Este documento trata sobre la cinética química, que estudia la velocidad de las reacciones químicas. Explica conceptos clave como la ecuación de velocidad, la dependencia de la velocidad con la concentración de los reactivos y la temperatura, y los mecanismos de reacción. También cubre temas como la determinación experimental de la ecuación de velocidad, el efecto de la catálisis y los diferentes tipos de catálisis.

1. La velocidad del
cambio químico

2. 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
Cinética química
Rama de la química que estudia la velocidad con que
transcurren las reacciones químicas.

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. 1
VELOCIDAD DE REACCIÓN.
NO (g) + O3 (g) → NO2 (g) + O2 (g)
Velocidad
de
reacción
v=
d [NO 2 ] d [O 2 ]
d [NO]
d [O3 ]
=
=−
=−
dt
dt
dt
dt
aA + bB → cC + dD
1 d [C] 1 d [D]
1 d [A]
1 d [B]
v=
=
=−
=−
c dt
d dt
a dt
b dt

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

7. 2
DEPENDENCIA DE LA VELOCIDAD DE
REACCIÓN CON LA CONCENTRACIÓN.
v = k [A]m [B]n
Constante de
velocidad
Órdenes parciales
de reacción
Ecuación de velocidad
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. 3
ECUACIONES INTEGRADAS DE
CINÉTICAS SENCILLAS.
1 d[A]
v=−
= k[A]m [B]n
a dt
Ecuación diferencial
Sería útil disponer de ecuaciones integradas, que diesen
la variación de la concentración con el tiempo.
p.ej.: A → Productos ; Orden uno
d [A]
[ A ] d [A]
t
v=−
= k[A ] ; ∫[A]0
= ∫0 − kdt ; ln[A] = ln[A ]0 − kt
dt
[A]
Tiempo de vida medio (t1/2): tiempo necesario
para que [A] se reduzca a la mitad.
[A]0 /2
ln 2
ln
= −kt1/ 2 ; t1/ 2 =
[A]0
k

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

10. 4
DETERMINACIÓN EXPERIMENTAL DE LA
ECUACIÓN DE VELOCIDAD.
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]0,1n
Experimento 2: v0,2 = k [A]0,2n
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. 5
MECANISMOS DE REACCIÓN.
¿De qué modo las moléculas de reactivo se convierten en productos?
¿Cómo podemos explicar el orden de una reacción?
Reacciones en una sola etapa:
Reacciones en varias etapas:
NO (g) + O3 (g) → NO2 (g) + O2 (g)
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).
p.ej.: reacción global: 2 NO2 + F2 → 2 NO2F
k1
NO2 + F2 → NO2F + F
k2
NO2 + F → NO2F
v = k[NO2][F2]
(lenta)
(rápida)
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. 6
INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA
SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN.
Ecuación de Arrhenius
k = Ae
Factor preexponencial
− E a /RT
Energía de activación
[Petrucci, tema 15, p.597-603]

16. 7
CATÁLISIS.
¿Qué es un catalizador?
¿Cómo actúa?
¿Qué tipos de catálisis hay?
- Homogénea
- Heterogénea
- Enzimática
[Petrucci, tema 15, p.608-613]