Cinetica Quimica



Velocidad de reacción
◦ Concepto y medida



Ecuación de velocidad
reacción

(o ecuación cinética)

de una

◦ Orden de reacción; constante de velocidad; determinación
experimental
◦ Relaciones concentración-tiempo: ecuaciones de velocidad
integradas
 Cinéticas de orden cero, de primer orden y de segundo orden

◦ Vida media



Energía de activación

◦ Variación de la constante de velocidadcon la temperatura



Mecanismos de reacción
◦ Procesos elementales
◦ Molecularidad



Catálisis

2

Magnitud que indica la rapidez con que se
produce una reacción
 Depende del mecanismo de la reacción (serie de
pasos individuales que dan lugar a la reacción global )


◦ La medida de velocidades de reacción permite
establecer mecanismos de reacción
◦ El conocimiento de los mecanismospermite intervenir
para cambiar la velocidad de reacción según convenga
P.ej.: ¿Cómo disminuir la velocidad de descomposición
del ozono en la alta atmósfera?

4

1

H 2O2  H 2O  O2

tiempo (s)

[H2O2] (M)

[H2O] (M)

[O2] (M)

0
400

2,32
1,72

0
0,60

0
0,30

2

En ese intervalo de tiempo:
velocidad de desaparición de H2O2:



Δ  H 2O2 
t

1,72  2,32  M


400 s

 0,0015 M/s

(cadasegundo que pasa, su concentración disminuye 0,0015 mol/l)
velocidad de formación de H2O:

Δ  H 2O
t

0,60  0  M


400 s

 0,0015 M/s

(cada segundo que pasa, su concentración aumenta 0,0015 mol/l)
velocidad de formación de O2:

Δ  O2 
t

0,30  0  M


400 s

 0,00075 M/s

(cada segundo que pasa, su concentración aumenta 0,00075 mol/l)

5

1

H 2O2  H 2O  O2
2

En ese intervalo detiempo:
velocidad de reacción:



tiempo (s)

[H2O2] (M)

[H2O] (M)

[O2] (M)

0
400

2,32
1,72

0
0,60

0
0,30

Δ  H 2O2 
t



Δ  H 2O



Δt

1,72  2,32  M  0,60  0  M



400 s

0,0015 M/s

400 s

 0,0015 M/s

1 Δ  O2 
1/ 2  t

1  0,30  0  M

1/ 2
400 s

 0,0015 M/s

cada segundo que pasa:
la concentración de H2O2 disminuye

1 x 0,0015 mol/l

la concentración de H2Oaumenta

1 x 0,0015 mol/l

la concentración de O2

aumenta

1/2 x 0,0015 mol/l
6

aA bB  g G  hH
En un intervalo de tiempo:

1 Δ  B
1 Δ  G
1 Δ  H
1 Δ  A
v 



b t
g t
h t
a t

7

1

H 2O2  H 2O  O2
2

tiempo (s)

[H2O2] (M)

0

2,32

400

1,72

800

1,30

1200

0,98

1600

0,73

2000

0,54

2400

0,39

2800

0,28

Δt (s)

Δ[H2O2] (M)

v (M/s)

400

-0,60

0,0015

400

-0,420,0011

400

-0,32

0,00080

400

-0,25

400

-0,19

0,00063 pendientes
0,00048

400

-0,15

0,00038

400

-0,11

0,00028

Ecuación cinética

v  k  H 2O2 
8

1

H 2O2  H 2O  O2
2

Medida directa:
[H2O2] (M)

concentración - tiempo

-Δ[H2O2]/Δt (M/s)

Descomposición del H2O2

Elaboración:
velocidad - tiempo

t (s)

-Δ[H2O2]/Δt (M/s)

t (s)
velocidad - concentración

en intervalos finitos
[H2O2](M)
9

1

H 2O2  H 2O  O2
2

Medida directa:
[H2O2] (M)

concentración - tiempo

-Δ[H2O2]/Δt (M/s)

Descomposición del H2O2

Elaboración:
velocidad - tiempo

t (s)

-Δ[H2O2]/Δt (M/s)

t (s)
velocidad - concentración

en intervalos finitos
[H2O2] (M)
10

1

H 2O2  H 2O  O2
2

Medida directa:
[H2O2] (M)

concentración - tiempo

-Δ[H2O2]/Δt (M/s)

Descomposición del H2O2

Elaboración:velocidad - tiempo

t (s)

-Δ[H2O2]/Δt (M/s)

t (s)
velocidad - concentración

en intervalos infinitesimales
[H2O2] (M)
11

Descomposición del H2O2
1

H 2O2  H 2O  O2

Ecuación cinética

v  k  H 2O2 

-Δ[H2O2]/Δt (M/s)

2

velocidad - concentración

[H2O2] (M)
12



Ecuación de velocidad o ecuación cinética
◦ ecuación empírica que relaciona la velocidad de reacción con las
concentracionesmolares de los compuestos que participan en la reacción

a A  b B L  g G  h H L
•

v  k  A

m

 B L
n

Orden de reacción
–

m, n, ... : orden de reacción con respecto a A, B, ...
• generalmente, son números enteros positivos pequeños: 0, 1, 2
– p.ej.: una reacción de orden cero con respecto a B; una reacción de segundo orden con
respecto a A y de primer orden con respecto a B; etc...

•...