chimie 1

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Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá

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11 Velocidades y mecanismos de las
reacciones químicas
11.1
11.2
11.3
11.4
11.5

Velocidades de reacción
Obtención experimental de la ley de velocidad para una reacción química
Mecanismos de reacción
Variación de la energía en el transcurso de una reacciónCatálisis

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11.1 Velocidades de reacci—n
La cinética química estudia las velocidades de las reacciones químicas y los mecanismos a través de los
cuales éstas se producen. La velocidad de reacción es la velocidad con la que desciende la concentración
de un reactivo o aumenta la de un producto en el curso de unareacción.
–d[Reactivos] +d[Productos]
Reactivos
Productos
v =
=
dt
dt
Se ha encontrado que la velocidad de una reacción depende de la naturaleza de los reactivos (estado
físico, grosor de partícula, etc), la concentración de los reactivos, la temperatura y los catalizadores.
Ley de velocidad. Del estudio experimental de la cinética de una reacción química, se deduce su ley de
velocidad, que es unaecuación que expresa la velocidad en función de las concentraciones de las sustancias que toman parte en la reacción y que normalmente tiene la forma v = k[Reactivos] x (figura 11.1).
2ICl(g) + H2(g)
pendiente de la tangente =
velocidad inicial

1
[H 2 ], mol/l

I2(g) + 2HCl(g)

0.8
0.6

pendiente de la tangente =
velocidad a los 3 segundos

0.4
0.2
0
0

2

4

6
tiempo, s

8

10

Figura 11.1.Gráfica de la concentración de hidrógeno
frente a tiempo para la reacción entre ICl 2,000 M y H2
1,000 M. La velocidad de reacción (instántanea) es igual a
la tangente a la curva en el instante considerado. La
velocidad de reacción disminuye con el tiempo, debido a
la disminución de la concentración de reactivos. A partir
de los datos experimentales, se deduce la siguiente ley de
velocidad:
v =k[ICl][H2 ]
donde k es la constante de velocidad, la cual depende de
factores como la temperatura. Obsérvese esta relación
entre las diferentes formas de expresar la velocidad:
–d[H2 ] 1 –d[ICl] d[I2 ] 1 d[HCl]
v =
=
=
=
dt
2 dt
dt
2 dt

Orden de reacción. El orden de reacción con respecto a un reactivo es el exponente de su término de
concentración en la ley velocidad. El orden de reacción global es lasuma de los exponentes de todos los
términos de concentración (tabla 11.1).
Ecuación de velocidad integrada. Para calcular la concentración de reactivo que quedará transcurrido un
tiempo o el tiempo necesario para que determinada cantidad de reactivo se consuma, es útil integrar la
ecuación de velocidad (tabla 11.2). La vida media, t1/2, de un reactivo es el tiempo necesario para que suconcentración pase a ser la mitad del valor inicial. Para una reacción de primer orden, la vida media no
depende la concentración del reactivo (tabla 11.2).
11.2 Obtenci—n experimental de la ley de velocidad para una reacci—n qu’mica
I– + 3SO42– + 3H +.
Se obtendrá la ley de velocidad de la reacción IO 3– + 3HSO3–
11.3 Mecanismos de reacci—n
Teoría de las colisiones. Esta teoría, que deriva de la teoríacinético–molecular, propone que para que

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Química General. Grupo B. Curso 1993/94

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Tabla 11.1. Leyes de velocidad y ordenes de algunas reacciones químicas
Reacción
Ley de velocidad
Órdenes de reacción
–d[N 2O5]
2N2O5(g)
4NO2(g) + O 2(g)
v=
= k[N2O5]
Primer orden
dt
–d[NO2]
2NO2(g)
2NO(g) + O2(g)
Segundo orden
v=
= k[NO2]2
dt
–d[H 2]
Primer orden para H
H2(g) + I2(g)
2HI(g)
Segundo orden Primer orden para I 2
v=
= k[H2][I 2]
2
dt
–d[CHCl 3]
Primer orden para CHCl3
CHCl 3(g) + Cl 2(g)
v=
= k[CHCl 3][Cl 2] 1/2 Orden 11/2
Orden 1/2 para Cl2
dt
CCl 4(g) + HCl( g)
–d[O3]
Primer orden para O3
Orden cero
= k[O3][O 2] –1
Orden –1 para O2
dt
∆, Pt
–d[NH3]
2NH3(g)
N2(g) + 3H2(g)
v=
=k
Orden...