Cinética Química y Equilibrio: Una Guía Completa

Cinética Química

Velocidad de Reacción

La velocidad de reacción se define como la variación en la concentración de un reactivo o producto con respecto al tiempo. Para una reacción genérica:

aA + bB -> cC + dD

Se pueden definir dos tipos de velocidades:

• Velocidad media: Cambio en la concentración durante un intervalo de tiempo.
• Velocidad instantánea: Cambio en la concentración en un instante específico.

Teorías de Reacción

Teoría de las Colisiones

Para que una reacción ocurra, las partículas de los reactivos deben cumplir tres condiciones:

1. Chocar entre sí.
2. Tener suficiente energía (energía de activación).
3. Tener la orientación adecuada.

Teoría del Complejo Activado

Las moléculas de los reactivos se aproximan y experimentan una deformación, formando un estado intermedio de alta energía y corta duración llamado complejo activado.

La energía de activación es la energía adicional que los reactivos necesitan para formar el complejo activado y que la reacción proceda.

Mecanismo de Reacción

El mecanismo de reacción describe las etapas elementales que componen una reacción global. Estas etapas no se muestran en la ecuación estequiométrica, pero su suma da la reacción global y justifica la ecuación de velocidad.

La molecularidad de una reacción elemental se refiere al número de átomos o moléculas independientes que participan en ella.

En una reacción global, la etapa más lenta se conoce como la etapa determinante de la velocidad.

Factores que Influyen en la Velocidad de Reacción

• Temperatura: A mayor temperatura, mayor velocidad de reacción. La ecuación de Arrhenius describe la influencia de la temperatura sobre la constante de velocidad.
• Concentración de Reactivos: A mayor concentración, mayor velocidad de reacción debido a un aumento en las colisiones.
• Naturaleza de los Reactivos: Algunas sustancias reaccionan más rápido que otras.
• Estado Físico: Los gases y las sustancias disueltas reaccionan más rápido que los sólidos debido a una mayor frecuencia de colisiones.
• Grado de División de los Sólidos: A mayor superficie de contacto, mayor velocidad de reacción.

Equilibrio Químico

El equilibrio químico se alcanza en reacciones reversibles cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan, y las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes.

Equilibrios Homogéneos y la Ley de Acción de Masas

Para una reacción genérica en equilibrio:

aA + bB <=> cC + dD

La constante de equilibrio (Kc) se define como:

Kc = ([C]^c [D]^d) / ([A]^a [B]^b)

La ley de acción de masas establece que el valor de Kc determina la posición del equilibrio:

• Kc > 1: El equilibrio favorece a los productos.
• Kc = 1: Las concentraciones de reactivos y productos son similares.
• Kc < 1: El equilibrio favorece a los reactivos.

Grado de Disociación

El grado de disociación se utiliza para describir la extensión en que un reactivo se disocia en productos. Se puede expresar como una fracción o un porcentaje.

Constante de Equilibrio en Función de Presiones Parciales (Kp)

Para reacciones que involucran gases, se puede utilizar la constante de equilibrio Kp, que se expresa en términos de presiones parciales.

Coeficiente de Reacción (Qc)

El coeficiente de reacción Qc se utiliza para predecir la dirección en la que un sistema no en equilibrio se desplazará para alcanzar el equilibrio.

• Qc > Kc: El sistema se desplazará hacia la izquierda (favoreciendo a los reactivos).
• Qc = Kc: El sistema está en equilibrio.
• Qc < Kc: El sistema se desplazará hacia la derecha (favoreciendo a los productos).

Factores que Afectan al Equilibrio: Principio de Le Châtelier

El principio de Le Châtelier establece que si se aplica una perturbación a un sistema en equilibrio, el sistema se desplazará en una dirección que contrarreste la perturbación.

Las perturbaciones pueden incluir:

• Cambios en la concentración: El sistema se desplazará para consumir una sustancia que se agrega o producir una sustancia que se elimina.
• Cambios de presión/volumen: El sistema se desplazará en la dirección que reduzca el número total de moles de gas.
• Cambios de temperatura: El sistema se desplazará en la dirección de la reacción endotérmica si se aumenta la temperatura, o en la dirección de la reacción exotérmica si se disminuye la temperatura.

Equilibrios Heterogéneos y Reacciones de Precipitación

Los equilibrios heterogéneos involucran sustancias en diferentes fases (sólido, líquido, gas). Un ejemplo común son las reacciones de precipitación, donde se forma un sólido insoluble (precipitado) a partir de una solución.

La solubilidad se refiere a la concentración de una sustancia en una disolución saturada.

Factores que afectan la solubilidad de los precipitados:

• Efecto del ion común
• Efecto de la acidez
• Formación de complejos
• Procesos redox