Se exponen dispositivas relativas a, reacciones quimicas reversibles e irreversibles, cinetica quimica, factores de los que depende la velocidad de reaccion, teoria de las colisiones y velocidad de reaccion, energia de activacion y catalizadores, equilibrio quimico y ley de accion de masas, grado de disociacion y constante de equilibrio, principio de Le Chatelier, y ejercicios y cuestiones para lograr un mejor entendimiento de los conceptos expuestos. En la ultima diapositiva se muestra un esquema sobre energia de activacion e inhibidores .

1. QUÍMICA BACHILLERATO
CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO
Por
Francisco Magaña Carmona
Profesor de IES

2. REACCIONES REVERSIBLES E IRREVERSIBLES
En las reacciones químicas tiene lugar la rotura de los enlaces presentes en
los reactivos y la formación de enlaces nuevos que dan lugar a los productos.
De este modo se da una transformación material que va acompañada de una
absorción o de un desprendimiento de energía.
Si calentamos CaCO3 en un recipiente abierto tiene lugar la reacción de descomposición del
mismo : CaCO3 -> CO2 + CaO .
Esta reacción que se da en un sólo sentido se llama irreversible.
Si la reacción anterior se realiza en un recipiente cerrado además de la descomposición
CaCO3  CO2 + CaO se produce la reacción inversa CO2 + CaO  CaCO3 , es decir , la
reacción se produce en ambos sentidos. Se trata de una reacción reversible.

3. Para que se produzca una reacción reversible o de equilibrio es preciso que tenga lugar en un
recipiente cerrado, es decir, que no se intercambie materia con el medio exterior (entorno).
La reacción anterior la representaremos así: CaCO3  CO2 + CaO
En general : A + B  C + D
Que quiere decir que el reactivo A reacciona con el B para dar los productos C y D según la
reacción directa y simultáneamente, los productos C y D reaccionan entre sí para dar los reactivos
A y B según la reacción inversa.
En este equilibrio dinámico , la reacción directa y la inversa se producen con la misma velocidad y no
se modifican las propiedades macroscópicas del sistema, así las concentraciones de reactivos y
productos permanecen invariables. En el equilibrio ΔG = 0, es decir, las variaciones de la energía
libre de Gibbs de los reactivos es igual a la de los productos de la reacción.
La cinética química estudia la velocidad con que transcurren las reacciones químicas. Dada la reacción:
A + B  C + D, definimos velocidad de reacción con relación al reactivo A o al B a la variación de la
concentración molar de A o de B que tiene lugar en la unidad de tiempo. Matemáticamente:
vA = - d[A]/dt y vB = - d[B]/dt
el signo menos (-) se debe a que las concentraciones de los reactivos disminuyen con el tiempo, por
tanto al restar de la concentración final la inicial el resultado es negativo. La velocidad de reacción
respecto a los productos C y D puede expresarse así: vC = d[C]/dt y vD = d[D]/dt
CINÉTICA QUÍMICA

4. Si la reacción es: a A + b B  c C + d D cuando desaparecen a moles de A desaparecen b
moles de B, y aparecen c moles de C y d moles de D.
Para que la velocidad de reacción sea independiente de las sustancias A, B, C y D la tendremos que
expresar así: 1 d[A] 1 d[B] 1 d[C] 1 d[D]
v = - . = - . = . = .
a dt b dt c dt d dt
FACTORES DE LOS QUE DEPENDE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN
La velocidad de reacción depende de varios factores, entre ellos:
LA NATURALEZA DE LOS REACTIVOS
La velocidad de reacción depende del tipo de enlace presente en los reactivos. Las reacciones entre iones
en general son más rápidas que las que tienen lugar entre compuestos covalentes. Así la reacción:
FeCl3+CrCl2FeCl2+ CrCl3 en disolución acuosa es más rápida que la reacción C4H10+13/2O24CO2+5H2O
que conlleva la ruptura y formación de enlaces covalentes.
DEPENDENCIA DE LA CONCENTRACIÓN EN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN
Si en un volumen dado aumentamos el número de partículas, el número de choques por unidad de tiempo
aumenta y por tanto la velocidad de reacción. Al determinar a temperatura constante la velocidad de la
reacción: aA + b B  Productos,
obtenemos que obedece a la ecuación v = k.[A]α.[B]β llamada ecuación de velocidad, en donde α
y β son los ordenes parciales de reacción respecto de los reactivos A y B, y no tienen por qué coincidir
con los coeficientes estequiométricos de la reacción a y b. La suma α + β se llama orden total de la
reacción, K es la constante de velocidad, que depende de la temperatura y, representa la velocidad de
una reacción cuando las concentraciones de los reactivos son 1 M.

5. INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA EN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN
Al aumentar la T, manteniendo constante las concentraciones, aumenta la velocidad de reacción. De
una parte, al aumentar la T aumenta la velocidad de las partículas y por tanto el número de choques. De otra
al aumentar la T aumenta el número de partículas que poseen la energía de activación y por tanto el número
de choques eficaces, que darán lugar a reacción química. Arrhenius dedujo que la constante de velocidad K
está relacionada con la energía de activación Ea, y la temperatura T mediante la ecuación:
K = A.e-Ea/RT .
en donde R es la constante de los gases ideales de valor 8,31 J/k.mol, A es el factor de frecuencia y la
constante de velocidad K representa el número de choques eficaces por unidad de tiempo y volumen.
La velocidad de una reacción depende del número de colisiones que tienen lugar en la unidad de
tiempo. Los reactivos no pasan directamente a productos, sino a través del estado de transición o
complejo activado que es una especie transitoria de vida muy corta.
La energía necesaria para que los reactivos formen el complejo activado se llama energía de
activación Ea y sólo los choques entre moléculas cuya energía cinética sea igual o superior a Ea
resultarán eficaces y darán lugar al complejo activado y a reacción química. La velocidad de reacción
es mayor cuanto menor sea Ea.
La energía de activación esta relacionada con la constante de velocidad mediante la ecuación de
Arrhenius: K = A.e-Ea/RT , en donde A es la constante de velocidad, R la constante de los gases
perfectos y T la temperatura absoluta.
TEORÍA DE LAS COLISIONES Y ENERGÍA DE ACTIVACIÓN

6. Ea
Edesprendida
Reactivos
Productos
Complejo activado
ENERGÍA
El esquema de la izquierda muestra que
los reactivos no pasan directamente a
productos ya que, se necesita romper los
enlaces presentes en los reactivos y
formar el complejo activado de energía
Ea. Superada la barrera de activación los
reactivos se transforman en productos. En
el esquema la energía de estos es inferior
a la de los reactivos por lo que la reacción
es exotérmica.
CATALIZADORES
Son sustancias que disminuyen la energía de activación de las reacciones químicas, y por tanto, hay más
moléculas que poseen la energía de activación correspondiente a la reacción con catalizador por lo que
el número de choques eficaces aumentan y con ello se aumenta la velocidad de reacción.
Los catalizadores modifican los parámetros cinéticos de las reacciones químicas, no los termodinámicos.
Si los catalizadores y los reactivos están en la misma fase, la catálisis se llama homogénea. Un ejemplo de
catálisis homogénea es la reacción SO2 + ½ O2  SO3 cuya velocidad es lenta. Si añadimos NO
entonces la velocidad de la reacción es rápida y lo que tiene lugar es:
NO + ½ O2  NO2 y SO2 + NO2 SO3 + NO
De modo que el NO aporta oxígeno al SO2 y éste se transforma con mayor rapidez en SO3 .

7. Energíapotencial
Coordenada de reacción
Edesprendida
Ea(reacción sin catalizador)
Ea(reacción con catalizador)
Energía de activación y catalizadores
En los casos de catálisis heterogénea se utilizan
catalizadores sólidos, siendo los reactivos gases o líquidos.
Los catalizadores suelen ser metales de transición como Pt,
Pd, Ni o bien óxidos, tales como Al2O3 , Cr2O3 y V2O5.
El proceso de catálisis tiene lugar, en los puntos activos
situados en la superficie del catalizador, en los que se
relajan los enlaces de los reactivos disminuyendo la energía
de activación Ea .
Los catalizadores son selectivos, así:
CH3-CH2OH  CH3-CHO + H2
utilizando Ni o Cu como catalizador, mientras que si
utilizamos Al2O3 como catalizador la reacción que tiene lugar
es: CH3-CH2OH  CH2=CH2 + H2O
Los catalizadores que aumentan la velocidad de una reacción
se llaman positivos así la reacción
H2O2 (aq)  H2O (l) + ½ O2 (g)
tiene lugar con velocidad pequeña, pero si agregamos MnO2
la velocidad aumenta.
Estos catalizadores disminuyen la energía de activación del
complejo activado por lo que el número de moléculas que
tienen energía Ea superior a la del nuevo complejo activado
es mayor, aumentando el número de choques eficaces y la
velocidad de la reacción aumenta.
Los catalizadores que disminuyen la velocidad se llaman
negativos o inhibidores. Estos aumentan la energía de
activación del complejo activado y habiendo menos
moléculas con esa nueva Ea hay menos choques y la
velocidad disminuye.

8. EQUILIBRIO QUÍMICO. LEY DE ACCIÓN DE MASAS
Sea la reacción reversible : aA + bB  cC + dD
Alcanzado el equilibrio químico se siguen produciendo las reacciones directa e inversa.
La velocidad de reacción directa es : Vd = Kd[A]a.[B]b
y la velocidad de reacción inversa es : Vi = Ki[C]c.[D]d
Como en el equilibrio las velocidades directa e inversas son iguales, tenemos que :
Kd [A]a.[B]b = Ki [C]c.[D]d por lo que: Kc=
[C]c.[D]d
[A]a.[B]b
En donde Kc es la constante de equilibrio en función de las concentraciones. Esta expresión se
conoce como Ley de Acción de Masas. La constante Kc depende exclusivamente de la
temperatura.
Kc es la constante que resulta de dividir las constantes de velocidad en sentido directo e inverso
Kc =
Kd
Ki
Si las sustancias A, B, C y D son gases, la constante en función de las presiones toma la
expresión que se pone a continuación y que está relacionada con Kc:
pc
C . pd
D [C]c.(RT)c.[D]d.(RT)d
Kp = = =
pa
A . pb
B [A]a.(RT)a.[B]b.(RT)b
= Kc.(RT) (c+d) – (a+b) = Kc.(RT)Δn

9. EJERCICIO
Dado el equilibrio H2(g) + I2(g) 2HI(g) .
Cuando 46 g de I2 y 1 g de H2 se calientan hasta
conseguir el equilibrio a 450ºC, la mezcla en equilibrio
contiene 1,9 g de I2 . a) ¿Cuántos moles de cada gas hay
en la mezcla en equilibrio? b) Calcular la constante de
equilibrio.
H2 I2 2HI
Moles
iniciales
1g/2g.mol-1 =
0,5 moles
46g/254g.mol-
1 =0,181 moles
0
Δ número
moles
-x -x 2x
Moles en
equilibrio
0,5-x 0,181-x 2x
¿ Y si ponemos una tabla
con las concentraciones y
sus variaciones?
a) Como en el equilibrio hay 1,9 g de I2 entonces 0,181 – x
= 1,9/254 => x = 0,174 moles
Moles en el equilibrio : H2 = 0,5-0,174 = 0,326 moles;
I2=0,181-0,174=0,007 moles y HI=2.0,174=0,348
moles
b) Constante de equilibrio: Kc=Kp
=> Kp = Kc (RT) Δn
Δn = 2 – (1+1) =0
[HI]2 [0,348/V]2
Kc= =
[I2].[H2] [0,007/V].[0,326/V]
= 53,06
Observar que la constante es adimen-
sional

10. EJERCICIO
En un recipiente de 10 L se mezclan un mol de nitrógeno y un mol de oxígeno formándose monóxido de
nitrógeno, según la reacción N2 (g) + O2 (g)  2 NO (g) para la cual, la constante Kc = 0,0123
a la temperatura del experimento. Calcular la composición de la mezcla cuando se alcanza el equilibrio.
N2 (g) + O2 (g)  2 NO (g)
¿Hacemos una
tabla?
N2 O2 2NO
Moles iniciales 1 1 0
Δ número moles -x -x 2x
Moles en el Equili.. 1-x 1-x 2x
Cálculo de los moles en el equilibrio:
[NO]2 (2x/10)2
Kc = = = 0,0123 y de aquí x = 0,0523 moles
[N2].[O2] (1-x) (1-x)
10 10
En el equilibrio tenemos en el recipiente de 10 L: N2 = O2 = 1-x = 1-0,0523 = 0,947 moles y
NO = 2.x = 2.0,0523 = 0,1046 moles

11. GRADO DE DISOCIACIÓN Y KC
Si un único reactivo se descompone en productos se define grado de disociación α, como la relación entre el
número de moles disociados y el número inicial de moles, es decir el grado de disociación es la fracción de
mol que se disocia.
Veamos la relación entre la constante de equilibrio y el grado de disociación.
Sea el equilibrio: AB  A + B
1 mol 0 0
Si de cada mol/L inicial se disocian α tendremos
(1- α) α α
si tuviésemos c mol/L inicialmente, tendríamos
c(1- α) cα cα
Y la constante de equilibrio la obtenemos aplicando la L.A.M. quedando de la forma:
[A].[B] cα . cα cα2
Kc = = =
[AB] c(1-α) 1-α
Si Kc es muy pequeña entonces α <<1 y podemos realizar la aproximación 1-α = 1 , quedando la
constante de equilibrio de la forma : Kc = cα2 y podemos despejar el grado de disociación α de la forma:
α = Kc/𝒄

12. EJERCICIO
Se introducen 2 moles de HI en un recipiente de 10 L. Se calienta el sistema hasta 627ºC temperatura
a la cual la constante de disociación del HI es Kc = 3,8.10-2. Determina el grado de disociación del HI.
2 HI  H2 + I2
1 0 0
-α α/2 α/2
(1- α) α/2 α/2
Si tenemos “c” mol/L c(1- α) cα/2 cα/2
Moles/L en equilibrio 0,2(1-α) 0,2α/2 0,2α/2
Aplicando la ley de acción de masas tenemos:
[H2]. [I2] (0,2α/2)2
Kc = ; 3,8.10-2 =
[HI]2 [0,2(1-α)]2
Y resolviendo obtenemos que α = 0,28 o sea está disociado al 28%
EFECTOS EXTERNOS SOBRE LOS EQUILIBRIOS
PRINCIPIO de LE CHATELIER : Cuando en un sistema en equilibrio químico se introduce una
perturbación (modificándose las concentraciones, las presiones o las temperaturas) el equilibrio se
desplaza tratando de contrarrestar esa perturbación.

13. EJERCICIO DE VARIACIÓN DE LA CONCENTRACIÓN
Se introducen 5 moles de COBr2 en un recipiente de 4 L y se lleva a la temperatura de 77ºC. La constante del equilibrio
de disociación del COBr2 a esa temperatura vale Kc = 0,19 mol/L. Calcular: a) La concentración de COBr2 , CO y Br2 en el
equilibrio. b) Si añadimos 4 moles de CO al sistema ¿Cuáles serán las nuevas concentraciones de COBr2 , CO y Br2 al
restablecerse el equilibrio.
a) COBr2  CO + Br2 Y calculamos x aplicando la Ley de Acción de Masas
Concentraciones iniciales en mol/L (5/4=1,25) [CO].[Br2] x.x
1,25 0 0 Kc = 0,19 =
Mol/L en el equilibrio [COBr2] 1,25 - x
1,25 – x x x Resolviendo x = 0,4 y -0,59 (sin sentido químico).
Luego [CO] = [Br2] = 0,4 mol/L y [COBr2] = 1,25–0,4 = 0,85 mol/L
Calculo de “x” mediante la ley de Acción de Masas
[CO].[Br2] (1,4-x)(0,4-x)
Kc = 0,19 =
[COBr2] (0,85 + x) Resolviendo x = 0,226 y 1,76 (sin sentido químico)
Luego [CO]=1,4-0,226=1,174 mol/L; [Br2] =0,4-0,226=0,174 mol/L y [COBr2] = 0,85 + 0,226 = 1,076 mol/L
b) Se añaden 4 moles de CO, o sea 4/4 = 1 mol/L
COBr2  CO + Br2
Concentraciones iniciales en mol/L (5/4=1,25)
0,85 (0,4 +1) 0,4
Mol/L en el equilibrio
(0,85 + x) (1,4–x) (0,4-x)
Al aumentar la cantidad de CO que está en el 2º miembro, el equilibrio se desplaza hacia el 1er miembro para ello
desaparecen x moles de CO y x moles de Br2 y se forman x moles de COBr2

14. EJERCICIO DE EFECTO DE LA VARIACIÓN DE LA PRESIÓN
Dado el equilibrio N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g) ¿Qué efecto tendrá sobre el equilibrio un aumento de la
presión?
Dado que en el primer miembro tenemos 4 moles y en segundo 2 moles al aumentar la presión el equilibrio
se desplazará en el sentido en el que se produzca una disminución de volumen, es decir se desplazará
hacia donde hay menos moles, o sea hacia la derecha hacia la producción de NH3.
Análogamente al disminuir la presión el equilibrio se desplazará en el sentido en el que se produzca un
aumento de volumen, hacia donde haya más moles. Ejemplo: Para el equilibrio 2NO(g)+Cl2(g)2NOCl(g)
al disminuir la presión el equilibrio se desplazará hacia la izquierda, hacia la formación de más NO(g) y
Cl2(g).
EFECTO DE LA VARIACIÓN DE TEMPERATURA
En el equilibrio N2(g)+3H2(g)  2NH3(g) ΔH = - 92,2 kJ . ¿Qué efecto tendrá sobre el equilibrio un
aumento de la temperatura?
Al disminuir la temperatura el equilibrio se desplaza en el sentido de la reacción exotérmica, es decir,
se desplaza hacia donde hay desprendimiento de calor para que así suba la temperatura, en nuestro
caso se desplaza hacia la derecha, hacia la formación de NH3
Al aumentar la temperatura el equilibrio se desplaza en el sentido de la reacción endotérmica, es decir
se desplaza hacia donde hay absorción de calor para que así baje la temperatura, en nuestro caso se
desplaza hacia la izquierda, hacia la formación de N2(g) e H2(g).

15. Energíapotencial
Coordenada de reacción
Edesprendida
Ea(reacción con inhibidor)
Ea(reacción sin catalizador)
Energía de activación e inhibidores
A la izquierda se representa como la actuación de un
catalizador negativo aumenta la energía del complejo
activado, con lo que el número de moléculas que
poseen dicha energía es menor, por tanto es menor el
número de choques eficaces y la velocidad de
reacción disminuye.
BIBLIOGRAFÍA Y REFERENCIAS
-Química 2º Bachillerato, de autores José Ignacio
del Barrio, Alicia Sánchez, Ana Isabel Bárcena y
Aureli Caamaño, de la Editorial SM, de ISBN:
978-84-675-8722-7.
-Química Reacción COU de autores J.I. del Barrio
Barrero y M. Belmonte Nieto, de la Editorial SM,
de ISBN : 84-348-3591-6.
-Física y Química 3º Bachillerato, de la Editorial
SM, de autores Mateo Buendía, Manuel Dolz y
Jaime Viché de ISBN: 84-348-0122-1.