Química · Unidad 10 — Cinética y equilibrio químico
Velocidad de reacción y los factores que la cambian
La estequiometría dice cuánto se produce; no dice nada de cuándo. La cinética es la otra mitad: la misma reacción puede tardar un segundo o un siglo, y lo que decide eso son cinco factores que se pueden tocar.
La explicación
Qué es una velocidad de reacción
Es lo mismo que cualquier otra velocidad: cuánto cambia algo por unidad de tiempo. Lo que cambia acá es una concentración, así que la unidad natural es mol/(L·s).
velocidad de formación de P = +Δ[P] / Δt
El signo menos del reactivo no es un detalle de notación: la concentración de un reactivo baja, así que Δ[A] es negativo y sin ese menos la velocidad daría negativa. Una velocidad de reacción siempre se informa positiva.
Una sola velocidad para toda la reacción
Acá está la trampa que más cuesta. En 2 N2O5 → 4 NO2 + O2 el NO2 aparece cuatro veces más rápido de lo que aparece el O2, porque por cada O2 se forman cuatro NO2. Entonces «la velocidad» no es un solo número salvo que se la divida por el coeficiente:
v = −(1/a)·Δ[A]/Δt = −(1/b)·Δ[B]/Δt = +(1/c)·Δ[C]/Δt = +(1/d)·Δ[D]/Δt
Así definida, v es una sola para toda la ecuación. Las velocidades de cada especie se recuperan multiplicando por su coeficiente.
Media e instantánea
Si tomás dos mediciones separadas por un rato y hacés la resta, eso es una velocidad media: el promedio de todo ese intervalo. La instantánea es la de un momento puntual, la pendiente de la curva de concentración en ese punto. Casi siempre no son iguales, porque la velocidad va bajando a medida que los reactivos se gastan.
Por qué una reacción es rápida o lenta: los choques
Para que dos partículas reaccionen tienen que chocar, y no alcanza con chocar. Hacen falta dos condiciones más:
- Energía suficiente: el choque tiene que traer al menos la energía de activación, si no las partículas rebotan intactas.
- Orientación adecuada: los átomos que tienen que unirse tienen que llegar enfrentados. Un choque de costado no sirve aunque venga con energía de sobra.
Un choque que cumple las dos se llama choque efectivo. La velocidad es, en el fondo, la cantidad de choques efectivos por segundo — y todos los factores de abajo actúan sobre ese número.
Los cinco factores
2. Temperatura. Sube la velocidad por dos motivos a la vez: las partículas se mueven más rápido (más choques) y, sobre todo, muchas más superan la energía de activación. Este segundo motivo es el fuerte.
3. Superficie de contacto. Sólo importa cuando hay un sólido. El mismo hierro en limadura reacciona muchísimo más rápido que en un clavo: la reacción ocurre en la superficie, y moler multiplica la superficie sin cambiar la masa.
4. Catalizador. Ofrece un camino con menor energía de activación. Es el tema del próximo punto.
5. Naturaleza de los reactivos. Romper enlaces covalentes fuertes cuesta tiempo; las reacciones entre iones en solución suelen ser casi instantáneas.
La ley de velocidad
La dependencia con la concentración se escribe así:
α y β son los órdenes de reacción, y acá va la advertencia más importante del tema: no son los coeficientes de la ecuación. Se determinan experimentalmente, midiendo. Pueden ser 0, 1, 2, e incluso fraccionarios. Coinciden con los coeficientes sólo si la reacción ocurre en una sola etapa elemental, y eso es la excepción.
La constante de velocidad k no depende de las concentraciones: depende de la reacción y de la temperatura. Sus unidades cambian según el orden total, así que no se memorizan: salen de despejarlas.
Cómo se sacan los órdenes: velocidades iniciales
2. Mirá por cuánto se multiplicó esa concentración y por cuánto se multiplicó la velocidad.
3. El orden es el exponente que conecta los dos factores: si la concentración se duplicó y la velocidad se cuadruplicó, 2α = 4 y entonces α = 2.
4. Repetí con la otra sustancia.
5. Con los órdenes ya conocidos, despejá k de cualquiera de los experimentos — y comprobala con otro.
Para la reacción 2 N2O5(g) → 4 NO2(g) + O2(g) se mide que la concentración de N2O5 baja de 0,100 mol/L a 0,060 mol/L en 40 s. a) Calculá la velocidad media de consumo de N2O5. b) Calculá la velocidad de la reacción. c) Calculá las velocidades medias de formación de NO2 y de O2. d) ¿Esa velocidad se va a mantener en los 40 s siguientes?
a) La velocidad de consumo del N2O5. Es la variación de su concentración sobre el tiempo, con el menos adelante para que quede positiva:
b) La velocidad de la reacción. El N2O5 tiene coeficiente 2, así que su velocidad de consumo es el doble de la velocidad de la reacción:
c) Las velocidades de los productos. Ahora se hace el camino inverso: cada especie va a la velocidad de la reacción multiplicada por su coeficiente.
O2 (coeficiente 1): 1 · 5,0 × 10⁻⁴ = 5,0 × 10⁻⁴ mol/(L·s)
Se puede controlar sin volver a la fórmula: el NO2 tiene que aparecer cuatro veces más rápido que el O2, y 2,0 × 10⁻³ es cuatro veces 5,0 × 10⁻⁴. ✔
d) No. Lo que calculamos es una velocidad media. Durante esos 40 s la concentración de N2O5 fue bajando, y con menos reactivo por litro hay menos choques por segundo: la reacción se va frenando sola. En los 40 s siguientes la velocidad media va a ser menor.
Dónde se cae la mayoría
- Usar los coeficientes de la ecuación como órdenes de reacción. Los órdenes se miden; sólo coinciden en una etapa elemental.
- Informar la velocidad de una especie como si fuera la de la reacción, sin dividirla por su coeficiente.
- Dividir la concentración inicial por el tiempo en vez de dividir la variación de concentración.
- Creer que k cambia si se agrega más reactivo. k sólo cambia con la temperatura (y con un catalizador, que en realidad abre otro camino).
- Comparar dos experimentos en los que cambiaron las dos concentraciones a la vez: ahí no se puede despejar ningún orden.
Hasta acá la explicación. La práctica es la otra mitad: 7 ejercicios de este tema, en cuatro niveles, que no te dicen sólo si está bien al final sino que te corrigen en cada paso y te explican por qué. Además trae una animación que muestra la idea en movimiento.
Practicar Velocidad de reacción y los factores que la cambian →Los otros temas de la unidad 10
Cinética y equilibrio químico