03CineticaQuimica 14777 2015

CINÉTICA QUÍMICA
Unidad 3

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Contenidos
1.- Velocidad de reacción (estudio cualitativo).
1.1. Expresión de la velocidad de una reacción
química.
1.2. Factores que afectan a la velocidad de reacción.
2.- Ecuación y constante de velocidad.
2.1. Orden de reacción. Forma de determinarlo
3.- Mecanismos de reacción. Molecularidad.
4.- Teoría de las colisiones. Energía de activación.
5.- Factoresde los que depende la velocidad de una
reacción.
6.- Utilización de catalizadores en procesos de interés
industrial y biológico.

Concepto de velocidad de
reacción

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• Cuando se produce una reacción química, las
concentraciones de cada reactivo y producto va
variando con el tiempo, hasta que se produce el
equilibrio químico, en el cual las concentraciones de
todas las sustancias permanecenconstantes.
• “Es la derivada de la concentración de un reactivo o
producto con respecto al tiempo tomada siempre
como valor positivo.
• Es decir el cociente de la variación de la concentración de algún reactivo o producto por unidad de
tiempo cuando los intervalos de tiempo tienden a 0”.
Δ[Sustancia] d[Sustancia]
v = lim
=
t 0
Δt
dt

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Gráfica de cinética química
[HI]

La velocidad de formación
deun producto d[HI]/dt
(tangente) va disminuyendo
con el tiempo
t (s)

Ejemplo de velocidad de
reacción
• Br2 (ac) + HCOOH (ac)
• Tiempo (s)

2 HBr (ac) + CO2 (g)

[Br2 (mol/l)

0

0’0120

50

0’0101

100

0’0084

150

0’0071

200

0’0059

vel. media
3’8 · 10–5
3’4 · 10–5
2’6 · 10–5
2’4 · 10–5

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Br2 (ac) + HCOOH (ac)

2 HBr (ac) + CO2 (g)

• La velocidad puede expresarse como:
•

d[Br2]d[HCOOH ] d[CO2] d[HBr]
v = – ——— = – ————— = ——— = ———
dt
dt
dt
2 · dt

• Parece claro que la velocidad de aparición de
HBr será el doble que la de aparición de CO2
por lo que en este caso la velocidad habrá que
definirla como la mitad de la derivada de
[HBr] con respecto al tiempo.

Expresión de la velocidad de una
reacción química
• En la reacción estándar: aA +bB
v

d [ A]
a dt

d [B]
b dt

d [C ]c dt

cC +dD
d [D]
d dt

• Como la velocidad es positiva según transcurre la
reacción hacia la derecha, es decir según va
desapareciendo los reactivos, es necesario poner
un signo ―–‖ delante de las concentraciones de
éstos.

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Ejemplo: Expresar la velocidad de la siguiente
reacción química en función de la concentración
de cada una de las especies implicadas en la
reacción:
4 NH3 (g) + 3 O2(g) 2 N2 (g) + 6 H2O (g)
•

d[NH3]
d[O2]
d[N2]
d[H2O]
v = – ——— = – ——— = ——— = ———
4 · dt
3 · dt
2 · dt
6 · dt

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Ecuación de velocidad
• En general, la velocidad depende de las
concentraciones de los reactivos siguiendo
una expresión similar a la siguiente para la
reacción estándar: aA +bB cC +dD
v

k [ A]n [B]m

• Es importante señalar que ―m‖ y ―n‖ no
tienen porqué coincidir con loscoeficientes
estequiométricos ―a‖ y ―b‖, sino que se
determinan experimentalmente.

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Ecuación de velocidad (cont).
• A la constante ―k‖ se le denomina constante
de velocidad (No confundir con KC o KP)
Ejemplos:
• H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)
v = k · [H2 · [I2
• H2 (g) + Br2 (g) 2 HBr (g)
v = k · [H2 · [Br2 1/2
Nota: El valor de ―k‖ depende de cada reacción.

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Orden de reacción
• En la expresión: v = k· [A n · [B m se
denomina orden de reacción ...
• ...al valor suma de los exponentes ―n + m‖.
• Se llama orden de reacción parcial a cada
uno de los exponentes. Es decir, la reacción
anterior es de orden ―n‖ con respecto a A y
de orden ―m‖ con respecto a B.

Ejemplo: Determina los órdenes de reacción total

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y parciales de las reacciones anteriores:
H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)
H2 (g) + Br2 (g) 2HBr (g)

v = k · [H2 · [I2
v = k · [H2 · [Br2

H2 (g) + I2 (g)

v = k · [H2 · [I2

2 HI (g)

1/2

– Reacción de segundo orden (1 + 1)
– De primer orden respecto al H2 y de primer orden
respecto al I2.

H2 (g) + Br2 (g)

2 HBr (g) v = k · [H2 · [Br2

– Reacción de orden 3/2 (1 + ½)
– De primer orden respecto al H2 y de orden ½
respecto al Br2.

½

Determinación de la ecuación de
velocidad
•...