La termodinámica dice si una reacción puede ocurrir; la cinética dice a qué velocidad ocurre. El diamante debería transformarse espontáneamente en grafito, pero lo hace tan despacio que no lo notamos. Controlar la velocidad de las reacciones es esencial en la industria, en la conservación de los alimentos y en el funcionamiento de las enzimas.
Objetivos
- Expresar la velocidad de reacción a partir de la variación de las concentraciones
- Determinar órdenes de reacción y la constante de velocidad con el método de las velocidades iniciales
- Explicar la energía de activación con la teoría de colisiones y del estado de transición
- Aplicar la ecuación de Arrhenius y explicar el efecto de los factores y de los catalizadores
1. Velocidad de reacción
a A + b B → c C + d D ; v = − · = ·
2 N₂O₅ → 4 NO₂ + O₂. El NO₂ se forma a 4 · 10−3 mol/(L·s)
- v = · 4 · 10−3 = 10−3 mol/(L·s)
- El N₂O₅ desaparece a 2 · 10−3 mol/(L·s) ; el O₂ se forma a 10−3 mol/(L·s)
2. Ecuación de velocidad y órdenes
v = k · [A]m · [B]n
| Experiencia | [A]₀ (mol/L) | [B]₀ (mol/L) | v₀ (mol/(L·s)) |
|---|---|---|---|
| 1 | 0,1 | 0,1 | 2 · 10−3 |
| 2 | 0,2 | 0,1 | 4 · 10−3 |
| 3 | 0,1 | 0,2 | 8 · 10−3 |
Interpretación de la tabla
- 1 → 2: [A] se duplica y v se duplica ⟹ orden 1 respecto a A
- 1 → 3: [B] se duplica y v se cuadruplica ⟹ orden 2 respecto a B
- v = k · [A] · [B]², orden total 3
- k = = 2 L²/(mol²·s)
Para una reacción de orden 1: ln() = k · t y el periodo de semirreacción t1/2 = no depende de la concentración inicial.
3. Teoría de colisiones y energía de activación
Según la teoría de colisiones, para que reaccionen, las partículas deben chocar con una orientación adecuada y con una energía mínima, la energía de activación Ea. Según la teoría del estado de transición, en el choque se forma un complejo activado inestable, de máxima energía, que da los productos.
- En un diagrama de energía, Ea es la «colina» entre reactivos y complejo activado.
- ΔH = Ea(directa) − Ea(inversa).
- Una reacción con Ea alta es lenta, aunque sea muy exotérmica.
k = A · e^ ; ln() = · ( − )
La velocidad se duplica al pasar de 300 K a 310 K. Calcula Ea
- ln 2 = · ( − )
- 0,693 = · 1,075 · 10−4
- Ea ≈ 5,36 · 104 J/mol ≈ 53,6 kJ/mol
4. Factores que influyen y catalizadores
| Factor | Efecto | Explicación |
|---|---|---|
| Temperatura | Aumenta v | Más choques y más partículas con energía ≥ Ea (k aumenta) |
| Concentración (o presión) | Aumenta v | Más choques por unidad de tiempo |
| Superficie de contacto | Aumenta v | En reacciones heterogéneas, más partículas expuestas |
| Naturaleza de los reactivos | Variable | Enlaces que romper, estado físico |
| Catalizador | Aumenta v | Ofrece un mecanismo alternativo con menor Ea |
Catalizador: Sustancia que aumenta la velocidad de una reacción sin consumirse. Disminuye la Ea de la reacción directa y la de la inversa en la misma cantidad: no modifica ΔH, ni ΔG, ni la constante de equilibrio, solo hace que el equilibrio se alcance antes. Puede ser homogéneo, heterogéneo (catalizadores de los coches) o biológico (enzimas).
Recuerda
- v = −(1/a) · d[A]/dt = (1/c) · d[C]/dt, en mol/(L·s).
- v = k · [A]m · [B]n: los órdenes se determinan experimentalmente.
- Ea: energía mínima para que el choque sea eficaz; ΔH = Ea, d − Ea, i.
- Arrhenius: k = A · e^; k aumenta con T.
- El catalizador baja Ea pero no cambia ΔH ni el equilibrio.
¡Ahora te toca a ti!
Comprueba que lo has entendido con los ejercicios y repasa con el resumen.