Quimica

RELACIONES Y LEYES QUE RIGEN LAS
REACCIONES QUÍMICAS
• Qué tan rápido procede?
• Cuánto avanza
detenerse?

la

reacción

antes

de

• Cómo se puede predecir si una reacción se
llevará a cabo?

CINÉTICA QUÍMICA
Termodinámica: ¿ tiene lugar una reacción?
Cinética: ¿qué tan rápido procede una reacción?
Velocidad de reacción: Cambio en la concentración de un
reactivo o unproducto con respecto al tiempo (M/s).
A
[A]
velocidad = - t
[B]
velocidad =
t

B

[A] = cambios en la concentración de A
sobre un periodo de tiempo t
[B] = cambios en la concentración de B
sobre un periodo de tiempo t
Porque [A] disminuye con el tiempo, [A] es
negativa.

A

B

tiempo
moléculas A

[A]
velocidad = t
[B]
velocidad =
t

moléculas B

VELOCIDADDE REACCIÓN Y
ESTEQUIOMETRÍA

aA +bB  cC +dD

d [ A]
d [B ]
d [C ]
d [D ]
v 



a  dt
b  dt c  dt d  dt

2Br- (ac) + 2H+ (ac) + CO2 (g)

Br2 (ac) + HCOOH (ac)

Detector

Br2 (ac)
393 nm

393 nm
luz

Absorción

tiempo

[Br2]  Absorción
Longitud de onda (nm)

Br2 (aq) + HCOOH (aq)

2Br- (aq) + 2H+ (aq) + CO2 (g)

Tiempo(s)

pendiente de
latangente
pendiente de
la tangente
pendiente de
la tangente

[Br2]final – [Br2]inicial
[Br2]
velocidad promedio = =t
tfinal - tinicial
velocidad instantánea = velocidad para un momento específico

velocidad  [Br2]
velocidad = k [Br2]
k=

velocidad

= constante

[Br2]
de velocidad
= 3.50 x 10-3 s-1

2H2O2 (ac)

2H2O (l) + O2 (g)
PV = nRT

n
P=
RT = [O2]RT
V
1[O2] =
P
RT
[O2]
1 P
velocidad =
=
t
RT t

medir P con el tiempo

2H2O2 (aq)

2H2O (l) + O2 (g)

Pendiente = 0.12 mmHg/ min

Velocidad de reacción y estequiometría
2A

B

Dos moles de A desaparecen por cada mol de B que se
forma.
1 [A]
velocidad = 2 t
aA + bB

[B]
velocidad =
t
cC + d D

1 [A]
1 [B]
1 [C]
1 [D]
==
=
velocidad = a t
b t
c td t

Escriba la expresión de velocidad para la reacción
siguiente :
CH4 (g) + 2O2 (g)

CO2 (g) + 2H2O (g)

[CH4]
[CO2]
1 [O2]
1 [H2O]
=
==
velocidad = t
t
t
2 t
2

La ley de la velocidad
La ley de la velocidad expresa la relación de la velocidad de
una reacción con la constante de velocidad y la concentración
de los reactivos elevados a alguna potencia.
aA + bBcC + d D

Velocidad = k [A]x[B]y

La reacción es de orden x en A
La reacción es de orden y en B
La reacción es de orden (x +y) global

DETERMINACIÓN EXPERIMENTAL DE LA
ECUACIÓN DE VELOCIDAD
Ejemplo: Determinar el orden de reacción :
CH3-Cl (g) + H2O (g)  CH3-OH (g) + HCl (g)
usando los datos de la tabla.
Experiencia [CH3-Cl] (mol/L) [H2O] (mol/L) v (mol·L–1·s–1)
1

0.250.25

2.83

2

0.50

0.25

5.67

3

0.25

0.5

11.35

v = k · [CH3-Cl n · [H2Om
Experiencias 1 y 2 no cambia [H2O, luego el cambio de “v”
se debe al cambio de [CH3-Cl . Al doblar [CH3-Cl se
dobla la velocidad por tanto orden de reacción respecto
del CH3-Cl es 1.
Experiencias 1 y 3 no cambia [CH3-Cl luego el cambio de
“v” se debe al cambio de [H2O. Como al doblar[H2O se
cuadruplica la velocidad por tanto el orden de reacción
respecto del H2O es 2.
v = k · [CH3-Cl  · [H2O2
El orden total de la reacción es 3. El valor de “k” se calcula
a
partir
de
cualquier
experiencia
y
resulta
181.4 mol–2L2s –1.

Ejercicio A: En la obtención del ácido nítrico, una de las etapas principales
es la oxidación del óxido nítrico a dióxido de nitrógeno: 2 NO(g) +O2(g) 2 NO2(g).
Para esta reacción, se ha determinado
experimentalmente que su ecuación de velocidad es: v = k [NO]2 ·[O2] y
que
la
constante
de
velocidad,
a
250
ºC,
vale:
k = 6,5 . 10 -3 mol-2L2s-1. Calcular la velocidad de oxidación del NO, a
dicha temperatura, cuando las concentraciones iniciales (mol L-1) de los
reactivos son:
a) [NO] = 0,100 M ; [O2] = 0,210 M
b) [NO] =...