Velocidad De Reacion

velocidad de reacción.
Cuando se produce una reacción química, las concentraciones de cada uno de los reactivos y productos va variando con el tiempo, hasta que se produce el equilibrio químico, en el cual las concentraciones de todas las sustancias permanecen constantes.

t (s)
[HI]
La velocidad de formación de un producto d[HI]/dt (tangente) va disminuyendo con el tiempo
La velocidad deuna reacción es la derivada de la concentración de un reactivo o producto con respecto al tiempo tomada siempre como valor positivo

Es decir, es 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.

Ejemplo de velocidad de reacción:
Tiempo (s) | [Br2] (mol/l) | vel. media |
0 | 0,0120 |   |
  |  | 3,8 x 10–5 |
50 | 0,0101 |   |
  |   | 3,4 x 10–5 |
100 | 0,0084 |   |
  |   | 2,6 x 10–5 |
150 | 0,0071 |   |
  |   | 2,4 x 10–5 |
200 | 0,0059 |   |
Sea la reacción: Br2(ac) + HCOOH(ac)  2 HBr(ac) + CO2(g)
Vamos a estudiar como varía la concentración de Br2 a lo largo del tiempo:
La velocidad puede expresarse como:

Parece claro que la velocidad de aparición deHBr 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: a A +b B  c C +d D

Como la velocidad es positiva según transcurre la reacción hacia la derecha, es decir según va desapareciendo los reactivos, esnecesario poner un signo “–” delante de las concentraciones de éstos.
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)

Ecuación de velocidad
En general, la velocidad depende de las concentraciones de los reactivos siguiendo una expresión similar a lasiguiente para la reacción estándar: a A + b B  c C + d D

Es importante señalar que “m” y “n” no tienen porqué coincidir con los coeficientes estequiométricos “a” y “b”, sino que se determinan experimentalmente.
A la constante “k” se le denomina constante de velocidad (No confundir con KC o KP)
Ejemplos:
Las reacciones: a) H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g) y b) H2 (g) + Br2 (g)  2 HBr (g)
tienenecuaciones de velocidad diferentes: a) v = k x [H2] x [I2]    b) v = k x [H2] x [Br2]1/2
Nota: El valor de “k” depende de cada reacción.
Orden de reacción
En la expresión: v = k [A]nx[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 deorden “m” con respecto a B.
Ejemplo:
Determina los órdenes de reacción total y parciales de las reacciones anteriores:      
a) H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g) v = k x [H2] x [I2]  
b) H2 (g) + Br2 (g)  2 HBr (g) v = k x [H2] x [Br2]1/2         
a) H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g)          v = k x [H2] x [I2]
Reacción de segundo orden  (1 + 1)
De primer orden respecto al H2 y  de primer ordenrespecto al I2.
b) H2 (g) + Br2 (g)  2 HBr (g)  v = k x [H2] x [Br2]1/2
Reacción de orden 3/2  (1 + ½)
De primer orden respecto al H2 y  de orden ½ respecto al Br2.
Determinación de la ecuación de velocidad
Consiste en medir la velocidad inicial manteniendo las concentraciones de todos los reactivos constantes excepto la de uno y ver cómo afecta la variación de éste al valor de la velocidad.Si por ejemplo, al doblar la concentración de un reactivo la velocidad se multiplica por cuatro, podemos deducir que el orden parcial respecto a ese reactivo es “2”.
Experiencia | [CH3-Cl] (mol/l) | [H2O] (mol/l) | v (mol·l–1·s–1) |
1 | 0,25 | 0,25 | 2,83 |
2 | 0,50 | 0,25 | 5,67 |
3 | 0,25 | 0,5 | 11,35 |
Ejemplo:
Determinar el orden de reacción: CH3-Cl(g) + H2O(g)  CH3-OH(g) +...