03Cin TicaQu Mica

CINÉTICA QUÍMICA
Unidad 3

1

2

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.- Factores de los que depende la velocidad de una
reacción.
6.-   Utilización de catalizadores en procesos de interés
industrial y biológico.

•

Concepto de velocidad de
reacción
Cuando se produce una reacción química, las

3

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 sustanciaspermanecen constantes.
• “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 concentra-ción 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

4

Gráfica de cinética química
[HI]

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

5

Ejemplo de velocidad de
reacción
• Br2 (ac) + HCOOH (ac)  2 HBr (ac) + CO2 (g)
• Tiempo (s)
0

[Br2 (mol/l) vel. media

0’0120
3’8 · 10–5
50
0’0101
3’4 · 10–5
100
0’0084
2’6 · 10–5
150
0’0071
2’4 · 10–5
200
0’0059

6

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 CO 2 por lo que
en este caso la velocidad habrá que definirla como
la mitad de la derivada de [HBr] con respecto al
tiempo.

7

Expresión de la velocidad de una
reacción química
• En la reacción estándar: aA +bB  cC +dD
d [ A]
d [B ]
d [C]
d [D ]
v 



a  dt
b  dt c  dt 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.

8

Ejemplo: Expresar la velocidad de la siguiente
reacción química en función de la concentración
de cada una de las especies implicadas en lareacción:
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

9

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 tienenporqué
coincidir con los coeficientes estequiométricos “a” y
“b”, sino que se determinan experimentalmente.

10

Ecuación de velocidad (cont).
• A la constante “k” se le denomina constante de
velocidad (No confundir con K C 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.

11Orden 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

12

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

H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g)

v = k · [H2 · [I2
v = k · [H2 · [Br21/2

v = k · [H2 · [I2

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