- explicar y utilizar el término velocidad de reacción, frecuencia de colisiones, colisiones efectivas y colisiones no efectivas
- explicar cualitativamente, en términos de la frecuencia de colisiones efectivas, el efecto de los cambios en la concentración y la presión sobre la velocidad de una reacción
- utilizar datos experimentales para calcular la velocidad de una reacción
Cinética de las reacciones
A-Level Química · Tema 8
7:13
Cinética de reacción
El hierro dejado afuera tarda años en oxidarse. Enciendes un fósforo, y casi la misma química —el oxígeno atacando un combustible— termina en menos de un segundo. Lo mismo…
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8.1
Tasa de reacción
Syllabus
Fuente: Plan de estudios Cambridge International
La tasa de reacción 反应速率 es la velocidad con la que los reactivos se convierten en productos. Se mide como el cambio en la concentración (o cantidad) por cada unidad de tiempo.
Para que ocurra una reacción, las partículas deben chocar 碰撞. La frecuencia de colisiones 碰撞频率 es la frecuencia con la que las partículas impactan entre sí. Sin embargo, no toda colisión conduce a una reacción:
- una colisión efectiva 有效碰撞 tiene suficiente energía y la dirección correcta, por lo que ocurre una reacción.
- una colisión inefectiva 无效碰撞 no tiene suficiente energía, o las partículas chocan en un ángulo incorrecto, por lo que nada sucede.
Por lo tanto, la tasa depende de la frecuencia de colisiones efectivas — cuántas colisiones útiles ocurren por segundo.
Concentración y presión
Si aumenta la concentración de una solución (o la presión de un gas), las partículas están más juntas. Chocan con mayor frecuencia, por lo que hay más colisiones efectivas por segundo y la tasa aumenta.
Puede calcular una tasa a partir de datos experimentales — por ejemplo, el volumen de gas producido dividido por el tiempo transcurrido.
Ejemplo resuelto. Una reacción libera dióxido de carbono. En los primeros $30\ \text{s}$, se recogen $48\ \text{cm}^3$ de gas. Encuentre la tasa promedio de reacción durante este intervalo.
$$\text{average rate} = \frac{\text{volume of gas}}{\text{time}} = \frac{48}{30} = 1.6\ \text{cm}^3\,\text{s}^{-1}.$$
La tasa es más rápida al inicio (la gráfica es más empinada allí) porque los reactivos tienen mayor concentración, luego disminuye a medida que se consumen.
Explorar
Velocidad de reacción
[A] = [A]₀·bᵗ
La concentración del reactante disminuye con el tiempo a medida que se consume.
Vocabulario
Entrenar
| Inglés | Chino | Pinyin |
|---|---|---|
| rate of reaction/reɪt ɒv rɪˈækʃn/ | 反应速率 | fǎn yìng sù lǜ |
| collide/kəˈlaɪd/ | 碰撞 | pèng zhuàng |
| collision frequency/kəˈlɪʒn ˈfriːkwənsi/ | 碰撞频率 | pèng zhuàng pín lǜ |
| effective collision/ɪˈfektɪv kəˈlɪʒn/ | 有效碰撞 | yǒu xiào pèng zhuàng |
| non-effective collision/nɒn ɪˈfektɪv kəˈlɪʒn/ | 无效碰撞 | wú xiào pèng zhuàng |
| activation energy/ˌæktɪˈveɪʃn ˈenədʒi/ | 活化能 | huó huà néng |
8.2
Temperatura y energía de activación
Syllabus
- definir la energía de activación, $E_A$, como la energía mínima requerida para que una colisión sea efectiva
- esquematizar y utilizar la distribución de Boltzmann para explicar la importancia de la energía de activación
- explicar cualitativamente, en términos tanto de la distribución de Boltzmann como de la frecuencia de colisiones efectivas, el efecto del cambio de temperatura sobre la velocidad de una reacción
Fuente: Plan de estudios Cambridge International
La energía de activación 活化能 ((\langle\text{$E_A$}\rangle)) es la energía mínima que necesita una colisión para ser efectiva.
La distribución de Boltzmann 玻尔兹曼分布 es una gráfica que muestra cómo se distribuyen las energías de las moléculas a una temperatura dada. La curva comienza en el origen, asciende hasta un pico y luego desciende en una cola larga. El área total bajo la curva representa el número total de moléculas. Solo las moléculas a la derecha de (\langle\text{$E_A$}\rangle) tienen suficiente energía para reaccionar.
Cuando aumenta la temperatura:
- la curva se aplanan y se expanden hacia la derecha, por lo que una fracción mucho mayor de moléculas ahora tiene energía superior a (\langle\text{$E_A$}\rangle).
- las moléculas también se mueven más rápido y chocan con mayor frecuencia.
El primer efecto es el más grande. Por eso un pequeño aumento de temperatura produce un gran aumento en la tasa.
Explorar
Por qué el calor acelera las reacciones
Sube la temperatura: la curva se expande a la derecha, por lo que más moléculas tienen al menos la energía de activación y pueden reaccionar.
Vocabulario
Entrenar
| Inglés | Chino | Pinyin |
|---|---|---|
| Boltzmann distribution/ˈbɒltsmən ˌdɪstrɪˈbjuːʃn/ | 玻尔兹曼分布 | bō ěr zī màn fēn bù |
8.3
Catalizadores
Syllabus
- Explicar y utilizar los términos catalizador y catálisis: (a) explicar que, en presencia de un catalizador, una reacción sigue un mecanismo diferente, es decir, uno con menor energía de activación; (b) explicar este efecto catalítico en términos de la distribución de Boltzmann; (c) construir e interpretar un diagrama de ruta de reacción para una reacción en presencia y ausencia de un catalizador efectivo.
Fuente: Plan de estudios Cambridge International
Un catalizador 催化剂 acelera una reacción pero no se consume. Catalisis 催化作用 es el nombre de esta acción.
Un catalizador funciona proporcionando a la reacción un mecanismo de reacción 反应机理 diferente — una nueva ruta con una menor energía de activación. En la distribución de Boltzmann, reducir (\langle\text{$E_A$}\rangle) desplaza la línea hacia la izquierda, por lo que más moléculas ahora tienen suficiente energía. Esto significa más colisiones efectivas por segundo y una tasa más rápida.
En un diagrama de ruta de reacción 反应路径图, la ruta catalizada tiene una "colina" de energía más baja. El cambio de entalpía de la reacción, (\langle\text{$\Delta H$}\rangle), no es alterado por el catalizador.
Existen dos tipos:
- un catalizador homogéneo 均相催化剂 está en el mismo estado físico que los reactivos — por ejemplo, un catalizador ácido disuelto en una solución líquida.
- un catalizador heterogéneo 多相催化剂 está en un estado diferente al de los reactivos — por ejemplo, hierro sólido acelerando la reacción de gases en el proceso Haber.
Explorar
Catalizadores
un catalizador reduce Ea
Un catalizador reduce Ea, por lo que una mayor fracción de moléculas puede reaccionar —sin calentar.
Explorar
Cómo funciona un catalizador
Añade un catalizador y observa cómo baja la barrera de energía de activación — proporciona una ruta más fácil, sin cambiar ΔH.
Vocabulario
Entrenar
| Inglés | Chino | Pinyin |
|---|---|---|
| catalyst/ˈkætəlɪst/ | 催化剂 | cuī huà jì |
| catalysis/kæˈtæləsɪs/ | 催化作用 | cuī huà zuò yòng |
| reaction mechanism/rɪˈækʃn ˈmekənɪzəm/ | 反应机理 | fǎn yìng jī lǐ |
| reaction pathway diagram/rɪˈækʃn ˈpæθweɪ ˈdaɪəɡræm/ | 反应路径图 | fǎn yìng lù jìng tú |
| homogeneous catalyst/həˈməʊdʒnɪəs ˈkætəlɪst/ | 均相催化剂 | jūn xiāng cuī huà jì |
| heterogeneous catalyst/ˌhetrəˈdʒiːnɪəs ˈkætəlɪst/ | 多相催化剂 | duō xiāng cuī huà jì |
8.3
Consejos para el examen
- Explique los cambios en la tasa usando la teoría de colisiones — colisiones efectivas más frecuentes y/o con mayor energía.
- En una distribución de Boltzmann, marque (\langle\text{$E_A$}\rangle), sombree a su derecha y muestre cómo la curva se aplana y se desplaza a la derecha a mayor temperatura; comienza en el origen y nunca toca el eje.
- Un catalizador proporciona una ruta alternativa con menor (\langle\text{$E_A$}\rangle) y no cambia (\langle\text{$\Delta H$}\rangle).
- Explique por qué un pequeño aumento de temperatura produce un gran aumento en la tasa: una proporción mucho mayor de moléculas ahora supera (\langle\text{$E_A$}\rangle) (el efecto principal).
Lecciones interactivas sobre este tema
Trátalo paso a paso, con ejercicios de verificación instantánea.