REACCIONES PARALELAS

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

Tema 6

Ejemplo de velocidad de reacción

[Br2] (mol/l)

Tiempo (s)

Cinética de las Reacciones
Químicas

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

0
50

0.0101

100

0.0084

150

0.0071

200

velocidad media0.0120

0.0059

3.8 · 10–5
3.4 · 10–5
2.6 · 10–5
2.4 · 10–5

d[Br2]
d[HCOOH ] d[CO2] d[HBr]
v = – ——— = – ————— = ——— = ———
dt
dt
dt
2 dt
1

4

TEMA 6
CINÉTICA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

Ley de velocidad y órdenes de reacción

1. DEFINICIONES BÁSICAS

aA+bB→cC+dD

CINÉTICA QUÍMICA

Ley de velocidad:

VELOCIDAD DE REACCIÓN
LEY DE VELOCIDADES Y ÓRDENES DEREACCIÓN

v = k [A]m [B]n…

m, n … = órdenes de reacción parciales

ECUACIÓN INTEGRADA DE LA VELOCIDAD

m + n +… = orden de reacción total

ENERGÍA DE ACTIVACIÓN Y COMPLEJO ACTIVADO
FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN

k = constante de velocidad (función de la temperatura, de la
propia reacción y –si lo hay- del catalizador )

2. CLASIFICACIÓN DE CATALIZADORES
CATÁLISISHOMOGÉNEA, HETEROGÉNEA Y ENZIMÁTICA

Ejemplos:

3. MECANISMOS DE REACCIÓN

H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (g)

MOLECULARIDAD Y ETAPA ELEMENTAL
REACCIONES OPUESTAS, PARALELAS, CONSECUTIVAS Y EN CADENA

v = k · [H2] · [I2]

H2 (g) + Br2 (g) → 2 HBr (g)
v = k · [H2] · [Br2]1/2

SUPOSICIÓN DE EQUILIBRIO
SUPOSICIÓN DE ESTADO ESTACIONARIO
2

BÁ
1 DEFINICIONES BÁSICAS
La cinética química es elestudio de las velocidades de las reacciones
químicas y de los mecanismos mediante los que tienen lugar. La cinética
química introduce la variable tiempo en el estudio de las reacciones químicas y
estudia el camino que siguen los reactivos para convertirse en productos.

5

Ejercicio 1:
Determinar el orden de reacción :
CH3-Cl (g) + H2O (g) → CH3-OH (g) + HCl (g)
usando los datos de latabla
[H2O] (mol/l)

v (mol·l–1·s–1)

1

0,25

0,25

2,83

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 a dióxido 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 M
b) [NO] = 0,200 M; [O2] = 0,420 M

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

t (s)[CH3-Cl] (mol/l)

2
Gráfica de una cinética química

Experiencia

3

6

1

Dependencia de las velocidades de reacción con la temperatura

Ecuación integrada de la velocidad

Cinética de primer orden

v(t ) = −

ln

[A]
[A]0

A→C

d [A]
= k [A]
dt

Cinética de segundo orden

v (t ) = −

Expresión de Arrhenius

d [A ]
2
= k [A]
dt

k = A exp (-Ea/RT)
ln k =-Ea/ RT + ln A

1 /[A] = 1 /[ A]0 + kt

= − kt

Fracción de moléculas

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:

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

t1/2 = 1/(K [A]0)

Energía

7

Dependencia de lasvelocidades de reacción con un catalizador

Energía de activación y complejo activado

E.A sin catalizador
E.A con catalizador negativo
E.A con catalizador positivo

Complejo
activado

Complejo
activado

Complejo
activado

Energía
de activación
E.A

Energía

Energía
de activación

Energía

Energía

Energía

Complejo
activado
Energía
de activación

10

Energía...