El documento trata sobre la cinética química. Explica que la cinética química estudia la velocidad de las reacciones químicas. Luego describe los factores que influyen en la velocidad de reacción como la temperatura, estado físico de los reactivos, naturaleza de los reactivos, concentración de los reactivos y catalizadores. Finalmente, explica conceptos como la constante de velocidad, orden de reacción, energía de activación y teoría de colisiones.

1. CINETICA QUIMICA

2. Cinética química
Estudia la velocidad
con que se lleva a
cabo una reacción
química

3. La velocidad de una reacción química relaciona el
cambio en la concentración de reactivos o productos con
el tiempo y se expresa, usualmente, en mol/l × s.
Durante el transcurso de una reacción, las moléculas de
reactivos van desapareciendo, al tiempo que se forman los
productos.

4. Factores que influyen en la
velocidad de reacción
1.Temperatura
Un incremento de la temperatura provoca
un incremento en la energía cinética de las
moléculas, lo que favorece un aumento en la
velocidad de reacción. Ejemplo.
Reacción:CaCO3 + HCl CO2 + CaCl2 + H2O
10 gramos de CaCO3 reaccionan en 4 minutos a 25ºC
10 gramos de CaCO3 reaccionan en 1minuto a 45ºC

5. 2. Estado físico de los reactivos

Las reacciones son más rápidas si los reactivos son gases
o están en soluciones.
 En
ciertas reacciones la velocidad depende de la superficie
de contacto siendo mayor cuando menor es el estado de
división.

6. 3. NATURALEZA DE LOS
REACTIVOS
4. CONCENTRACION DE
LOS REACTIVOS
Un trozo de sodio pierde rápidamente
su brillo debido a su reacción con el
oxígeno y el agua. El hierro también
reacciona con el oxígeno y la humedad
del aire, formando herrumbre, pero de
forma más lenta.
OXIDACIÓN
DEL SODIO

OXIDACION
DEL HIERRO
La velocidad de una reacción
aumenta cuando la
concentración de los reactivos
es mayor . Al aumentar el número
de moléculas será mayor la
frecuencia con que éstas
colisionan entre sí.

7. 5. Catalizadores
Se llaman catalizadores a las sustancias que intervienen en las
reacciones, acelerándolas o retardándolas, no se consumen en esta,
no son parte de los productos ni de los reaccionantes. Las sustancias
que retardan la velocidad de reacción se denomina inhibidores.
MnO2
2H2O2
2H2O + O2 (g) (rápida)
2H2O2
2H2O + O2 (g) (lenta)

8. Complejo
activado
Reactivos
∆H<0
Productos
Transcurso de la reacción
Reacción exotérmica
Energía potencial
Energía
de activación
Energía
de activación
Productos
∆H>0
Reactivos
Transcurso de la reacción
Reacción endotérmica

9. El complejo activado es una
asociación transitoria
muy inestable, ya que su
energía es superior a las
moléculas de reactivo y
producto
Complejo
activado
Reactivos
∆H<0
Productos
Transcurso de la reacción
Reacción exotérmica
Energía potencial
Energía
de activación
Complejo
activado
Energía
de activación
Productos
∆H>0
Reactivos
Transcurso de la reacción
Reacción endotérmica

10. Reacción no catalizada
Reacción catalizada
Complejo
activado
Complejo
activado
E.A
Reactivos
∆H<0
Productos
Energía potencial
Energía
de activación
Energía
de activación
Productos
∆H>0
Reactivos
Transcurso de la reacción
Transcurso de la reacción
Reacción exotérmica
Reacción endotérmica
Los catalizadores cambian la energía de activación de una determinada reacción, y por lo
tanto incrementan la velocidad de reacción

11. Los catalizadores
negativos aumentan la
energía de activación
Energía
de activación
E.A
Complejo
activado
Energía
Complejo
activado
E.A sin catalizador
E.A con catalizador negativo
E.A con catalizador positivo
Energía
de activación
E.A
Productos
Reactivos
∆H>0
∆H<0
Productos
Reacción exotérmica
Reactivos
Reacción endotérmica

12. Velocidad de reacción
La velocidad de una reacción química indica cómo varía la
concentración de reactivos o productos con el tiempo
Velocidad de reacción es proporcional a las concentraciones
Velocidad = K Concentración
Ejemplo:
Para la reacción
aA + bB
cC + dD
La velocidad de la reacción se puede expresar:
1 d [ A]
1 d [ B] 1 d [C ] 1 d [ D]
v =−
=−
=
=
a dt
b dt
c dt
d dt

13. Velocidad Instantánea
Velocidad= dC/dt =-K[A]α [B]β [C]γ
 dC/dt
= velocidad de reacción
K
= constante de velocidad
 A, B, C
= sustancia reaccionantes
[ ]
= Concentración, (moles/L)
 α, β, γ
= Exponentes numéricos
 Los valores de α, β, γ… se determinan
experimentalmente.
 Pueden ser números enteros, fraccionarios, positivos,
negativos e incluso cero, la suma de estos exponentes nos
indican el orden de reacción global.
 De forma específica para cada sustancia se puede indicar
que es de orden α para el reactante A, de orden β para B
y de orden γ para C.
 Los valores de α, β, γ no necesariamente son los
coeficientes estequiométricos.

14. Reacción de Orden Cero
Reacción : A  P
dC A
= −K
dt
∫ dC
∫
CA
CAo
A
= − K ∫ dt
t =t
dC A = − K ∫ dt
t =0
[ C A ] CA = − K [ t ] t0
CAo
CAO –CA = Kt
CA = - Kt + CAO
Periodo de Vida Media(t½)
Es el tiempo que debe transcurrir para que la concentración
sea la mitad de la concentración inicial.
t = t½,
CA=CAo/2
Reemplazando en CAo -CA = -Kt
t½ = CAo/2K
CAo – CAo/2= Kt½

15. Reacciones de Primer orden
[ ln C A ] CA = − K [ t ] tt =t0
= − KC
=
CAo
dC A
A
dt
CA dC
A
∫CAo C A = − Kdt
t =t
dC A
∫CAo C A = − K ∫t =0 dt
ln
CA
= − Kt
C Ao
ó
CA
lnCA = - Kt + ln CA0
Periodo de Vida Media :
t1/2 = ln2/K
ln
C Ao
= kt
CA

16. Variación de la Constante con la Temperatura

Ecuación de Arrhenius: K= Ae-Ea/RT
K: constante de la velocidad de reacción
A: constante de Arrhenius
R: constante de los gases (8.314 J/mol k)
T: temperatura (K)
Ea: energía de activación (J/mol)
ln K = −

lnK
1
T
Si tomamos dos puntos:
ln K1/K2 = Ea/R((T1 – T2)/T1*T2)
k2
Ea  1 1 
 − 
ln
=−
k1
R  T2 T1 


Ea  1 
  + ln A
R T 

17. Teoría de Colisiones
Para que los átomos, moléculas o iones puedan reaccionar deben:






Tener una orientación apropiada al acercarse
Realizar la colisión
La colisión debe aportar cierta energía mínima.
Frecuencia de colisión
Cuanto mas concentrados estén los reactivos con mayor frecuencia
chocaran las partículas simplemente por que hay más de ellas en un
volumen dado, así mismo si la temperatura aumenta se incrementará la
frecuencia de colisión porque las partículas se desplazan con mas rapidez
a temperatura más altas y por tanto entran en contacto más a menudo.
Orientación
La orientación se refiere a la posición relativa de las partículas unas con
respecto de otras
Energía de activación
Es la cantidad mínima de energía necesaria para que las moléculas,
átomos o iones que chocan estén lo suficientemente energetizados
para iniciar la reacción química específica. En el caso de las reacciones
que se llevan a cabo instantáneamente al mezclar los reactivos, la energía
de activación es pequeña, si la reacción tarda en iniciarse la energía es
mayor.

19. 2. Teoría de las colisiones
Las reacciones químicas se producen por los
choques eficaces entre las moléculas de reactivos
Veamos la reacción de formación del HI a partir de I 2 e H2
H
H
I
I
I2 + H 2
c
efi
Choque
No
e
fic
az
az
I
I
I
I
H
H
H
HI + HI
I
H
H
H
I
I
I
I2
H
H
H2
Además del choque adecuado las moléculas tienen que tener
una energía suficiente, esta energía mínima se denomina
energía de activación.