Este documento proporciona orientaciones sobre el estudio de química general, incluyendo la revisión de materiales teóricos y complementarios. Explica conceptos clave como las reacciones químicas, la cinética química y el equilibrio químico. También describe factores que afectan la velocidad de las reacciones como la naturaleza de los reactivos, su concentración y la temperatura.

1. CICLO 2012-III Módulo: I
Unidad: IV Semana: 7
QUIMICA GENERAL
Lic. Quím. Jenny Fernández Vivanco

2. ORIENTACIONES
Se recomienda revisar las bases teóricas en su
guía didáctica de química general.
Es necesario que dedique dos horas diarias a su
estudio, consultando los libros o textos de
lectura obligatorios y el material impreso que se
le ha entregado.
Es obligatorio que revise los videos
complementarios que se le adjunta sus
respectivos link en internet.

3. Reacciones químicas
•Una reacción está gobernada por dos
aspectos:
•La rapidez con la que se realiza:
aspecto cinético CINÉTICA QUÍMICA
•La posibilidad de su realización:
aspecto termodinámico EQUILIBRIO
QUÍMICO

4. • Hidrógeno y oxígeno son
colocados en un globo en Formación del
proporción 2:1, agua
2H2(g) + O2(g)  2H2O(g)
– Esta mezcla tiene la
posibilidad de formar agua,
sin embargo la reacción no
ocurrirá hasta colocar una
pequeña llama en la base del
globo.
– Los dos gases reaccionan
explosivamente para formar
agua.
– La reacción es altamente
exotérmica, de modo que el
agua formada estará en fase
gaseosa antes que en líquido.

5. Rapidez de una reacción (r)
Indica la rapidez con la que se
forman los productos o aquella
con la que se consumen los
reactantes. Indica como cambia
la concentración de los
reactantes o de los productos en
la unidad de tiempo.

6. Rapidez de una reacción (r)
∆ [B]
(i) Reactantes  B rB =
∆t
Rapidez de formación de B
∆ [A]
(ii) A  productos rA = -
∆t
Rapidez de desaparición de A
[X] = concentración molar de X (mol/L)

7. Ejemplo
Sea la rxn: N2(g) + 3 H2  2 NH3
• La rapidez de consumo de H2 es el triple de la
del consumo de N2
rH2 = 3 rN2  rN2 = (1/3) rH2
• También:
rNH3 = 2 rN2  rN2 = (1/2) rNH3
• Luego:
rN2 = (1/3) rH2 = (1/2) rNH3

8. Expresión de la rapidez
• En general, para la rxn:
aA+bB→cC+dD
rA rB rC rD
= = =
a b c d
1 Δ[A] 1 Δ[B] 1 Δ[C] 1 Δ[D] = rrxn
- =- = =
a Δt b Δt c Δt d Δt
Ley diferencial de la velocidad

9. Un ejemplo
N2O5 2 NO2 + 1/2 O2
[M]
0.32 [NO2]
0.24
[O2]
0.16
0.08
[N2O5]
0 2 4 6 8 10
tiempo (min)
-Δ[N2O5] 1 Δ[NO2] 1 Δ[O2]
rapidez = = =
Δt 2 Δt 1/2 Δt

10. CINETICA QUIMICA
Una reacción química tiene dos características
importantes:
1. La posición de equilibrio
2. La velocidad de reacción.
La cinética estudia la velocidad de las reacciones

11. VELOCIDAD DE REACCION
Es la cantidad de materia que se consume
o se produce por unidad de tiempo.
Describe que tan rápido cambia con el
tiempo las concentraciones de reactivos y
productos (mol/litro)

12. Factores que influyen en la velocidad de
reacción
1. Naturaleza de los reaccionantes.
2. Concentración de los reaccionantes.
3. Temperatura
4. Catalizadores

13. Velocidad de reacción
A
Número de moléculas
A⇒ B
B
Tiempo (segundos)
∆[ A] ∆[ B ]
velocidad = − =
∆t ∆t

14. Si la reacción fuera: 2A ⇒ B
1 ∆[ A] ∆[ B ]
velocidad = − =
2 ∆t ∆t
En general: aA + bB ⇒ cC + dD
1 ∆[ A] 1 ∆[ B ] 1 ∆[ C ] 1 ∆[ D ]
velocidad = − =− = =
a ∆t b ∆t c ∆t d ∆t

15. Leyes de la velocidad
la velocidad inicial α la concentración inicial
Si: aA + bB ⇒ cC + dD
velocidad = k [ A] [ B ]
x y
k = constante de velocidad específica de la reacción
[A], [B] = concentraciones molares
x + y = orden global de la reacción
x, y = orden con respecto a cada reactivo
Nota: x, y no dependen de los coeficientes estequiométricos

16. Relación entre las concentraciones
de los reactivos y el tiempo
Reacciones de Primer Orden
Si:
A ⇒ productos
[ Ao ] = kt
Entonces:
ln
[ A]

17. Tiempo de vida media
Reacciones de primer orden
ln 2
t1/ 2 =
k
Independiente de la
concentración de A

18. Energía de Activación
Es la mínima cantidad de energía que se
requiere para iniciar una reacción química.
Las moléculas formadas temporalmente por
la colisión antes de formar los productos se
denomina “complejo activado”

20. ¿Por qué ocurren las reacciones?
Las reacciones químicas se producen por los
choques eficaces entre las moléculas de
reactivos
Veamos la reacción de formación del HI a partir
de I2 e H2
H I H
I
H
H
I ca z H HI + HI
Choque efi I
I H
I No
e H
fic
az I H
I2 + H2 I
H
I
H
I
Teoría de las colisiones I2 H2
Además del choque en la dirección adecuada las
moléculas tienen que tener una energía
suficiente; esta energía mínima se denomina

21. CH3Br + Cl-  CH3Cl + Br-
Esta reacción se
sustitución simple
ocurrirá sólo si el
Cl- ataca al
sustrato por
detrás del enlace
C-Br, es decir se
presenta en la
posición
adecuada.

22. Modelo del estado de transición
Diagramas de energía de activación
• durante la reacción se forman especies inestables y
de alta energía: los complejos activados.
• El complejo activado de mayor energía se conoce
como estado de transición, intermedio entre los
reactivos y los productos.
• El modelo del estado de transición supone que el
estado de transición:
• está en equilibrio, a muy bajas concentraciones, con los
reactivos.
• puede descomponerse en productos, si posee la energía
adecuada, o por el contrario convertirse de nuevo en
reactivos si no contiene la energía suficiente.

23. Perfil de una reacción
• El transcurso de una reacción
puede ser representado
mediante un diagrama de
energía (energía potencial vs
avance de la reacción), en el
cual se aprecia la variación de
energía durante la reacción.

24. Perfil de una reacción
A s í, la s r e a c c io n e s e x o te r m ic a s y e n d o té r m in a s p u e d e n r e p r e s e n ta r s e c o m o :
E n e r g ía p o te n c ia l E n e r g ía p o te n c ia l
E s ta d o d e E s ta d o d e
T r a n s ic ió n T r a n s ic ió n
E n e r g ía E n e r g ía
d e a c tiv a c ió n d e a c tiv a c ió n
R e a c t iv o s P r o d u c to s
∆H > 0
∆H < 0
R e a c t iv o s
P ro d u cto s
a v a n c e d e la r e a c c ió n a v a n c e d e la r e a c c ió n
R e a c c ió n e x o té r m ic a R e a c c ió n e n d o té rm ic a
R  P + calor R + calor  P

25. Reacciones
exotérmicas endotérmicas
Fe2O3 + 2 Al  2Fe + Al2O3 + energía 2NH4SCN + Ba(OH)2 + calor 
NH3 + 2H2O + Ba(SCN)2

26. Diagrama de energía
En el diagrama se aprecian:
Ea = energía de activación
∆H = entalpía de reacción
H = entalpía = contenido de energía
almacenada en las sustancias (energía
potencial)
∆H = Hproductos – Hreactantes
En una reacción exotérmica  ∆H < 0
En una reacción endotérmica  ∆H > 0

27. Ley de acción de masas
Dada por Guldberg y Waage:
“ La velocidad de una reacción es proporcional a las
concentraciones de los reactantes elevadas a ciertos
exponentes”
Sea la rxn: 3A + 2B  C + D
r A rB
rrxn = = = rC = rD = k [A]α[B]β
3 2
k = cont. Específica de velocidad
α, β = entero o fracción, obtenido A mayor número de moléculas
experimentalmente de reactantes, mayor será el
α + β = orden global número de choques, y mayor la
rapidez de la reacción !!
de la reacción

28. Reacciones elementales
• Es aquella que ocurre en una sola etapa, es
decir su ecuación muestra que especies
chocan directamente para dar los
productos.

29. Ejemplo de reacción elemental
N2O + NO  N2 + NO2 + 139 kJ
Complejos Estado de
activados transición

30. Reacciones complejas o por etapas
• Son las que ocurren en varias etapas. Es
decir su ecuación no muestra las especies
que chocan directamente.
• Ejemplo:
H2O2 + 2 Br- + 2H+  Br2 + 2 H2O
Es imposible pensar en el choque simultáneo de más de 3 especies!!
• Etapas (mecanismo):
(i) Br- + H+ + H2O2  HOBr + H2O
(ii) H+ + HOBr + Br-  H2O + Br2
H2O2 + 2Br- + 2H+  Br2 + 2 H2O

31. Una reacción por etapas
• Las soluciones A
y B producen una
solución roja.
Luego, al
adicionar la
solución C, la
solución se torna
blanca lechosa, la
que luego de un
tiempo se vuelve
azul.

32. Nota
• Solo en reacciones elementales, el orden de la rxn
se obtiene de la estequiometría.
• Rxn unimolecular: A  prod rrxn = k[A]
• Rxn bimolecular: A + B  prod rrxn = k[A][B]
• Rxn bimolecular: 2 A  prod rrxn = k[A]2
• Rxn trimolecular: 3A  prod rrxn = k[A]3
• Rxn trimolecular: A + 2B  prod rrxn = k[A][B]2

33. Factores que afectan la rrxn
Son aquellos que modifican el número de choques
efectivos
1.- Estado físico de los reactivos
Las reacciones son más rápidas si los reactivos son gaseosos
o En las reacciones heterogéneas la velocidad
están en solución.
dependerá de la superficie de contacto entre ambas
fases, siendo mayor cuanto mayor es el estado de
división.
2.- Concentración de los
reactivos
A mayor número de moléculas, mayor número de choques
efectivos, y por tanto mayor rapidez de la reacción.

34. Factores que afectan la rrxn
3.- Temperatura
Un incremento de la temperatura provoca un incremento en
la energía cinética de las moléculas, lo que hace que sea
mayor el número de moléculas que alcanza la energía de
activación, aumentando también la probabilidad de choques
efectivos.
4.- Catalizadores
Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de
reacción sin consumirse.
El catalizador actúa cambiando la trayectoria (el mecanismo)
de la reacción, disminuyendo la energía de activación
necesaria y aumentando la velocidad de reacción.

35. Reacción no catalizada
Reacción catalizada
Complejo Complejo
activado activado
Energía
de activación
Energía
de activación
Energía potencial
E.A
Energía potencial
Productos
Reactivos
∆H<0 ∆H>0
Reactivos
Productos
Transcurso de la reacción Transcurso de la reacción
Reacción exotérmica Reacción endotérmica
Los catalizadores cambian la energía de activación de una determinada reacción, y por lo
tanto incrementan la velocidad de reacción

36. E.A sin catalizador
E.A con catalizador negativo
Los catalizadores E.A con catalizador positivo
negativos aumentan la
Complejo energía de activación Complejo
activado activado
Los catalizadores
Energía positivos disminuyen
de activación la energía de activación
Energía
Energía
Energía
E.A de activación
E.A
Productos
Reactivos
∆H<0 ∆H>0
Reactivos
Productos
Transcurso de la reacción Transcurso de la reacción
Reacción exotérmica Reacción endotérmica

37. Descomposición catalítica del H2O2
H2O2 (ac) O2(g) + 2 H2O(l)

38. Un catalizador cambia el perfil de una
reacción

39. PROBLEMAS APLICATIVOS EN CINETICA
QUIMICA

40. 1. Una cierta reacción es de primer orden. Sabiendo que
luego de 70s ha reaccionado el 40% del reactivo
¿Calcular el periodo de vida media?
• Como es una reacción de primer orden:
ln (CA₀/CA) = Kt
• Cuando t = 70s, reaccionado el 40,0%
• queda el 60% ( del
inicial)
ln A •
(C ₀/0,60C ) = K(70s)
A₀
Despejando : K = 7,29x10-3s-
• t1/2 =?, t1/2 = ln2/K  t1/2 = 0,693/
7,29x10-3s-
• Despejando: t1/2=

41. 2. Se tiene que la concentración molar de A es 4,5 M. si luego de 180 minutos la
concentración es 1,8M. Si la reacción sigue una cinética de Orden Cero. Calcular:
a)El periodo de vida media.
b)El tiempo que debe transcurrir para que la concentración de A sea 0,5M.
• Reacción de orden cero:
----- (1)
C - C = Kt
A₀ A
La concentración inicial es 4,5M
La concentración es 1,8M cuando el t = 180min,
reemplazando en la ecuación:
Despejando K =
4,5M - 1,8M = K(180min)
0,015M/min
a) t1/2 = C A₀ /2K  t1/2 = 4,5M/2(0,015M/min)  t1/2 = 150min
b) En la (1) : 4,5M – 0,5M = 0,015M/min(t)
despejando t= 266,67 min.

42. 3. A 25°C,la descomposición del pentaóxido de dinitrógeno en dióxido de
nitrógeno y oxígeno proporcionó los siguientes datos: Determine la
concentración cuando t 0=950
t(min) 400 600 800
[N2O5] (moles/l) 15,0 6,2 4,0 2,5
Cuando no se conoce el orden, se asume:
Considerando que es de primer orden:
Ln (Ca₀/Ca) = Kt
Ln (15/6,2) = K(400min)  K =
2,2x10-3
Ln (15/4,0) = K(600min)  K =
2,2x10-3
Ln (15/2,5) = K(800min)  K =
2,2x10-3
Como la constante K presenta valores similares, se concluye que la
reacción es de primer orden.
ln (15/CA) = 2,2x10-3 (950min)  CA = 1,86moles/L

43. 4. A 310° C y presión inicial de 784.3 torr, se descompone una muestra de
arsenamina según la reacción de primer orden AsH3 (g)  As(s) + 3/2 H2 (g).
Sabiendo que a las tres horas la presión alcanza el valor de 878.5 torr, calcular:
a) la constante k de velocidad ; b) t1/2
• Sabemos que ₀/Ca) = Kt
ln (Ca
• Como PV = RTn, P/RT = n/V = C  CA₀ = PA₀ /RT , CA = PA /RT
Reemplazando / enAEcuación de primer orden: (PA₀ / PA ) = Kt
ln (PA₀ /RT P RT ) = ln
Kt
Datos: PA₀ = 784,3torr , PT = 878,5 torr, nos falta conocer la PA ?
• AsH3 (g)  As(s) + = PA =(g)784,3 – 188,4 = 595,9
PAsH3 3/2 H2
• P inicial 784,3 Reemplazando en ln (PA₀ / PA ) = Kt
---
• P cambio -x ln (784,3x/ 595,9 ) = K(3hr)
3/2
• P final 784,3 – x K = 3/2x
0,0915 hr –
PT = 878,5 torr = 784,3 – xb)t 3/2x = ln 2/k = 0,693/ 0,0915 hr
–
• + 1/2
• x = 188,4 t 1/2 = 7,57 hrs.

44. 5. La vida media para la descomposición radiactiva de primer
orden del 14C es 5730 años. En una muestra arqueológica se
encuentra madera que posee tan sólo el 72% del 14C que tienen los
árboles vivos. ¿Cuál es la edad de la muestra?
• Reacción de primer orden:
• t 1/2 = ln 2/k  K = ln2/ t ½ = 0,693/5730años
K = 1,209 x 10-4 años-1
Sabemos:
ln (CA₀ /CA ) = Kt
ln (CA₀ / 0,72 CA₀ ) = 1,209 x 10-4 años-1 t
Despejando: t = 2717,15
años

45. 6. Considerando que se tiene una reacción de primer
orden , determine el periodo de vida media.
De la gráfica la CA₀ = 0,8 x10-
2
M
el t ½ es cuando la
concentración final es la
mitad de la concentración
a) De la gráfica : t ½ = 9,9min = 10 min. inicial
CA = 0,4 x10-2 M
b)K = ln2/ t ½ K = 0,693/10 min = 0,0693min-
c)Velocidad=K[A]
Velocidad =0,0693(1/min)(0,4x10-2 mol/L)
Velocidad = 2,772x10- 4 mol/L min

46. 7.
Una reacción de primer orden, cuando ha transcurrido 80s la
presión inicial del reactante ha disminuido en un 20% . Calcular el
periodo de vida media y cuanto será la presión del reactante si ha
pasado 120s.
• Reacción de Primer orden ln (PA₀ / PA ) = Kt
La presión ha disminuido 20%, queda 80%
ln(PA₀ /0,80PA₀ ) = K(80s)  K = 2,79x10-3 s-
t1/2 =?, t1/2=ln2/K  t1/2 = 0,693/2,79x10-3 s-
• Despejando: t1/2= 248,38s.
b) ln(PA₀ /XPA₀ ) = 2,79x10-3 s-(120s)
Despejando X = 0,7142,
La presión del reactante será 71,42% De la Presión
Inicial

47. 8. En presencia de CCl4 , el N2O5 se disocia en oxígeno y dióxido de nitrógeno. Si la
cinética de este proceso es de orden uno y su constante de velocidad, a 30 ºC, es
1,23 x 10-5:
a) ¿Cuáles son las unidades de k?
b) ¿Cuál será el valor de la velocidad a 30 ºC si la concentración inicial de reactivo
es 0,5 M?
c) Si la reacción fuese a 50 ºC, ¿aumentaría la velocidad de reacción?
d) Si la concentración inicial del reactivo fuese 0,001 M, ¿cuál sería la velocidad del
proceso?
a) Velocidad = K CA
M/s = K (M)  K = 1/s
b) Velocidad = 1,23x10-5(1/s) (0,5M)
Velocidad = 6,25 x10-5 (M/s)
c) Si cuando se incrementa la T, la velocidad de
reacción aumenta.
d) Velocidad = 1,23x10-5(1/s) (0,001M)=1,23x10-8
M/s

48. 9. La velocidad de reacción del proceso A + B  C, sigue la
ecuación:
V = K[A]2[B]
A partir de estos datos responde a las siguientes cuestiones:
a) Indica el orden parcial de cada reactivo y el orden total de la
reacción.
Es una reacción de Segundo Orden para A y de primer
Orden para B.
el orden Total es 3.
b) Si aumentamos la temperatura del sistema, ¿afectaría a esta
reacción?
Si aumentamos la temperatura, la Velocidad de reacción
sería mayor porque las moléculas se encuentran
energetizadas (>EK )
c) Si duplicamos la concentración inicial de A, ¿cómo variará la
velocidad del proceso? ¿Y si triplicamos la concentración
inicial de B?
Sabemos que la velocidad del proceso es: V = K[A]2[B]

49. 10.En un recipiente de 5L que contiene
inicialmente 0,4 moles de A, según la
reacción:
• 2A B + 2C, al cabo de 200 s quedan 0,2 moles de
A.
• Calcular la velocidad media de la reacción en
ese periodo de tiempo.
VeloMedia: - ½(ΔCA/Δt) = -1/2(0.2/5 -0,4/5)/200 =
0.0001M/s
• Determinar la concentración de B y C.
- ½(ΔCA/Δt) = (ΔCB/Δt)  0,0001M/s = ΔCB/200s
ΔCB = 0,02M = CB - CB₀ como CB₀ = 0,  CB =
0,02M

50. CONCLUSIONES Y/O ACTIVIDADES DE
INVESTIGACIÓN SUGERIDAS
Investigar lo siguiente:
1. Control de la velocidad de reaccion en la conduccion
de la corriente electrica en funcion al voltaje de
corrientes:
a) Bajo voltaje
b) Medio voltaje
c) Alto voltaje

51. GRACIAS