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1. CINÉTICA
QUÍMICA

2. Algunos conceptos
CINÉTICA O DINÁMICA.
Estudia la velocidad de los procesos. La Cinética es una de las cuatro ramas de
la Fisicoquímica
La parte de la cinética que estudia las velocidades y los mecanismos de las
reacciones químicas es la cinética química.
REACCIONES HOMOGÉNEAS
Son aquellas que tienen lugar en una sola fase, es decir fase gaseosa o en fase
liquida.
REACCIONES HETEROGÉNEAS
Se producen en más de una fase. El tipo de reacción más común tiene una
rapidez que depende del área de la superficie expuesta a la mezcla de
reacción.
2
3

3. REACCIONES
◎ ELEMENTALES
Es aquella que se produce
en un solo paso o etapa.
Por tanto es una reacción
donde no se detectan
intermedios o no son
necesarios para describir
cómo transcurre a nivel
molecular.
◎ COMPLEJAS
Es aquella que se produce,
a nivel molecular, a través
de varias etapas o
reacciones elementales.
Una reacción compleja se
describe y explica a través
de un mecanismo de
reacción (la secuencia de
etapas elementales por la
que los reactivos pasan a
productos).
3

4. MECANISMOS DE
REACCIÓN
4

5. La gran mayoría de los procesos químicos no ocurren por
transformación directa de los reactivos en productos. La
transformación suele producirse en etapas elementales
que implican otras especies intermedias además de los
reactivos y productos. El conjunto de etapas elementales
asociado a una reacción global recibe el nombre de
mecanismo de reacción
Para una reacción global dada puede existir más de un
mecanismo de reacción. Conocido el mecanismo de
reacción es posible obtener (a veces mediante
aproximaciones) la ecuación cinética. La existencia de
ecuaciones cinéticas sin orden definido es un signo claro
de procesos en varias etapas. Las ecuaciones cinéticas con
orden de reacción definido pueden estar asociadas a
procesos elementales y también a mecanismos de reacción
complejos.
5

6. MOLECULARIDAD
Por eso, la ecuación debe reflejar lo que ocurre a escala molecular, es decir,
debe incluir únicamente el número de moléculas que interaccionan
directamente en la etapa (molecularidad).
unimolecular A → · · ·
bimolecular A + B → · · ·
trimolecular A + B + C → · · ·
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7. RAPIDEZ DE UNA
REACCIÓN
7

8. Esta se expresa como el cambio de la concentración de un reactante o
producto en función del tiempo. Las unidades de la rapidez son generalmente
moles por litro por segundo, para las reacciones en solución, y moles por
centímetros cúbico por segundo para los procesos en fase gaseosa. Por
ejemplo considérese la siguiente reacción:
aA + bB -> p P
Para esta reacción la rapidez se expresa como:
𝒓 =
𝟏
𝒂
−𝒅 𝑨
𝐝𝐭
=
𝟏
𝒃
−𝒅 𝑩
𝒅𝒕
=
𝟏
𝒑
−𝒅 𝑷
𝒅𝒕
Donde r = rapidez de la reacción, [A] y [B] representan las concentraciones de
los reactantes, y [P] indican la concentración del producto en moles por litro.
LEY DE VELOCIDAD
La rapidez viene dada por la siguiente relación:
𝒓 =
𝟏
𝒂
−𝒅 𝑨
𝒅𝒕
=
𝟏
𝒃
−𝒅 𝑩
𝒅𝒕
= k [A]
𝜶
[B]
𝜷
Donde k es la constante de rapidez de la reacción.
8

9. MEDIDA DE LA
VELOCIDAD DE UNA
REACCIÓN
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10. • Análisis volumétrico o gravimétrico de muestras extraídas del
sistema en el que se produce la reacción a ciertos intervalos de
tiempo.
• Medida de la variación de la presión en aquellas reacciones en
fase gaseosa que ocurren a volumen constante cuando varía el
número de moles con el transcurso de las mismas.
• Medidas de la variación del índice de refracción. Se utiliza, por
ejemplo, para medir la velocidad de polimerización del estireno.
• Variación de la intensidad del color de alguna sustancia actuante,
utilizando un fotocolorímetro.
10

11. ORDEN DE UNA
REACCIÓN
11

12. REACCION DE ORDEN CERO
La ley de velocidad para una reacción de orden cero es
12
Las reacciones de orden cero se encuentran más frecuentemente en
reacciones heterogéneas en superficies. La velocidad de reacción en este
caso es independiente de la concentración de la sustancia reactiva. Para
encontrar el comportamiento con el tiempo de esta reacción, la ecuación se
escribe en la forma diferencial
Cuando se integra entre los límites t1 y t2, y asumiendo que la
concentración de la sustancia reaccionante es [A]0 en t1 y para t2 = t es
[A]t, por lo que la ecuación queda:

13. GRAFICA DE
UNA
REACCIÓN
DE ORDEN
CERO
13

14. La rapidez de reacción es proporcional a las concentraciones de los reactantes
elevadas a una potencia, por lo que es conveniente hablar de orden de
reacción.
REACCION DE PRIMER ORDEN
En una reacción de primer orden la velocidad de reacción es directamente
proporcional a la concentración de uno sólo de los reactantes. Si llamamos c a
la concentración de ese reactante, esa condición puede expresarse
matemáticamente mediante la ecuación
−𝑑 𝐴
𝑑𝑡
= 𝑘𝑐
14
en la que el signo negativo indica que la concentración c decrece mientras el
tiempo t aumenta. La constante de proporcionalidad k, recibe el nombre de
constante de velocidad o velocidad específica, ya que mide la velocidad de
reacción por unidad de concentración, y tiene un valor definido para cada
reacción y a una temperatura dada.
k=
1
𝑡
𝑙𝑛 𝐴𝑜 − 𝑙𝑛 [𝐴]

15. GRAFICA DE
UNA
REACCIÓN
DE PRIMER
ORDEN
15

16. REACCION DE SEGUNDO ORDEN
La velocidad de una reacción de segundo orden depende de dos términos de
concentración, que pueden referirse a la misma especie o a especies químicas
diferentes.
Para el primer caso,
2𝐴 → 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠
16
De modo que la ecuación viene dada por,
−𝑑 𝐴
𝑑𝑡
= 𝑘[𝐴]2
donde cA es la concentración de la sustancia reaccionante A en cualquier
instante t. Si llamamos c0 a la concentración inicial del reactante en el
instante t0 = 0 y c a la concentración del mismo al tiempo t
k =
1
𝑡
(
1
𝐴
−
1
𝐴𝑜
)

17. GRAFICA DE
UNA
REACCIÓN
DE SEGUNDO
ORDEN (2A)
17

18. REACCION DE SEGUNDO ORDEN
Para el segundo caso,
𝐴 + 𝐵 → 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠
18
en este caso, la velocidad de la reacción estará dada por una expresión del
tipo
−𝑑 𝐴
𝑑𝑡
=
−𝑑 𝐵
𝑑𝑡
= 𝑘 𝐴 𝐵 = 𝐾(𝑎 − 𝑥)(𝑏 − 𝑥)
Si llamamos a y b, al número de moles de las sustancias A y B que se
encuentran en un volumen dado en el instante t = 0 y x al número de moles
de cada una que reaccionaron al tiempo t los moles de A y B que quedan sin
reaccionaron al tiempo reaccionar en ese instante serán a - x y b - x, con lo
que la ecuación toma la forma

19. REACCION DE SEGUNDO ORDEN
Si se parte de cantidades equimoleculares de A y B, a = b y la ecuación se
reduce a
𝑑 𝑥
𝑑𝑡
= 𝑘 𝑎 − 𝑥 2
Cuya integracion conduce
𝑘 =
1
𝑡
𝑥
𝑎 𝑎 − 𝑥
19
Pero si se parte de concentraciones iniciales distintas de A y B, la integración
de la conduce a
𝑘 =
2.303
𝑡(𝑎 − 𝑏)
𝑙𝑜𝑔
𝑏(𝑎 − 𝑥)
𝑎 𝑏 − 𝑥

20. GRAFICA DE
UNA
REACCIÓN
DE SEGUNDO
ORDEN (A+B)
20

21. GRAFICA DE
UNA
REACCIÓN
DE SEGUNDO
ORDEN (A+B)
21

22. EJEMPLOS DE REACCIONES DE SEGUNDO ORDEN
22

23. TABLA COMPARATIVA
23
A+B

24. GRAFICA COMPARATIVA
24

25. FACTORES QUE AFECTAN
LA VELOCIDAD DE UNA
REACCIÓN
25

26. TEMPERATURA
26
Las constantes cinéticas dependen en gran medida de la temperatura,
aumentando normalmente con ella.
En 1889 Arrhenius demostró que los datos de la constante k(T) para muchas
reacciones podía ajustarse por la expresión:
𝑘 = 𝐴𝑒−
𝐸𝑎
𝑅𝑇 → ln 𝑘 = ln 𝐴 −
𝐸𝑎
𝑅𝑇
Donde: A y Ea son constantes características de la reacción y R la constante
universal de los gases. Ea es la energía de activación de Arrhenius y A es el
factor preexponencial o el factor A de Arrhenius (mismas unidades que K).
La mayoría de las energías de activación empíricas caen en el intervalo de 0 a
80 kcal/mol (0 – 330 kJ/mol) para la mayoría de las reacciones químicas
elementales y suelen ser menores para las reacciones bimoleculares que para
las unimoleculares.

27. ◎ Si se grafican esas diferencias de T y K
27

28. “
◎ Las constantes cinéticas
dependen en gran medida de la
temperatura, aumentando
normalmente con ella.
28

29. CATALISIS
29
La palabra catálisis se emplea para indicar todos aquellos procesos en
los cuales la velocidad de una reacción es modificada por un material
que, a la finalización del proceso, permanece químicamente inalterado
El material que provoca la variación en la velocidad de reacción se
llama catalizador aunque a veces se reserva esta denominación para
los materiales que incrementan la velocidad de reacción, empleándose
el termino inhibidor para aquellos que la disminuyen.
Como características tiene las siguientes importantes:
• El catalizador permanece químicamente inalterado al cabo de la
reacción
• En la mayor parte de los casos, se requiere una pequeña cantidad de
catalizador para producir cantidades importantes de productos
• En las reacciones reversibles, el catalizador no afecta la posición de
equilibrio.
• El catalizador no inicia la reacción química, solo modifica la
velocidad con la que esta ocurre.

30. CATALISIS
◎ HOMOGENEA
El catalizador está presente en la misma fase que reactivos y
productos, normalmente líquida
30
Al ser el PE2 más rápido, en cuanto desaparece I- en el PE1,
aparece inmediatamente por el PE2, por lo que la
concentración de I- es constante
En este caso, la reacción catalizada con I- es de primer orden,
como la no catalizada, pero la constante de velocidad es mucho
mayor.

31. CATALISIS
◎ HETEROGENEA
El catalizador está en una fase diferente; normalmente el
catalizador es un soporte sólido sobre el que ocurre la reacción
31

32. AUTOCATALISIS
𝐴 + 𝐵 →𝐾
2𝐵 → 𝑟 = −
𝑑𝐴
𝑑𝑡
= 𝑘[𝐴][𝐵]
En los instantes iniciales se produce un aumento en la
concentración de B, que origina un rápido incremento en la
velocidad (obsérvese que B es reactivo y producto).
Sin embargo, a medida que transcurre la reacción va
desapareciendo el reactivo A y la velocidad empieza a disminuir,
hasta hacerse nula, cuando desaparezca este componente.
La evolución de las concentraciones de A y B con el tiempo, es una
curva sigmoide, que responde a la siguiente ecuación:
𝑘𝑡 =
1
𝐴 0 + 𝐵 0
[ln
[𝐵]
𝐵 0
− ln
[𝐴]
𝐴 0
]
32

33. GRAFICA DE
AUTOCATALISIS
33

34. “
◎ Sustancia ajena a reactivos y
productos, que participa en la
reacción sin alterarse
permanentemente, aumentando
su velocidad o disminuyéndola
34

35. TEORÍA DE COLISIONES
35

36. CARACTERÍSTICAS
1. Aplica solamente para reacciones bimoleculares en
fase gas.
2. Los gases consisten de un número muy grande de
partículas, que pueden ser átomos o moléculas que
están en movimiento aleatorio y continuo.
3. La energía cinética promedio de las partículas no
cambia con el tiempo siempre y cuando la
temperatura permanezca constante.
4. La energía de las partículas puede transferirse a
través de colisiones.
5. La reacción se produce por colisión entre las
moléculas de reactivo.
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37. CARACTERÍSTICAS
1. Considera que las moléculas o átomos son esferas duras y que
no hay interacciones intermoleculares. Las fuerzas de atracción y
repulsión entre las diferentes partículas son despreciables.
2. El complejo activado no juega un papel importante en ésta
teoría.
3. Las moléculas se moverán en caminos rectos cuyas direcciones
cambiarán solo cuando chocan entre sí o contra las paredes del
recipiente.
4. La velocidad de colisión o frecuencia de colisión, vAB es
proporcional al número de moléculas de A y B (NA) por unidad
de volumen (V), nA y nB:
37

38. ORIENTACIÓN DURANTE LA COLISIÓN
38

39. La velocidad para la reacción A + B → P, depende entonces:
39
ZAB Frecuencia de colisiones, número de colisiones por cm3/s
p Factor estérico, el cual toma en cuenta el hecho que en la
colisión las moléculas deben estar propiamente orientadas para
que ocurra la reacción

40. ENERGÍA DE
ACTIVACIÓN
40

41. “
◎ Es la energía mínima que necesita
un sistema antes de poder iniciar
un determinado proceso.
41

42. A presión constante, la energía de activación viene determinada
por la siguiente ecuación:
42
Según su origen, este primer aporte de energía se clasifica
como:
 Químico: La energía química exotérmica desprende calor,
que puede ser empleado como fuente de ignición.
 Eléctrico: El paso de una corriente eléctrica o un chispazo
produce calor.
 Nuclear: La fusión y la fisión nucleares producen calor.
 Mecánico: Por compresión o fricción, la fuerza mecánica de
dos cuerpos puede producir calor.

43. VIDA MEDIA
43

44. “
◎ Definiremos el tiempo de vida
media de un reactivo como el
tiempo necesario para que haya
reaccionado la mitad de su
concentración inicial. Suele
representarse como 𝑡1/2
44

45. 45

46. ¡GRACIAS!
¿ALGUNA PREGUNTA?
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