Ley de Velocidad

La velocidad de una reacción es directamente proporcional a las concentraciones de los reactivos.

La ecuación de velocidad muestra cómo depende la velocidad de las concentraciones de los reactivos. Por ejemplo, en la reacción entre el CH₃Br y el ion OH^–, que ocurre en un solo paso, se forma el enlace C-O al mismo tiempo que se rompe el enlace C-Br.

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

La ecuación de velocidad es: Velocidad = k [A]^m [B]ⁿ

Donde k es la constante de velocidad, que varía solo con la temperatura (t). Los exponentes m y n son los órdenes de reacción y se determinan experimentalmente.

Tiempo de Vida Media

Es el tiempo requerido para que la concentración de uno de los reactivos disminuya a la mitad de su valor inicial.

Reacciones de Segundo Orden

La velocidad depende de la concentración de un reactivo elevada al cuadrado, o del producto de las concentraciones de dos reactivos, cada uno elevado a la primera potencia.

Teoría de las Colisiones

Las reacciones químicas ocurren debido a choques eficaces entre las moléculas de los reactivos.

Para que una colisión sea efectiva, se requiere:

• Una orientación adecuada entre las partículas.
• Una energía mínima necesaria para el reordenamiento de los electrones externos, facilitando la ruptura y formación de enlaces.

Energía de Activación

Svante Arrhenius propuso que, además de un choque eficaz, las moléculas deben tener suficiente energía para romper y formar enlaces.

El complejo activado es una asociación transitoria muy inestable, ya que su energía es superior a la de los reactivos y productos.

Temperatura y Velocidad: Ecuación de Arrhenius

La energía cinética de una colección de moléculas es proporcional a la temperatura absoluta.

Si la energía de activación (Ea) se expresa en J/mol, el valor de la constante de los gases (R) será R = 8.314 J/mol·K.

Catálisis

Un catalizador es una sustancia que modifica la rapidez de una reacción química sin sufrir un cambio químico permanente en el proceso.

Catálisis Homogénea

El catalizador está en la misma fase que las moléculas reaccionantes.

Catálisis Heterogénea

El catalizador está en una fase diferente a la de las moléculas reaccionantes.

Reacciones Redox

• Estas reacciones ocurren en todas las áreas de la química y la bioquímica.
• Implican un cambio en el estado o número de oxidación (E.O.) de uno o más átomos de las sustancias reaccionantes, lo que significa una transferencia de electrones.
• Los electrones no se crean ni se destruyen en las reacciones químicas.
• Por lo tanto, la oxidación y la reducción siempre ocurren simultáneamente.

Estado o Número de Oxidación

Es la carga que se asigna a cada elemento y depende de la valencia.

Reglas para Estados de Oxidación

1. Los elementos sin combinar (libres) tienen un E.O. = 0 (ej: Mg, Na, O₂, Cl₂).
2. El hidrógeno (H) en la mayoría de sus compuestos presenta un E.O. = +1, excepto en los hidruros (ej: NaH), donde es -1.
3. El oxígeno (O) en la mayoría de sus compuestos presenta un E.O. = -2, excepto en los peróxidos (ej: H₂O₂), donde es -1.
4. El E.O. de un ion es igual a su carga. La suma de los E.O. de todos los átomos constituyentes del ion debe ser igual a la carga del ion.
5. La suma de los E.O. de todos los átomos que constituyen un compuesto es cero.

Oxidación

Originalmente se refería a la combinación de un elemento con el oxígeno. Actualmente, se define como un incremento algebraico del estado de oxidación, correspondiente a la pérdida de electrones.

Ejemplo: 4 Fe (s) + 3 O₂ (g) → 2 Fe₂O₃ (s)

E.O. 0                          +3

Reducción

Originalmente se empleó para describir la eliminación de oxígeno en un compuesto. Actualmente, se define como una disminución algebraica del estado de oxidación, correspondiente a la ganancia de electrones.

Ejemplo: MnO₃ (s) + 3 H₂ (g) → Mn (s) + 3 H₂O (g)

E.O. +6                             0

Agente Oxidante

Es la especie que:

• Capta o gana electrones.
• Contiene el átomo que disminuye su E.O.
• Se reduce.
• Oxida a otros compuestos.

Agente Reductor

Es la especie que:

• Cede o pierde electrones.
• Contiene el átomo que aumenta su E.O.
• Se oxida.
• Reduce a otros compuestos.

Semi-reacciones de Óxido-Reducción

Una semi-reacción de oxidación corresponde al cambio químico que experimenta un agente reductor al entregar uno o más electrones (ej: Fe ⇔ Fe²⁺ + 2e^–).

Una semi-reacción de reducción corresponde al cambio químico que experimenta un agente oxidante al captar electrones de otra especie (ej: Cu²⁺ + 2e^– ⇔ Cu).

Balance de Ecuaciones Redox

En todas las ecuaciones balanceadas se debe cumplir:

• Balance de cargas: la suma de las cargas reales en el lado izquierdo y derecho de la ecuación debe ser igual.
• Balance de masa: debe haber el mismo número de átomos de cada tipo en los reactivos y en los productos.

Método del Ion-Electrón o de las Semi-reacciones

1. Escribir la ecuación general sin balancear, de la forma más completa posible.
2. Identificar las especies que se oxidan y reducen. Escribir las semi-reacciones no balanceadas de oxidación y reducción.
3. Balancear los átomos de cada semi-reacción.
4. Balancear la carga eléctrica de cada semi-reacción agregando electrones en forma de productos o reactivos. Cuando sea necesario, balancear la transferencia de electrones multiplicando las semi-reacciones balanceadas por enteros adecuados.
5. Sumar las semi-reacciones resultantes y eliminar los términos comunes para obtener la ecuación balanceada.

Adición de H⁺, OH^– o H₂O para Balancear Oxígeno o Hidrógeno

Generalmente, se requiere completar el balance de masa de una reacción en solución acuosa respecto a H u O. Este balance se efectúa añadiendo H⁺, OH^– o H₂O, dependiendo del medio (ácido o básico/alcalino).