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CINÉTICA QUÍMICACINÉTICA QUÍMICA

2º Bachillerato

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• Cuando se produce una reacción química, las concentraciones de cada reactivo y producto va variando con el tiempo, hasta que se produce el equilibrio químico, en el cual las concentraciones de todas las sustancias permanecen constantes.

• Es la derivada de la concentración de un reactivo o producto con respecto al tiempo tomada siempre como valor positivo.

• Es decir el cociente de la variación de la concentra-ción de algún reactivo o producto por unidad de tiempo cuando los intervalos de tiempo tienden a 0.

VELOCIDAD DE UNA REACCIVELOCIDAD DE UNA REACCIVELOCIDAD DE UNA REACCIVELOCIDAD DE UNA REACCIÓÓÓÓN QUN QUN QUN QUÍÍÍÍMICAMICAMICAMICA.VELOCIDAD DE UNA REACCIVELOCIDAD DE UNA REACCIVELOCIDAD DE UNA REACCIVELOCIDAD DE UNA REACCIÓÓÓÓN QUN QUN QUN QUÍÍÍÍMICAMICAMICAMICA.

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La velocidad de una reacción es una magnitud positiva que expresa el cambio de la concentración de un reactivo o un prod ucto con el tiempo

Algunas reacciones son casi instantáneas, como la explosión del TNT; otras son muy lentas, como la transformación de diamante en grafito

Ejemplo I2 (g) + H2 (g) ➔➔➔➔ 2 HI (g)

• La velocidad de la reacción puede expresarse en término del aumento de la concentración de producto ocurrida en un intervalo de tiempo ∆t :

• También puede expresarse como la disminución de la concentración de losreactivos ocurrida en un intervalo de tiempo ∆t :

[ ] [ ] [ ]t

HI

tt

HIHIv

12

tt 12

∆∆=

−−

=

[ ] [ ] [ ]t

I

tt

IIv 2

12

t2t212

∆∆−=

−−

−=

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Problema : En la reacción 2 CO2 ➙➙➙➙ 2 CO + O2 se han formado 0,3 moles de O2 en10 segundos. Calcula la velocidad de reacción en ese intervalo de tiempo, referida al reactivo y a los productos

Solución : De acuerdo con la estequiometría de la reacción, se formarán 0,6 moles de CO mientras que desaparecerán 0,6 moles de CO2

● Velocidad de desaparición de CO2 en el intervalo de 10 s:

● Velocidad de aparición de CO en el intervalo de 10 s:

● Velocidad de aparición de O2 en el intervalo de 10 s:

[ ] ( ) 112 smolL06,010

6,0

t

COv −−=−−=

∆∆−=

[ ] 11smolL06,010

6,0

t

COv −−==

∆∆=

[ ] 112 smolL03,010

3,0

t

Ov −−==

∆∆=

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Para la reacción I2 (g) + H2 (g) ➜➜➜➜ 2 HI (g)la velocidad instantánea de aparición de reactivo, en el momento t, será:

La pendiente de la recta tangente a la curva (es decir, la velocidad de reacción) disminuye con el tiempo, a medida que los reactivos se consumen.

La velocidad de una reacción en un instante dado ( velocidad instantánea ) es igual a la pendiente de la recta tangente a la curv a concentración-tiempo, relativa a reactivos o productos, en el punto corre spondiente a ese instante.

[ ] [ ] [ ]dt

HId

dtt

HIHIv tdtt =

+−= +

El cociente coincide con la pendiente de la recta tangente a la curva que representa [HI] frente al tiempo.

[ ]dt

HId

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Ejemplo de velocidad de reacción

• Br2 (ac) + HCOOH (ac) → 2 HBr (ac) + CO2 (g)

• Tiempo (s) [Br2] (mol/l) vel. media

0 0’01203’8 · 10–5

50 0’01013’4 · 10–5

100 0’00842’6 · 10–5

150 0’00712’4 · 10–5

200 0’0059

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Br2 (ac) + HCOOH (ac) → 2 HBr (ac) + CO2 (g)

• La velocidad puede expresarse como:

• d[Br2] d[HCOOH ] d[CO2] d[HBr]v = – ——— = – ————— = ——— = ———

dt dt dt 2 · dt

• Parece claro que la velocidad de aparición de HBr será el doble que la de aparición de CO2

por lo que en este caso la velocidad habrá que definirla como la mitad de la derivada de [HBr] con respecto al tiempo.

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Ejemplo:Ejemplo: Expresar la velocidad de la siguiente reacción química en función de la concentración

de cada una de las especies implicadas en la

reacción:

4 NH3 (g) + 3 O2 (g) → 2 N2 (g) + 6 H2O (g)

• d[NH3] d[O2] d[N2] d[H2O]v = – ——— = – ——— = ——— = ———

4 · dt 3 · dt 2 · dt 6 · dt

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ORDEN DE UNA REACCIORDEN DE UNA REACCIORDEN DE UNA REACCIORDEN DE UNA REACCIÓÓÓÓNNNN....

ORDEN DE UNA REACCIORDEN DE UNA REACCIORDEN DE UNA REACCIORDEN DE UNA REACCIÓÓÓÓNNNN....

Cuando todos los reactivos se hallan formando una misma fase física (reacciones homogéneas), la velocidad es proporcional a las concentraciones de los reactivos elevada cada una de ellas a una determinada potencia. Sea la reacción:

a A + b B ➙➙➙➙ productos

La velocidad de reacción se expresa como: v = K [ A]m [B]n

Esta ecuación se denomina ecuación de la velocidad o ley de la velocidad de la reacción y debe determinarse experimentalmente

K = constante de velocidad o velocidad específica

El valor del exponente al que está elevada la concen tración de un reactivo en la ecuación de velocidad se denomina orden de la reacción con respecto a dicho reactivo. La suma de todos los exponentes s e llama orden total o simplemente orden de la reacción

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• En la expresión: v = k · [A]n · [B]m se

denomina orden de reacción ...

• ...al valor suma de los exponentes “n + m”.

• Se llama orden de reacción parcial a cada

uno de los exponentes. Es decir, la reacción

anterior es de orden “n” con respecto a A y

de orden “m” con respecto a B.

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Problema : La ley de velocidad para la reacción A → B es de la forma v = K [A]2

¿Cuál es el orden de la reacción con respecto a A y el orden total?

Solución : La reacción es de orden 2 con respecto a AEl orden total también es 2, ya que en la reacción de velocidad sólo aparece la concentración de A

Problema : La velocidad de la reacción del proceso no espontáneo aA + bB →→→→ productos está dada por la expresión v = K [A] [B]¿Cuál es el orden total de la reacción?

Solución : La reacción es de primer orden respecto al reactivo ALa reacción es de primer orden respecto al reactivo BEl orden total de la reacción es 1 + 1 = 2

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Ejemplo: Determina los órdenes de reacción total

y parciales de las reacciones anteriores: H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (g) v = k · [H2] · [I2]H2 (g) + Br2 (g) → 2 HBr (g) v = k · [H2] · [Br2]1/2

H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (g) v = k · [H2] · [I2]– Reacción de segundo orden (1 + 1)

– De primer orden respecto al H2 y de primer orden

respecto al I2.

H2 (g) + Br2 (g) → 2 HBr (g) v = k · [H2] · [Br2] ½

– Reacción de orden 3/2 (1 + ½)

– De primer orden respecto al H2 y de orden ½

respecto al Br2.

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Determinación de la ecuación de velocidad

• Consiste en medir la velocidad inicial

manteniendo las concentraciones de todos

los reactivos constantes excepto la de uno y

ver cómo afecta la variación de éste al valor

de la velocidad.

• Si por ejemplo, al doblar la concentración

de un reactivo la velocidad se multiplica por

cuatro, podemos deducir que el orden

parcial respecto a ese reactivo es “2”.

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11,350,50,253

5,670,250,502

1 2,830,250,25

Determinación experimental de la ecuación de

velocidadEjemplo: Determinar el orden de reacción :

CH3-Cl (g) + H2O (g) → CH3-OH (g) + HCl (g) usando

los datos de la tabla.

Experiencia v (mol·l–1·s–1)[H2O] (mol/l)[CH3-Cl] (mol/l)

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v = k · [CH3-Cl ]n · [H2O]m

En las experiencias 1 y 2 vemos que no cambia [H2O] luego el cambio de “v” se debe al cambio de [CH3-Cl ]. Como al

doblar [CH3-Cl] se dobla la velocidad podemos deducir que el

orden de reacción respecto del CH3-Cl es “1”.

En las experiencias 1 y 3 vemos que no cambia [CH3-Cl] luego el cambio de “v” se debe al cambio de [H2O]. Como al doblar

[H2O] se cuadruplica la velocidad podemos deducir que el

orden de reacción respecto del H2O es “2”.

v = k · [CH3-Cl ] · [H2O]2

Y el orden total de la reacción es “3”. El valor de “k” se calcula

a partir de cualquier experiencia y resulta

181’4 mol–2l2s –1.

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También puede calcularse usando logaritmos:

log v = log k + n · log [CH3-Cl ] + m · log [H2O]Aplicamos dicha expresión a cada experimento:

(1) log 2,83 = log k + n · log 0,25 M + m · log 0,25 M

(2) log 5,67 = log k + n · log 0,50 M + m · log 0,25 M

(3) log 11,35 = log k + n · log 0,25 M + m · log 0,50 M

Si restamos dos ecuaciones en las que se mantenga constante

uno de los reactivos, podremos obtener el orden de reacción

parcial del otro. Así, al restar (1) – (2) eliminamos “k” y

[H2O] :log (2,83/5,67) = n · log (0,25/0,50)

Análogamente restando (1) – (3) eliminamos “k” y [CH3-Cl]log (2,83/11,35) = m · log (0,25/0,50)

log (2,83/5,67) log (2,83/11,35) n = —————— = 1 ; m = ——————— = 2

log (0,25/0,50) log (0,25/0,50)

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Ejercicio A: En la obtención del ácido nítrico, una de las etapas

principales es la oxidación del óxido nítrico a dióxido de nitrógeno: 2 NO(g)

+ O2(g) Á 2 NO2(g). Para esta reacción, se ha determinado experimentalmente

que su ecuación de velocidad es: v = k [NO]2 ·[O2] y que la constante de

velocidad, a 250 ºC, vale: k = 6,5 . 10 -3 mol-2L2s-1. Calcular la velocidad de

oxidación del NO, a dicha temperatura, cuando las concentraciones iniciales

(mol L-1) de los reactivos son: a)a) [NO] = 0,100 M ; [O2] = 0,210 M

b)b) [NO] = 0,200 M; [O2] = 0,420 M

Sustituyendo los datos resulta:

a)a) v = 6,5.10-3 M-2s-1. (0,100 M)2 . 0,210 M = 1,37·10-5 mol L-1s-1

b)b) v = 6,5. 10-3 M-2s-1. (0,200 M)2 . 0,420 M = 1,09·10-4 mol L-1s-1

Como puede comprobarse, en el caso b), en el que ambas concentraciones se

han duplicado, la velocidad es 8 veces mayor (22 .2).

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Ejercicio B: El oxido nítrico, NO, reacciona con hidrógeno formando óxido

nitroso, N2O: 2NO(g) + H2(g) → N2O (g) + H2O (g).

En una serie de experimentos se han obtenidos los siguientes

resultados:

Determinar la

ecuación de la

velocidad y calcular

el valor de la

constante de

velocidad.

Por la simple inspección de los datos se puede ver que, cuando se duplica [H2],

manteniendo constante [NO] (experimento 1ª y 2ª), la velocidad se hace también

doble, es decir, que “v” es proporcional a [H2]1. En cambio, cuando se mantiene

constante [H2] y se duplica [NO] (experimento 1ª y 3ª), la velocidad se

multiplica por 4 (=22), es decir, que la “v” es proporcional a [NO]2. Por tanto, la

ecuación de velocidad será:

Concentración inicial (mol L-1)

Experiencia

[NO] [H2]

Velocidad inicial

(mol L-1s-1)

1ª 0,064 0,022 2,6 . 10

-2

2ª 0,064 0,044 5,2 . 10-2

3ª 0,128 0,022 0,10

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2NO(g) + H2(g) → N2O (g) + H2O (g).

v = k [NO]v = k [NO]22 [H[H22]]Se trata, pues, de una reacción de primer orden respecto al H2, de segundo orden respecto al NO y de orden total igual a tres.

Para calcular el valor de k, basta despejar de la ecuación anterior y sustituir los datos de cualquiera de las experiencias. Por ejemplo, sustituyendo las datos de la primera experiencia, resulta:

v 2,6 .10-2 mol L-1s-1 k —————— = —————————————— =

[NO]2 [H2] (0,064 mol L-1)2 . (0,022 mol L-1)

k =k = 2,9 2,9 . . 101022 molmol--22LL22ss--1 1

Concentración inicial (mol L-1)

Experiencia

[NO] [H2]

Velocidad inicial

(mol L-1s-1)

1ª 0,064 0,022 2,6 . 10

-2

2ª 0,064 0,044 5,2 . 10

-2

3ª 0,128 0,022 0,10

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Molecularidad

• La reacción: H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (g) es una reacción elemental (que sucede en una

sola etapa) y para que suceda es necesario el choque de dos moléculas (una de H2 y otra

de I2). Se dice que es una reacción “bimolecular”

• Se llama molecularidad al número de moléculas de reactivos que colisionan

simultáneamente para formar el complejo activado en una reacción elemental.

• Se trata de un número entero y positivo.

• Así hablamos de reacciones unimoleculares, bimoleculares, trimoleculares, etc…

• Generalmente, en reacciones elementales, coincide con el orden de reacción.

• Sin embargo, existen casos en los que no coinciden, como las reacciones de hidrólisis en

los que interviene una molécula de agua ya que al ser [H2O] prácticamente constante la

velocidad es independiente de ésta.

• Es raro que una reacción intervengan más de tres moléculas pues es muy poco probable

que chocan entre sí simultáneamente con la energía y orientación adecuadas.

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MECANISMOS DE REACCIÓN

• En la reacción elemental: H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (g)

vista anteriormente, v = k · [H2] · [I2]• Sin embargo, la mayoría de las reacciones suceden en etapas.

• El conjunto de estas etapas se conoce como “mecanismo de la reacción”.

• Las sustancias que van apareciendo y que no son los productos finales se conocen

como “intermedios de reacción”.

• La velocidad de la reacción dependerá de las sustancias que reaccionen en la etapa

más lenta.

• La reacción

NO2 (g) + CO (g) → NO (g) + CO2 (g)

sucede en dos etapas:

• 1ª etapa (lenta): 2 NO2 → NO + NO3

• 2ª etapa (rápida): NO3 + CO → NO2 + CO2

• La reacción global es la suma de las dos.

• NO3 es un intermedio de reacción.

• En la etapa lenta intervienen dos moléculas de NO2,, luego v = k · [NO2]2

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FACTORES QUE AFECTAN A LA VELOCIDAD DE FACTORES QUE AFECTAN A LA VELOCIDAD DE FACTORES QUE AFECTAN A LA VELOCIDAD DE FACTORES QUE AFECTAN A LA VELOCIDAD DE UNA REACCIUNA REACCIUNA REACCIUNA REACCIÓÓÓÓNNNN .

FACTORES QUE AFECTAN A LA VELOCIDAD DE FACTORES QUE AFECTAN A LA VELOCIDAD DE FACTORES QUE AFECTAN A LA VELOCIDAD DE FACTORES QUE AFECTAN A LA VELOCIDAD DE UNA REACCIUNA REACCIUNA REACCIUNA REACCIÓÓÓÓNNNN .

VELOCIDAD DE REACCIÓN

Concentración de los reactivos

Temperatura del sistema

Presencia de catalizadores

Naturaleza de los reactivos

Facilidad de los reactivos para entrar en contacto

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Naturaleza de los reactivos:

La velocidad de reacción varía mucho según la naturaleza de los reactivos.Por ejemplo, un trozo de sodio pierde inmediatamente su brillo debido a su reacción con el oxígeno y el agua atmosféricos. El hierro también reacciona con el oxígeno y la humedad del aire, formando herrumbre, pero de forma más lenta

Oxidación del hierroOxidación del sodio

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Concentración de los reactivosLa velocidad de una reacción aumenta cuando crece la concentración de losreactivos. Al aumentar el número de moléculas confinadas será mayor la frecuencia con que éstas colisionan entre sí.

Por ejemplo, una astilla de madera arde con relativa rapidez en el aire (que contiene 20% de oxígeno) pero se inflama inmediatamente con oxígeno puro, que contiene mayor concentración de moléculas

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Facilidad de los reactivos para entrar en contacto

• Si las reacciones se llevan a cabo en fase gaseosa o en disolución líquida , las moléculas de los reactivos colisionan con mucha facilidad.

• Cuando un de los reactivos es sólido , y se reduce el tamaño de las partículas,reduciéndolo a un polvo fino, aumenta el área de contacto con los otros reactivos, lo que se traduce en un aumento de la velocidad de la reacción

Por ejemplo, al dividir un cubo de 1 cm de arista en 106 cubos de 0,01 cm de arista, el área se multiplica por 100

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Temperatura del sistema

La velocidad de casi todas las reacciones aumenta al elevar la temperatura. Un aumento de 10 ºC hace que se duplique la velocidad de la reacción.

Cuanto más alta sea la temperatura, mayor será la energía cinéticas de las moléculas, lo que supone un aumento del número de colisiones molecularesy por consiguiente, un aumento de la velocidad de la reacción.

● La temperatura de los insectos sigue las oscilaciones del ambiente. Por ello, la actividad de una abeja es inferior en invierno, porque las reacciones bioquímicas de suorganismo son más lentas.

● El carbón y la gasolina no arden a temperatura ambiente, pero cuandose calientan se produce una rápidacombustión.

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Al final de la reacción, los catalizadores aparecen íntegros , aunque a veces,en distinto estado de agregación.

Por ejemplo, la reacción entre H2 y O2 ocurre a velocidad despreciable a temperatura ambiente, pero en presencia de platino finamente dividido la reacción es bastante rápida.

La naturaleza del catalizador puede determinar los productos de la reacción .

Presencia de un catalizador

)g(OH)g(CH)g(H3)g(CO 24

Ni

2 +→+

Si se utiliza óxido de cinc, se forma metanol

)g(OHCH)g(H2)g(CO 3

ZnO

2 →+

Ejemplo: cuando se utiliza níquel como catalizador, la reacción entre el CO y el H2 produce metano

Los catalizadores son sustancias que, añadidas a los reactivos, aumentan la velocidad de la reacción.

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LA TEORLA TEORLA TEORLA TEORÍÍÍÍA DE COLISIONES.A DE COLISIONES.A DE COLISIONES.A DE COLISIONES.LA TEORLA TEORLA TEORLA TEORÍÍÍÍA DE COLISIONES.A DE COLISIONES.A DE COLISIONES.A DE COLISIONES.

No toda colisión entre las moléculas reaccionantes da lugar a la formación de productos.Si fuera así, las reacciones en fase líquida o gaseosa serían todas rapidísimas, casi instantáneas, ya que en tales medios el número de colisiones por segundo es extraordinariamente grande

• Deben tener una orientación adecuada

• Deben poseer energía suficiente

Para que una reacción pueda tener lugar, las moléculas de las sustancias reaccionantes deben chocar entre sí. Cualquier factor que aumente la frecuencia con que ocurren tales colisiones deberá aumentar la velocidad de reacción.Por tanto, es de esperar que se cumpla el siguiente postulado:

La velocidad de una reacción es proporcional al núm ero de colisionesproducidas por unidad de tiempo, entre las molécula s de los reactivos.

(teoría de colisiones)

Para que un choque resulte efectivo y dé lugar a una reacción se requiere que lasmoléculas implicadas cumplan las siguientes condiciones:

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Efecto de la orientaciEfecto de la orientaciEfecto de la orientaciEfecto de la orientacióóóón o efecto n o efecto n o efecto n o efecto estestestestééééricoricoricorico....

Efecto de la orientaciEfecto de la orientaciEfecto de la orientaciEfecto de la orientacióóóón o efecto n o efecto n o efecto n o efecto estestestestééééricoricoricorico....

Por ejemplo, un átomo de cloro tras chocar con una molécula de ClNO2 da lugar a una molécula de NO2 y otra de Cl2 sólo si la orientación relativa es adecuada

Durante una colisión es muy importante la orientación molecular para la formación de productos: es necesario que las moléculas de los reactivos choquen con una orientación determinada

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• El número de moléculas de productos es proporcional al número de choques entre las

moléculas de los reactivos.

• De éstos, no todos son efectivos

– Bien porque no tienen la energía necesaria para constituir el “complejo activado”.

– Bien porque no tienen la orientación adecuada.

• La energía de activación es la necesaria para formar el “complejo activado”, a partir del

cual la reacción transcurre de forma natural.

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ENERGENERGENERGENERGÍÍÍÍA DE ACTIVACIA DE ACTIVACIA DE ACTIVACIA DE ACTIVACIÓÓÓÓN N N N ENERGENERGENERGENERGÍÍÍÍA DE ACTIVACIA DE ACTIVACIA DE ACTIVACIA DE ACTIVACIÓÓÓÓN N N N

Cuando tiene lugar una reacción química, inicialmente crece la energía, al producirse la ruptura de los enlaces de los reactivos, hasta que se alcanza un máximo.

El estado intermedio del sistema, al que corresponde la energía máxima, se denomina estado de transición o complejo activado . La energía necesaria para pasar desde los reactivos al estado de transición se llama energía de activación E a

Los reactivos deben superar la barrera de energía deactivación para poder convertirse e productos, incluso si la reacciónfuese exotérmica

El pico de la barrera corresponde al complejo activado , una especietransitoria de vida muy corta que acaba dando lugar a los productos

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Perfil de una reacción

reactivos

reactivos

productos

productos

Energía de activación

Entalpía de reacción (∆H)

Entalpía

Complejo activado Complejo activado

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Normalmente, la energía cinética de las moléculas reaccionantes suministra la energía de activación . Sólo los choques entre moléculas de energía cinética igual o superior a la energía de activación Ea son eficaces

La velocidad de una reacción aumenta al diminuir su Ea

La constante de velocidad K , está relacionada con la Ea mediante la ecuación de Arrhenius

RTEa

AeK−

=La constante de proporcionalidad A, es una característica de la reacción; R es la constante de los gases ideales y T es la temperatura absoluta

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Problema:La figura siguiente muestra el diagrama de energía potencial para el sistemareaccionante:

A + B →→→→ C + DA) ¿Cuánto vale la energía de activación para esta reacción?B) ¿Se tata de una reacción endotérmicao exotérmica?

Solución: A) La energía de activación es la diferencia entre la energía del estado de transición (máximo de la barrera) y la energía de los reactivos:

Ea = 100 (kJ/mol) - 20 (kJ/mol) = 80 kJ/mol

B) Los productos tienen más energía que los reactivos, por lo que en el transcurso de la reacción se absorbe energía � la reacción es endotérmica

∆∆∆∆H = ΣΣΣΣHproductos - ΣΣΣΣHreactivos = 80 (kJ/mol) - 20 (kJ/mol) = 60 kJ/mol

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Problema:

La energía de activación de la reacción A + B →→→→ Productos es de 108 kJ/mol.Sabiendo que la constante de velocidad de dicha reacción vale k = 6,2 •10-5 s -1 a 35 ºC, calcula cuánto valdrá dicha constante cuando la temperatura sea de 50 ºC Dato: R = 8,31 J/mol K

Solución:

De acuerdo con la ecuación de Arrhenius:RT/EaAeK

−=Despejando A y sustituyendo los valores dados tenemos:

== RT/EaKeA =⋅⋅ ⋅⋅

−− −−

−

)K(308)KmolJ(31,8

)molJ(10108

1511

13

e)s(102,6

== − RT/EaAeK

114s1031,1 −⋅El valor de A es constante y no depende de la temperatura. Por tanto, a 50 ºC, la constante de velocidad, k, valdrá:

=⋅⋅ ⋅⋅−

− −−

−

)K(323)KmolJ(31,8

)molJ(10108

11411

13

e)s(1031,1 14s1039,4 −−⋅

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Catálisis.Catálisis.

Se reserva el término catalizador a las sustancias que aceleran la velocidad de reacción;si la sustancia disminuye la velocidad de reacción se denomina inhibidor o catalizadornegativo . La acción del catalizador se llama catálisis

• El catalizador no aparece en la ecuación neta de la reacción , ya que seregenera en el transcurso de la misma

• Los catalizadores aumentan la velocidad de reacción debido a que disminuyen la energía de activación. El catalizador cambia el mecanismo de la reacción: proporciona un camino de reacción alternativo, cuya Ea sea menor

• Los valores de ∆Hr, ∆Sr y ∆Gr no se ven afectados por la presencia del catalizador

• La presencia del catalizadorno afecta en nada al calor de reacción ni a la espontaneidad del proceso

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Catalizadores

• Intervienen en alguna etapa de la reacción pero no se

modifican pues se recuperan al final y no aparece en

la ecuación global ajustada.

• Modifican el mecanismo y por tanto Ea.

• No modifican las constantes de los equilibrios.

• Pueden ser:

– Positivos: hacen que “v” ↑ pues consiguen que Ea↓. – Negativos: hacen que “v” ↓ pues consiguen que Ea↑.

• Los catalizadores también pueden clasificarse en:

– Homogéneos: en la misma fase que los reactivos.

– Heterogéneos: se encuentra en distinta fase.

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TIPOS DE CATTIPOS DE CATTIPOS DE CATTIPOS DE CATÁÁÁÁLISIS LISIS LISIS LISIS TIPOS DE CATTIPOS DE CATTIPOS DE CATTIPOS DE CATÁÁÁÁLISIS LISIS LISIS LISIS

Catálisis homogénea : el catalizador se encuentra en la misma fase que los reactivos.

Catálisis heterogénea : el catalizador se encuentra en una fase diferente de la de los reactivos. Su mecanismo se basa en la adsorción de las moléculas reaccionantes (gases) en la superficie del catalizador (sólido), sobre la que ocurre la reacción.

Ejemplo : fabricación de H2SO4 por el método de las cámaras de plomo:2 SO2 (g) + O2 (g) → 2SO3 (g) se cataliza con una mezcla gaseosa deNO2 + NO

Ejemplo : O2 + 2H2 →→→→ 2 H2O sobre platino

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El reactivo o sustrato encaja perfectamente en un punto específico de la superficie de la enzima, manteniéndose en esta posición por fuerzas intermoleculares

Después de esta adsorción , la configuración de la enzima puede variar, debilitándose el enlace clave del sustrato y aumentando la velocidad de reacción

Catálisis enzimática : las sustancias que catalizan las reacciones bioquímicas se llaman enzimas (proteinas de elevada masa molecular)

Ejemplo : las reacciones que tienen lugar en el cuerpo humano pueden realizarsea la temperatura del organismo (37ºC) gracias a la acción de las enzimas