CINETICA QUIMICA

UNIVERSIDAD NACIONAL FEDERICO VILLARREAL

CINÉTICA QUIMICA
OBJETIVOS
Conocer, comprender e interpretar la definición de velocidad de reacción
química.
Diferenciar la velocidad media de la velocidad instantánea.
Analizar los diferentes factores que modifican la velocidad de reacción según
la teoría de colisiones.
Comprender la importancia de conocer el orden de una reacción para
establecer su posible mecanismo.
Analizar cómo actúan los catalizadores y cuál es su importancia en los
procesos químicos.

1. DEFINICIÓN
Es una parte de la química que estudia la velocidad o rapidez con la que se llevan a
cabo las reacciones químicas. Los factores que las alteran y el mecanismo de la
reacción (cómo los reactantes se transforman en productos).
Mediante el estudio de la cinética química es que realiza el diseño de un reactor
para un conjunto de reacciones que se realizan dentro de él.
Un punto que se debe visualizar es que la cinética también es aplicable a cambios
físicos y/o alotrópicos de la materia. En este sentido y haciendo referencia al párrafo
anterior se puede dar como ejemplo el caso del carbono. Dos posibles estructuras
alotrópicas del carbono (hay otras), son el carbono grafito y el diamante. Sin
embargo en condiciones normales, la termodinámica predice que solo debe existir
el carbono grafito. La pregunta que es interesante es por qué motivo existe la joya
del diamante, la cual tiene sentido a altas presiones según la termodinámica pero
no a bajas. La respuesta se encuentra en la velocidad de transformación de
diamante a grafito. Esta transformación es tan lenta en condiciones normales que

QUIMICA EXPERIMENTAL

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puede demorar miles de años y si bien la termodinámica predice que el sistema
bien
debe evolucionar a la formación de grafito en estas condiciones, esto en la práctica
no es apreciable.
2. VELOCIDAD DE REACCIÓN QUÍMICA
La velocidad de una reacción química es la medida de la rapidez con la que se
consumen los reactantes o se forman los productos. Dicha rapidez nos indica la
nsumen
variación de la concentración de reactantes o productos por unidad de tiempo.
Matemáticamente se expresa así:
ߥൌ

‫ݏ݋ݐܿݑ݀݋ݎ݌ ݋ ݏ݁ݐ݊ܽݐܿܽ݁ݎ ݁݀ ݊݋݅ܿܽݎݐ݊݁ܿ݊݋ܿ ݁݀ ݊݋݅ܿܽ݅ݎܽݒ‬
‫݊݋݅ܿܽ݅ݎܽݒ‬
‫ݏ݋ݐܿݑ݀݋ݎ݌‬
‫݋݌݉݁݅ݐ ݁݀ ݀ܽ݀݅݊ݑ‬

Cuando los reactantes se consumen con el transcurrir del tiempo, la variación de
concentraciones es de disminución, mas cuando los productos se forman con el
tiempo, variación de concentración es de aumento.
entración
aA → bB

a) Velocidad Media (νmedia)
Es la medida de la variación de concentración de un reactante o un producto en
cierto intervalo de tiempo.
aA +bB → cC +dD


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ߥ௠௘ௗ௜௔ ൌ െ

ሾ ሿ
1 ᇞ ሾ‫ܣ‬ሿ
1 ᇞ ሾ‫ܤ‬ሿ 1 ᇞ ሾ‫ܥ‬ሿ 1 ᇞ ሾ‫ܦ‬ሿ
ൌെ
ൌ
ൌ
ܽ ᇞ‫ݐ‬
ܾ ᇞ‫ݐ‬
ܿ ᇞ‫ݐ‬
݀ ᇞ‫ݐ‬

ߥ௠௘ௗ௜௔ ൌ െ

ߥ௔
ߥ௕ ߥ௖ ߥௗ
ൌെ ൌ ൌ
ܽ
ܾ
ܿ
݀

En el caso de los gases se puede usar el siguiente ejemplo:
2‫ܪ‬ଶ ܱଶ → 2‫ܪ‬ଶ ܱ ൅ ܱଶ ሺ↑ሻ
De la ecuación de los gases ideales: ܸܲ ൌ ܴܶ݊
ܲൌ

݊
ܴܶ ൌ ሾܱଶ ሿܴܶ
ܸ
ሾܱଶ ሿ ൌ

ܲ
ܴܶ

Definimos la velocidad como:
‫ݒ‬ൌ

ᇞ ሾܱଶ ሿ ᇞ ܲሺைమ ሻ
1
ൌ
ൈ
ᇞ‫ݐ‬
ᇞ‫ݐ‬
ܴܶ

Donde la presión se expresa en atmosferas y el tiempo en segundos.
b) Velocidad Instantánea (νi)
La velocidad instantánea es la medida de rapidez con la que se consume un
reactante o se forma un producto en determinado instante, es decir, en un
tiempo específico.

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A diferencia de la velocidad media, la velocidad instantánea mide la rapidez de
la reacción un cierto intervalo de tiempo. Matemáticamente, para definir la
velocidad instantánea se utiliza el concepto de derivada bajo esta frase: “Es la
derivada de la concentración de un reactivo o producto con respecto al tiempo
tomada siempre como valor positivo, es decir el cociente de la variación de la
concentración de algún reactivo o producto por unidad de tiempo cuando los
intervalos de tiempo tienden a 0”
0”.
A manera de observación se puede decir que la velocidad instantánea
disminuye con el transcurrir del tiempo.
aA +bB → cC +dD
ᇞ ሾ‫ܽ݅ܿ݊ܽݐݏݑݏ‬ሿ ݀ሾ‫ܽ݅ܿ݊ܽݐݏݑݏ‬ሿ
ൌ
ᇞ௧→଴
ᇞ‫ݐ‬
݀‫ݐ‬

‫ݒ‬௧ ൌ lim
‫ݒ‬௧ ൌ െ

ሿ
1 ݀ሾ‫ܣ‬ሿ
1 ݀ሾ‫ܤ‬ሿ 1 ݀ሾ‫ܥ‬ሿ 1 ݀ሾ‫ܦ‬ሿ
ൌെ
ൌ
ൌ
ܽ ݀‫ݐ‬
ܾ ݀‫ݐ‬
ܿ ݀‫ݐ‬
݀ ݀‫ݐ‬

En el caso de que los productos son gases:
aA +bB → cC +dD(↑)
‫ݒ‬ൌ

݀ܲ஽
1
ൈ
݀‫ݐ‬
ܴܶ

Ejemplo:
ା
ି
‫ݎܤ‬ଶ ሺ௔௖ሻ ൅ ‫ܪܱܱܥܪ‬ሺ௔௤ሻ → 2‫ݎܤ‬ሺ௔௖ሻ ൅ 2‫ܪ‬ሺ௔௖ሻ ൅ ‫ܱܥ‬ଶ ሺ௚ሻ


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c) Constante de Velocidad Específica (k)
Se define como la relación entre la velocidad de la reacción y la concentración
del reactante en un determinado instante.
݇ ൌ

‫ݒ‬௜
⟹ ‫ݒ‬௜ ൌ ݇ሾ‫ܣ‬ሿ
ሾ‫ܣ‬ሿ

Algunas características de la constante de velocidad específica son:
Su valor es para una reacción específica, representada por una ecuación
ajustada.
Sus unidades dependen del orden global de la reacción.
Su valor no cambia con las concentraciones tanto de reactivos como de
productos.
Su valor no cambia con el tiempo.
Su valor se refiere a la reacción a una temperatura determinada y cambia si
cambiamos la temperatura.
Su valor se debe determinar experimentalmente.

3. TEORÍAS SOBRE LAS REACCIONES QUÍMICAS
a) Teoría de Colisiones
La teoría de colisiones plantea principalmente lo siguiente:
Para que una reacción pueda producirse entre átomos, iones o moléculas es
necesario que estos experimenten primero colisiones.
A mayor concentración de especies

se producen mayor número de

colisiones por unidad de tiempo.


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No todas las colisiones son efectivas (no todas dan como resultado una
reacción).
Una colisión eficaz es aquella en el que las especies tienen orientaciones
adecuadas entre sí, cuando se efectúa una colisión.

COLISION EFICAZ

COLISION INEFICAZ

b) Teoría del Complejo Activado o Estado de Transición
Plantea principalmente lo siguiente:
En las reacciones químicas se rompen y se forman enlaces químicos a causa
de una energía asociada de tipo Potencial.
Según la teoría, los reactivos atraviesan un estado intermedio de alta
energía y de corta duración llamado "estado de transición" antes de formar
los productos.
La energía de activa
activación (Ea) se define como la energía adicional que los
reactivos deben absorber para poder alcanzar el estado de transición o
complejo activado.
A + B2 → AB + B
A + B-B → ABB → AB + B


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4. FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD DE LA REACCIÓN
A) Naturaleza de los reactantes
Esta teoría principalmente plantea:
La velocidad de una reacción depende de las propiedades específicas o
inherentes de los reactivos, a mayor reactividad química, mayor será la
velocidad de la reacción.
Las especies iónicas en estado de disolución reaccionen más rápido que las
especies químicas moleculares:
Na + O2 →Na2O Reacción instantánea (explosiva).
Pt + O2→ PtO Reacción muy lenta (Pt es inerte a la oxidación).
B) Grado de división o superficie de contacto
Los líquidos y los sólidos al dividirse aumentan la superficie de contacto con los
demás reactivos y reaccionan más rápidamente, es decir, a mayor grado de
división o mayor superficie de contacto, es mayor la velocidad de la reacción
reacción.


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C) Temperatura
En muchas reacciones químicas y en cierto intervalo de temperatura, por un
incremento de temperatura en 10°C (o 10K), la velocidad de reacción velocidad
de reacción se duplica y el tiempo se reduce a la mitad.
La información anterior se fundamenta en la siguiente relación empí
empírica,
deducida por el químico holandés Van't Hoff.
‫ݒ‬ଶ ൌ ‫ݒ‬ଵ ൈ 2ᇞ்⁄ଵ଴

D) Temperatura y colisiones
Esta teoría sostiene que las reacciones químicas se producen por las colisiones
eficaces entre las moléculas de reactivos.
La velocidad de la reacción está relacionada con el número de choques. Así se
explica que a mayor temperatura, mayor será la velocidad.


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Para que un choque sea eficaz, las especies reactantes han de: Poseer una
energía mínima para romper enlaces y formar otros nuevos denom
denominada
energía de activación. Para poder reaccionar, las moléculas de reactivos deben
chocar entre sí, con la energía y la orientación apropiadas.
A mayor concentración de reactivos hay mayor número de colisiones y mayor
formación de producto: mayor velocid de reacción.
velocidad
A mayor T, las moléculas se mueven más rápido, hay más colisiones de alta
energía y por lo tanto se acelera la reacción.

Sabemos que:
݇ൌ


‫ݒ‬௜
⟹ ‫ݒ‬௜ ൌ ݇ሾ‫ܣ‬ሿ
ሾ‫ܣ‬ሿ

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En 1889, el químico sueco, Svante Arrhenius, al partir de observaciones
experimentales demostró que para la gran mayoría de las reacciones químicas
existe una relación de la constante de velocidad (k) con la temperatura absoluta
(T) y la energía de activación (Ea).
Ecuación de Arrhenius
Arrhenius:

݇ ൌ ‫ି ݁ܣ‬ாೌ⁄ோ்

Donde:
A: Factor de frecuencia; está relacionado con la frecuencia de las colisiones
de las moléculas y la probabilidad de que las mismas tengan una
orientación favorable para la reacción.
R: Constante universal de los gases (8.314 Jxmol-1xK-1).
е: Base de los logaritmos n
naturales o neperianos.
Tomando logaritmo natural a la expresión:
ln ݇ ൌ െ

‫ܧ‬௔
൅ ln ‫ܣ‬
ܴܶ

Para temperaturas diferentes T1 y T2, con constantes de velocidad k1 y k2
respectivamente, la expresión anterior se transforma fácilmente para obtener la
siguiente relación:

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ln

݇ଵ
‫ܧ‬௔ 1
1
݇ଵ
‫ܧ‬௔
1
1
ൌ െ ൬ െ ൰ Ó log ൌ
൬ ൅ ൰
݇ଶ
ܴ ܶଶ ܶଵ
݇ଶ 2.30ܴ ܶଶ ܶଵ

E) Concentración de los reactantes: Ley de la velocidad
Las ecuaciones de velocidad o leyes de velocidad muestran cómo varía la
concentración de una especie molecular con respecto al tiempo (
(velocidad)
como función matemática de una constante de velocidad o constante cinética
cinética,
representada por la letra k minúscula, y de las concentraciones de cada especie
molecular que interviene en la reacción.
Sea la reacción:
aA +bB → cC +dD
Se define la velocidad como:

Donde:
Reacción de orden x en A.
Reacción de orden y en B.
(x +y) es el orden total de la reacción.


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v = k [A]

Primer orden respecto a A. Orden total 1

v = k [A] [B]

Primer orden respecto a A y B. Orden total 2

v = k [A]2

Segundo orden respecto a A. Orden total 2

v = k [A]2 [B]

Segundo orden respecto a A y primero respecto a B.
Orden total 3

v=k

Orden total cero

Nota: y, x y k no tienen por qué guardar relación con los coeficientes de la
ecuación

química

ajustada

para

la

reacción

global,

se

determinan

experimentalmente.
Algunas características de la Ley de la Velocidad son:
Las leyes de la velocidad siempre se determinan experimentalmente y a
partir de las concentraciones de los reactantes y la velocidad de reacción
inicial es posible determinar el orden de la reacción y la constante k.
El orden de una reacción se define en función de las concentraciones de
los reactivos (no de los reactantes).
Se mide los efectos de la concentración en la velocidad al inicio porque
luego es muy difícil medir la variación de la concentración porque la
reacción puede llegar al equilibrio o invertirse, además las variaciones se
hacen cada vez más pequeñas y puede existir error al momento de
medirlas.
Ejemplo:
Determinar el orden de reacción: CH3-Cl (g) + H2O (g) → CH3-OH (g) + HCl (g)
usando los datos de la tabla.


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v = k · [CH3-Cl ]n · [H2O]m
En las experiencias 1 y 2 vemos que no cambia [H2O] luego el cambio de “v” se
debe al cambio de [CH3-Cl]. Como al doblar [CH3-Cl] se dobla la velocidad
podemos deducir que el orden de reacción respecto del CH3-Cl es “1”.
Cl
En las experiencias 1 y 3 vemos que no cambia [CH3-Cl] luego el cambio de “v”
se debe al cambio de [H2O]. Como al doblar [H2O] se cuadruplica la velocidad
podemos deducir que el orden de reacción respecto del H2O es “2”.
v = k · [CH3-Cl ] · [H2O]2
Y el orden total de la reacción es “3”. El valor de “k” se calcula a partir de
cualquier experiencia y resulta 181’4 mol–2l2s –1.
Tiempo de vida media ࢚ቀ૚ቁ :
૛

Es el tiempo que debe transcurrir para que la concentración final sea la mitad de
la concentración inicial.
F) Reacciones de Orden Cero
Sea la reacción elemental:

aA → producto

Se tiene la ecuación de la velocidad: ‫ ݒ‬ൌ ݇ሾ‫ܣ‬ሿ଴ ൌ ݇
Se deduce que la velocidad no depende de la concentración del reactante.
Asimismo se puede obtener una recta a partir de la ecuación anterior:


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ሾ஺ሿ
ሾ஺
௧
݀ሾ‫ܣ‬ሿ
ሾ‫ܣ‬ሿ ᇧ ᇧᇤᇧ ൅ ሾ‫ܣ‬ሿ
‫ݒ‬ൌെ
ൌ ݇ ⇒ െ න ݀ሾ‫ܣ‬ሿ ൌ න ݇ܽ ݀‫ ⇒ ݐ‬ሾ‫ܣ‬ሿ െ ሾ‫ܣ‬ሿ଴ ൌ ܽ݇‫ ⇒ ݐ‬ሾ‫ ܣ‬ᇧ ᇧ
ᇣᇧ
ᇣ ൌ െܽ݇‫ݐ‬ᇧ ᇧ ଴
ᇧ ᇧᇥ
ܽ ൈ ݀‫ݐ‬
ሾ஺ሿ
ሾ஺ బ
଴
௘௖௨௔௖௜ó௡ ௗ௘ ௟௔ ௥௘௖௧௔
௘௖௨௔௖௜

ሾ‫ܣ‬ሿ଴ : concentración inicial de reactivo A.
[A]: concentración en el tiempo.
t: después del comienzo de la reacción.
Unidades de k = mol L-1 s-1

Para hallar el tiempo de vida media hacemos: ሾ‫ܣ‬ሿ ൌ
‫ ݐ‬ቀభ ቁ ൌ
మ

௖௔௟௢௥

ሾ஺ሿబ
ଶ

ሾ‫ܣ‬ሿ଴
2ܽ݇

Ejemplo: ‫ܱܥܽܥ‬ଷሺ௦ሻ ሱۛۛሮ ‫ܱܽܥ‬ሺ௦ሻ ൅ ‫ܱܥ‬ଶሺ௚ሻ ; ‫ ݒ‬ൌ ݇ሾ‫ܱܥܽܥ‬ଷ ሿ଴ ൌ ݇
ሮ
G) Reacciones de Primer Orden
Se tiene la ecuación de la velocidad:

aA → producto
‫ ݒ‬ൌ ݇ሾ‫ܣ‬ሿ

Se deduce que la velocidad depende de la concentración del reactante en forma
lineal. Asimismo se puede obtener una recta a partir de la ecuación anterior:
‫ݒ‬ൌെ

ሾ஺ሿ
ሾ஺
௧
ሾ‫ܣ‬ሿ଴
݀ሾ‫ܣ‬ሿ
݀ሾ‫ܣ‬ሿ
ሾ ᇧᇧᇧᇧᇧᇤᇧᇧᇧᇧᇧᇧᇥ
ሿ
ൌ ݇ሾ‫ܣ‬ሿ ⇒ െ න
ൌ න ݇ܽ ݀‫ ⇒ ݐ‬ln
ൌ ܽ݇‫ ⇒ ݐ‬ᇣᇧᇧ ൌ െܽ݇‫ ݐ‬൅ lnሾ‫ܣ‬ሿ଴
lnሾ‫ܣ‬ሿ
ሾ‫ܣ‬ሿ
ܽ ൈ ݀‫ݐ‬
ሾ ሿ
ሾ஺ሿబ ሾ‫ܣ‬ሿ
଴
௘௖௨௔௖௜ó௡ ௗ௘ ௟௔ ௥௘௖௧௔
௘௖௨௔௖௜

De donde se deduce que las unidades de k = s-1


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Tiempo de vida media
media:
మ

Ejemplo:

ln 2 0.693
ൌ
ܽ݇
ܽ݇

2ܰଶ ܱହ
ହ ሺ௚ሻ → 4ܱܰଶ ൅ ܱଶ ; ‫ ݒ‬ൌ ݇ሾܰଶ ܱହ ሿ

H) Reacciones de Segundo Orden

aA → producto

Se tiene la ecuación de la velocidad: ‫ ݒ‬ൌ ݇ሾ‫ܣ‬ሿଶ
Se deduce que la velocidad depende de la concentración del reactante en forma
lineal. Asimismo se puede obtener una recta a partir de la ecuación anterior:

‫ݒ‬ൌെ

ሾ஺ሿ
௧
݀ሾ‫ܣ‬ሿ
݀ሾ‫ܣ‬ሿ
1
1
ሿ
ൌ ݇ሾ‫ܣ‬ሿଶ ⇒ െ න
ൌ න ݇ܽ ݀‫ ⇒ ݐ‬െ
ൌ ܽ݇‫ݐ‬
ଶ
‫ ܣ‬ሾ‫ܣ‬ሿ଴
ܽ ൈ ݀‫ݐ‬
ሾ஺ሿబ ሾ‫ܣ‬ሿ
଴

⇒ lnሾ‫ܣ‬ሿ ൌ െܽ݇‫ ݐ‬൅ lnሾ‫ܣ‬ሿ଴
ᇣᇧᇧᇧᇧᇧᇧᇤᇧᇧᇧᇧᇧᇧᇥ
௘௖௨௔௖௜ó௡ ௗ௘ ௟௔ ௥௘௖௧௔

De donde se deduce que las unidades de k = L mol-1 s-1


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Tiempo de vida media:
మ

1
ܽ݇ሾ‫ܣ‬ሿ଴

NOTA: Las reacciones de tipo aA +bB → cC +dD pertenecen a un análisis más
complejo y por eso no se verán en el presente trabajo.

5. MECANISMOS DE REACCIÓ
REACCIÓN
La mayoría de las reacciones que se observan en la vida cotidiana no se dan en un
solo paso; es por eso que los químicos intentan describir las reacciones en varios
pasos, creándose así los mecanismos de una reacción.
Un mecanismo de reacción es una descripción de un camino o secuencia de etapas
elementales por las que transcurre la reacción a nivel molecular.
La expresión de la velocidad y, por tanto, el orden de la reacción depende del
tanto,
mecanismo por el que tiene lugar la reacción.
El mecanismo de reacción debe ser consistente con la estequiometria total de
la reacción y con la ley de velocidad determinada experimentalmente.


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Un proceso elemental es una transformación molecular que modifica de forma
importante la energía o geometría de una molécula o produce una o más nuevas
moléculas.
2NO(g) + O2 (g) → 2NO2(g)
Se ha detectado la presencia de N2O2 durante la reacción:
Reacción elemental 1:

NO + NO → N2O2

Reacción elemental 2:

N2O2 + O2 → 2NO2

Reacción global:

2NO + O2 → 2NO2

En función del número de moléculas que reaccionan en una reacción elemental,
tenemos procesos:
Unimoleculares:

A →Productos

Bimoleculares:

A + B →Productos v= k[A][B]
2 A → Productos

Trimoleculares:

v= k[A]

v= k[A]2

A + B + C → Productos

v= k[A][B][C]

A + 2B → Productos

v= k[A][B]2

Los procesos elementales tienen una serie de características:
En general podemos decir que la velocidad de una etapa elemental es igual a
la constante de velocidad, k, multiplicada por la concentración de cada
molécula de reactivo.
El orden de reacción de la ley de velocidad y los coeficientes estequiométricas
para una reacción elemental coinciden.
Los procesos elementales son reversibles.
Las especies que aparecen en un proceso elemental y se consumen en otro se
conocen como intermedios de reacción. No aparecen en la reacción global.

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El proceso elemental que transcurre más lentamente controla la velocidad de
la reacción global y recibe el nombre de etapa determinante de la velocidad.
La ley de velocidad global queda determinada por la ley de velocidad
correspondiente al paso más lento.
Ejemplo:
La reacción NO2 (g) + CO (g) → NO (g) + CO2 (g) sucede en dos etapas:
1ª etapa (lenta):

2NO2 → NO + NO3

2ª etapa (rápida):

NO3 + CO → NO2 + CO2

La reacción global es la suma de las dos. Además el NO3 es un intermedio de
reacción y en la etapa lenta intervienen dos moléculas de NO2.
Luego v = k · [NO2]2

6. CATALIZADORES
La catálisis es el proceso por el cual se aumenta o disminuye la velocidad de
una reacción

química,

debido

a

la

participación

de

una

sustancia

llamada catalizador.
Las sustancias que reducen la velocidad de la reacción son denominados
«catalizadores negativos» o «inhibidores». A su vez, las sustancias que aumentan la
actividad de los catalizadores son denominados «catalizadores positivos» o
«promotores», y las que desactivan la catálisis son denominados «venenos
catalíticos».
La elaboración de los productos químicos industriales más importantes implica a la
catálisis. Por ejemplo, en la reducción del etino a eteno, el catalizador paladio (Pd)
es "envenenado" parcialmente con acetato de plomo (II), Pb(CH3COO)2. Sin la


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desactivación del catalizador, el eteno producido se reduciría posteriormente
a etano.

CARACTERÍSTICAS
La característica general de la catálisis es que la reacción catalítica tiene un menor
cambio de energía libre de la etapa limitante hasta el estado que la reacción no
catalizada correspondiente, resultando en una mayor velocidad de reacción a la
misma temperatura. Sin embargo, el origen mecánico de la catálisis es complejo.
Los catalizadores pueden afectar favorablemente al entorno de reacción, por
ejemplo,

los catalizadores

ácidos para

las

reacciones

de

los

compuestos carbonílicos forman compuestos intermedios específicos que no se
producen

naturalmente,

tales

como

los ésteres de

Osmio

en

la dihidroxilación de alquenos catalizadas por el tetróxido de osmio, o hacer la
ruptura

de

los

reactivos

a

formas

reactivas,

como

el

hidrógeno en

la hidrogenación catalítica.
PRINCIPIOS GENERALES DE LA CATÁLISIS
1. Mecanismo típico
Los catalizadores generalmente reaccionan con uno o más de los reactivos para
formar productos intermedios que, posteriormente, conducen al producto final

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de reacción. En el proceso se regenera el catalizador. El siguiente esquema es
típico de una reacción catalítica, donde C representa el catalizador, X e Y son
reactivos, y Z es el producto de la reacción de X e Y.
2. Catálisis y energética de la reacción
Diagrama genérico de energía potencial mostrando el efecto de un catalizador
en una hipotética reacción química exotérmica X + Y para producir Z. La
presencia del catalizador abre un camino de reacción diferente (mostrado en
rojo) con una energía de activación menor. El resultado final y la termodinámica
global son la misma.
TIPOS DE CATÁLISIS
Los catalizadores pueden ser homogéneos o heterogéneos, dependiendo de si
existe un catalizador en la misma fase que el sustrato. Los biocatalizadores son
vistos a menudo como un grupo separado.
Catalizadores heterogéneos:
Los catalizadores heterogéneos son aquellos que actúan en una fase diferente
que los reactivos. La mayoría de los catalizadores heterogéneos son sólidos que
actúan sobre sustratos en una mezcla de reacción líquida o gaseosa. Se conocen
diversos mecanismos para las reacciones en superficies, dependiendo de cómo
se lleva a cabo la adsorción.
Por ejemplo, en el proceso de Haber, el hierro finamente dividido sirve como un
catalizador para la síntesis de amoníaco a partir de nitrógeno e hidrógeno.
Los gases reactantes se adsorben en los "sitios activos" de las partículas de
hierro. Una vez adsorbidos, los enlaces dentro de las moléculas reaccionantes se
resienten, y se forman nuevos enlaces entre los fragmentos generados, en parte
debido a su proximidad.


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Catalizadores homogéneos:
Normalmente los catalizadores homogéneos están disueltos en un disolvente
con los sustratos. Un ejemplo de catálisis homogénea implica la influencia
de H+ en la esterificación de los ésteres, por ejemplo, acetato de metilo a partir
del ácido acético y el metanol.9 Para los químicos inorgánicos, la catálisis
homogénea es a menudo sinónimo de catalizadores organometálicos.
Electrocatalizadores:
En el contexto de la electroquímica, específicamente en la ingeniería de las pilas
de combustible, que contienen varios metales los catalizadores se utilizan para
mejorar las velocidades de las semirreacciones que conforman la pila de
combustible. Un tipo común de electrocatalizador de pila de combustible se
basa en nanopartículas de platino que están soportadas en partículas un poco
mayores de carbón. Cuando este electrocatalizador de platino está en contacto
con uno de los electrodos en una pila de combustible, aumenta la velocidad de
reducción del oxígeno a agua (o hidróxido o peróxido de hidrógeno).
Organocatálisis:
Mientras que los metales de transición a veces atraen más la atención en el
estudio de la catálisis, las moléculas orgánicas que no contengan metales
también pueden poseer propiedades catalíticas. Normalmente, los catalizadores
orgánicos requieren una mayor carga (o cantidad de catalizador por unidad de
cantidad de reactivo)
IMPORTANCIA DE LA CATÁLISIS
Se estima que el 90% de todos los productos químicos producidos comercialmente
involucran catalizadores en alguna etapa del proceso de su fabricación.11 En 2005,
los procesos catalíticos generaron cerca de 900.000 millones de dólares en
productos de todo el mundo. La catálisis es tan penetrante que las subáreas no son

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fácilmente clasificables. Algunas áreas de particular concentración se estudian más
adelante
1. En el medio ambiente:
La catálisis tiene un impacto en el medio ambiente mediante el aumento de la
eficiencia de los procesos industriales, pero la catálisis también juega un papel
directo en el medio ambiente. Un ejemplo notable es el papel catalítico de
los radicales libres del en la destrucción del ozono. Estos radicales se forman por la
acción de la radiación ultravioleta sobre los clorofluorocarburos (CFCs)
Cl- + O3 → ClO- + O2
ClO- + O- → Cl- + O2


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LA CINÉTICA QUÍMICA EN RELACIÓN CON EL MEDIO
AMBIENTE

1. Una de las tantas aplicaciones se encuentra en medio ambiente, el modo en que
las aguas naturales adquieren su composición está controlado por principios
termodinámicos del equilibrio químico y de la cinética. Al cabo del tiempo, en
su trayectoria subterránea, el control lo ejerce en la cinética química. En muchos
trabajos relacionados con la calidad de las aguas naturales, no se considera el
papel que juega el factor tiempo en el proceso de disolución de los minerales,
limitándose solo a estudiar dicha calidad en condiciones de equilibrio. Sin
embargo, el tiempo de reacción junto a la temperatura y el contenido de CO2,
son los tres principales elementos que determinan el proceso de adquisición de
la composición química a través de las distintas fases presentes: gas, líquido y
sólido. En las condiciones naturales, en un momento dado, el contenido de ‫ܱܥ‬ଶ
libre y de ‫ܱܥ‬ଶ combinado es el resultado de la acción del tiempo.

2. La temperatura de los insectos sigue las oscilaciones del ambiente. Por ello, la
actividad de una abeja es inferior en invierno, porque las reacciones bioquímicas
de su organismo son más lentas.
3. El carbón y la gasolina no arden a temperatura ambiente, pero cuando se
calienta se produce una rápida combustión.
4. Al encender el carbón para la parrilla, si se aplica aire (oxigeno) con un cartón
estamos aumentando la concentración de oxigeno, entonces más rápidamente
se encenderá el carbón, por el contrario, si dejamos que el carbón encienda
solo, se demorará más tiempo en estar listo para comenzar a cocinar el asado.


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Haciendo uso del carbón para cocinar los alimentos


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LA CINÉTICA QUÍMICA EN RELACIÓN CON EL HOMBRE

1. Los procesos utilizados en la industrias de alimentos constituyen el factor de
mayor importancia en las condiciones de vida y en la búsqueda de soluciones
que permitan preservar las características de los alimentos por largos períodos,
utilizando procedimientos adecuados en la aplicación de sustancias químicas
en los alimentos tales como el enfriamiento, congelación, pasteurización,
secado, ahumado, conservación por productos químicos y otros de carácter
similares que se les puede aplicar estas sustancias para su conservación y
al beneficio humano.
2. La aplicación de la información de la cinética química en la creación de modelos
de sistemas de combustión y procesos industriales para traer mejoras en la
eficiencia y minimizar las emisiones toxicas.
3. La velocidad de reacción también tiene gran importancia en la industria de
síntesis industrial de sustancias, pues son muy importantes las velocidades de
reacción y los mecanismos, económicamente hablando pues de esta manera se
logra obtener productos de mayor calidad y de forma efectiva.
4. Las cremas anti arrugas las cuales retrasan la reacción de envejecimiento de las
células, los distintos tratamientos que existen contra el HIV (sida) que lo que
hacen es hacer más lenta la reacción del virus en la sangre, las mismas verduras
o frutas que aceleran nuestro proceso de digestión, los antióxidos para los
metales que retrasan la reacción de corrosión de los mismos, los distintos
aditivos que se agregan a los alimentos que se envasan para retrasar su estado
de putrefacción, volviendo al caso de las cremas para la piel, todas ellas son
reactivos que retrasan o aceleran las reacciones que se producen en las células
de nuestra piel, los desodorantes, los cuales actúan retrasando las reacciones
que se producen en las glándulas sudoríparas para liberar el sudor, cuando


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tienes por ejemplo jugo en polvo y agua, al juntarlos los agitas para acelerar su
reacción entre sí.

Utilizando cremas anti arrugas


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