QUÍMICA 2º DE BACHILLERATO
TEMA 4: CINÉTICA QUÍMICA
Al finalizar este tema, el alumnado deberá ser capaz de:
- Describir las ideas fundamentales acerca de la teoría de colisiones y del estado de transición y
utilizarlas para justificar los factores que modifican la velocidad de una reacción química.
- Distinguir procesos rápidos y lentos, comparando los diagramas energéticos asociados a un
proceso químico.
- Relacionar la influencia de la concentración de los reactivos, de la temperatura y de la
presencia de catalizadores con la modificación de la velocidad de una reacción.
- Definir la velocidad de una reacción
- Determinar el orden y las unidades de la constante de velocidad de una reacción química,
conocida su ley de velocidad.
- Calcular la velocidad de reacciones elementales a partir de datos experimentales de valores
de concentración de reactivos, expresando previamente su ley de velocidad.
- Obtener ecuaciones cinéticas reflejando las unidades de las magnitudes que intervienen.
- Expresar la ecuación de la velocidad de un proceso, analizando la propuesta del mecanismo
de reacción para identificar la etapa limitante.
- Deducir el proceso de control de la velocidad de una reacción química, identificando la etapa
limitante correspondiente a su mecanismo de reacción.
1
,1. ¿Cómo ocurren las reacciones químicas?
1.1. Teoría de las colisiones
En 1920 Gilbert N. Lewis y otros científicos propusieron que para que ocurra una reacción química, las
moléculas de los reactivos deben chocar entre sí de forma eficaz. Para que el choque sea efectivo o
eficaz, deben cumplirse dos condiciones:
- Las moléculas que chocan deben tener la energía cinética suficiente para que se produzca la ruptura
de sus enlaces y la posterior formación de enlaces nuevos. La energía mínima necesaria para que
un choque sea efectivo o eficaz y rompa los enlaces para que se produzca la reacción, se denomina
energía de activación. Cuanto mayor sea la energía de activación, menos moléculas serán capaces
de alcanzarla y menor será la velocidad de la reacción.
- Las moléculas deben chocar con la orientación adecuada para que se puedan formar los nuevos
enlaces.
1.2. Teoría del estado de transición o del complejo activado
En 1935 Henry Eyring y otros científicos propusieron una teoría complementaria a la anterior, según la
cual, cuando las moléculas de los reactivos chocan entre sí, experimentan una deformación y dan lugar a
un estado intermedio transitorio, denominado estado de transición, de alta energía y corta duración, donde
se forma una especie hipotética, llamada complejo activado, en la que se están rompiendo y formando
enlaces. El complejo activado es muy energético y por tanto muy inestable, por lo que inmediatamente se
descompone formando los productos de la reacción:
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, La energía de activación (Ea) es la energía mínima necesaria para que los reactivos formen el
complejo activado.
El diagrama energético o entálpico de una reacción química es la representación gráfica de la energía o
entalpía de los distintos estados por los que pasa una reacción química, desde los reactivos hasta los
productos.
Según que la reacción sea endotérmica o exotérmica tendremos dos tipos de diagramas energéticos:
La energía de los productos menos la energía de los reactivos es la variación de entalpía de la reacción:
E productos - E reactivos = H productos - H reactivos = ΔH reacción
Algunas reacciones son reversibles, es decir, tienen dos sentidos
de reacción:
Reactivos D Productos
- En el sentido directo, las moléculas de los reactivos chocan entre
sí y forman los productos.
- En el sentido inverso, las moléculas de los productos chocan
entre sí para dar los reactivos.
En las reacciones reversibles hay dos energías de activación:
- La energía de activación para la reacción directa, que es la
diferencia entre la energía de los reactivos y la energía del complejo
activado.
- La energía de activación para la reacción inversa, que es la
diferencia entre la energía de los productos y la energía del
complejo activado.
Transcurso reacción directa →
En una reacción reversible se cumple que:
ΔH directa = Ea directa - Ea inversa y ΔH inversa = - ΔH directa
- Si la reacción directa es endotérmica: Ea directa > Ea inversa y ΔH directa > 0
- Si la reacción directa es exotérmica: Ea directa < Ea inversa y ΔH directa < 0
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TEMA 4: CINÉTICA QUÍMICA
Al finalizar este tema, el alumnado deberá ser capaz de:
- Describir las ideas fundamentales acerca de la teoría de colisiones y del estado de transición y
utilizarlas para justificar los factores que modifican la velocidad de una reacción química.
- Distinguir procesos rápidos y lentos, comparando los diagramas energéticos asociados a un
proceso químico.
- Relacionar la influencia de la concentración de los reactivos, de la temperatura y de la
presencia de catalizadores con la modificación de la velocidad de una reacción.
- Definir la velocidad de una reacción
- Determinar el orden y las unidades de la constante de velocidad de una reacción química,
conocida su ley de velocidad.
- Calcular la velocidad de reacciones elementales a partir de datos experimentales de valores
de concentración de reactivos, expresando previamente su ley de velocidad.
- Obtener ecuaciones cinéticas reflejando las unidades de las magnitudes que intervienen.
- Expresar la ecuación de la velocidad de un proceso, analizando la propuesta del mecanismo
de reacción para identificar la etapa limitante.
- Deducir el proceso de control de la velocidad de una reacción química, identificando la etapa
limitante correspondiente a su mecanismo de reacción.
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,1. ¿Cómo ocurren las reacciones químicas?
1.1. Teoría de las colisiones
En 1920 Gilbert N. Lewis y otros científicos propusieron que para que ocurra una reacción química, las
moléculas de los reactivos deben chocar entre sí de forma eficaz. Para que el choque sea efectivo o
eficaz, deben cumplirse dos condiciones:
- Las moléculas que chocan deben tener la energía cinética suficiente para que se produzca la ruptura
de sus enlaces y la posterior formación de enlaces nuevos. La energía mínima necesaria para que
un choque sea efectivo o eficaz y rompa los enlaces para que se produzca la reacción, se denomina
energía de activación. Cuanto mayor sea la energía de activación, menos moléculas serán capaces
de alcanzarla y menor será la velocidad de la reacción.
- Las moléculas deben chocar con la orientación adecuada para que se puedan formar los nuevos
enlaces.
1.2. Teoría del estado de transición o del complejo activado
En 1935 Henry Eyring y otros científicos propusieron una teoría complementaria a la anterior, según la
cual, cuando las moléculas de los reactivos chocan entre sí, experimentan una deformación y dan lugar a
un estado intermedio transitorio, denominado estado de transición, de alta energía y corta duración, donde
se forma una especie hipotética, llamada complejo activado, en la que se están rompiendo y formando
enlaces. El complejo activado es muy energético y por tanto muy inestable, por lo que inmediatamente se
descompone formando los productos de la reacción:
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, La energía de activación (Ea) es la energía mínima necesaria para que los reactivos formen el
complejo activado.
El diagrama energético o entálpico de una reacción química es la representación gráfica de la energía o
entalpía de los distintos estados por los que pasa una reacción química, desde los reactivos hasta los
productos.
Según que la reacción sea endotérmica o exotérmica tendremos dos tipos de diagramas energéticos:
La energía de los productos menos la energía de los reactivos es la variación de entalpía de la reacción:
E productos - E reactivos = H productos - H reactivos = ΔH reacción
Algunas reacciones son reversibles, es decir, tienen dos sentidos
de reacción:
Reactivos D Productos
- En el sentido directo, las moléculas de los reactivos chocan entre
sí y forman los productos.
- En el sentido inverso, las moléculas de los productos chocan
entre sí para dar los reactivos.
En las reacciones reversibles hay dos energías de activación:
- La energía de activación para la reacción directa, que es la
diferencia entre la energía de los reactivos y la energía del complejo
activado.
- La energía de activación para la reacción inversa, que es la
diferencia entre la energía de los productos y la energía del
complejo activado.
Transcurso reacción directa →
En una reacción reversible se cumple que:
ΔH directa = Ea directa - Ea inversa y ΔH inversa = - ΔH directa
- Si la reacción directa es endotérmica: Ea directa > Ea inversa y ΔH directa > 0
- Si la reacción directa es exotérmica: Ea directa < Ea inversa y ΔH directa < 0
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