Este documento trata sobre la cinética química. Explica conceptos como la velocidad de reacción, su dependencia de la concentración y temperatura, y la determinación experimental de la ecuación de velocidad. También cubre temas como los mecanismos de reacción, la influencia de la temperatura en la velocidad a través de la ecuación de Arrhenius, y los diferentes tipos de catálisis como la homogénea y heterogénea.

1. Tema 11
La velocidad del
cambio químico

2. Rama de la química que estudia la velocidad con que
transcurren las reacciones químicas.
Cinética química
Termodinámica química
Estudia la espontaneidad de los procesos
químicos y señala el sentido en que evolucionan.
No informa de la rapidez con que tienen lugar

3. CONTENIDO
1.- Velocidad de reacción.
2.- Dependencia de la velocidad de reacción con la
concentración. Ecuación de velocidad.
3.- Ecuaciones integradas de cinéticas sencillas.
4.- Determinación experimental de la ecuación de
velocidad.
5.- Mecanismos de reacción.
6.- Influencia de la temperatura cobre la velocidad de
reacción.
7.- Catálisis.

4. VELOCIDAD DE REACCIÓN.
1
NO (g) + O3 (g)  NO2 (g) + O2 (g)
aA + bB  cC + dD
t
]
[B
1
t
]
[A
1
t
]
[D
1
t
]
[C
1
v
d
d
b
d
d
a
d
d
d
d
d
c






t
]
[O
t
]
[NO
t
]
[O 3
2
d
d
d
d
d
d





t
]
[NO
v 2
d
d

Velocidad
de
reacción

5. Factores de los que depende v
• La naturaleza de los reactivos
• La concentración de los reactivos
• La temperatura
• La presencia de un catalizador
• Otros:
* Si es en disolución: el disolvente
* Si son gases: la presión total
* Si son sólidos: el área superficial

6. DEPENDENCIA DE LA VELOCIDAD DE
REACCIÓN CON LA CONCENTRACIÓN.
2
v = k [A]m [B]n Ecuación de velocidad

7. DEPENDENCIA DE LA VELOCIDAD DE
REACCIÓN CON LA CONCENTRACIÓN.
2
v = k [A]m [B]n Ecuación de velocidad
Constante de
velocidad
Órdenes parciales
de reacción
m+n
Orden total de reacción
Unidades de k
M1-(m+n) s-1
Se determinan experimentalmente y no
tienen relación alguna con la estequiometría
de la reacción.

8. ECUACIONES INTEGRADAS DE
CINÉTICAS SENCILLAS.
3
n
m
[B]
]
A
[
k
dt
]
d[A
1
v 


a
Ecuación diferencial
Sería útil disponer de ecuaciones integradas, que diesen
la variación de la concentración con el tiempo.
p.ej.: A Productos ; Orden uno
kt
]
A
ln[
]
A
ln[
;
t
k
[A]
[A]
;
]
A
[
k
t
]
[A
v 0
t
0
]
A
[
[A]0


 




 d
d
d
d
Tiempo de vida medio (t1/2): tiempo necesario
para que [A] se reduzca a la mitad. k
2
ln
t
;
kt
[A]
/2
[A]
ln 2
/
1
2
/
1
0
0




9. Orden
0
1
2
Ecuación integrada
[A]=[A]0kt
ln[A]=ln[A]0kt
1/[A]=1/[A]0+kt
Unidades de k
Ms-1
s-1
M-1s-1
t1/2
[A]0/2k
ln2/k
1/k[A]0

10. DETERMINACIÓN EXPERIMENTAL DE LA
ECUACIÓN DE VELOCIDAD.
4
Experimentalmente solemos medir la variación de la concentración
(o una magnitud relacionada con ella) con el tiempo.
¿Cómo obtener, a partir de esos datos, la constante de velocidad
y el orden de reacción?
a) Método de las velocidades iniciales
Experimento 1: v0,1 = k [A]0,1
n
Experimento 2: v0,2 = k [A]0,2
n
v0,1/v0,2 = ([A]0,1/[A]0,2)n
n
conocido n, despejo k.
Se puede utilizar también para A + B  Productos, manteniendo constante
la concentración de un reactivo y modificando la otra.

11. b) Método de las ecuaciones integradas
Suponemos un orden determinado y determinamos qué variación
se ajusta mejor a una línea recta.
Orden cero Orden uno Orden dos

12. MECANISMOS DE REACCIÓN.
5
¿De qué modo las moléculas de reactivo se convierten en productos?
¿Cómo podemos explicar el orden de una reacción?
Reacciones en una sola etapa: NO (g) + O3 (g)  NO2 (g) + O2 (g)
Reacciones en varias etapas: H2O2 + 2 Br- + 2 H+  Br2 + 2 H2O
H2O2 + Br- + H+  HOBr + H2O
HOBr + Br- + H+  Br2 + H2O
Mecanismo: Conjunto de etapas por las que transcurre una reacc. qca.
Cada etapa del mecanismo  Proceso elemental
Br-, H2O2, H+ : reactivos
Br2, H2O: productos
HOBr: Intermedio de reacción

13. Molecularidad: Número de moléculas que participan como
reactivos en un proceso elemental.
Importancia: En un proceso elemental,
el orden coincide con la molecularidad.
Permite determinar la ley de velocidad
a partir del mecanismo de reacción.
a) Aproximación de la etapa determinante.
b) Aproximación del estado estacionario.

14. a) Aproximación de la etapa determinante.
Tomar como velocidad de la reacción global la velocidad de la etapa
elemental más lenta (etapa determinante).
NO2 + F2  NO2F + F (lenta)
NO2 + F  NO2F (rápida)
p.ej.: reacción global: 2 NO2 + F2  2 NO2F v = k[NO2][F2]
k1
k2
vet. determ. = k1 [NO2][F2] = v
b) Aproximación del estado estacionario.
Suponer que la concentración de los intermedios de reacción
permanece constante durante la mayor parte de la reacción.
[Petrucci, tema 15, p.607-608]

15. INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA
SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN.
6
Muchas reacciones se aceleran conforme aumenta T.
¿Cómo varía k con T?
Ecuación de Arrhenius
/RT
Ea
k 
 Ae
En muchos casos:
Factor de frecuencia Energía de activación
(relacionado con la frecuencia de las
colisiones y la probabilidad de que
tengan una orientación favorable)
(Energía mínima que se requiere
para iniciar una reacción química)

17. Si tenemos valores de k a diversas temperaturas:
RT
E
ln
k
ln
;
k a
/RT
Ea


 
A
Ae
ln k
1/T
Pendiente = Ea/R
O.Origen = ln A
Si tenemos valores de k (k1, k2) a dos temperaturas (T1, T2):
2
a
2
1
a
1
RT
E
ln
k
ln
RT
E
ln
k
ln




A
A



















2
1
a
2
1
T
1
T
1
R
E
k
k
ln

18. CATÁLISIS.
7
¿Qué es un catalizador?
¿Cómo actúa?
¿Qué tipos de catálisis hay?
- Homogénea
- Heterogénea
- Enzimática
[Petrucci, tema 15, p.608-613]