1. QUÍMICA
TEMA 5: “CINÉTICA QUÍMICA”
En este tema vamos a estudiar la
velocidad de las reacciones químicas.

2. Velocidad de reacción química
• La velocidad de una reacción expresa el cambio de la concentración de un
reactivo o producto con el tiempo.
• Para la siguiente reacción:
aA + bB ↔ cC + dD
– Velocidad media:
1 A 1 B 1 C 1 D
v
a t b t c t d t
– Velocidad instantánea:
1d A 1d B 1d C 1d D
v
a dt b dt c dt d dt

3. Factores que afectan a la velocidad de reacción
• Naturaleza de los reactivos.
• Facilidad de los reactivos para entrar en contacto: al aumentar el área de
contacto aumenta la velocidad de reacción.
• Concentración de los reactivos: al aumentar la concentración de los reactivos
aumenta la velocidad de reacción.
• Temperatura del sistema: al aumentar la temperatura aumenta la velocidad de
reacción.
• Presencia de un catalizador: aumenta la velocidad de reacción sin participar en
ella.
Orden de reacción
• Para una reacción del tipo aA + bB → Productos, la ley de la velocidad de la
reacción es:
• “m” es el orden de reacción respecto al reactivo A. m n
• “n” es el orden de reacción respecto al reactivo B. v K A B

4. • “m+n” es el orden total de la reacción.
• “K” es la constante de la velocidad.
Mecanismo de reacción
• Se trata de un conjunto de etapas elementales, que pretenden justificar,
para una reacción química, la ecuación de velocidad obtenida
experimentalmente.
• Reacciones elementales son las que tienen lugar en una sola etapa.
• Molecularidad de una reacción elemental es el número de moléculas que
actúan como reactivos en la etapa única de la reacción.
• En una reacción elemental, el orden de la reacción coincide con la
molecularidad (coeficientes estequiométricos).
• Si la reacción no es elemental, los exponentes de la ecuación deben
determinarse experimentalmente.
• La etapa lenta de la reacción es la etapa determinante de la velocidad de
reacción.

5. • Teoría del estado de transición:
– En las reacciones químicas, cuando las moléculas chocan, se forma un
compuesto intermedio o de transición denominado complejo activado,
en el que se está produciendo al mismo tiempo la rotura de unos
enlaces y la formación de otros nuevos.
– En este caso la energía de activación se corresponde con la energía
que se necesita para formar el complejo activado.
• Perfil de una reacción:
– Se representa la energía potencial de las sustancias participantes en la
reacción frente a la coordenada de la reacción.
– Ejemplo del perfil de una
reacción exotérmica:

6. Catálisis
• Catálisis homogénea:
– El catalizador y los reactivos se encuentran en el mismo estado físico.
– La concentración del catalizador suele intervenir en la expresión de la
velocidad de reacción.
– Ejemplo: descomposición del agua oxigenada. Proceso lento que se ve
acelerado por la presencia de iones yoduro:
H 2O2 I H 2O IO
v K H 2O2 I
H 2O2 IO H 2O O2 I
• Catálisis heterogénea:
– El catalizador se encuentra en distinto estado físico que los reactivos.
– Lo más frecuente es que los reactivos sean gases y el catalizador
sólido (V, Fe, Ni, Al, etc).
– Importancia industrial. Ejemplo: eliminación de sustancias
contaminantes de los gases procedentes de la combustión.

7. Teoría de las reacciones químicas
• Teoría de colisiones:
– Las reacciones químicas se producen por choques, que deben ser
eficaces, entre los reactivos.
– El que los choques entre los reactivos sean eficaces significa que:
• La energía con la que chocan las moléculas es suficiente para
romper unos enlaces y formar otros. Esta energía, que únicamente
de deberá a la energía cinética de las moléculas, recibe el nombre
de Energía de activación.
• La orientación con la que se aproximan las moléculas de los
reactivos es la correcta.
– Ecuación de Arrhenius: expresión de la constante de la velocidad que
justifica la influencia de la temperatura en la velocidad de reacción.
A: factor preexponencial Ea
que representa la fracción
K Ae RT
de choques eficaces.

8. • Catálisis enzimática:
– Cuando los catalizadores son enzimas, habituales en procesos
bioquímicos.
E + S ↔ ES
ES ↔ E + P