El documento trata sobre la cinética química, incluyendo la expresión de la velocidad de reacción, la ecuación y constante de velocidad, los órdenes de reacción, los mecanismos de reacción, las teorías sobre cómo ocurren las reacciones químicas, y los factores que influyen en la velocidad de una reacción como la concentración de los reactivos, la temperatura y los catalizadores.

2. 1.- Cinética Química. 2.- Velocidad de reacción. 2.1. Expresión de la velocidad de una reacción. 3.- Ecuación y constante de velocidad. 3.1. Orden de reacción. 3.2. Determinación experimental de la ecuación de velocidad. 4.- Mecanismos de reacción.Molecularidad 5.- Teoría de las reacciones químicas. 5.1. Teoría de las colisiones. 5.2. Teoría del complejo activado. 6.- Factores que influyen en la velocidad de una reacción.

3. La cinética química es la parte de la química que trata de la velocidad con que suceden las reacciones, de los factores que influyen en ella y del mecanismo a través del cual los reactivos se transforman en productos.

4. La velocidad de una reacción química se define como la derivada de la concentración de un reactivo o producto con respecto al tiempo y convertida siempre en un valor positivo. Matemáticamente hablando, diremos que la velocidad de una reacción es el límite al que tiende el cociente entre la variación de la concentración de un reactivo o un producto y el intervalo de tiempo, cuando éste tiende a cero. Las unidades de la velocidad siempre será: mol.L -1 .s -1

5. Para una reacción teórica del tipo: La velocidad de reacción se expresa mediante cualquiera de estas formas: Como la velocidad es positiva según transcurre la reacción, es necesario poner un signo “-” delante de las concentraciones de los reactivos. Ejemplo : Expresa la velocidad de reacción en función de la concentración de cada una de las especies implicadas en la reacción: 4 NH 3 (g) + 3 O 2 (g)  2 N 2 (g) + 6 H 2 O (g) a A + b B c C + d D

6. En general para una reacción del tipo: la velocidad de reacción en cualquier instante de ésta viene dada por una ecuación o ley de velocidad que tiene la siguiente expresión: Notas: a) Los valores de “m” y “n” se calculan de forma experimental y no tienen porqué coincidir con los coeficientes estequiométricos “a” y “b” . b) El valor de la constante “k” de velocidad depende de cada reacción y podría definirse como: la velocidad de la reacción cuando las concentraciones de todas las especies que intervienen en la ecuación son iguales a 1. Velocidad de la reacción Constante de velocidad Concentración molar de A Concentración molar de B m y n exponentes calculados experimentalmente a A + b B c C + d D

7. En la expresión: v = k [ A ] m . [ B ] n se denomina: Orden Global de la reacción: A la suma de los exponentes a los que están elevadas las concentraciones de los reactivos en la ecuación de velocidad. Es decir el valor de “m + n” Orden de una reacción respecto a un reactivo: Es el exponente al que se eleva la concentración de éste en la ecuación de velocidad. En este caso la reacción sería de orden “m” respecto al reactivo A y de orden “n” respecto al reactivo B Ejemplo: Determina los órdenes global y parciales de la siguiente reacción: Br 2 (g) + H 2 (g) => 2 HBr (g) v = k [Br 2 ] 1/2 X [H 2 ] Solución: Reacción de orden 3/2 ( 1 + ½ ) Reacción de primer orden respecto al H 2 y de orden ½ respecto al Br 2

8. La determinación de la ecuación de velocidad consiste en medir la velocidad de la reacción manteniendo constantes las concentraciones de todos los reactivos excepto la de uno y observar cómo afecta la variación de éste al valor de la velocidad. Si por ejemplo, duplicamos la concentración de un reactivo y la velocidad también se duplica, diremos que el orden respecto a ese reactivo es 1; pero si la velocidad se hace cuatro veces mayor, diremos que el orden respecto a ese reactivo es 2 etc... Ejemplo: Determina el orden de reacción : a A + b B => c C utilizando los datos de la siguiente tabla: Solución: v = k [A] x [B] 2

9. Al escribir una ecuación química, como: I 2 (g) + H 2 (g) => 2 HI (g) hoy, sabemos que esta reacción, como otras muchas, sucede a través de ciertas etapas intermedias o reacciones elementales que no constan en la ecuación estequiométrica y que configuran el llamado mecanismo de reacción. Las reacciones elementales son cada una de las etapas intermedias que tienen lugar en una reacción química. El mecanismo de reacción es el conjunto de reacciones elementales cuya suma es la reacción global y que justifican la ecuación de velocidad de ésta. Para esta reacción se ha propuesto las siguientes etapas: I 2 = 2I Reacciones elementales : I + H 2 = H 2 I H 2 I + I = 2 HI Reacción global : H 2 + I 2 = 2HI La Molecularidad de una reacción elemental es el número de átomos o moléculas independientes que intervienen en ella.

10. El estudio de la velocidad de las reacciones, de sus leyes y de los factores que influyen en ella se hace más compresible si se dispone de una teoría que proporcione explicaciones razonables acerca de cómo ocurren las reacciones químicas y qué condiciones se requieren para ello. A principios del siglo XX, se propuso la llamada teoría de las colisiones , que años más tarde, hubo de ser ampliada con la teoría del complejo activado o del estado de transición. Teoría de las colisiones Teoría del complejo activado

11. Según esta teoría, para que tenga lugar una reacción química debe cumplirse necesariamente una primera condición: el choque o colisiones de las partículas de los reactivos, sean éstas átomos, moléculas o iones. Para que el choque de dos partículas garantice la reacción entre ellas, las partículas deben cumplir las dos condiciones siguientes: Disponer de la energía cinética suficiente para que tengan lugar el reordenamiento de los enlaces y la formación de una nueva sustancia. Colisionar con la debida orientación. ++ + Br Br H H Br Br H H Br Br Br 2 H H H 2 Br Br H H Br 2 H 2 H Br Br H HBr HBr Eficaz No Eficaz Choque

12. Según la teoría del complejo activado o del estado de transición , cuando las moléculas de los reactivos se aproximan, experimentan una deformación que, en el choque, da lugar a un estado intermedio de alta energía y corta duración: el complejo activado. La energía de activación es la energía adicional que deben absorber las moléculas de los reactivos para que, al colisionar, lleguen a formar el complejo activado. El complejo activado es una asociación transitoria muy inestable, ya que su energía es muy alta y además tiene una corta duración.

13. .- Estado físico de los reactivos .- Concentración de los reactivos .- Temperatura .- Catalizadores

14. .- Estado físico de los reactivos Las reacciones son más rápidas si los reactivos son gaseosos o están en disolución. En las reacciones heterogéneas la velocidad dependerá de la superficie de contacto entre ambas fases, siendo mayor cuanto mayor es el estado de división.

15. .- Concentración de los reactivos La velocidad de la reacción se incrementa al aumentar la concentración de los reactivos, ya que se produce un aumento del número de colisiones entre las partículas, que es la primera condición para que las sustancias reaccionen.

16. .- Temperatura Es fácil comprobar experimentalmente que, por regla general, la elevación de la temperatura produce un importante aumento de la velocidad de reacción. Arrhenius propuso en 1889 una expresión matemática, llamada ecuación de Arrhenius , que muestra la influencia de la temperatura sobre la constante de velocidad, k, de la que depende la velocidad. K = A e -Ea/RT A = Factor de frecuencia e = Base de los logaritmos neperianos Ea = Energía de activación R = Constante de los gases T = Temperatura absoluta De esta ecuación podemos deducir que la constante de velocidad es directamente proporcional a la frecuencia de los choques, es mayor cuanto menor es el valor de la energía de activación y aumenta con la temperatura absoluta.

17. .- Catalizadores Son sustancias que intervienen en alguna de las etapas de la reacción pero no se alteran pues se recuperan al final tal como se añadió y no intervienen en la ecuación global ajustada. Modifican el mecanismo de la reacción. Modifican el valor de la Energía de activación. Pueden ser: - Positivos : Hacen que la velocidad aumente al disminuir la Energía de activación. - Negativos: Hacen que la velocidad disminuya al aumentar la Energía de activación. En las diapositivas siguientes veremos los perfiles de una reacción exotérmica y otra endotérmica según sea catalizada por un catalizador positivo o negativo.

18. .- Catalizadores (Continuación) REACCIÓN EXOTÉRMICA Perfil de reacción Sin Catalizador Perfil de reacción con Catalizador negativo Perfil de reacción con Catalizador positivo Transcurso de la reacción Entalpía Reactivos Productos Ea ΔH<0 Ea Ea

19. .- Catalizadores (Continuación) REACCIÓN ENDOTÉRMICA Perfil de reacción Sin Catalizador Perfil de reacción con Catalizador negativo Perfil de reacción con Catalizador positivo Transcurso de la reacción Entalpía Reactivos Productos Ea Ea Ea ΔH>0

20. AUTOR TOMÁS MATA GARCÍA CENTRO I.E.S. “Pintor Pedro Gómez” HUELVA NIVEL MATERIA 2º BACHILLERAT0 QUÍMICA