Velocidad de Reacción

Definición

Podemos considerar la velocidad de una reacción tomando como referencia los reactivos o los productos. Si se toman como referencia los reactivos, la velocidad de reacción considera la disminución de su concentración en la unidad de tiempo. Si se toman los productos, la velocidad considera el aumento de su concentración en la unidad de tiempo. En ambos casos, la velocidad se medirá en mol/(L·s). Designaremos la concentración molar de una sustancia A como [A].

Velocidad Media de Reacción

Consideremos la ecuación general: aA + bB → cC + dD

Para un producto (ej. C):

• t₁ → [C]_t1
• t₂ → [C]_t2

Como [C]_t2 > [C]_t1, Δ[C] = [C]_t2 – [C]_t1 > 0. Δt = t₂ – t₁ > 0. La velocidad para C es: V_c = «> > 0

Para un reactivo (ej. A):

• t₁ → [A]_t1
• t₂ → [A]_t2

Δ[A] = [A]_t2 – [A]_t1 < 0. Δt = t₂ – t₁ > 0. La velocidad para A es: V_A = «>. Se añade un signo negativo para obtener una velocidad positiva.

Las velocidades de aparición y desaparición son diferentes debido a los coeficientes estequiométricos. Por ejemplo, en la síntesis de NH₃ (3H₂ + N₂ → 2NH₃), desaparecen 3 moles de H₂ por cada 2 moles de N₂.

Velocidad Única de Reacción

Es independiente del compuesto (reactivo o producto) utilizado para medirla. Para obtenerla, se divide la velocidad por su coeficiente estequiométrico.

Ejemplo: Formación de amoniaco (3H₂ + N₂ → 2NH₃)

Velocidad Instantánea de Reacción

Si Δt → 0, la velocidad media se convierte en: V = «> = «>

Para una reacción aA + bB → cC + dD:

Ley de Velocidad de Reacción. Orden de Reacción

Mide la velocidad en función de las concentraciones de los reactivos. Para la reacción aA + bB + cC → Productos, la ley de velocidad es:

V = k [A]^α[B]^β[C]^γ

k: constante de velocidad (depende de la temperatura). α, β, γ: órdenes parciales de reacción (no siempre coinciden con los coeficientes estequiométricos y se determinan experimentalmente). El orden total de la reacción es α + β + γ.

Método de las Velocidades Iniciales

Se utiliza para determinar el orden de reacción. Ejemplo:

2H₂(g) + 2NO(g) → N₂(g) + 2H₂O(g)

V = k [H₂]^m[NO]ⁿ

La tabla muestra los datos experimentales:

Dividiendo V₂/V₁ y V₃/V₁ se pueden determinar m y n.

Teoría del Estado de Transición o Complejo Activado

Los reactivos pasan por un estado intermedio inestable (estado de transición) antes de formar los productos. El complejo activado tiene mayor energía que reactivos y productos. Para que se forme el complejo activado se necesitan:

• Choques con orientación favorable.
• Energía suficiente.

Si se cumplen estas condiciones, el choque es eficaz; si no, es ineficaz.

Para Reacciones Sencillas

El orden parcial de reacción coincide con el número de partículas de esa especie en el complejo activado, y el orden total coincide con la molecularidad de la reacción (número de partículas que chocan).

Factores que Influyen en la Velocidad de Reacción

Concentración de los Reactivos

V es directamente proporcional a la concentración. A mayor concentración, mayor número de choques y choques eficaces.

Estado Físico de los Reactivos

Favorece o no el contacto entre moléculas. El contacto más íntimo se produce en estado gaseoso o disuelto formando iones.

Temperatura

Influye en la constante de velocidad (k). La ecuación de Arrhenius describe esta dependencia: k = A e^-Ea/RT

A: factor de frecuencia. Ea: energía de activación. R: constante de los gases ideales. T: temperatura absoluta.

Al aumentar la temperatura, k aumenta. Experimentalmente, por cada 10 K de aumento, la velocidad se duplica.

Presencia de Catalizadores

Modifican la velocidad de reacción sin consumirse. Pueden ser:

• Positivos: Aumentan la velocidad (disminuyen la energía de activación).
• Negativos: Disminuyen la velocidad (aumentan la energía de activación).

Ejemplos: Síntesis de H₂SO₄ (catalizador V₂O₅) y síntesis de NH₃ (catalizador hierro con trazas de aluminio y potasio).