Se presenta el concepto de velocidad de reacción y se distinguen las reacciones por su orden y su molecularidad, relacionados con su mecanismo. Se explica cómo determinar el orden de velocidad y la ecuación de velocidad de una reacción. Y se da un repaso a las diferentes teorías sobre la velocidad de reacción: Arrhenius, colisiones y complejo activado. Finalmente, se relaciona la cinética con el equilibrio químico.

1. Curso de Reactividad Química
4. Cinética química

2. Velocidad de reacción, ley de velocidad,
orden de reacción

3. Supongamos una reacción química general
como esta que consideraremos que solo
transcurre hacia la derecha
triplenlace.com
a A + b B + c C …  s S + t T + ….

4. a A + b B + c C …  s S + t T + ….
Concentración
Tiempo
Se puede representar
en un gráfico cómo
van variando las
concentraciones de
reactivos y productos
conforme va
transcurriendo el
tiempo y, por tanto,
según va progresando
la reacción
triplenlace.com

5. a A + b B + c C …  s S + t T + ….
[A]
Concentración
Tiempo
Si nos fijamos en uno de los
reactivos, por ejemplo A, su
concentración, [A], irá
disminuyendo con el tiempo
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6. a A + b B + c C …  s S + t T + ….
[A]
∆[A]
∆t
Concentración
Tiempo
Si medimos lo que cambia
la concentración, Δ[A],
durante el transcurso de
un tiempo Δt…
triplenlace.com

7. a A + b B + c C …  s S + t T + ….
[A]
∆[A]
∆t
Concentración
Tiempo
v̅̅̅̅ =
∆[A]
∆t
…podemos definir una “velocidad
media” de reacción, v̅̅̅̅, para ese Δt
como el cociente entre Δ[A] e Δt
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Velocidad media

8. a A + b B + c C …  s S + t T + ….
[A]
[S]
∆[A]
∆t
Concentración
Tiempo
v̅̅̅̅ =
∆[A]
∆t
Por otra parte, al mismo tiempo que
desaparecen los reactivos se irán
formando los productos. Supongamos
que esta es la curva de aumento de
concentración del producto S
triplenlace.com
Velocidad media

9. a A + b B + c C …  s S + t T + ….
[A]
[S]
∆[S]
∆[A]
∆t
∆t
Concentración
Tiempo
v̅̅̅̅ =
∆[A]
∆t
En dicha curva puede verse lo
que aumenta la concentración
de S durante el mismo periodo
de tiempo Δt que antes
triplenlace.com
Velocidad media

10. a A + b B + c C …  s S + t T + ….
[A]
[S]
∆[S]
∆[A]
∆t
∆t
Concentración
Tiempo
v̅̅̅̅ =
∆[A]
∆t
Y con esos valores
se puede definir la
“velocidad media”
de la reacción así
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Velocidad media
[S]
t

11. a A + b B + c C …  s S + t T + ….
[A]
[S]
∆[S]
∆[A]
∆t
∆t
Concentración
Tiempo
v̅̅̅̅ =
∆[A]
∆t
Pero a lo largo del tiempo la
velocidad va cambiando, por lo
que es mejor buscar un
procedimiento para conocer la
velocidad instantánea, es decir, la
velocidad en cada momento
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Velocidad media
[S]
t

12. a A + b B + c C …  s S + t T + ….
[A]
[S]
∆[S]
∆[A]
∆t
∆t
Concentración
Tiempo
v̅̅̅̅ =
∆[A]
∆t
triplenlace.com
Velocidad media
[S]
t
La velocidad en cada “instante” será el
cambio infinitesimal de concentración
durante el t infinitesimalmente pequeño
que dure ese “instante” dividido por dicho
valor de t. Supongamos que queremos
calcular la velocidad instantánea en el
instante marcado con 

13. a A + b B + c C …  s S + t T + ….
[A]
[S]
∆[S]
∆[A]
∆t
∆t
Concentración
Tiempo
v =
d[A]
dt
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Velocidad instantánea
Al ser Δt  0, no se puede calcular
el cociente entre Δ[A] e Δt
directamente, pero sí su límite, es
decir, el cociente entre la
diferencial d[A] y la diferencial dt,
o, lo que es lo mismo, la derivada
de [A] respecto a t: d[A]/dt

14. a A + b B + c C …  s S + t T + ….
[A]
[S]
∆[S]
∆t
Concentración
Tiempo
v =
d[A]
dt
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Velocidad instantánea
Por matemáticas sabemos que
la derivada de una función en
un punto (en este caso,
d[A]/dt) es la pendiente de la
tangente a la curva en dicho
punto. Esta derivada nos da la
velocidad de desaparición de A
en cada momento

15. a A + b B + c C …  s S + t T + ….
[A]
[S]
Concentración
Tiempo
v =
d[A]
dt
triplenlace.com
Si quisiéramos calcula la
velocidad instantánea en
función de la formación de S
procederíamos análogamente
Velocidad instantánea
d[S]
dt

16. a A + b B + c C …  s S + t T + ….
[A]
[S]
Concentración
Tiempo
v =
d[A]
dt
Pero, como se ve, las pendientes son
diferentes tanto en signo como en
valor. Por eso, resulta conveniente
definir la velocidad de reacción de
modo que no dependa de la especie
(reactivo o producto) que se tome
como referencia
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d[S]
dt
Velocidad instantánea

17. a A + b B + c C …  s S + t T + ….
[A]
[S]
Concentración
Tiempo
v =
d[A]
dt
–
Como ambas
pendientes
tienen distinto
signo
matemático,
conviene
multiplicar
esta derivada
por – 1. Así, la
velocidad de
reacción en
función de los
reactivos, que
es negativa,
se convierte
en positiva
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d[S]
dt
Velocidad instantánea

18. a A + b B + c C …  s S + t T + ….
[A]
[S]
Concentración
Tiempo
d[S]
dt
v =
d[A]
dt
–
1
a s
1
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Velocidad instantánea
Si además se dividen ambas
expresiones por el coeficiente
estequiométrico correspondiente,
se puede demostrar que el cálculo
de la velocidad en función de A o
de S da el mismo valor
Si además se dividen ambas
expresiones por el coeficiente
estequiométrico correspondiente,
se puede demostrar que el cálculo
de la velocidad en función de A o
de S da el mismo valor

19. a A + b B + c C …  s S + t T + ….
v =
1
a
–
d[A]
dt
1
b
d[B]
dt
= =
1
t
d[T]
dt
=
= …
– …
Con estos criterios (signo negativo en las
velocidades de los reactivos y división de cada
derivada por el correspondiente coeficiente
estequiométrico) se puede calcular la velocidad
de reacción en función de cualquier reactivo o
producto. Independientemente del que se elija,
se obtendría el mismo valor
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d[S]
dt
s
1

20. Medida de las concentraciones con el tiempo
Como se ha visto, determinar
velocidades implica conocer
la variación de las
concentraciones de reactivos
o productos con el tiempo
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21. Medida de las concentraciones con el tiempo
Existen distintas técnicas para medir la variación de las concentraciones de
reactivos o productos con el tiempo. Una es usar un detector móvil que vaya
midiendo la concentración transcurrido un cierto tiempo (el que se desee)
en un tubo en el que se están inyectando los reactivos continuamente (la
velocidad con que avanzan los reactivos por el tubo se conoce y por tanto se
conoce también el tiempo que llevan reaccionando en cada punto del tubo)
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22. Medida de las concentraciones con el tiempo
También se puede dejar fijo el detector e ir moviendo uno de
los inyectores para conseguir que los reactantes (cuya velocidad
de avance o flujo se conoce) estén en contacto y reaccionen
durante el tiempo que se desee antes de llegar al detector
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23. a A + b B + c C …  s S + t T + ….
Consideremos de nuevo las expresiones
diferenciales de la velocidad…
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v =
1
a
–
d[A]
dt
1
b
d[B]
dt
= =
1
t
d[T]
dt
=
= …
– …
d[S]
dt
s
1

24. v =
1
a
–
d[A]
dt
a A + b B + c C …  s S + t T + ….
…centrándonos en una
de ellas cualquiera
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25. v =
1
a
–
d[A]
dt
a A + b B + c C …  s S + t T + ….
Se ha comprobado experimentalmente que la velocidad de
reacción se puede expresar como el producto de una
constante k (llamada constante o coeficiente de velocidad)
por las concentraciones de los reactivos elevadas a ciertos
exponentes que se determinan empíricamente
k [A][B][C]…
v =
triplenlace.com

26. v =
1
a
–
d[A]
dt
a A + b B + c C …  s S + t T + ….
A esos coeficientes los
denominamos órdenes
de la reacción
k [A][B][C]…
v =
 : orden de reacción en A
 : orden de reacción en B
 : orden de reacción en C
…
 +  +  + …= orden de reacción total
triplenlace.com

27. v =
1
a
–
d[A]
dt
a A + b B + c C …  s S + t T + ….
k [A][B][C]…
v =
 : orden de reacción en A
 : orden de reacción en B
 : orden de reacción en C
…
 +  +  + …= orden de reacción total
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Los órdenes de
reacción son
números reales
Los órdenes de reacción pueden
ser enteros o fraccionarios, tanto
positivos como negativos, e incluso
pueden ser 0

28. v =
1
a
–
d[A]
dt
a A + b B + c C …  s S + t T + ….
k [A][B][C]…
v =
 : orden de reacción en A
 : orden de reacción en B
 : orden de reacción en C
…
 +  +  + …= orden de reacción total
=
1
a
–
d[A]
dt k [A][B][C]…
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LEY GENERAL DE LA VELOCIDAD
Los órdenes de
reacción son
números reales
Teniendo en cuenta
ambas ecuaciones se
puede escribir esta ley
general de la velocidad

29. Reacciones elementales, molecularidad

30. Las reacciones químicas suelen producirse
siguiendo una secuencia (“mecanismo”) de
reacciones elementales, cada una de las cuales
se caracteriza por su “molecularidad”
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31. triplenlace.com
2 A + B  2C
Supongamos que en el laboratorio combinamos
la especie química A con la especie química B y
observamos que se produce una nueva especie
química, C. Y supongamos que la ecuación
química ajustada es esta

32. triplenlace.com
2 A + B  2C
Supongamos también que, durante el
transcurso de la reacción, se hace un
análisis químico del contenido del
reactor y se detecta una especie
química D que no es ni reactivo ni
producto y a la cual llamaremos
intermedio de reacción

33. triplenlace.com
2A  D
2 A + B  2C
D + B  2 C
RE1
RE2
REACCIÓN GLOBAL
Supongamos que un estudio en detalle revela que lo que
en realidad está ocurriendo es que A no reacciona
directamente con B, como parece deducirse de la ecuación
global, sino que A previamente produce D (reacción
elemental 1, RE1) y, posteriormente, D reacciona con B
para generar C (reacción elemental 2 RE2)

34. triplenlace.com
2A  D
2 A + B  2C
D + B  2 C
RE1
RE2
Reacción elemental es la que se produce en un solo paso
(es decir, no se puede descomponer en etapas más simples)
REACCIÓN GLOBAL
Cada una de estas reacciones se dice
que es elemental, en el sentido de
que no se pueden descomponer, a su
vez, en otras más simples

35. triplenlace.com
2A  D
2 A + B  2C
D + B  2 C
RE1
RE2
Reacción elemental es la que se produce en un solo paso
(es decir, no se puede descomponer en etapas más simples)
Molecularidad: número de moléculas de reactivos que participan en una RE
(es igual a la suma de los coeficientes estequiométricos de los reactivos y al
orden de la RE, es decir, la suma de los exponentes de su ecuación de velocidad)
REACCIÓN GLOBAL
Las reacciones
elementales (RE)
llevan asociado el
concepto de
molecularidad

36. triplenlace.com
2A  D
2 A + B  2C
D + B  2 C
RE1
RE2
Reacción elemental es la que se produce en un solo paso
(es decir, no se puede descomponer en etapas más simples)
Molecularidad: número de moléculas de reactivos que participan en una RE
(es igual a la suma de los coeficientes estequiométricos de los reactivos y al
orden de la RE, es decir, la suma de los exponentes de su ecuación de velocidad)
2 (bimolecular)
2 (bimolecular)
Molecularidad
REACCIÓN GLOBAL
Según la definición hecha, estas dos
reacciones elementales son bimoleculares

37. triplenlace.com
2A  D
2 A + B  2C
D + B  2 C
RE1
RE2
Reacción elemental es la que se produce en un solo paso
(es decir, no se puede descomponer en etapas más simples)
Molecularidad: número de moléculas de reactivos que participan en una RE
(es igual a la suma de los coeficientes estequiométricos de los reactivos y al
orden de la RE, es decir, la suma de los exponentes de su ecuación de velocidad)
2 (bimolecular)
Orden
2 (bimolecular)
Molecularidad
2
2
REACCIÓN GLOBAL
Los órdenes de reacción de una RE
coinciden con la molecularidad
En reacción elemental: orden = molecularidad

38. triplenlace.com
2A  D
2 A + B  2C
D + B  2 C
RE1
RE2
Reacción elemental es la que se produce en un solo paso
(es decir, no se puede descomponer en etapas más simples)
Molecularidad: número de moléculas de reactivos que participan en una RE
(es igual a la suma de los coeficientes estequiométricos de los reactivos y al
orden de la RE, es decir, la suma de los exponentes de su ecuación de velocidad)
Ec. velocidad
2 (bimolecular)
2 (bimolecular)
Molecularidad
v1 = k1 [A]2
v2 = k2 [D][B]
REACCIÓN GLOBAL
Y de acuerdo con lo considerado anteriormente sobre la ley de la
velocidad, (v = k [A][B][C]…), estas serían las ecuaciones de
velocidad para las reacciones elementales que estamos considerando
v = k [A][B][C]…)
Orden
2
2

39. triplenlace.com
2NO(g)  N2O2(g)
2NO(g) + O2(g)  2NO2(g)
N2O2(g) + O2(g)  2NO2(g)
RE1
RE2
Ec. velocidad
2 (bimolecular) v1 = k1 [NO]2
Orden
Molecularidad
2
REACCIÓN GLOBAL
2 (bimolecular) 2
v2 = k2 [N2O2][O2]
Al caso ejemplificado se
ajusta esta reacción real
v = k [NO]2[O2]

40. triplenlace.com
2NO(g)  N2O2(g)
2NO(g) + O2(g)  2NO2(g)
N2O2(g) + O2(g)  2NO2(g)
RE1
RE2
Ec. velocidad
2 (bimolecular) v1 = k1 [NO]2
Orden
Molecularidad
2
REACCIÓN GLOBAL
2 (bimolecular) 2
v2 = k2 [N2O2][O2]
v = k [NO]2[O2]
Esta es la ley de velocidad determinada
experimentalmente para la reacción
2NO(g) + O2(g)  2NO2(g)
En este caso coinciden los exponentes (órdenes de
reacción) con los coeficientes estequiométricos,
pero esto no tiene por qué ser necesariamente así

41. Molecula-
ridad
Reacción
elemental
Ley de velocidad Orden
Parcial Total
Uni-
molecular
A 
Productos
v = k[A] 1 en A 1
Bi-
molecular
A + A 
Productos
v = k[A]2 2 en A 2
A + B 
Productos
v = k[A][B] 1 en A, 1 en B 2
Tri-
molecular
A + A + A
Productos
v = k[A]3 3 en A 3
A + A + B 
Productos
v = k[A]2[B] 2 en A,
1 en B
3
A + B + C 
Productos
v = k[A][B][C] 1 en A, 1 en
B, 1 en C
3
triplenlace.com
Consideremos algunos tipos genéricos de
reacciones elementales indicando su
molecularidad, su orden y su ley de velocidad

42. Molecula-
ridad
Reacción
elemental
Ley de velocidad Orden
Parcial Total
Uni-
molecular
A 
Productos
v = k[A] 1 en A 1
Bi-
molecular
A + A 
Productos
v = k[A]2 2 en A 2
A + B 
Productos
v = k[A][B] 1 en A, 1 en B 2
Tri-
molecular
A + A + A
Productos
v = k[A]3 3 en A 3
A + A + B 
Productos
v = k[A]2[B] 2 en A,
1 en B
3
A + B + C 
Productos
v = k[A][B][C] 1 en A, 1 en
B, 1 en C
3
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Este es un tipo de
reacción elemental
bimolecular genérica

43. Molecula-
ridad
Reacción
elemental
Ley de velocidad Orden
Parcial Total
Uni-
molecular
A 
Productos
v = k[A] 1 en A 1
Bi-
molecular
A + A 
Productos
v = k[A]2 2 en A 2
A + B 
Productos
v = k[A][B] 1 en A, 1 en B 2
Tri-
molecular
A + A + A
Productos
v = k[A]3 3 en A 3
A + A + B 
Productos
v = k[A]2[B] 2 en A,
1 en B
3
A + B + C 
Productos
v = k[A][B][C] 1 en A, 1 en
B, 1 en C
3
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Este es otro tipo

44. Molecula-
ridad
Reacción
elemental
Ley de velocidad Orden
Parcial Total
Uni-
molecular
A 
Productos
v = k[A] 1 en A 1
Bi-
molecular
A + A 
Productos
v = k[A]2 2 en A 2
A + B 
Productos
v = k[A][B] 1 en A, 1 en B 2
Tri-
molecular
A + A + A
Productos
v = k[A]3 3 en A 3
A + A + B 
Productos
v = k[A]2[B] 2 en A,
1 en B
3
A + B + C 
Productos
v = k[A][B][C] 1 en A, 1 en
B, 1 en C
3
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Solo hay un caso
de molecularidad 1

45. Molecula-
ridad
Reacción
elemental
Ley de velocidad Orden
Parcial Total
Uni-
molecular
A 
Productos
v = k[A] 1 en A 1
Bi-
molecular
A + A 
Productos
v = k[A]2 2 en A 2
A + B 
Productos
v = k[A][B] 1 en A, 1 en B 2
Tri-
molecular
A + A + A
Productos
v = k[A]3 3 en A 3
A + A + B 
Productos
v = k[A]2[B] 2 en A,
1 en B
3
A + B + C 
Productos
v = k[A][B][C] 1 en A, 1 en
B, 1 en C
3
triplenlace.com
Y podemos considerar tres casos
de molecularidad 3, si bien son
muy raros porque implican
choques de tres moléculas a la vez
para que tenga lugar la reacción

46. Molecula-
ridad
Reacción
elemental
Ley de velocidad Orden
Parcial Total
Uni-
molecular
A 
Productos
v = k[A] 1 en A 1
Bi-
molecular
A + A 
Productos
v = k[A]2 2 en A 2
A + B 
Productos
v = k[A][B] 1 en A, 1 en B 2
Tri-
molecular
A + A + A
Productos
v = k[A]3 3 en A 3
A + A + B 
Productos
v = k[A]2[B] 2 en A,
1 en B
3
A + B + C 
Productos
v = k[A][B][C] 1 en A, 1 en
B, 1 en C
3
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47. Molecula-
ridad
Reacción
elemental
Ley de velocidad Orden
Parcial Total
Uni-
molecular
A 
Productos
v = k[A] 1 en A 1
Bi-
molecular
A + A 
Productos
v = k[A]2 2 en A 2
A + B 
Productos
v = k[A][B] 1 en A, 1 en B 2
Tri-
molecular
A + A + A
Productos
v = k[A]3 3 en A 3
A + A + B 
Productos
v = k[A]2[B] 2 en A,
1 en B
3
A + B + C 
Productos
v = k[A][B][C] 1 en A, 1 en
B, 1 en C
3
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48. Molecula-
ridad
Reacción
elemental
Ley de velocidad Orden
Parcial Total
Uni-
molecular
A 
Productos
v = k[A] 1 en A 1
Bi-
molecular
A + A 
Productos
v = k[A]2 2 en A 2
A + B 
Productos
v = k[A][B] 1 en A, 1 en B 2
Tri-
molecular
A + A + A
Productos
v = k[A]3 3 en A 3
A + A + B 
Productos
v = k[A]2[B] 2 en A,
1 en B
3
A + B + C 
Productos
v = k[A][B][C] 1 en A, 1 en
B, 1 en C
3
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49. F2 + 2 NO2  2 NO2F
Veamos algunos ejemplos de
mecanismos de reacción
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50. F2 + 2 NO2  2 NO2F
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v = k [F2][NO2]
La ecuación de la velocidad de la reacción
global determinada experimentalmente es
esta. El orden es 1 +1 = 2.
Orden: 2

51. F2 + 2 NO2  2 NO2F
A partir de la ecuación global se puede proponer un
mecanismo que sea consecuente con ella. Un mecanismo
aceptado para esta reacción está formado por dos etapas
o reacciones elementales. En la primera, una molécula de
F2 colisionaría con una de NO2 para dar una sola molécula
de NO2F más F. Esta reacción sería muy lenta
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1. F2 + NO2  NO2F + F (lenta)
v = k [F2][NO2] Orden: 2

52. 1. F2 + NO2  NO2F + F
F2 + 2 NO2  2 NO2F
2. F + NO2  NO2F
En la segunda etapa, F y NO2 se
combinan entre sí para dar la
segunda molécula de NO2F; es
una reacción muy rápida
triplenlace.com
(lenta)
(rápida)
v = k [F2][NO2] Orden: 2

53. F2 + 2 NO2  2 NO2F
Bimolecular
Como hemos dicho, en las reacciones elementales el orden
de reacción coincide con los coeficientes estequiométricos. Por
eso, la primera reacción elemental escrita es de orden 2 (=
1+1) y se dice que es “bimolecular”. La segunda lo mismo
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1. F2 + NO2  NO2F + F
2. F + NO2  NO2F
(lenta)
(rápida) Bimolecular
v = k [F2][NO2] Orden: 2

54. F2 + 2 NO2  2 NO2F
Según lo explicado anteriormente
sobre la ecuación de la velocidad,
la ecuación para la reacción
elemental 1 puede escribirse así
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1. F2 + NO2  NO2F + F
2. F + NO2  NO2F
(lenta)
(rápida)
v1 = k1 [F2][NO2]
v = k [F2][NO2] Orden: 2

55. F2 + 2 NO2  2 NO2F
Y la ecuación de la velocidad de la
segunda reacción elemental es esta
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v1 = k1 [F2][NO2]
1. F2 + NO2  NO2F + F
2. F + NO2  NO2F v2 = k2 [F][NO2]
(lenta)
(rápida)
v = k [F2][NO2] Orden: 2

56. F2 + 2 NO2  2 NO2F
triplenlace.com
1. F2 + NO2  NO2F + F
2. F + NO2  NO2F
(lenta)
(rápida)
Como se ve, la expresión de la reacción global tiene la forma
matemática de la reacción de la primera etapa. En general, es
sabido que las etapas lentas son las que más determinan la
ecuación de velocidad de la reacción global
v1 = k1 [F2][NO2]
v2 = k2 [F][NO2]
v = k [F2][NO2] Orden: 2

57. + H2  2
Consideremos esta
otra reacción
triplenlace.com
I2 HI

58. + H2  2
triplenlace.com
v = k ] [H2]
Su ecuación de velocidad
experimental es esta; el orden
experimental es 1 + 1 = 2
I2 HI [ I2
Orden: 2

59. triplenlace.com
2. 2I  I2
3. 2I + H2  2HI
Se han propuesto varios
mecanismos. Uno es este
1. I2  2I
+ H2  2 v = k ] [H2]
I2 HI [ I2
Orden: 2

60. triplenlace.com
2. 2I  I2
3. 2I + H2  2HI
Su punto débil es que aparece una reacción
trimolecular, que no es habitual porque es muy
improbable el choque simultáneo de tres moléculas
1. I2  2I Unimolecular
Bimolecular
Trimolecular
+ H2  2 v = k ] [H2]
I2 HI [ I2
Orden: 2

61. triplenlace.com
2. 2I  I2
3. 2I + H2  2HI
v2 = k2 [I]2
v3 = k3 [I]2[H2]
Estas serían las expresiones de la velocidad de las tres
etapas. Si se tienen en cuenta las tres y se trabaja con
ellas matemáticamente se llegaría a la expresión de la
velocidad global. Si no se llega, el mecanismo no vale
1. I2  2I v1 = k1 [I2]
Unimolecular
Bimolecular
Trimolecular
+ H2  2 v = k ] [H2]
I2 HI [ I2
Orden: 2

62. triplenlace.com
2. 2I  I2
3. 2I + H2  2HI
v2 = k2 [I]2
v3 = k3 [I]2[H2]
Otro mecanismo propuesto es este.
H2I es un intermedio de reacción
(especie temporal que no aparece en
la reacción global). Para comprobar si
el mecanismo es válido hay que
hacer experimentos para detectar
esta especie
1. I2  2I v1 = k1 [I2]
Unimolecular
Bimolecular
Trimolecular
2. 2I  I2
3. I + H2  H2I
1. I2  2I
5. I + H2I  2 HI
4. H2I  I + H2
+ H2  2 v = k ] [H2]
I2 HI [ I2
Orden: 2

63. triplenlace.com
2. 2I  I2
3. 2I + H2  2HI
v2 = k2 [I]2
v3 = k3 [I]2[H2]
1. I2  2I v1 = k1 [I2]
Unimolecular
Bimolecular
Trimolecular
2. 2I  I2
3. I + H2  H2I
1. I2  2I
5. I + H2I  2 HI
4. H2I  I + H2
Unimolecular
Bimolecular
Bimolecular
Unimolecular
Bimolecular
+ H2  2 v = k ] [H2]
I2 HI [ I2
Orden: 2

64. triplenlace.com
2. 2I  I2
3. 2I + H2  2HI
v2 = k2 [I]2
v3 = k3 [I]2[H2]
1. I2  2I v1 = k1 [I2]
Unimolecular
Bimolecular
Trimolecular
2. 2I  I2
3. I + H2  H2I
1. I2  2I
5. I + H2I  2 HI
4. H2I  I + H2
Unimolecular
Bimolecular
Bimolecular
Unimolecular
Bimolecular
v2 = k2 [I]2
v3 = k3 [I][H2]
v1 = k1 [I2]
v5 = k5 [I][H2I]
v4 = k4 [H2I]
+ H2  2 v = k ] [H2]
I2 HI [ I2
Orden: 2
El mecanismo no sería válido si la
manipulación matemática de estas
expresiones no conduce a la
expresión de la velocidad global
determinada experimentalmente
(arriba, en recuadro verde)

65. triplenlace.com
+ H2  2 v = k ] [H2]
I2 HI [ I2
Orden: 2
Consideremos la reacción que estamos
tratando, su velocidad y su orden

66. triplenlace.com
Orden: 2
+ H2  2 v = k ] [H2]
Br2 HBr [Br2
¿ ?
¿Podrían extrapolarse los hallazgos
experimentales para la reacción I2 + H2  2 HI
a la reacción análoga en la que sustituimos el
halógeno I por el halógeno Br?

67. triplenlace.com
Orden: 2
+ H2  2 v = k ] [H2]
Br2 HBr [Br2
Se comprueba experimentalmente que no,
lo que prueba que cada reacción tiene su
propio mecanismo, que no se puede
establecer a priori y que hay que
determinarlo experimentalmente

68. 1 + k’ [HBr] / [Br2]
k [H2][Br2]1/2
v =
Orden: indefinido
Hay reacciones, como esta, muy
complicadas para las que ni
siquiera se puede dar un orden
que cumpla la definición de orden
de reacción que hemos dado
triplenlace.com
+ H2  2
Br2 HBr

69. 1 + k’ [HBr] / [Br2]
k [H2][Br2]1/2
v =
Orden: indefinido
Este es un mecanismo (simplificado)
que se ha propuesto. Se formarían
radicales libres como Br· y H·
triplenlace.com
+ H2  2
Br2 HBr
1 Br2 + M  2 Br· + M Iniciación
2 Br· + H2  H· + HBr Propagación
3 H· + Br2  HBr + Br· Propagación
4 H· + HBr  H2 + Br· Inhibición
5 2 Br· + M  M + Br2 Terminación

70. Ecuación integrada de la velocidad y
determinación experimental del orden de
reacción

71. Método de la ecuación integrada
Como se ha dicho, la ecuación de
la velocidad global hay que
determinarla experimentalmente.
Veamos cómo se puede hacer

72. a A + b B + c C …  s S + t T + ….
Consideremos esta
reacción general
triplenlace.com

73. a A + b B + c C …  s S + t T + ….
Su ecuación de velocidad será esta, pero no conocemos cuánto
valen los parámetros α, , γ… (es decir, los órdenes parciales)
Nota: llamamos k’ a la constante de la expresión
de la velocidad (en vez de k) por la razón de
conveniencia que veremos después
triplenlace.com
v = (1 / a)
– ( d[A] / dt ) k‘ [A][B][C]…
v =

74.    …
0 0 0 0
Supongamos que los órdenes parciales α,
, γ… de la reacción son todos iguales a 0.
Nosotros eso no lo sabemos, pero
supongamos que por hipótesis creemos
que es así y queremos comprobarlo
realizando los experimentos adecuados
triplenlace.com
a A + b B + c C …  s S + t T + ….
v = (1 / a)
– ( d[A] / dt ) k‘ [A][B][C]…
v =

75.    … Ecuación diferencial
0 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’
Si la suposición que hemos hecho sobre los
órdenes de reacción es correcta y aplicamos la ley
general de velocidad: v = k’ [A][B][C]…), la
velocidad de reacción tendrá que venir dada por:
v = k’ [A]0[B]0[C]0… = k’
Por otro lado, siempre se debe cumplir:
v = –(1/a)(d[A]/dt)
Igualando ambas expresiones:
–(1/a)(d[A]/dt) = k’
triplenlace.com
a A + b B + c C …  s S + t T + ….
v = (1 / a)
– ( d[A] / dt ) k‘ [A][B][C]…
v =

76.    … Ecuación diferencial
0 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’
Integrando esta
expresión se
puede conocer la
concentración de
A para cada
tiempo t sabiendo
la concentración
de A para el
tiempo t = 0 (inicio
de la reacción),
[A]0
triplenlace.com
a A + b B + c C …  s S + t T + ….
v = (1 / a)
– ( d[A] / dt ) k‘ [A][B][C]…
v =
−
1
𝑎
d A
d𝑡
= 𝑘′
d A = −𝑎𝑘′𝑑𝑡

77.    … Ecuación diferencial
0 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’
Como a y k’ son
constantes, al
producto ak’ lo
llamamos k
triplenlace.com
a A + b B + c C …  s S + t T + ….
v = (1 / a)
– ( d[A] / dt ) k‘ [A][B][C]…
v =
−
1
𝑎
d A
d𝑡
= 𝑘′
d A = −𝑎𝑘′𝑑𝑡
[A]0
[A]
d A =
0
𝑡
−𝑎𝑘′𝑑𝑡
A − [A]0= −𝑎𝑘′𝑑𝑡
A = [A]0−𝑘𝑑𝑡

78. triplenlace.com
v = (1 / a)
– ( d[A] / dt ) k‘ [A][B][C]…
v =
−
1
𝑎
d A
d𝑡
= 𝑘′
d A = −𝑎𝑘′𝑑𝑡
[A]0
[A]
d A =
0
𝑡
−𝑎𝑘′𝑑𝑡
A − [A]0= −𝑎𝑘′𝑑𝑡
A = [A]0−𝑘𝑑𝑡
   … Ecuación diferencial Ecuación integrada
0 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’ [A]=[A]0 – kt
Escribiremos el resultado obtenido en
la tabla. Obsérvese que esa expresión
es matemáticamente la ecuación de
una recta de ordenada en el origen
[A]0 y pendiente –k
a A + b B + c C …  s S + t T + ….

79.    … Ecuación diferencial Ecuación integrada Recta
0 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’ [A]=[A]0 – kt [A]  t
Por lo tanto, si experimentalmente medimos las concentraciones de [A]
en función de t y la reacción tiene los órdenes parciales que hemos
supuesto (α =  = γ… = 0), al representarse gráficamente [A] frente a t
debería obtenerse una recta. Dicho de otro modo, si en cierta reacción
química vamos midiendo la concentración de un reactivo en función del
tiempo y representamos gráficamente dicha concentración frente al
tiempo, obtener una línea recta implicará que los órdenes parciales de
la reacción son α =  = γ… = 0, y el orden total 0
triplenlace.com
a A + b B + c C …  s S + t T + ….
v = (1 / a)
– ( d[A] / dt ) k‘ [A][B][C]…
v =

80.    … Ecuación diferencial Ecuación integrada Recta
0 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’ [A]=[A]0 – kt [A]  t
1 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’[A] ln[A] = ln[A]0 – kt ln[A]  t
Consideremos ahora que el orden de la reacción es 1 en A y 0
en los demás reactivos. Se puede demostrar que en ese caso la
representación de ln[A] frente a t debería ser una línea recta
triplenlace.com
Supongamos ahora que el orden de la reacción es 1 en A y 0 en
los demás reactivos. Siguiendo un razonamiento análogo al
anterior se puede demostrar que en ese caso la representación
de ln[A] frente a t debería ser una línea recta
v = (1 / a)
– ( d[A] / dt ) k‘ [A][B][C]…
v =

81.    … Ecuación diferencial Ecuación integrada Recta
0 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’ [A]=[A]0 – kt [A]  t
1 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’[A] ln[A] = ln[A]0 – kt ln[A]  t
2 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’[A]2 1/[A] = 1/[A]0 + kt 1/[A]  t
Si el orden de la reacción es 2 en A y 0 en los demás reactivos la
representación de 1/[A] frente a t debería ser una línea recta
triplenlace.com
Si el orden de la reacción es 2 en A y 0 en los demás reactivos la
representación de 1/[A] frente a t debería ser una línea recta
v = (1 / a)
– ( d[A] / dt ) k‘ [A][B][C]…
v =

82.    … Ecuación diferencial Ecuación integrada Recta
0 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’ [A]=[A]0 – kt [A]  t
1 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’[A] ln[A] = ln[A]0 – kt ln[A]  t
2 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’[A]2 1/[A] = 1/[A]0 + kt 1/[A]  t
1 1 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) =
= –(1/b)(d[B]/dt) =
= k’[A][B]
ln([B]/[A]) =
= ln([B]0/[A]0) +
+ ([B]0–[A]0) kt
ln ([B]/[A])
 t
… … … … … … …
Y así se puede ir razonando para todos los casos, aunque
lógicamente las expresiones se complican. Por ejemplo, si
al representar el logaritmo del cociente de dos reactivos
frente al tiempo se obtiene una recta, el orden en ambos
reactivos es 1 y cero en los demás (si existen)
triplenlace.com
v = (1 / a)
– ( d[A] / dt ) k‘ [A][B][C]…
v =

83. Tiempo / s [A] / M
0 1,00
5 0,82
10 0,67
15 0,55
20 0,45
40 0,20
60 0,09
   … Ecuación diferencial Ecuación integrada Recta
0 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’ [A]=[A]0 – kt [A]  t
1 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’[A] ln[A] = ln[A]0 – kt ln[A]  t
2 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’[A]2 1/[A] = 1/[A]0 + kt 1/[A]  t
1 1 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) =
= –(1/b)(d[B]/dt) =
= k’[A][B]
ln([B]/[A]) =
= ln([B]0/[A]0) +
+ ([B]0–[A]0) kt
ln ([B]/[A])
 t
… … … … … … …
Consideremos un ejemplo práctico. Se han
medido las concentraciones de un reactivo A
frente al tiempo y se ha obtenido esta tabla.
Queremos saber cuál es el orden de la
reacción en el reactivo A
triplenlace.com
v = (1 / a)
– ( d[A] / dt ) k‘ [A][B][C]…
v =

84. Tiempo / s [A] / M
0 1,00
5 0,82
10 0,67
15 0,55
20 0,45
40 0,20
60 0,09
[A]  t
   … Ecuación diferencial Ecuación integrada Recta
0 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’ [A]=[A]0 – kt [A]  t
1 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’[A] ln[A] = ln[A]0 – kt ln[A]  t
2 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’[A]2 1/[A] = 1/[A]0 + kt 1/[A]  t
1 1 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) =
= –(1/b)(d[B]/dt) =
= k’[A][B]
ln([B]/[A]) =
= ln([B]0/[A]0) +
+ ([B]0–[A]0) kt
ln ([B]/[A])
 t
… … … … … … …
triplenlace.com
v = (1 / a)
– ( d[A] / dt ) k‘ [A][B][C]…
v =
Supongamos que, por ciertos indicios,
sospechamos que la reacción es de orden 0 en A
(y en todos los demás reactivos). Para
comprobarlo, representamos [A] frente a t
Supongamos que, por ciertos indicios,
sospechamos que la reacción es de orden 0 en A
(y en todos los demás reactivos). Para
comprobarlo, representamos [A] frente a t

85. Tiempo / s [A] / M
0 1,00
5 0,82
10 0,67
15 0,55
20 0,45
40 0,20
60 0,09
[A]  t
   … Ecuación diferencial Ecuación integrada Recta
0 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’ [A]=[A]0 – kt [A]  t
1 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’[A] ln[A] = ln[A]0 – kt ln[A]  t
2 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’[A]2 1/[A] = 1/[A]0 + kt 1/[A]  t
1 1 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) =
= –(1/b)(d[B]/dt) =
= k’[A][B]
ln([B]/[A]) =
= ln([B]0/[A]0) +
+ ([B]0–[A]0) kt
ln ([B]/[A])
 t
… … … … … … …
Como no se obtiene una línea
recta, la hipótesis no es válida
triplenlace.com
v = (1 / a)
– ( d[A] / dt ) k‘ [A][B][C]…
v =

86. Tiempo / s [A] / M
0 1,00
5 0,82
10 0,67
15 0,55
20 0,45
40 0,20
60 0,09
1/[A]  t
   … Ecuación diferencial Ecuación integrada Recta
0 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’ [A]=[A]0 – kt [A]  t
1 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’[A] ln[A] = ln[A]0 – kt ln[A]  t
2 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’[A]2 1/[A] = 1/[A]0 + kt 1/[A]  t
1 1 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) =
= –(1/b)(d[B]/dt) =
= k’[A][B]
ln([B]/[A]) =
= ln([B]0/[A]0) +
+ ([B]0–[A]0) kt
ln ([B]/[A])
 t
… … … … … … …
Probaremos ahora si
es de orden 2 en A
Probaremos ahora si
es de orden 2 en A
triplenlace.com
v = (1 / a)
– ( d[A] / dt ) k‘ [A][B][C]…
v =

87. Tiempo / s [A] / M
0 1,00
5 0,82
10 0,67
15 0,55
20 0,45
40 0,20
60 0,09
1/[A]  t
   … Ecuación diferencial Ecuación integrada Recta
0 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’ [A]=[A]0 – kt [A]  t
1 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’[A] ln[A] = ln[A]0 – kt ln[A]  t
2 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’[A]2 1/[A] = 1/[A]0 + kt 1/[A]  t
1 1 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) =
= –(1/b)(d[B]/dt) =
= k’[A][B]
ln([B]/[A]) =
= ln([B]0/[A]0) +
+ ([B]0–[A]0) kt
ln ([B]/[A])
 t
… … … … … … …
Tampoco se obtiene la recta que debería
encontrarse si la hipótesis hubiese sido válida
triplenlace.com
v = (1 / a)
– ( d[A] / dt ) k‘ [A][B][C]…
v =

88. Tiempo / s [A] / M
0 1,00
5 0,82
10 0,67
15 0,55
20 0,45
40 0,20
60 0,09
ln[A]  t
   … Ecuación diferencial Ecuación integrada Recta
0 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’ [A]=[A]0 – kt [A]  t
1 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’[A] ln[A] = ln[A]0 – kt ln[A]  t
2 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’[A]2 1/[A] = 1/[A]0 + kt 1/[A]  t
1 1 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) =
= –(1/b)(d[B]/dt) =
= k’[A][B]
ln([B]/[A]) =
= ln([B]0/[A]0) +
+ ([B]0–[A]0) kt
ln ([B]/[A])
 t
… … … … … … …
Ahora supongamos que la reacción es de primer
orden en A. Representamos ln[A] frente a t…
triplenlace.com
Ahora supongamos que la reacción es de primer
orden en A. Representamos ln[A] frente a t…
v = (1 / a)
– ( d[A] / dt ) k‘ [A][B][C]…
v =

89. Tiempo / s [A] / M
0 1,00
5 0,82
10 0,67
15 0,55
20 0,45
40 0,20
60 0,09
ln[A]  t
   … Ecuación diferencial Ecuación integrada Recta
0 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’ [A]=[A]0 – kt [A]  t
1 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’[A] ln[A] = ln[A]0 – kt ln[A]  t
2 0 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) = k’[A]2 1/[A] = 1/[A]0 + kt 1/[A]  t
1 1 0 0 –(1/a)(d[A]/dt) =
= –(1/b)(d[B]/dt) =
= k’[A][B]
ln([B]/[A]) =
= ln([B]0/[A]0) +
+ ([B]0–[A]0) kt
ln ([B]/[A])
 t
… … … … … … …
…y el hecho de obtener una recta confirma esta tercera hipótesis
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v = (1 / a)
– ( d[A] / dt ) k‘ [A][B][C]…
v =

90. Método de las velocidades iniciales
Existe otro método para determinar el orden de una
reacción. Se basa en la medida de las velocidades
iniciales de la reacción (es decir, a t  0).
Lo veremos con un ejercicio
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91. v = k [A][B]
A partir de los siguientes datos, relativos a la reacción de dos
sustancias A y B, determinar:
1) el orden de reacción respecto a cada reactivo y la
expresión de la ley de velocidad; 2) la k de velocidad.
Exp.
[A]0
/ molL-1
[B]0
/ molL-1
v0
/ molL-1s-1
1 0,100 0,100 2,73
2 0,150 0,100 6,14
3 0,100 0,200 2,71
PROBLEMA
Se dan los datos de concentraciones iniciales de dos reactivos A
y B ([A]0, [B]0) y velocidades iniciales (v0) para tres experimentos
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92. A partir de los siguientes datos, relativos a la reacción de dos
sustancias A y B, determinar: 1) el orden de reacción respecto a cada
reactivo y la expresión de la ley de velocidad; 2) la k de velocidad.
Exp.
[A]0
/ molL-1
[B]0
/ molL-1
v0
/ molL-1s-1
1 0,100 0,100 2,73
2 0,150 0,100 6,14
3 0,100 0,200 2,71
v = k [A][B]
La ley general de la velocidad
de esa reacción es esta
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93. A partir de los siguientes datos, relativos a la reacción de dos
sustancias A y B, determinar: 1) el orden de reacción respecto a cada
reactivo y la expresión de la ley de velocidad; 2) la k de velocidad.
Exp.
[A]0
/ molL-1
[B]0
/ molL-1
v0
/ molL-1s-1
1 0,100 0,100 2,73
2 0,150 0,100 6,14
3 0,100 0,200 2,71
v = k [A][B]
1
Se trata de sustituir en ella los datos
de los experimentos para tener un
sistemas de ecuaciones que nos
resuelvan las incógnitas k, α y 
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94. A partir de los siguientes datos, relativos a la reacción de dos
sustancias A y B, determinar: 1) el orden de reacción respecto a cada
reactivo y la expresión de la ley de velocidad; 2) la k de velocidad.
Exp.
[A]0
/ molL-1
[B]0
/ molL-1
v0
/ molL-1s-1
1 0,100 0,100 2,73
2 0,150 0,100 6,14
3 0,100 0,200 2,71
v = k [A][B]
Exp. 1-3
1
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Aplicaremos la expresión a los experimentos 1 y 3,
en los que la concentración de uno de los reactivos
es la misma (esa circunstancia es fundamental para
poder resolver la ecuación que plantearemos)
Aplicaremos la expresión a los experimentos 1 y 3.
En ambos, la concentración de uno de los reactivos
es la misma (esa circunstancia es fundamental para
poder resolver la ecuación que plantearemos)

95. A partir de los siguientes datos, relativos a la reacción de dos
sustancias A y B, determinar: 1) el orden de reacción respecto a cada
reactivo y la expresión de la ley de velocidad; 2) la k de velocidad.
Exp.
[A]0
/ molL-1
[B]0
/ molL-1
v0
/ molL-1s-1
1 0,100 0,100 2,73
2 0,150 0,100 6,14
3 0,100 0,200 2,71
v = k [A][B]
2,73 = k [0,100][0,100]
Exp. 1-3
1
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Sustituimos los datos en la
ecuación de la velocidad
para el experimento 1…

96. A partir de los siguientes datos, relativos a la reacción de dos
sustancias A y B, determinar: 1) el orden de reacción respecto a cada
reactivo y la expresión de la ley de velocidad; 2) la k de velocidad.
Exp.
[A]0
/ molL-1
[B]0
/ molL-1
v0
/ molL-1s-1
1 0,100 0,100 2,73
2 0,150 0,100 6,14
3 0,100 0,200 2,71
v = k [A][B]
2,73 = k [0,100][0,100]
2,71 = k [0,100][0,200]
Exp. 1-3
1
…y para el experimento 2. Tenemos un sistema de dos ecuaciones
con tres incógnitas, pero si dividimos la primera ecuación entre la
segunda, miembro a miembro, una de las incógnitas desparecerá
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97. v = k [A][B]
1
2,73 = k [0,100][0,100]
2,71 = k [0,100][0,200]
=
Exp. 1-3
A partir de los siguientes datos, relativos a la reacción de dos
sustancias A y B, determinar: 1) el orden de reacción respecto a cada
reactivo y la expresión de la ley de velocidad; 2) la k de velocidad.
Exp.
[A]0
/ molL-1
[B]0
/ molL-1
v0
/ molL-1s-1
1 0,100 0,100 2,73
2 0,150 0,100 6,14
3 0,100 0,200 2,71
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98. v = k [A][B]
1
2,73 = k [0,100][0,100]
2,71 = k [0,100][0,200]
= 1,0074 = 0,5    0
Exp. 1-3
A partir de los siguientes datos, relativos a la reacción de dos
sustancias A y B, determinar: 1) el orden de reacción respecto a cada
reactivo y la expresión de la ley de velocidad; 2) la k de velocidad.
Exp.
[A]0
/ molL-1
[B]0
/ molL-1
v0
/ molL-1s-1
1 0,100 0,100 2,73
2 0,150 0,100 6,14
3 0,100 0,200 2,71
Para resolver este tipo de ecuaciones se toman logaritmos en ambos
miembros. Pero en este caso es más sencillo: si la base 0,5 elevada a la
potencia  da como resultado prácticamente 1 (1,0074), eso significa que
 es prácticamente cero, ya que todo número elevado a cero da 1
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99. v = k [A][B]
1
2,73 = k [0,100][0,100]
2,71 = k [0,100][0,200]
= 1,0074 = 0,5    0
Exp. 1-3
A partir de los siguientes datos, relativos a la reacción de dos
sustancias A y B, determinar: 1) el orden de reacción respecto a cada
reactivo y la expresión de la ley de velocidad; 2) la k de velocidad.
Exp.
[A]0
/ molL-1
[B]0
/ molL-1
v0
/ molL-1s-1
1 0,100 0,100 2,73
2 0,150 0,100 6,14
3 0,100 0,200 2,71
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100. v = k [A][B]
1
2,73 = k [0,100][0,100]
2,71 = k [0,100][0,200]
= 1,0074 = 0,5    0
Exp. 1-3
Exp. 1-2
A partir de los siguientes datos, relativos a la reacción de dos
sustancias A y B, determinar: 1) el orden de reacción respecto a cada
reactivo y la expresión de la ley de velocidad; 2) la k de velocidad.
Exp.
[A]0
/ molL-1
[B]0
/ molL-1
v0
/ molL-1s-1
1 0,100 0,100 2,73
2 0,150 0,100 6,14
3 0,100 0,200 2,71
Repitiendo el mismo proceder
para los experimentos 1 y 2…
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101. v = k [A][B]
1
2,73 = k [0,100][0,100]
2,71 = k [0,100][0,200]
= 1,0074 = 0,5    0
2,73 = k [0,100][0,100]
6,14 = k [0,150][0,100]
=
Exp. 1-3
Exp. 1-2
A partir de los siguientes datos, relativos a la reacción de dos
sustancias A y B, determinar: 1) el orden de reacción respecto a cada
reactivo y la expresión de la ley de velocidad; 2) la k de velocidad.
Exp.
[A]0
/ molL-1
[B]0
/ molL-1
v0
/ molL-1s-1
1 0,100 0,100 2,73
2 0,150 0,100 6,14
3 0,100 0,200 2,71
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102. v = k [A][B]
1
2,73 = k [0,100][0,100]
2,71 = k [0,100][0,200]
= 1,0074 = 0,5    0
2,73 = k [0,100][0,100]
6,14 = k [0,150][0,100]
= 0,445 = 0,667    2
Exp. 1-3
Exp. 1-2
A partir de los siguientes datos, relativos a la reacción de dos
sustancias A y B, determinar: 1) el orden de reacción respecto a cada
reactivo y la expresión de la ley de velocidad; 2) la k de velocidad.
Exp.
[A]0
/ molL-1
[B]0
/ molL-1
v0
/ molL-1s-1
1 0,100 0,100 2,73
2 0,150 0,100 6,14
3 0,100 0,200 2,71
En esta ocasión hay que tomar logaritmos en ambos miembros y aplicar la
propiedad del logaritmo de una potencia (log ab = b log a):
log 0,445 = log 0,667  log 0,445 =  log 0,667   = (log 0,445 / log 0,667)
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103. v = k [A][B]
1
2,73 = k [0,100][0,100]
2,71 = k [0,100][0,200]
= 1,0074 = 0,5    0
2,73 = k [0,100][0,100]
6,14 = k [0,150][0,100]
= 0,445 = 0,667    2
Exp. 1-3
Exp. 1-2
A partir de los siguientes datos, relativos a la reacción de dos
sustancias A y B, determinar: 1) el orden de reacción respecto a cada
reactivo y la expresión de la ley de velocidad; 2) la k de velocidad.
Exp.
[A]0
/ molL-1
[B]0
/ molL-1
v0
/ molL-1s-1
1 0,100 0,100 2,73
2 0,150 0,100 6,14
3 0,100 0,200 2,71
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104. v = k [A][B]
1
2,73 = k [0,100][0,100]
2,71 = k [0,100][0,200]
= 1,0074 = 0,5    0
2,73 = k [0,100][0,100]
6,14 = k [0,150][0,100]
= 0,445 = 0,667    2
Exp. 1-3
Exp. 1-2
v = k [A]2
A partir de los siguientes datos, relativos a la reacción de dos
sustancias A y B, determinar: 1) el orden de reacción respecto a cada
reactivo y la expresión de la ley de velocidad; 2) la k de velocidad.
Exp.
[A]0
/ molL-1
[B]0
/ molL-1
v0
/ molL-1s-1
1 0,100 0,100 2,73
2 0,150 0,100 6,14
3 0,100 0,200 2,71
Como  = 0, este valor no hay que considerarlo en la ley
de velocidad de esta reacción, que queda: v = k[A]2
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105. v = k [A][B]
1
2,73 = k [0,100][0,100]
2,71 = k [0,100][0,200]
= 1,0074 = 0,5    0
2,73 = k [0,100][0,100]
6,14 = k [0,150][0,100]
= 0,445 = 0,667    2
2
Exp. 1-3
Exp. 1-2
v = k [A]2
A partir de los siguientes datos, relativos a la reacción de dos
sustancias A y B, determinar: 1) el orden de reacción respecto a cada
reactivo y la expresión de la ley de velocidad; 2) la k de velocidad.
Exp.
[A]0
/ molL-1
[B]0
/ molL-1
v0
/ molL-1s-1
1 0,100 0,100 2,73
2 0,150 0,100 6,14
3 0,100 0,200 2,71
Ahora calcularemos el valor de k con los datos de cualquiera de los tres experimentos
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106. v = k [A][B]
1
2,73 = k [0,100][0,100]
2,71 = k [0,100][0,200]
= 1,0074 = 0,5    0
2,73 = k [0,100][0,100]
6,14 = k [0,150][0,100]
= 0,445 = 0,667    2
2
Exp. 1-3
Exp. 1-2
Exp. 1
v = k [A]2
A partir de los siguientes datos, relativos a la reacción de dos
sustancias A y B, determinar: 1) el orden de reacción respecto a cada
reactivo y la expresión de la ley de velocidad; 2) la k de velocidad.
Exp.
[A]0
/ molL-1
[B]0
/ molL-1
v0
/ molL-1s-1
1 0,100 0,100 2,73
2 0,150 0,100 6,14
3 0,100 0,200 2,71
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107. v = k [A][B]
1
2,73 = k [0,100][0,100]
2,71 = k [0,100][0,200]
= 1,0074 = 0,5    0
2,73 = k [0,100][0,100]
6,14 = k [0,150][0,100]
= 0,445 = 0,667    2
2
Exp. 1-3
Exp. 1-2
Exp. 1
v = k [A]2
2,73 molL-1s-1 = k (0,100 molL-1)2  k = 273 mol-1Ls-1
A partir de los siguientes datos, relativos a la reacción de dos
sustancias A y B, determinar: 1) el orden de reacción respecto a cada
reactivo y la expresión de la ley de velocidad; 2) la k de velocidad.
Exp.
[A]0
/ molL-1
[B]0
/ molL-1
v0
/ molL-1s-1
1 0,100 0,100 2,73
2 0,150 0,100 6,14
3 0,100 0,200 2,71
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108. v = k [A][B]
1
2,73 = k [0,100][0,100]
2,71 = k [0,100][0,200]
= 1,0074 = 0,5    0
2,73 = k [0,100][0,100]
6,14 = k [0,150][0,100]
= 0,445 = 0,667    2
2
Exp. 1-3
Exp. 1-2
Exp. 1
v = k [A]2
2,73 molL-1s-1 = k (0,100 molL-1)2  k = 273 mol-1Ls-1
A partir de los siguientes datos, relativos a la reacción de dos
sustancias A y B, determinar: 1) el orden de reacción respecto a cada
reactivo y la expresión de la ley de velocidad; 2) la k de velocidad.
Exp.
[A]0
/ molL-1
[B]0
/ molL-1
v0
/ molL-1s-1
1 0,100 0,100 2,73
2 0,150 0,100 6,14
3 0,100 0,200 2,71
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109. v = k [A][B]
1
2,73 = k [0,100][0,100]
2,71 = k [0,100][0,200]
= 1,0074 = 0,5    0
2,73 = k [0,100][0,100]
6,14 = k [0,150][0,100]
= 0,445 = 0,667    2
2
Exp. 1-3
Exp. 1-2
Exp. 1
v = 273 [A]2
2,73 molL-1s-1 = k (0,100 molL-1)2  k = 273 mol-1Ls-1
A partir de los siguientes datos, relativos a la reacción de dos
sustancias A y B, determinar: 1) el orden de reacción respecto a cada
reactivo y la expresión de la ley de velocidad; 2) la k de velocidad.
Exp.
[A]0
/ molL-1
[B]0
/ molL-1
v0
/ molL-1s-1
1 0,100 0,100 2,73
2 0,150 0,100 6,14
3 0,100 0,200 2,71
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Por lo tanto, esta es la
ecuación de la velocidad

110. Unidades de k

111. v = k [A][B][C]…
Para razonar sobre las unidades
de k, conviene despejarla de la
ecuación de la velocidad
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112. v = k [A][B][C]…
k = v / ([A][B][C]…)
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113. v = k [A][B][C]…
mol L-1 s-1 / (mol L-1)+++…
k = v / ([A][B][C]…)
La velocidad es el cambio de
concentración en la unidad
de tiempo; por tanto, se mide
en (molL-1)s-1,
Cada concentración se
mide en molL-1. Los
órdenes de reacción son
adimensionales, pero
hay que tener en cuenta
sus valores numéricos
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114. v = k [A][B][C]…
(mol L-1)1– (+++…) s-1
k = v / ([A][B][C]…)
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mol L-1 s-1 / (mol L-1)+++…

115. v = k [A][B][C]…
(mol L-1)ns-1
k = v / ([A][B][C]…)
n = 1–(+++…)
es un número real
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(mol L-1)1– (+++…) s-1
mol L-1 s-1 / (mol L-1)+++…

116. Tiempo de semivida
Una constante de cada reacción muy útil es el tiempo
de semivida, t½, que es el tiempo que se necesita
para que la concentración de un reactivo llegue a ser
la mitad de la inicial: [A] = ½ [A]0.
La expresión matemática del tiempo de semivida
depende de la reacción (de su orden), ya que dicha
expresión hay que deducirla en cada caso de la ley de
velocidad integrada correspondiente
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117. Tiempo de semivida
Consideremos algunos ejemplos de
calculo de t½. Solo hay que aplicar la
condición [A] = ½ [A]0 en la ecuación de
la velocidad
[A] = ½ [A]0
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   … Ecuación integrada t½
0 0 0 0 [A]=[A]0 – kt
1 0 0 0 ln[A] = ln[A]0 – kt
2 0 0 0 1/[A] = 1/[A]0 + kt

118. Tiempo de semivida
[A] = ½ [A]0
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   … Ecuación integrada t½
0 0 0 0 [A]=[A]0 – kt [A]0 / 2k
1 0 0 0 ln[A] = ln[A]0 – kt
2 0 0 0 1/[A] = 1/[A]0 + kt
Por ejemplo, para la ecuación que corresponde a orden 0 en todos
los reactivos (es decir: [A]=[A]0 – kt), haciendo [A] = ½ [A]0 se llega
a ½[A]0 = [A]0 – kt1/2 , de donde t1/2 = [A]0 / 2k

119. Tiempo de semivida
[A] = ½ [A]0
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   … Ecuación integrada t½
0 0 0 0 [A]=[A]0 – kt [A]0 / 2k
1 0 0 0 ln[A] = ln[A]0 – kt (ln2) / k
2 0 0 0 1/[A] = 1/[A]0 + kt
Para la ecuación que corresponde a orden 1 en un reactivo y 0
en los demás (orden 1 global), ln[A] = ln[A]0 – kt,
haciendo [A] = ½ [A]0 se llega a ln(½[A]0) = ln[A]0 – kt1/2 , de
donde t1/2 = (ln2)/k

120. Tiempo de semivida
Y así se procede en todos los casos
[A] = ½ [A]0
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   … Ecuación integrada t½
0 0 0 0 [A]=[A]0 – kt [A]0 / 2k
1 0 0 0 ln[A] = ln[A]0 – kt (ln2) / k
2 0 0 0 1/[A] = 1/[A]0 + kt 1/([A]0k)

121. v =
Termodinámica y cinética

122. Que una reacción sea termodinámicamente muy favorable
no tiene por qué implicar que tenga una cinética muy rápida
v =
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123. Cdiamante  Cgrafito
v =
Esta reacción es
termodinámicamente favorable,
pero su velocidad es tan lenta
que no la apreciamos
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124. Dependencia de la k de velocidad con T

125. No hay mejor forma de atrapar a una lagartija sin hacerle daño que echándole
un vaso de agua helada. Esto es así porque sus reacciones bioquímicas se
ralentizan, lo que sugiere que la velocidad de estas reacciones disminuye con T
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126. triplenlace.com
La energía de las moléculas depende de T
Hay dos hechos experimentales bien conocidos y
explicados teóricamente. Uno es que la energía
media de las moléculas depende de la temperatura

127. Otro es que para que las moléculas reaccionen químicamente al
chocar unas con otras necesitan tener como mínimo un cierto
valor de energía. Ese valor umbral de energía, que
consideraremos enseguida, se llama energía de activación
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Para que las moléculas reaccionen necesitan
tener una energía superior a cierto valor Ea
La energía de las moléculas depende de T

128. Consideremos primero la dependencia de la energía molecular con T.
Cuando se mide la energía de un conjunto elevado de moléculas, se
obtiene una distribución análoga a esta. El área del sector azul es
representativa del número de moléculas que tienen una energía superior a
un valor determinado. En este caso nos interesa saber el número de
moléculas que tienen un valor de energía superior a la energía de
activación de cierta reacción química que estamos estudiando, Ea
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La energía de las moléculas depende de T

129. Se sabe que, si elevamos la
temperatura, la curva de
distribución cambia y el número
de moléculas con energía
superior a Ea aumenta
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La energía de las moléculas depende de T

130. Svante Arrhenius
Teoría de Arrhenius
El fisicoquímico Svante Arrhenius
estudió la variación de la constante
de velocidad (k) con la temperatura
(T) y observó que dicha constante
dependía de ese valor de energía
que hemos llamado Ea
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131. k e
A
=
Teoría de Arrhenius
B
T
La relación que encontró entre k y T es
esta, siendo A y B dos constantes. La
primera (A) se llama factor
preexponencial o de Arrhenius
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132. k
Ea
RT
e
A
= -
Teoría de Arrhenius
Por conveniencia, cabe expresar B como:
B = – Ea / R, siendo R la constante de los
gases (R = 8,31 J mol-1 K-1) y Ea la energía
de activación de la reacción concreta
que estemos estudiando
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133. k
Ea
RT
e
A
= -
Teoría de Arrhenius
Como hemos adelantado, la energía de
activación se interpreta como el valor
mínimo de energía que deben tener las
moléculas para reaccionar. Dicho de otro
modo, solo las moléculas que tienen una
energía superior a Ea en la curva de
distribución vista anteriormente
reaccionarían, según Arrhenius
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134. k
Ea
RT
e
A
= -
Teoría de Arrhenius
Ea
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Ea
Se pueden establecer analogías como estas. Las
moléculas de reactivos que no tengan la Ea no
reaccionarán hasta que se les proporcione. Solo las
ranas que tienen una energía superior a Ea consiguen
superar la barrera y llegar a la otra charca

135. k
Ea
RT
e
A
= -
Teoría de Arrhenius
ln k1 = lnA – Ea/(RT1) Tomando logaritmos en la expresión de
Arrhenius y aplicando la propiedad de
los logaritmos ln ex = x ln e = x se
llega a esta expresión
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136. k
Ea
RT
e
A
= -
Teoría de Arrhenius
ln k1 = lnA – Ea/(RT1)
Si se representa gráficamente esta función (es decir,
varios valores de k a diferentes temperaturas frente
a los correspondientes 1/T) se debería obtener una
recta cuya pendiente sería –Ea/R, lo que permitiría
encontrar el valor de Ea para cada reacción concreta
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137. k
Ea
RT
e
A
= -
ln k1 = lnA – Ea/(RT1)
Teoría de Arrhenius
Por otra parte, aplicando la
ecuación para una temperatura
T1 (y, consiguientemente, para
una constante de velocidad k1)…
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138. k
Ea
RT
e
A
= -
ln k1 = lnA – Ea/(RT1)
ln k2 = lnA – Ea/(RT2)
Teoría de Arrhenius
…y también para una
temperatura T2 y una
constante de velocidad k2…
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139. k
Ea
RT
e
A
= -
ln k1 = lnA – Ea/(RT1)
ln k2 = lnA – Ea/(RT2)
ln k2 – ln k1 = (Ea/R) [(1/T1)-(1/T2)]
Teoría de Arrhenius
…y restando ambas
expresiones se obtiene
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140. k
Ea
RT
e
A
= -
ln k1 = lnA – Ea/(RT1)
ln k2 = lnA – Ea/(RT2)
ln k2 – ln k1 = (Ea/R) [(1/T1)-(1/T2)]
ln
k2
k1
=
Ea
R T1
–
1
( )
T2
1
Teoría de Arrhenius
El resultado se
expresa mejor así:
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141. k
Ea
RT
e
A
= -
Teoría de Arrhenius
La teoría de
Arrhenius fue
mejorada…
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142. k
Ea
RT
e
Z
= -
…por la Teoría de las colisiones, que
desarrolla el factor exponencial como
producto de la frecuencia de las colisiones
entre las moléculas reaccionantes (Z) y el
llamado factor estérico (ρ), que es una
medida de la efectividad de las colisiones
en el sentido de que realmente den lugar a
reacción
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Teoría de las colisiones

143. k
Ea
RT
e
Z
= - • Basada en la teoría cinética
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Teoría de las colisiones

144. k
Ea
RT
e
Z
= - • Basada en la teoría cinética
• Las moléculas reaccionan
por choques
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Teoría de las colisiones

145. k
Ea
RT
e
Z
= - • Basada en la teoría cinética
• Las moléculas reaccionan
por choques
• No todos los choques dan
lugar a reacción
• E  Ea
• Orientación adecuada
Ea
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Teoría de las colisiones

146. k
Ea
RT
e
Z
= -
Ea
Reacción exotérmica
Si la energía de
los productos
es menor que
la de los
reactivos, la
reacción es
exotérmica (se
libera calor)
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Teoría de las colisiones
• Basada en la teoría cinética
• Las moléculas reaccionan
por choques
• No todos los choques dan
lugar a reacción
• E  Ea
• Orientación adecuada

147. k
Ea
RT
e
Z
= -
Ea
Reacción endotérmica
Si la energía de
los productos
es mayor que
la de los
reactivos, la
reacción es
endotérmica
(se necesita
calor)
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Teoría de las colisiones
• Basada en la teoría cinética
• Las moléculas reaccionan
por choques
• No todos los choques dan
lugar a reacción
• E  Ea
• Orientación adecuada

148. k
Ea
RT
e
Z
= -
A su vez, la
teoría de las
colisiones ha
sido adaptada …
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Teoría de las colisiones

149. k e
KT
= - ∆G≠
RT
…por la teoría del complejo activado, que incluye la
temperatura también en el factor preexponencial y que prefiere
hablar en términos de la energía de Gibbs del complejo
activado (el complejo activado es una especie química de alta
energía, un intermedio entre reactivos y productos)
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Teoría del complejo activado

150. k e
KT
= - ∆G≠
RT
• Las moléculas al chocar
forman un “complejo
activado” en equilibrio con
reactivos y productos
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Teoría del complejo activado

151. k e
KT
= - ∆G≠
RT
∆G≠
Complejo activado
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Teoría del complejo activado
• Las moléculas al chocar
forman un “complejo
activado” en equilibrio con
reactivos y productos

152. k e
KT
= - ∆G≠
RT
OH– + CH3Br  CH3OH + Br–
∆G≠
Complejo
activado
Por ejemplo,
las reacciones
orgánicas de
sustitución SN2
se explican
bien con esta
teoría
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Teoría del complejo activado
• Las moléculas al chocar
forman un “complejo
activado” en equilibrio con
reactivos y productos

153. k e
KT
= - ∆G≠
RT
• Las moléculas al chocar
forman un “complejo
activado” en equilibrio con
reactivos y productos
• Los catalizadores reducen la
energía del complejo
activado
∆G≠
Complejo activado
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Teoría del complejo activado

154. Cinética y equilibrio

155. A + B C + D
Veremos ahora la relación entre la constante de equilibrio
de una reacción y su velocidad. Supongamos este equilibrio
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156. vd = k [A][B]
Hay que considerar dos velocidades: la de la reacción directa
(vd), es decir: A + B  C + D, y la de la inversa (C + D  A + B),
vi. Cuando mezclamos A y B, la velocidad de la reacción directa
será máxima, pero la de la reacción inversa será nula porque
aún no hay productos. Para simplificar, supongamos también
que la reacción directa es de orden 1 tanto en A como en B y
que la inversa es de orden 1 tanto en C como en D
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A + B C + D

157. vi = ki [C][D]
vd = kd [A][B]
v = vd - vi
Según transcurre el tiempo, vd irá
disminuyendo y vi irá aumentando. La
velocidad neta de formación de
productos será la diferencia entre ambas
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A + B C + D

158. vi = ki [C][D]
vd = kd [A][B]
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A + B C + D

159. vi = ki [C][D]
vd = kd [A][B]
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A + B C + D

160. vd = vi
Equilibrio v = 0
El equilibrio se alcanza precisamente
cuando se igualan las velocidades
directa e inversa y, por tanto, la
velocidad neta se hace cero
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A + B C + D

161. ki[C][D]
kd[A][B]=
Equilibrio
Igualando las
expresiones de vd y vi…
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A + B C + D

162. Equilibrio
[C][D]
[A][B]
= K
…y despejando y agrupando llegamos
a la ley que rige el equilibrio: la ley
de acción de masas
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A + B C + D

163. triplenlace.com
Para la reacción CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH
se han obtenido estos datos:
¿Cuál de las siguientes proposiciones es correcta?
a) La reacción es de 2º orden con respecto al NaOH
b) La v de la reacción se expresa como: v = k[CH3CO2C2H5] [NaOH]2
c) La k tiene un valor numérico igual a 0,107
d) El orden total de la reacción es igual a 3
PROBLEMA
Concentración inicial / (mol/L) Velocidad inicial / (mol/L s)
[CH3CO2C2H5] [NaOH]
0,10 0,10 0,107·10–2
0,20 0,10 0,214·10–2
0,40 0,10 0,428·10–2
0,10 0,20 0,214·10–2
0,10 0,30 0,321·10–2

164. Para la reacción CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH se ha obtenido:
¿Cuál de las siguientes proposiciones es correcta?
a) La reacción es de 2º orden con respecto al NaOH
b) La v de la reacción se expresa como: v = k[CH3CO2C2H5] [NaOH]2
c) La k tiene un valor numérico igual a 0,107
d) El orden total de la reacción es igual a 3
Concentración inicial / (moles/L) Velocidad inicial / (moles/Ls)
[CH3CO2C2H5] [NaOH]
0,10 0,10 0,107·10–2
0,20 0,10 0,214·10–2
0,40 0,10 0,428·10–2
0,10 0,20 0,214·10–2
0,10 0,30 0,321·10–2
triplenlace.com

165. triplenlace.com
Para la reacción CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH se ha obtenido:
¿Cuál de las siguientes proposiciones es correcta?
a) La reacción es de 2º orden con respecto al NaOH
b) La v de la reacción se expresa como: v = k[CH3CO2C2H5] [NaOH]2
c) La k tiene un valor numérico igual a 0,107
d) El orden total de la reacción es igual a 3
Concentración inicial / (moles/L) Velocidad inicial / (moles/Ls)
[CH3CO2C2H5] [NaOH]
0,10 0,10 0,107·10–2
0,20 0,10 0,214·10–2
0,40 0,10 0,428·10–2
0,10 0,20 0,214·10–2
0,10 0,30 0,321·10–2
v = k [CH3CO2C2H5]a[NaOH]b
CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH

166. triplenlace.com
Para la reacción CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH se ha obtenido:
¿Cuál de las siguientes proposiciones es correcta?
a) La reacción es de 2º orden con respecto al NaOH
b) La v de la reacción se expresa como: v = k[CH3CO2C2H5] [NaOH]2
c) La k tiene un valor numérico igual a 0,107
d) El orden total de la reacción es igual a 3
Concentración inicial / (moles/L) Velocidad inicial / (moles/Ls)
[CH3CO2C2H5] [NaOH]
0,10 0,10 0,107·10–2
0,20 0,10 0,214·10–2
0,40 0,10 0,428·10–2
0,10 0,20 0,214·10–2
0,10 0,30 0,321·10–2
v = k [CH3CO2C2H5]a[NaOH]b
CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH
De los experi
mentos 2 y 4:

167. triplenlace.com
Para la reacción CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH se ha obtenido:
¿Cuál de las siguientes proposiciones es correcta?
a) La reacción es de 2º orden con respecto al NaOH
b) La v de la reacción se expresa como: v = k[CH3CO2C2H5] [NaOH]2
c) La k tiene un valor numérico igual a 0,107
d) El orden total de la reacción es igual a 3
Concentración inicial / (moles/L) Velocidad inicial / (moles/Ls)
[CH3CO2C2H5] [NaOH]
0,10 0,10 0,107·10–2
0,20 0,10 0,214·10–2
0,40 0,10 0,428·10–2
0,10 0,20 0,214·10–2
0,10 0,30 0,321·10–2
v = k [CH3CO2C2H5]a[NaOH]b
CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH
0,21410–2 = k (0,20)a (0,10)b
De los experi
mentos 2 y 4: 0,21410–2 = k (0,10)a (0,20)b

168. triplenlace.com
Para la reacción CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH se ha obtenido:
¿Cuál de las siguientes proposiciones es correcta?
a) La reacción es de 2º orden con respecto al NaOH
b) La v de la reacción se expresa como: v = k[CH3CO2C2H5] [NaOH]2
c) La k tiene un valor numérico igual a 0,107
d) El orden total de la reacción es igual a 3
Concentración inicial / (moles/L) Velocidad inicial / (moles/Ls)
[CH3CO2C2H5] [NaOH]
0,10 0,10 0,107·10–2
0,20 0,10 0,214·10–2
0,40 0,10 0,428·10–2
0,10 0,20 0,214·10–2
0,10 0,30 0,321·10–2
v = k [CH3CO2C2H5]a[NaOH]b
CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH
0,21410–2 = k (0,20)a (0,10)b

De los experi
mentos 2 y 4: 0,21410–2 = k (0,10)a (0,20)b
0,21410–2 k (0,20)a (0,10)b
0,21410–2 k (0,10)a (0,20)b
=

169. triplenlace.com
Para la reacción CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH se ha obtenido:
¿Cuál de las siguientes proposiciones es correcta?
a) La reacción es de 2º orden con respecto al NaOH
b) La v de la reacción se expresa como: v = k[CH3CO2C2H5] [NaOH]2
c) La k tiene un valor numérico igual a 0,107
d) El orden total de la reacción es igual a 3
Concentración inicial / (moles/L) Velocidad inicial / (moles/Ls)
[CH3CO2C2H5] [NaOH]
0,10 0,10 0,107·10–2
0,20 0,10 0,214·10–2
0,40 0,10 0,428·10–2
0,10 0,20 0,214·10–2
0,10 0,30 0,321·10–2
v = k [CH3CO2C2H5]a[NaOH]b
CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH
0,21410–2 = k (0,20)a (0,10)b

De los experi
mentos 2 y 4: 0,21410–2 = k (0,10)a (0,20)b
0,21410–2 k (0,20)a (0,10)b
0,21410–2 k (0,10)a (0,20)b
=
(0,20)a
(0,10)a
(0,20)b
(0,10)b
=

170. triplenlace.com
Para la reacción CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH se ha obtenido:
¿Cuál de las siguientes proposiciones es correcta?
a) La reacción es de 2º orden con respecto al NaOH
b) La v de la reacción se expresa como: v = k[CH3CO2C2H5] [NaOH]2
c) La k tiene un valor numérico igual a 0,107
d) El orden total de la reacción es igual a 3
Concentración inicial / (moles/L) Velocidad inicial / (moles/Ls)
[CH3CO2C2H5] [NaOH]
0,10 0,10 0,107·10–2
0,20 0,10 0,214·10–2
0,40 0,10 0,428·10–2
0,10 0,20 0,214·10–2
0,10 0,30 0,321·10–2
v = k [CH3CO2C2H5]a[NaOH]b
CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH
0,21410–2 = k (0,20)a (0,10)b

De los experi
mentos 2 y 4: 0,21410–2 = k (0,10)a (0,20)b
0,21410–2 k (0,20)a (0,10)b
0,21410–2 k (0,10)a (0,20)b
=
(0,20)a
(0,10)a
2a = 2b
(0,20)b
(0,10)b
=  a = b


171. Para la reacción CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH se ha obtenido:
¿Cuál de las siguientes proposiciones es correcta?
a) La reacción es de 2º orden con respecto al NaOH
b) La v de la reacción se expresa como: v = k[CH3CO2C2H5] [NaOH]2
c) La k tiene un valor numérico igual a 0,107
d) El orden total de la reacción es igual a 3
Concentración inicial / (moles/L) Velocidad inicial / (moles/Ls)
[CH3CO2C2H5] [NaOH]
0,10 0,10 0,107·10–2
0,20 0,10 0,214·10–2
0,40 0,10 0,428·10–2
0,10 0,20 0,214·10–2
0,10 0,30 0,321·10–2
v = k [CH3CO2C2H5]a[NaOH]b
CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH
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172. Para la reacción CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH se ha obtenido:
¿Cuál de las siguientes proposiciones es correcta?
a) La reacción es de 2º orden con respecto al NaOH
b) La v de la reacción se expresa como: v = k[CH3CO2C2H5] [NaOH]2
c) La k tiene un valor numérico igual a 0,107
d) El orden total de la reacción es igual a 3
Concentración inicial / (moles/L) Velocidad inicial / (moles/Ls)
[CH3CO2C2H5] [NaOH]
0,10 0,10 0,107·10–2
0,20 0,10 0,214·10–2
0,40 0,10 0,428·10–2
0,10 0,20 0,214·10–2
0,10 0,30 0,321·10–2
v = k [CH3CO2C2H5]a[NaOH]b
CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH
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De los experi
mentos 2 y 1:

173. Para la reacción CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH se ha obtenido:
¿Cuál de las siguientes proposiciones es correcta?
a) La reacción es de 2º orden con respecto al NaOH
b) La v de la reacción se expresa como: v = k[CH3CO2C2H5] [NaOH]2
c) La k tiene un valor numérico igual a 0,107
d) El orden total de la reacción es igual a 3
Concentración inicial / (moles/L) Velocidad inicial / (moles/Ls)
[CH3CO2C2H5] [NaOH]
0,10 0,10 0,107·10–2
0,20 0,10 0,214·10–2
0,40 0,10 0,428·10–2
0,10 0,20 0,214·10–2
0,10 0,30 0,321·10–2
v = k [CH3CO2C2H5]a[NaOH]b
CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH
0,21410–2 = k (0,20)a (0,10)b
0,10710–2 = k (0,10)a (0,10)b
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De los experi
mentos 2 y 1:

174. Para la reacción CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH se ha obtenido:
¿Cuál de las siguientes proposiciones es correcta?
a) La reacción es de 2º orden con respecto al NaOH
b) La v de la reacción se expresa como: v = k[CH3CO2C2H5] [NaOH]2
c) La k tiene un valor numérico igual a 0,107
d) El orden total de la reacción es igual a 3
Concentración inicial / (moles/L) Velocidad inicial / (moles/Ls)
[CH3CO2C2H5] [NaOH]
0,10 0,10 0,107·10–2
0,20 0,10 0,214·10–2
0,40 0,10 0,428·10–2
0,10 0,20 0,214·10–2
0,10 0,30 0,321·10–2
v = k [CH3CO2C2H5]a[NaOH]b
CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH
0,21410–2 = k (0,20)a (0,10)b

0,10710–2 = k (0,10)a (0,10)b
0,21410–2 k (0,20)a (0,10)b
0,10710–2 k (0,10)a (0,10)b
=
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De los experi
mentos 2 y 1:

175. Para la reacción CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH se ha obtenido:
¿Cuál de las siguientes proposiciones es correcta?
a) La reacción es de 2º orden con respecto al NaOH
b) La v de la reacción se expresa como: v = k[CH3CO2C2H5] [NaOH]2
c) La k tiene un valor numérico igual a 0,107
d) El orden total de la reacción es igual a 3
Concentración inicial / (moles/L) Velocidad inicial / (moles/Ls)
[CH3CO2C2H5] [NaOH]
0,10 0,10 0,107·10–2
0,20 0,10 0,214·10–2
0,40 0,10 0,428·10–2
0,10 0,20 0,214·10–2
0,10 0,30 0,321·10–2
v = k [CH3CO2C2H5]a[NaOH]b
CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH
0,21410–2 = k (0,20)a (0,10)b

0,10710–2 = k (0,10)a (0,10)b
0,21410–2 k (0,20)a (0,10)b
0,10710–2 k (0,10)a (0,10)b
=
2 = 2a

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De los experi
mentos 2 y 1:

176. Para la reacción CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH se ha obtenido:
¿Cuál de las siguientes proposiciones es correcta?
a) La reacción es de 2º orden con respecto al NaOH
b) La v de la reacción se expresa como: v = k[CH3CO2C2H5] [NaOH]2
c) La k tiene un valor numérico igual a 0,107
d) El orden total de la reacción es igual a 3
Concentración inicial / (moles/L) Velocidad inicial / (moles/Ls)
[CH3CO2C2H5] [NaOH]
0,10 0,10 0,107·10–2
0,20 0,10 0,214·10–2
0,40 0,10 0,428·10–2
0,10 0,20 0,214·10–2
0,10 0,30 0,321·10–2
v = k [CH3CO2C2H5]a[NaOH]b
CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH
0,21410–2 = k (0,20)a (0,10)b

0,10710–2 = k (0,10)a (0,10)b
0,21410–2 k (0,20)a (0,10)b
0,10710–2 k (0,10)a (0,10)b
=
2 = 2a
 a = 1 = b

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De los experi
mentos 2 y 1:

177. Para la reacción CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH se ha obtenido:
¿Cuál de las siguientes proposiciones es correcta?
a) La reacción es de 2º orden con respecto al NaOH
b) La v de la reacción se expresa como: v = k[CH3CO2C2H5] [NaOH]2
c) La k tiene un valor numérico igual a 0,107
d) El orden total de la reacción es igual a 3
Concentración inicial / (moles/L) Velocidad inicial / (moles/Ls)
[CH3CO2C2H5] [NaOH]
0,10 0,10 0,107·10–2
0,20 0,10 0,214·10–2
0,40 0,10 0,428·10–2
0,10 0,20 0,214·10–2
0,10 0,30 0,321·10–2
v = k [CH3CO2C2H5]a[NaOH]b
CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH
0,21410–2 = k (0,20)a (0,10)b

0,10710–2 = k (0,10)a (0,10)b
0,21410–2 k (0,20)a (0,10)b
0,10710–2 k (0,10)a (0,10)b
=
2 = 2a
 a = 1 = b

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De los experi
mentos 2 y 1:

178. Para la reacción CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH se ha obtenido:
¿Cuál de las siguientes proposiciones es correcta?
a) La reacción es de 2º orden con respecto al NaOH
b) La v de la reacción se expresa como: v = k[CH3CO2C2H5] [NaOH]2
c) La k tiene un valor numérico igual a 0,107
d) El orden total de la reacción es igual a 3
Concentración inicial / (moles/L) Velocidad inicial / (moles/Ls)
[CH3CO2C2H5] [NaOH]
0,10 0,10 0,107·10–2
0,20 0,10 0,214·10–2
0,40 0,10 0,428·10–2
0,10 0,20 0,214·10–2
0,10 0,30 0,321·10–2
CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH
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Del experi-
mento 1:
v = k [CH3CO2C2H5]a[NaOH]b

179. Para la reacción CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH se ha obtenido:
¿Cuál de las siguientes proposiciones es correcta?
a) La reacción es de 2º orden con respecto al NaOH
b) La v de la reacción se expresa como: v = k[CH3CO2C2H5] [NaOH]2
c) La k tiene un valor numérico igual a 0,107
d) El orden total de la reacción es igual a 3
Concentración inicial / (moles/L) Velocidad inicial / (moles/Ls)
[CH3CO2C2H5] [NaOH]
0,10 0,10 0,107·10–2
0,20 0,10 0,214·10–2
0,40 0,10 0,428·10–2
0,10 0,20 0,214·10–2
0,10 0,30 0,321·10–2
CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH
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Del experi-
mento 1:
0,10710–2 = k (0,10) (0,10)
v = k [CH3CO2C2H5]a[NaOH]b

180. Para la reacción CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH se ha obtenido:
¿Cuál de las siguientes proposiciones es correcta?
a) La reacción es de 2º orden con respecto al NaOH
b) La v de la reacción se expresa como: v = k[CH3CO2C2H5] [NaOH]2
c) La k tiene un valor numérico igual a 0,107
d) El orden total de la reacción es igual a 3
Concentración inicial / (moles/L) Velocidad inicial / (moles/Ls)
[CH3CO2C2H5] [NaOH]
0,10 0,10 0,107·10–2
0,20 0,10 0,214·10–2
0,40 0,10 0,428·10–2
0,10 0,20 0,214·10–2
0,10 0,30 0,321·10–2
CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH
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Del experi-
mento 1:
0,10710–2 = k (0,10) (0,10)  k = 0,107 L mol–1 s–1
v = k [CH3CO2C2H5]a[NaOH]b

181. Para la reacción CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH se ha obtenido:
¿Cuál de las siguientes proposiciones es correcta?
a) La reacción es de 2º orden con respecto al NaOH
b) La v de la reacción se expresa como: v = k[CH3CO2C2H5] [NaOH]2
c) La k tiene un valor numérico igual a 0,107
d) El orden total de la reacción es igual a 3
Concentración inicial / (moles/L) Velocidad inicial / (moles/Ls)
[CH3CO2C2H5] [NaOH]
0,10 0,10 0,107·10–2
0,20 0,10 0,214·10–2
0,40 0,10 0,428·10–2
0,10 0,20 0,214·10–2
0,10 0,30 0,321·10–2
CH3CO2C2H5 + NaOH  CH3CO2Na + C2H5OH
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Del experi-
mento 1:
0,10710–2 = k (0,10) (0,10)  k = 0,107 L mol–1 s–1
De todos estos datos se deduce que la única respuesta correcta es la c
v = k [CH3CO2C2H5]a[NaOH]b

182. Para afianzar estos conocimientos conviene realizar los
Ejercicios de Reactividad Química Básica

183. Curso Básico de Reactividad Química
01 – Unidades y estequiometría
02 – Termodinámica química
03 – Equilibrio químico y ley de acción de masas
04 – Cinética química
05 – Equilibrios físicos
06 – Disoluciones y sus propiedades coligativas
07 – Equilibrios de ácidos y bases
08 – Equilibrios de solubilidad
09 – Reacciones de oxidación-reducción
10 – Electroquímica: pilas galvánicas y electrolisis
11 – Reacciones de polimerización y nucleares
12 – Visión general de la reactividad química

184. Más teoría, ejercicios y prácticas de
Química General, Química Inorgánica Básica,
Química Orgánica Básica, Química Física,
Técnicas Instrumentales…
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