El documento explica conceptos clave sobre la cinética química, incluyendo la velocidad de reacción, el orden de reacción y cómo determinar experimentalmente la ecuación de velocidad. La velocidad de reacción depende de cómo cambian las concentraciones de los reactivos y productos con el tiempo. El orden de reacción describe cómo afecta la concentración de cada reactivo a la velocidad. Se puede determinar el orden mediante experimentos que mantienen constante la concentración de todos menos uno de los reactivos.

1. CINÉTICA QUÍMICA 2º Bachillerato Carmen Peña IES.Altaír Getafe

5. Para la reacción I 2 (g) + H 2 (g)  2 HI (g) la velocidad instantánea de aparición de reactivo, en el momento t, será : La pendiente de la recta tangente a la curva (es decir, la velocidad de reacción) disminuye con el tiempo, a medida que los reactivos se consumen. La velocidad de una reacción en un instante dado ( velocidad instantánea ) es igual a la pendiente de la recta tangente a la curva concentración-tiempo, relativa a reactivos o productos, en el punto correspondiente a ese instante. El cociente coincide con la pendiente de la recta tangente a la curva que representa [HI] frente al tiempo.

9. ORDEN DE UNA REACCIÓN . Cuando todos los reactivos se hallan formando una misma fase física (reacciones homogéneas), la velocidad es proporcional a las concentraciones de los reactivos elevada cada una de ellas a una determinada potencia. Sea la reacción: a A + b B  productos La velocidad de reacción se expresa como: v = K [ A ] m [ B ] n Esta ecuación se denomina ecuación de la velocidad o ley de la velocidad de la reacción y debe determinarse experimentalmente K = constante de velocidad o velocidad específica El valor del exponente al que está elevada la concentración de un reactivo en la ecuación de velocidad se denomina orden de la reacción con respecto a dicho reactivo. La suma de todos los exponentes se llama orden total o simplemente orden de la reacción

11. Problema : La ley de velocidad para la reacción A  B es de la forma v = K [A] 2 ¿Cuál es el orden de la reacción con respecto a A y el orden total? Solución : La reacción es de orden 2 con respecto a A El orden total también es 2 , ya que en la reacción de velocidad sólo aparece la concentración de A Problema : La velocidad de la reacción del proceso no espontáneo aA + bB  productos está dada por la expresión v = K [A] [B] ¿Cuál es el orden total de la reacción? Solución : La reacción es de primer orden respecto al reactivo A La reacción es de primer orden respecto al reactivo B El orden total de la reacción es 1 + 1 = 2

14. Determinación experimental de la ecuación de velocidad Ejemplo: Determinar el orden de reacción : CH 3 -Cl (g) + H 2 O (g)  CH 3 -OH (g) + HCl (g) usando los datos de la tabla. 11,35 0,5 0,25 3 5,67 0,25 0,50 2 1 2,83 0,25 0,25 Experiencia v (mol·l –1 ·s –1 ) [H 2 O] (mol/l) [CH 3 -Cl] (mol/l)

22. FACTORES QUE AFECTAN A LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN . VELOCIDAD DE REACCIÓN Concentración de los reactivos Temperatura del sistema Presencia de catalizadores Naturaleza de los reactivos Facilidad de los reactivos para entrar en contacto

23. Naturaleza de los reactivos: La velocidad de reacción varía mucho según la naturaleza de los reactivos. Por ejemplo, un trozo de sodio pierde inmediatamente su brillo debido a su reacción con el oxígeno y el agua atmosféricos. El hierro también reacciona con el oxígeno y la humedad del aire, formando herrumbre, pero de forma más lenta Oxidación del hierro Oxidación del sodio

24. Concentración de los reactivos La velocidad de una reacción aumenta cuando crece la concentración de los reactivos. Al aumentar el número de moléculas confinadas será mayor la frecuencia con que éstas colisionan entre sí. Por ejemplo, una astilla de madera arde con relativa rapidez en el aire (que contiene 20% de oxígeno) pero se inflama inmediatamente con oxígeno puro, que contiene mayor concentración de moléculas

29. Efecto de la orientación o efecto estérico . Por ejemplo, un átomo de cloro tras chocar con una molécula de ClNO 2 da lugar a una molécula de NO 2 y otra de Cl 2 sólo si la orientación relativa es adecuada Durante una colisión es muy importante la orientación molecular para la formación de productos: es necesario que las moléculas de los reactivos choquen con una orientación determinada

31. ENERGÍA DE ACTIVACIÓN Cuando tiene lugar una reacción química, inicialmente crece la energía, al producirse la ruptura de los enlaces de los reactivos, hasta que se alcanza un máximo. El estado intermedio del sistema, al que corresponde la energía máxima, se denomina estado de transición o complejo activado . La energía necesaria para pasar desde los reactivos al estado de transición se llama energía de activación E a Los reactivos deben superar la barrera de energía de activación para poder convertirse e productos, incluso si la reacción fuese exotérmica El pico de la barrera corresponde al complejo activado , una especie transitoria de vida muy corta que acaba dando lugar a los productos

32. Perfil de una reacción reactivos reactivos productos productos Energía de activación Entalpía de reacción (  H) Reac. exotérmica Reac. endotérmica Entalpía Complejo activado Complejo activado

33. Normalmente, la energía cinética de las moléculas reaccionantes suministra la energía de activación . Sólo los choques entre moléculas de energía cinética igual o superior a la energía de activación E a son eficaces La velocidad de una reacción aumenta al diminuir su E a La constante de velocidad K , está relacionada con la E a mediante la ecuación de Arrhenius La constante de proporcionalidad A , es una característica de la reacción; R es la constante de los gases ideales y T es la temperatura absoluta

34. Problema: La figura siguiente muestra el diagrama de energía potencial para el sistema reaccionante: A + B  C + D A) ¿Cuánto vale la energía de activación para esta reacción? B) ¿Se tata de una reacción endotérmica o exotérmica? Solución: A) La energía de activación es la diferencia entre la energía del estado de transición (máximo de la barrera) y la energía de los reactivos: E a = 100 (kJ/mol) - 20 (kJ/mol) = 80 kJ/mol B) Los productos tienen más energía que los reactivos, por lo que en el transcurso de la reacción se absorbe energía  la reacción es endotérmica  H =  H productos -  H reactivos = 80 (kJ/mol) - 20 (kJ/mol) = 60 kJ/mol

35. Problema: La energía de activación de la reacción A + B  Productos es de 108 kJ/mol.Sabiendo que la constante de velocidad de dicha reacción vale k = 6,2 • 10 -5 s -1 a 35 ºC, calcula cuánto valdrá dicha constante cuando la temperatura sea de 50 ºC Dato: R = 8,31 J/mol K Solución: De acuerdo con la ecuación de Arrhenius : Despejando A y sustituyendo los valores dados tenemos: El valor de A es constante y no depende de la temperatura. Por tanto, a 50 ºC, la constante de velocidad, k, valdrá:

38. TIPOS DE CATÁLISIS Catálisis homogénea : el catalizador se encuentra en la misma fase que los reactivos. Catálisis heterogénea : el catalizador se encuentra en una fase diferente de la de los reactivos. Su mecanismo se basa en la adsorción de las moléculas reaccionantes (gases) en la superficie del catalizador (sólido), sobre la que ocurre la reacción. Ejemplo : fabricación de H 2 SO 4 por el método de las cámaras de plomo: 2 SO 2 (g) + O 2 (g)  2SO 3 (g) se cataliza con una mezcla gaseosa de NO 2 + NO Ejemplo : O 2 + 2H 2  2 H 2 O sobre platino

39. El reactivo o sustrato encaja perfectamente en un punto específico de la superficie de la enzima, manteniéndose en esta posición por fuerzas intermoleculares Después de esta adsorción , la configuración de la enzima puede variar, debilitándose el enlace clave del sustrato y aumentando la velocidad de reacción Catálisis enzimática : las sustancias que catalizan las reacciones bioquímicas se llaman enzimas (proteinas de elevada masa molecular) Ejemplo : las reacciones que tienen lugar en el cuerpo humano pueden realizarse a la temperatura del organismo (37ºC) gracias a la acción de las enzimas