Química Tema 4: Introducción a la Cinética Química

Tema 3: Cinética química (1ª parte)

Este tema es esencial para entender cómo funcionan las reacciones químicas en el mundo real. La cinética química te permitirá explicar desde por qué necesitamos catalizadores en la industria hasta cómo funciona la medicación en tu cuerpo.

No es solo teoría aburrida: dominar estos conceptos te dará las herramientas para resolver problemas complejos que aparecen frecuentemente en Selectividad. Además, es la base perfecta para entender química orgánica e industrial más adelante.

💡 Dato curioso: La velocidad de reacción puede cambiar millones de veces solo variando la temperatura unos grados.

Velocidad de reacción

Imagínate que puedes ver las moléculas transformándose en tiempo real. La velocidad de reacción es exactamente eso: mide qué tan rápido desaparecen los reactivos o aparecen los productos.

La cinética química estudia tres cosas súper importantes: la velocidad de las reacciones, qué factores la influyen y cómo ocurren realmente estas transformaciones. Es como ser detective de las moléculas.

Fíjate en la gráfica: las moléculas de A van disminuyendo mientras las de B van apareciendo. La velocidad nos dice cuántas moléculas se transforman cada segundo, y esto cambia constantemente durante la reacción.

💡 Recuerda: La velocidad no es constante durante toda la reacción, por eso necesitamos diferentes formas de medirla.

Cálculo de la velocidad de reacción

Para cualquier reacción (aA + bB → cC + dD), tenemos fórmulas específicas que debes memorizar para el examen. La velocidad media usa las concentraciones que cambian en un intervalo de tiempo determinado.

Las fórmulas parecen complicadas, pero tienen lógica: dividimos entre los coeficientes estequiométricos para que todas las velocidades sean iguales. El signo negativo para reactivos hace que la velocidad sea siempre positiva.

La velocidad instantánea es más precisa porque usa derivadas. Representa la velocidad en un momento exacto, no en un intervalo. Las unidades siempre son mol·L⁻¹·s⁻¹.

💡 Tip de examen: Memoriza que siempre dividimos por el coeficiente estequiométrico y usamos signo negativo para reactivos.

Ejercicios de velocidad

Estos ejercicios son típicos de Selectividad, así que practícalos hasta dominarlos completamente. Para escribir ecuaciones diferenciales, simplemente aplica las fórmulas de velocidad instantánea.

En el ejercicio 2, usa la fórmula de velocidad media: calcula el cambio de concentración dividido por el tiempo transcurrido. Recuerda el signo negativo porque es un reactivo que desaparece.

Las afirmaciones del ejercicio 3 son trampas clásicas de examen. Los reactivos NO desaparecen a la misma velocidad (depende de los coeficientes), pero el valor de la velocidad de reacción SÍ es independiente del reactivo usado.

💡 Estrategia: En estos ejercicios, identifica primero si te piden velocidad media o instantánea, luego aplica la fórmula correcta.

Ecuación de velocidad

Aquí viene lo realmente interesante: la ecuación cinética relaciona la velocidad con las concentraciones de los reactivos. Esta ecuación $v = k[A]ᵅ[B]ᵝ$ es fundamental para predecir comportamientos.

Los órdenes de reacción (α y β) NO coinciden necesariamente con los coeficientes estequiométricos. Se determinan experimentalmente y pueden ser números enteros, fraccionarios o incluso cero.

La constante de velocidad k solo depende de la temperatura, no de las concentraciones. Sus unidades cambian según el orden global de la reacción, así que siempre verifica las unidades en tus cálculos.

💡 Clave del éxito: Los órdenes de reacción se determinan SOLO experimentalmente, nunca asumas que coinciden con los coeficientes.

Ejercicios de orden de reacción

Estos ejercicios consolidan todo lo aprendido sobre ecuaciones cinéticas. En el ejercicio 4, los órdenes están dados directamente: orden 2 respecto a NO, orden 2 respecto a H₂, orden total = 4.

Para el ejercicio 5, aplica la metodología de comparación: compara experimentos 1 y 2 (cambia [O₂]), luego experimentos 2 y 3 (cambia [NO]). Calcula los ratios de velocidades para determinar los órdenes.

Recuerda que las unidades de k dependen del orden global: para orden n, las unidades son (mol·L⁻¹)¹⁻ⁿ·s⁻¹. Siempre verifica que tus unidades sean consistentes.

💡 Tip profesional: Si duplicar una concentración duplica la velocidad → orden 1; si la cuadruplica → orden 2; si no cambia → orden 0.

Más ejercicios prácticos

El ejercicio 6 te da los órdenes y debes completar la tabla. Usa la ecuación v = k[A]¹[B]² y encuentra k con el primer experimento, luego aplica esa k para encontrar las concentraciones faltantes.

En el ejercicio 7, el patrón es claro: duplicar [A] duplica v (orden 1), duplicar [B] cuadruplica v (orden 2). La ecuación será v = k[A][B]².

Para saber qué reactivo se consume más rápido, compara sus velocidades de consumo usando los coeficientes estequiométricos. El que tenga mayor velocidad de desaparición se consume más rápido.

💡 Estrategia de examen: Siempre establece primero la ecuación cinética, luego calcula k, y finalmente resuelve lo que te piden.

Teoría de colisiones

¿Por qué no todas las moléculas que chocan reaccionan? La teoría de colisiones explica que necesitas dos condiciones: energía suficiente y orientación correcta. Es como intentar encajar piezas de puzzle a oscuras.

Las moléculas activadas son aquellas que tienen la energía de activación mínima necesaria para reaccionar. Sin esta energía, el choque es inútil, como golpear una nuez sin la fuerza suficiente para romperla.

La orientación también importa muchísimo. Imagínate intentar que dos moléculas complejas encajen perfectamente: solo ciertas orientaciones permiten que se rompan y formen los enlaces correctos.

💡 Analogía útil: Es como jugar al billar molecular, necesitas la fuerza correcta Y apuntar al ángulo perfecto.

Teoría del estado de transición

Esta teoría va más allá y explica qué pasa exactamente durante la reacción. Se forma un complejo activado súper inestable, como un equilibrista en la cuerda floja que debe decidir hacia qué lado caer.

El estado de transición es el punto de máxima energía en el camino de reactivos a productos. Es tan inestable que dura apenas fracciones de segundo, pero determina si la reacción ocurre o no.

Los diagramas de energía muestran todo el proceso: la energía de activación es la barrera que deben superar los reactivos. En reacciones exotérmicas, los productos tienen menor energía que los reactivos.

💡 Visualízalo: El complejo activado es como la cima de una montaña, los reactivos deben subir hasta arriba para poder "rodar" hacia los productos.