración implica un k = constante velocidad
aumento de la velocidad de reacción. A = factor que tiene en
cuenta la frecuencia de
b) Temperatura. Un aumento de la temperatura produce un aumento en la velocidad de la reacción. La las colisiones
ecuación de Arrhenius relaciona la constante de velocidad con la temperatura. K = A·e ! Ea / RT Ea = energía de activación
(KJ/mol)
R = 8,31 J/K·mol
Factores que influyen c) Estado físico de los reactivos. Cuanto mayor sea la posibilidad de contacto entre las partículas, T = temperatura absoluta
más rápida será la reacción. en Kelvin
en la velocidad de reacció
d) Catalizadores. Los catalizadores son sustancias que modifican la velocidad de una reacción química
sin que se consuma en el transcurso de la reacción. Los catalizadores disminuyen la energía de activación
para que se produzca más rápidamente.
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