Cinética Química: Velocidad, Mecanismos y Factores de Reacción

Cinética Química

La cinética química estudia la velocidad a la que transcurren las reacciones químicas y los factores que influyen sobre ella.

Velocidad Instantánea de Reacción

La velocidad instantánea de reacción es la variación, en un instante determinado, de la concentración de cada una de las sustancias que intervienen en el proceso por unidad de tiempo.

En una reacción irreversible de la forma aA + bB → cC + dD, la velocidad de reacción se define como la derivada, con respecto al tiempo, de la concentración de cualquier reactivo o producto dividida por su coeficiente estequiométrico.

Órdenes de Reacción

El orden parcial de una sustancia en una reacción es el exponente al que está elevada su concentración en la ecuación de velocidad de ese proceso químico. Este orden se determina de manera experimental.

El orden global de una reacción es la suma de los órdenes parciales de cada una de las sustancias que intervienen en su ecuación de velocidad.

Clasificación por Orden:

• Orden 0: La velocidad no depende de la concentración. v = k = constante.
• Orden 1: La velocidad es directamente proporcional a la concentración.
• Orden 2: La velocidad depende del cuadrado de la concentración.

Mecanismo de una Reacción

El mecanismo de una reacción es el conjunto de reacciones sencillas, llamadas etapas elementales, que representan la reacción global a escala molecular.

Conceptos Relacionados con Mecanismos:

• Molecularidad: Se refiere al número de especies químicas (moléculas, átomos o iones) que intervienen como reactivos en una reacción o en cada etapa de un mecanismo.
• Proceso Elemental: Es aquel que se lleva a cabo en una única etapa.
• Proceso No Elemental: Es aquel que se lleva a cabo en varias etapas elementales.
• Etapa Determinante: Es la etapa más lenta que rige la velocidad de una reacción en un proceso compuesto por varias etapas elementales.

Teoría de las Colisiones y Estados de Transición

El complejo activado es el estado intermedio entre reactantes y productos, caracterizado por un máximo de energía. Según esta teoría, para que ocurra una reacción química, es necesario que existan choques entre las moléculas de los reactantes que den origen a productos.

El estado de transición se define como el estado que corresponde al máximo de energía a lo largo de la coordenada de reacción. En este punto, se asume que las especies reactantes, al colisionar, conducirán siempre a la formación de productos.

Un intermediario de reacción hace referencia a una especie química, habitualmente de baja estabilidad, que aparece y posteriormente desaparece como parte de un mecanismo de reacción. No aparece ni en la reacción global ni en la ecuación de velocidad.

La energía de activación es la energía mínima que debe ser intercambiada en un choque para que este sea eficaz. En otras palabras, es la energía necesaria para que se rompan las uniones entre los átomos de los reactivos y se formen otras nuevas que den lugar a los productos.

Diagrama de Entalpía o Energía

Los diagramas de entalpía o de energía presentan los estados energéticos de las fases de un proceso en relación con el transcurso o progreso de la reacción: reactivos → estado de transición → productos.

Catálisis y Equilibrio Químico

Los catalizadores son especies químicas que tienen la propiedad de alterar la velocidad de una reacción sin formar parte de los reactivos ni de los productos. El proceso mediante el cual se modifica la velocidad de una reacción con la ayuda de un catalizador se denomina catálisis.

Un sistema está en equilibrio químico cuando su composición no varía con el tiempo. Si las sustancias que forman el sistema son el resultado de una reacción, en el equilibrio habrá una cierta cantidad de cada uno de los reactivos y de los productos.

La Q (cociente de reacción) es la relación existente entre las concentraciones de los productos y las concentraciones de los reactivos, ambas elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos.