cinetica quimica

Tema 6

Cinética de las Reacciones
Químicas

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TEMA 6
CINÉTICA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
1. DEFINICIONES BÁSICAS
CINÉTICA QUÍMICA
VELOCIDAD DE REACCIÓN
LEY DE VELOCIDADES Y ÓRDENES DE REACCIÓN
ECUACIÓN INTEGRADA DE LA VELOCIDAD
ENERGÍA DE ACTIVACIÓN Y COMPLEJO ACTIVADO
FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN
2. CLASIFICACIÓN DE CATALIZADORES
CATÁLISIS HOMOGÉNEA,HETEROGÉNEA Y ENZIMÁTICA
3. MECANISMOS DE REACCIÓN
MOLECULARIDAD Y ETAPA ELEMENTAL
REACCIONES OPUESTAS, PARALELAS, CONSECUTIVAS Y EN CADENA
SUPOSICIÓN DE EQUILIBRIO
SUPOSICIÓN DE ESTADO ESTACIONARIO
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1 DEFINICIONES BÁSICAS
La cinética química es el estudio de las velocidades de las reacciones
químicas y de los mecanismos mediante los que tienen lugar. La cinética
química introduce lavariable tiempo en el estudio de las reacciones químicas y
estudia el camino que siguen los reactivos para convertirse en productos.
Gráfica de una cinética química

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

t (s)

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Velocidad de reacción
La velocidad de reacción el la rapidez con que se modifica la concentración de
un producto oun reactivo al transcurrir el tiempo
Ejemplo de velocidad de reacción

Tiempo (s)
0

Br2 (ac) + HCOOH (ac) → 2 HBr (ac) + CO2 (g)

[Br2] (mol/l)

velocidad 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

d[Br2]
d[HCOOH ] d[CO2] d[HBr]
v = – ——— = – ————— = ——— = ———
dt
dt
dt
2 dt
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Ley develocidad y órdenes de reacción
aA+bB→cC+dD
Ley de velocidad:

v = k [A]m [B]n…

m, n … = órdenes de reacción parciales
m + n +… = orden de reacción total
k = constante de velocidad (función de la temperatura, de la
propia reacción y –si lo hay- del catalizador )
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
5Ejercicio 1:
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

0,25

0,25

2,83

2

0,50

0,25

5,67

3

0,25

0,5

11,35

Ejercicio 2:
En la obtención del ácido nítrico, una de las etapas principales es la oxidación del
óxido nítrico adióxido 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 Mb) [NO] = 0,200 M; [O2] = 0,420 M
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Ecuación integrada de la velocidad
La ecuación de velocidad integrada da las concentraciones de reactivos y
productos en función del tiempo. Se obtiene por integración de la ley de
velocidad:

Cinética de primer orden

d [A]
v(t ) = −
= k [A]
dt
ln

[A]
[A]0

= −kt

A→C

Cinética de segundo orden

d [A ]
2
v (t ) = −
= k [A ]
dt1 /[ A] = 1 /[A]0 + kt

Tiempo de vida medio: tiempo necesario para consumirla mitad de un reactivo
t1/2 = 1/K × ln 2

t1/2 = 1/(K [A]0)
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Energía de activación y complejo activado

Complejo
activado

Energía

Energía
de activación

Energía

Complejo
activado

Energía
de activación

Productos
Reactivos

∆H>0

∆H0

∆H “Enzima”.
≈ La catálisis enzimática nopertenece clara y definitivamente al
dominio de la catálisis homogénea.
≈ Está caracterizada por selectividades muy elevadas a bajas
temperaturas.
≈ Sin la catálisis enzimática no sería posible la vida.
Ejemplos:
:) La asimilación del CO2 por la clorofila de las plantas es un proceso
fotoquímico y catalítico
:) La formación de las cadenas de RNA
:) La transformación por las células, de...