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La termoquímica dice si una reacción puede ocurrir; la cinética dice lo rápido que ocurre. El hierro se oxida en años, la dinamita en microsegundos, y la comida dura más en la nevera porque el frío ralentiza las reacciones que la estropean. La velocidad depende de las concentraciones, de la temperatura y de la presencia de catalizadores, y su estudio es esencial en la industria química, la farmacología y la bioquímica.

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Lo que vas a aprender

  • Cómo se define y se mide la velocidad de una reacción.
  • La ley de velocidad, el orden y la constante de velocidad.
  • Las ecuaciones integradas y la vida media de reacciones de orden 0, 1 y 2.
  • La teoría de colisiones y la energía de activación.
  • La ecuación de Arrhenius y el efecto de la temperatura.
  • Cómo actúa un catalizador y qué es un mecanismo de reacción.

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Fundamentos teóricos

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Velocidad de reacción

Para a A+b B→c C+d Da\,A + b\,B \rightarrow c\,C + d\,D: v=−1ad[A]dt=−1bd[B]dt=1cd[C]dt=1dd[D]dtv = -\frac{1}{a}\frac{d[A]}{dt} = -\frac{1}{b}\frac{d[B]}{dt} = \frac{1}{c}\frac{d[C]}{dt} = \frac{1}{d}\frac{d[D]}{dt} Se mide en mol/(L·s). Los reactivos llevan signo menos porque desaparecen, y se divide por los coeficientes para que la velocidad sea la misma se mire la sustancia que se mire.

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Ley de velocidad

v=k [A]m [B]nv = k\,[A]^m\,[B]^n
  • kk es la constante de velocidad: depende de la temperatura, no de las concentraciones.
  • mm y nn son los órdenes parciales, y m+nm + n el orden total.
  • Los órdenes se determinan experimentalmente: en general no coinciden con los coeficientes de la ecuación.
Las unidades de kk dependen del orden: s⁻¹ para orden 1, L/(mol·s) para orden 2.

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Ecuaciones integradas

En orden 1, la vida media no depende de la concentración: cada t1/2t_{1/2} queda la mitad. Es el caso de la desintegración radiactiva y de la eliminación de muchos fármacos. Es la misma exponencial que la descarga de un condensador.

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Teoría de colisiones

Para reaccionar, las moléculas tienen que chocar, con la orientación adecuada y con energía suficiente para superar la energía de activación EaE_a: la barrera entre reactivos y productos. Por eso la velocidad aumenta con:
  • La concentración (más choques).
  • La temperatura (choques más energéticos: más moléculas superan EaE_a).
  • La superficie de contacto en sólidos (más zonas expuestas).
  • Los catalizadores (bajan EaE_a).

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Ecuación de Arrhenius

k=A e−Ea/RTk = A\,e^{-E_a/RT} AA es el factor de frecuencia, R=8,314R = 8{,}314 J/(mol·K) y TT en kelvin. Con dos temperaturas: ln⁡k2k1=EaR(1T1−1T2)\ln\frac{k_2}{k_1} = \frac{E_a}{R}\left(\frac{1}{T_1} - \frac{1}{T_2}\right) Regla práctica: para muchas reacciones, subir 10 °C la temperatura duplica o triplica la velocidad.

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Catalizadores

Un catalizador ofrece un camino alternativo con menor energía de activación. Acelera la reacción sin consumirse y no cambia ni ΔH\Delta H ni la posición del equilibrio: acelera por igual la reacción directa y la inversa.
  • Homogéneos: en la misma fase que los reactivos.
  • Heterogéneos: sólidos con gases o líquidos, como el platino del catalizador de los coches.
  • Enzimas: catalizadores biológicos, muy específicos y eficaces.

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Mecanismos

Muchas reacciones ocurren en varias etapas elementales. La más lenta, la etapa limitante, fija la velocidad global. En una etapa elemental (y solo en ella), los órdenes sí coinciden con los coeficientes.

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Ejemplos resueltos

Ejemplo 1 · Orden con el método de las velocidades iniciales

Para A+B→CA + B \rightarrow C:Al duplicar [A][A], vv se duplica: orden 1 en A. Al duplicar [B][B], vv se cuadruplica: orden 2 en B.v=k[A][B]2v = k[A][B]^2, con k=2⋅10−30,1⋅0,01=2k = \frac{2\cdot10^{-3}}{0{,}1\cdot0{,}01} = 2 L²/(mol²·s). Orden total 3.
Un fármaco se elimina con cinética de orden 1 y t1/2=6t_{1/2} = 6 h. ¿Qué fracción queda a las 24 h?24 h son 4 vidas medias: (12)4=116=6,25 %\left(\frac12\right)^4 = \frac{1}{16} = 6{,}25\,\%. k=ln⁡26=0,116k = \frac{\ln 2}{6} = 0{,}116 h⁻¹.
El ¹⁴C tiene t1/2=5730t_{1/2} = 5730 años. Un hueso conserva el 25 % del ¹⁴C inicial: han pasado 2 vidas medias, unos 11 460 años.Si conserva el 40 %: t=ln⁡(1/0,4)ln⁡2⋅5730=7575t = \frac{\ln(1/0{,}4)}{\ln 2}\cdot5730 = 7575 años.
Una reacción va el doble de rápido a 35 °C que a 25 °C. ¿Su EaE_a?ln⁡2=Ea8,314(1298−1308)⇒Ea=0,693⋅8,3141,09⋅10−4=52,9\ln 2 = \frac{E_a}{8{,}314}\left(\frac{1}{298} - \frac{1}{308}\right) \Rightarrow E_a = \frac{0{,}693\cdot8{,}314}{1{,}09\cdot10^{-4}} = 52{,}9 kJ/mol.
Un catalizador baja EaE_a de 75 a 50 kJ/mol a 25 °C. Si AA no cambia:kcatk=e(75 000−50 000)/(8,314⋅298)=e10,09≈24 000\frac{k_{\text{cat}}}{k} = e^{(75\,000 - 50\,000)/(8{,}314\cdot298)} = e^{10{,}09} \approx 24\,000 veces más rápida.

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Errores frecuentes

  • Sacar los órdenes de los coeficientes de la ecuación global. Se determinan con experimentos.
  • Usar grados Celsius en Arrhenius. La temperatura va en kelvin.
  • Pensar que un catalizador desplaza el equilibrio o cambia el ΔH\Delta H. Solo acelera.
  • Olvidar el signo y el coeficiente en la definición de velocidad.
  • Aplicar t1/2=ln⁡2/kt_{1/2} = \ln 2/k a reacciones que no son de orden 1.

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Preguntas frecuentes

Porque a 4 °C las reacciones de descomposición y el crecimiento de bacterias son varias veces más lentos que a 25 °C. Con la regla de “el doble cada 10 °C”, bajar 20 °C ralentiza unas 4 veces.
Una superficie de platino, paladio y rodio convierte el CO, los hidrocarburos sin quemar y los óxidos de nitrógeno en CO₂, H₂O y N₂, reacciones que sin catalizador serían demasiado lentas a la temperatura del escape.

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Temas relacionados

Termoquímica

Si una reacción puede ocurrir.

Teoría cinética de los gases

Velocidades y choques de las moléculas.

Ecuaciones diferenciales

De dónde salen las ecuaciones integradas.
Última modificación el 12 de octubre de 2026