Cinética química

Estudia la velocidad de las reacciones químicas y los factores que la afectan. Complementa la termodinámica: una reacción puede ser favorable pero muy lenta (o al revés).

Velocidad de reacción

Definición: cambio de concentración de reactivo o producto por unidad de tiempo.

$v=-\frac{\Delta [reactivo]}{\Delta t}=+\frac{\Delta [producto]}{\Delta t}$

Unidades: mol/(L·s).

Ley de velocidad

Para una reacción aA + bB → productos:

$v=k[A{]}^m[B{]}^n$

• k = constante de velocidad (depende de T).
• m, n = órdenes parciales (no necesariamente iguales a a, b).
• m + n = orden global de la reacción.
• Se determinan experimentalmente, no por la ecuación.

Orden de reacción

Orden	Ley	Vida media
0	v = k	T½ proporcional a [A]₀
1	v = k[A]	T½ = ln(2)/k, constante
2	v = k[A]²	T½ = 1/(k[A]₀)

Factores que afectan la velocidad

1. Concentración de reactivos

Más reactivos → más colisiones → mayor velocidad.

2. Temperatura

Aumenta la velocidad exponencialmente. Regla aproximada: cada +10 °C duplica la velocidad.

Ecuación de Arrhenius:

$k=A{e}^{-E_a/RT}$

• A = factor pre-exponencial.
• E_a = energía de activación.
• R = constante de gases.
• T = temperatura absoluta.

3. Superficie de contacto

En reacciones heterogéneas (sólido + fluido), mayor superficie = mayor velocidad. Ej.: hierro en polvo arde, lingote de hierro no.

4. Presión (en gases)

A mayor presión, mayor concentración → más velocidad.

5. Naturaleza química

Reacciones iónicas en solución (ácido-base) son muy rápidas; reacciones con reorganización de enlaces covalentes son más lentas.

6. Catalizadores

Sustancias que aumentan la velocidad sin consumirse. Disminuyen la E_a proporcionando un camino alternativo.

Tipos

• Homogéneos: en misma fase que los reactivos.
• Heterogéneos: en fase distinta (ej.: convertidor catalítico del auto).
• Enzimas: catalizadores biológicos (proteínas).
• Autocatalizadores: un producto cataliza la propia reacción.

Casos del vault:

• Trampa para termitas - pineno — aprovecha química biológica sin ser catalisis en sentido estricto.

Inhibidores

Sustancias que disminuyen la velocidad (anti-catalizadores).

Teoría de las colisiones

Para que haya reacción, dos moléculas deben:

1. Chocar.
2. Tener orientación correcta.
3. Tener energía suficiente (≥ Ea).

Energía de activación

Barrera energética que los reactivos deben superar para reaccionar.

Energía
   │                 ┌─┐
   │                ╱  │
   │               ╱   │   Ea
   │              ╱    │
   │─ Reactivos ─┘     │
   │                   ╲
   │                    ╲
   │                     ─── Productos
   └─────────────────────────► Coordenada de reacción

• Un catalizador la baja → camino alternativo.
• ΔH = diferencia de energía entre reactivos y productos (termodinámica).

Mecanismo de reacción

Muchas reacciones no ocurren en un solo paso, sino en pasos elementales:

• Paso lento = etapa determinante de la velocidad.
• Intermediarios = especies que se forman y consumen.
• Se deduce de la ley experimental de velocidad.

Reacciones rápidas y lentas

• Instantáneas: detonaciones, neutralizaciones iónicas.
• Rápidas: combustiones.
• Lentas: oxidación de metales (herrumbre).
• Muy lentas: transformaciones geológicas, diagénesis, fosilización.

Aplicaciones

• Industria: diseño de reactores, selección de catalizadores.
• Biología: enzimas aceleran reacciones hasta 10⁶-10¹⁷ veces.
• Medicina: cinética de fármacos (absorción, metabolismo).
• Conservación de alimentos: refrigeración ralentiza el deterioro.
• Atmosférica: destrucción del ozono, fotolisis.

Enlaces

• Tipos de reacciones químicas
• Equilibrio químico
• Termodinámica química
• Macromoléculas biológicas
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