En esta lección
- Video de la lección (próximamente)
- Apuntes de la lección
- Ejemplos resueltos
- Ideas clave
- Alineación con AP
Llévatelo
- Diapositivas de la lección (en inglés) (PDF)
- Hoja de práctica (próximamente)
- Simulador de cinética y teoría de colisiones (en inglés) (actividad)
Pregunta esencial
¿Qué controla qué tan rápido ocurre una reacción?
Algunas reacciones, como una explosión, terminan en una fracción de segundo. Otras, como la oxidación del hierro, tardan años. En este tema aprenderás cómo miden los químicos la velocidad de una reacción y qué factores la aceleran o la frenan.
El video de la lección llegará pronto. Mientras tanto, lee la lección de abajo.
La velocidad de reacción
- La cinética es el estudio de las velocidades de reacción.
- La velocidad de reacción indica qué tan rápido los reactivos se convierten en productos.
- La velocidad es un cambio de concentración dividido entre un cambio de tiempo.
velocidad = Δ[P] / Δt = −Δ[R] / Δt
Δ (delta) significa “cambio en”, que siempre es final menos inicial. Los corchetes significan concentración en molaridad, P es un producto y R es un reactivo. La concentración de un reactivo baja, así que Δ[R] es negativo. El signo menos al frente mantiene la velocidad positiva. Las unidades son M/s, que es lo mismo que mol/(L·s).
Reactivos abajo, productos arriba
- La concentración del reactivo empieza alta y baja conforme se gasta.
- La concentración del producto empieza en cero y va aumentando.
- Una curva más inclinada significa una velocidad mayor.
Las dos curvas son más inclinadas justo al principio, cuando hay más partículas de reactivo. Conforme los reactivos se gastan, las curvas se aplanan y la reacción se hace más lenta.
Velocidad promedio frente a velocidad instantánea
- Velocidad promedio: la velocidad durante un intervalo de tiempo. Es la pendiente de una recta que une dos puntos de la curva.
- Velocidad instantánea: la velocidad en un momento exacto. Es la pendiente de una recta tangente que toca la curva en un solo punto.
La pendiente de la gráfica de un reactivo es negativa. Las velocidades se reportan como números positivos, así que para un reactivo, velocidad = −pendiente.
Velocidades y estequiometría
- Las distintas sustancias de una misma reacción cambian de concentración a velocidades distintas.
- Los coeficientes de la ecuación balanceada te dicen cómo se comparan esas velocidades.
- Divide la velocidad de cada sustancia entre su coeficiente para obtener una sola velocidad para toda la reacción.
![2N2O5 a 4NO2 + O2. Tres expresiones iguales: menos un medio de delta [N2O5] sobre delta t es igual a un cuarto de delta [NO2] sobre delta t, que es igual a delta [O2] sobre delta t.](https://i0.wp.com/zornscience.org/wp-content/uploads/2026/10/5-1-reaction-rates-05.png?resize=1200%2C314&ssl=1)
Por cada 2 mol de N2O5 que se gastan, se forman 4 mol de NO2 y 1 mol de O2. Entonces el NO2 se forma el doble de rápido de lo que se gasta el N2O5. Los reactivos llevan signo negativo, y cuando cada velocidad se divide entre su coeficiente, las tres expresiones son iguales.
Factores que afectan la velocidad
Las partículas tienen que chocar para reaccionar, así que casi todos los factores se reducen a las colisiones.
- Concentración: más partículas en el mismo espacio significan más colisiones por segundo.
- Temperatura: las partículas más rápidas chocan más seguido y con más fuerza (es el efecto mayor, como verás en el Tema 5.5).
- Área superficial: en un sólido, solo las partículas de la superficie pueden recibir los choques, así que los trozos más pequeños reaccionan más rápido.
- Catalizador: ofrece un camino más fácil con una barrera de energía más baja (Tema 5.11).
Ejemplos resueltos
Primero intenta resolver cada problema por tu cuenta y luego abre la solución para revisar tu trabajo.
Ejemplo 1: Velocidad promedio
La concentración de H2O2 baja de 0.800 M a 0.500 M en 120 s. ¿Cuál es la velocidad promedio a la que se gasta el H2O2?
Mostrar la solución
- Escribe la expresión de la velocidad: el H2O2 es un reactivo, así que velocidad = −Δ[H2O2] / Δt.
- Calcula el cambio de concentración: Δ[H2O2] = 0.500 M − 0.800 M = −0.300 M (negativo porque bajó).
- Calcula el cambio de tiempo: Δt = 120 s − 0 s = 120 s.
- Sustituye: velocidad = −(−0.300 M) / 120 s. Un negativo por un negativo da un positivo.
- Resuelve: 0.300 ÷ 120 = 0.00250, así que velocidad = 2.50 × 10−3 M/s.
Ejemplo 2: Comparación de velocidades
En N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g), el NH3 se forma a 0.240 M/s. ¿Qué tan rápido se gasta el H2?
Mostrar la solución
- Encuentra la razón molar: por los coeficientes, 3 H2 : 2 NH3.
- Plantea la conversión: velocidad(H2) = 0.240 M/s NH3 × (3 H2 / 2 NH3), así que el NH3 se cancela.
- Resuelve: 0.240 × 3 ÷ 2 = 0.360, así que el H2 se gasta a 0.360 M/s.
- Revisa: el H2 tiene el coeficiente mayor, así que debería cambiar más rápido. 0.360 > 0.240, así que la respuesta tiene sentido.
Ejemplo 3: Explicación de un cambio de velocidad
Masas iguales de zinc reaccionan con la misma solución de HCl. El zinc en polvo reacciona mucho más rápido que un solo trozo de zinc. Explica por qué.
Mostrar la solución
- Piensa dónde ocurre la reacción: las partículas del ácido solo pueden chocar con los átomos de zinc de la superficie. Los átomos enterrados dentro del trozo todavía no se alcanzan.
- Compara el área superficial: al partir la misma masa en granos diminutos, quedan expuestos muchos más átomos de zinc, así que el polvo tiene un área superficial mucho mayor.
- Conéctalo con las colisiones: más átomos de Zn expuestos significan más colisiones con H+ por segundo, y eso significa una velocidad mayor.
- Escribe la respuesta completa: El polvo tiene un área superficial mayor, así que hay más átomos de Zn expuestos al HCl. Esto causa más colisiones por segundo, así que la velocidad es mayor.
Práctica
La hoja de práctica llegará pronto.
Practica con el simulador de cinética y teoría de colisiones (en inglés)
Observa cómo chocan las partículas, cambia la temperatura, la concentración y la energía de activación, agrega un catalizador y descubre por qué solo algunas colisiones producen una reacción.
Diapositivas de la lección
Ideas clave
- Velocidad de reacción = cambio de concentración ÷ cambio de tiempo, en M/s.
- En una gráfica de concentración contra tiempo, una curva más inclinada significa una velocidad mayor.
- Los coeficientes de la ecuación balanceada te dicen cómo se comparan las velocidades de las distintas sustancias.
- La concentración, la temperatura, el área superficial y los catalizadores cambian la velocidad.
De vuelta a la pregunta esencial: la velocidad depende de qué tan seguido chocan las partículas y qué tan fuerte lo hacen. Más colisiones (y más fuertes) significan una reacción más rápida. A continuación, el Tema 5.2 Introducción a la ley de velocidad, donde escribirás leyes de velocidad que muestran con exactitud cómo la concentración afecta la velocidad.
Alineación con AP
Esta lección cubre el Tema 5.1, Velocidades de reacción, de la Unidad 5 (Cinética) de la Descripción del curso y del examen (CED, por sus siglas en inglés) de AP Chemistry del College Board. Objetivo de aprendizaje:
- 5.1.A: Explicar la relación entre la velocidad de una reacción química y los parámetros experimentales.
Conocimiento esencial: 5.1.A.1, 5.1.A.2, 5.1.A.3
Habilidad sugerida: 6.E Argumentación. Proporcionar un razonamiento para justificar una afirmación mediante conexiones entre las escalas o niveles de partículas y macroscópico.