CINÉTICA QUÍMICA – RESUMEN
1. Velocidad de una reacción química
• La cinética química estudia la rapidez con la que los reactivos se transforman en productos y
los factores que in uyen.
• Velocidad media: cambio de concentración por unidad de tiempo.
• Velocidad instantánea: derivada de la concentración respecto al tiempo.
• La velocidad puede expresarse usando reactivos o productos, dividiendo por los coe cientes
estequiométricos para que sea única y positiva.
• Unidades habituales: mol·L⁻¹·s⁻¹.
2. Ecuación de velocidad (ley cinética)
• Relaciona la velocidad con las concentraciones de los reactivos:
v = k · [A]^α · [B]^β
• k: constante de velocidad (depende de la temperatura).
• α, β: órdenes de reacción (se determinan experimentalmente).
• El orden total es α + β.
• El orden no tiene por qué coincidir con los coe cientes estequiométricos.
• Reacciones posibles de orden 0, 1, fraccionario o superior.
3. Teorías de las reacciones químicas
a) Teoría de colisiones
• Para que una reacción ocurra debe haber:
◦ Choques entre partículas.
◦ Energía su ciente.
◦ Orientación adecuada.
• Solo una pequeña fracción de los choques es e caz.
b) Teoría del complejo activado (estado de transición)
• Los reactivos forman un complejo activado, inestable y de alta energía.
• Es necesario superar la energía de activación (Ea).
• A menor Ea, mayor velocidad.
• En reacciones:
◦ Exotérmicas: Ea directa < Ea inversa.
◦ Endotérmicas: Ea directa > Ea inversa.
4. Mecanismo de reacción
• Las reacciones suelen ocurrir en varias etapas elementales.
• El conjunto de etapas es el mecanismo de reacción.
• En cada etapa elemental:
◦ El orden sí coincide con los coe cientes estequiométricos.
• La etapa más lenta determina la velocidad global.
• Molecularidad: número de especies que chocan en una etapa elemental.
5. Factores que afectan a la velocidad de reacción
1. Concentración
◦ A mayor concentración → más choques → mayor velocidad.
1. Naturaleza de los reactivos
◦ Reacciones iónicas y exotérmicas suelen ser más rápidas.
◦ Enlaces iónicos se rompen más fácilmente que covalentes.
1. Estado físico
◦ Reacciones homogéneas son más rápidas.
◦ En reacciones heterogéneas, mayor super cie → mayor velocidad.
1. Temperatura
◦ Al aumentar T, aumenta la velocidad.
◦ Aproximadamente se duplica o triplica cada 10 °C.
◦ Ecuación de Arrhenius:
k = A · e^(−Ea/RT)
fi fl fi fi fifi fi
1. Velocidad de una reacción química
• La cinética química estudia la rapidez con la que los reactivos se transforman en productos y
los factores que in uyen.
• Velocidad media: cambio de concentración por unidad de tiempo.
• Velocidad instantánea: derivada de la concentración respecto al tiempo.
• La velocidad puede expresarse usando reactivos o productos, dividiendo por los coe cientes
estequiométricos para que sea única y positiva.
• Unidades habituales: mol·L⁻¹·s⁻¹.
2. Ecuación de velocidad (ley cinética)
• Relaciona la velocidad con las concentraciones de los reactivos:
v = k · [A]^α · [B]^β
• k: constante de velocidad (depende de la temperatura).
• α, β: órdenes de reacción (se determinan experimentalmente).
• El orden total es α + β.
• El orden no tiene por qué coincidir con los coe cientes estequiométricos.
• Reacciones posibles de orden 0, 1, fraccionario o superior.
3. Teorías de las reacciones químicas
a) Teoría de colisiones
• Para que una reacción ocurra debe haber:
◦ Choques entre partículas.
◦ Energía su ciente.
◦ Orientación adecuada.
• Solo una pequeña fracción de los choques es e caz.
b) Teoría del complejo activado (estado de transición)
• Los reactivos forman un complejo activado, inestable y de alta energía.
• Es necesario superar la energía de activación (Ea).
• A menor Ea, mayor velocidad.
• En reacciones:
◦ Exotérmicas: Ea directa < Ea inversa.
◦ Endotérmicas: Ea directa > Ea inversa.
4. Mecanismo de reacción
• Las reacciones suelen ocurrir en varias etapas elementales.
• El conjunto de etapas es el mecanismo de reacción.
• En cada etapa elemental:
◦ El orden sí coincide con los coe cientes estequiométricos.
• La etapa más lenta determina la velocidad global.
• Molecularidad: número de especies que chocan en una etapa elemental.
5. Factores que afectan a la velocidad de reacción
1. Concentración
◦ A mayor concentración → más choques → mayor velocidad.
1. Naturaleza de los reactivos
◦ Reacciones iónicas y exotérmicas suelen ser más rápidas.
◦ Enlaces iónicos se rompen más fácilmente que covalentes.
1. Estado físico
◦ Reacciones homogéneas son más rápidas.
◦ En reacciones heterogéneas, mayor super cie → mayor velocidad.
1. Temperatura
◦ Al aumentar T, aumenta la velocidad.
◦ Aproximadamente se duplica o triplica cada 10 °C.
◦ Ecuación de Arrhenius:
k = A · e^(−Ea/RT)
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