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Química 2ed

12.1 Tasas de reacciones químicas

Química 2ed12.1 Tasas de reacciones químicas

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Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. 2.5 La tabla periódica
    7. 2.6 Compuestos iónicos y moleculares
    8. 2.7 Nomenclatura química
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  4. 3 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 3.1 La fórmula de masa y el concepto de mol
    3. 3.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 3.3 Molaridad
    5. 3.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  5. 4 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 4.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 4.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 4.3 Estequiometría de la reacción
    5. 4.4 Rendimiento de la reacción
    6. 4.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  6. 5 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 5.1 Conceptos básicos de energía
    3. 5.2 Calorimetría
    4. 5.3 Entalpía
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  7. 6 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 6.1 Energía electromagnética
    3. 6.2 El modelo de Bohr
    4. 6.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 6.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 6.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  8. 7 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 7.1 Enlace iónico
    3. 7.2 Enlace covalente
    4. 7.3 Símbolos y estructuras de Lewis
    5. 7.4 Cargas formales y resonancia
    6. 7.5 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    7. 7.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  9. 8 Teorías avanzadas del enlace covalente
    1. Introducción
    2. 8.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 8.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 8.3 Enlaces múltiples
    5. 8.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  10. 9 Gases
    1. Introducción
    2. 9.1 Presión del gas
    3. 9.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 9.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 9.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 9.5 La teoría cinético-molecular
    7. 9.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Cinética
    1. Introducción
    2. 12.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 12.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 12.3 Leyes de velocidad
    5. 12.4 Leyes de tasas integradas
    6. 12.5 Teoría de colisiones
    7. 12.6 Mecanismos de reacción
    8. 12.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 16.1 Espontaneidad
    3. 16.2 Entropía
    4. 16.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 16.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  18. 17 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 17.1 Repaso de química redox
    3. 17.2 Celdas galvánicas
    4. 17.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 17.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 17.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 17.6 Corrosión
    8. 17.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 20.1 Hidrocarburos
    3. 20.2 Alcoholes y éteres
    4. 20.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 20.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  22. 21 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 21.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 21.2 Ecuaciones nucleares
    4. 21.3 Decaimiento radiactivo
    5. 21.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 21.5 Usos de los radioisótopos
    7. 21.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

Objetivos de aprendizaje

Al final de esta sección, podrá:

  • Definir la tasa de la reacción química
  • Deducir las expresiones de velocidad a partir de la ecuación balanceada de una reacción química dada
  • Calcular la tasa de reacción a partir de datos experimentales

Una tasa es una medida de cómo varía alguna propiedad con el tiempo. La rapidez es una tasa conocida que expresa la distancia recorrida por un objeto en un tiempo determinado. El salario es una tasa que representa la cantidad de dinero que gana una persona que trabaja durante un tiempo determinado. Del mismo modo, la tasa de una reacción química es una medida de la cantidad de reactivo que se consume, o de la cantidad de producto que se produce, por la reacción en una cantidad de tiempo determinada.

La velocidad de reacción es el cambio en la cantidad de un reactivo o producto por unidad de tiempo. Las tasas de reacción se determinan, por tanto, midiendo la dependencia temporal de alguna propiedad que pueda relacionarse con las cantidades de reactivo o producto. Las velocidades de las reacciones que consumen o producen sustancias gaseosas, por ejemplo, se determinan convenientemente midiendo los cambios de volumen o presión. En el caso de las reacciones en las que intervienen una o varias sustancias coloreadas, las tasas pueden controlarse a través de mediciones de la absorción de la luz. En el caso de las reacciones en las que intervienen electrolitos acuosos, las tasas pueden medirse a través de los cambios en la conductividad de la solución.

Para los reactivos y los productos en solución, sus cantidades relativas (concentraciones) se utilizan convenientemente para expresar la tasa de reacción. Por ejemplo, la concentración de peróxido de hidrógeno, H2O2, en una solución acuosa cambia lentamente con el tiempo al descomponerse según la ecuación:

2H2O2(aq)2H2O(l)+O2(g)2H2O2(aq)2H2O(l)+O2(g)

La tasa de descomposición del peróxido de hidrógeno puede expresarse en términos de la tasa de cambio de su concentración, como se muestra aquí:

tasa de descomposición deH2O2=cambio en la concentración del reactivointervalo de tiempo=[H2O2]t2 [H2O2]t1t2 t1=Δ[H2O2]Δttasa de descomposición deH2O2=cambio en la concentración del reactivointervalo de tiempo=[H2O2]t2 [H2O2]t1t2 t1=Δ[H2O2]Δt

Esta representación matemática del cambio en la concentración de las especies a lo largo del tiempo es la expresión de velocidad de la reacción. Los corchetes indican concentraciones molares y el símbolo delta (Δ) indica "cambio en". Así, [H2O2]t1[H2O2]t1 representa la concentración molar de peróxido de hidrógeno en un tiempo t1; así mismo,[H2O2]t2[H2O2]t2 representa la concentración molar de peróxido de hidrógeno en un tiempo posterior t2; y Δ[H2O2] representa el cambio en la concentración molar de peróxido de hidrógeno durante el intervalo de tiempo Δt (es decir, t2t1). Como la concentración del reactivo disminuye a medida que la reacción avanza, Δ[H2O2] es una cantidad negativa. Las tasas de reacción son, por convención, cantidades positivas, por lo que este cambio negativo en la concentración se multiplica por −1. La Figura 12.2 proporciona un ejemplo de datos recopilados durante la descomposición de H2O2.

Se muestra una tabla con cinco columnas. La primera columna está etiquetada como "Tiempo, h". Debajo de ella aparecen los números 0,00, 6,00, 12,00, 18,00 y 24,00. La segunda columna está etiquetada como "[H subíndice 2 O subíndice 2], mol/L". A continuación, los números 1,000, 0,500, 0,250, 0,125 y 0,0625 están a doble espacio. A la derecha, una tercera columna está etiquetada como "delta mayúscula [H subíndice 2 O subíndice 2], mol/L". A continuación, los números negativo 0,500, negativo 0,250, negativo 0,125 y negativo 0,062 se enumeran de manera que están a doble espacio y desplazados, comenzando una línea por debajo del primer número enumerado en la columna etiquetada como "[H subíndice 2 O subíndice 2], mol/L". Los dos primeros números de la segunda columna tienen segmentos de línea que se extienden desde su lado derecho hasta el lado izquierdo del primer número de la tercera fila. Los números segundo y tercero de la segunda columna tienen segmentos de línea que se extienden desde su lado derecho hasta el lado izquierdo del segundo número de la tercera fila. Los números tercero y cuarto de la segunda columna tienen segmentos de línea que se extienden desde su lado derecho hasta el lado izquierdo del tercer número de la tercera fila. Los números cuarto y quinto de la segunda columna tienen segmentos de línea que se extienden desde su lado derecho hasta el lado izquierdo del cuarto número de la tercera fila. La cuarta columna está etiquetada como "delta mayúscula t, h". Debajo del título, el valor 6,00 aparece cuatro veces, cada uno a un solo espacio. La quinta y última columna está etiquetada como "Tasa de descomposición, mol/L superíndice negativo 1/h superíndice negativo 1". A continuación, se enumeran los siguientes valores a un solo espacio: negativo 0,0833, negativo 0,0417, negativo 0,0208 y negativo 0,010.
Figura 12.2 La tasa de descomposición de H2O2 en una solución acuosa disminuye a medida que disminuye la concentración de H2O2.

Para obtener los resultados tabulados de esta descomposición, se midió la concentración de peróxido de hidrógeno cada 6 horas en el transcurso de un día a una temperatura constante de 40 °C. Las tasas de reacción se calcularon para cada intervalo de tiempo dividiendo el cambio en la concentración entre el incremento de tiempo correspondiente, como se muestra aquí para el primer periodo de 6 horas:

Δ[H2O2]Δt=−(0,500 mol/L1,000 mol/L)(6,00 h0,00 h)=0,0833 molL-1h-1Δ[H2O2]Δt=−(0,500 mol/L1,000 mol/L)(6,00 h0,00 h)=0,0833 molL-1h-1

Observe que las tasas de reacción varían con el tiempo, disminuyendo a medida que la reacción avanza. Los resultados del último periodo de 6 horas arrojan una tasa de reacción de:

Δ[H2O2]Δt=(0,0625mol/L0,125mol/L)(24,00h18,00h)=0,010molL-1h-1Δ[H2O2]Δt=(0,0625mol/L0,125mol/L)(24,00h18,00h)=0,010molL-1h-1

Este comportamiento indica que la reacción se ralentiza continuamente con el tiempo. El uso de las concentraciones al principio y al final de un periodo en el que la velocidad de reacción está cambiando da como resultado el cálculo de una tasa media para la reacción durante este intervalo. En un tiempo determinado, la tasa a la que se produce una reacción se conoce como tasa instantánea. La tasa instantánea de una reacción en el "tiempo cero", cuando la reacción comienza es su tasa inicial. Considere la analogía de un automóvil que reduce la velocidad al acercarse a una señal de parada. La tasa inicial del vehículo (análoga al comienzo de una reacción química) sería la lectura del velocímetro en el tiempo en que el conductor comienza a pisar los frenos (t0). Unos instantes después, la tasa instantánea en un tiempo determinado (llamémosla t1) sería algo más lenta, como indica la lectura del velocímetro en ese momento. A medida que pasa el tiempo, la tasa instantánea seguirá bajando hasta llegar a cero, cuando el automóvil (o la reacción) se detiene. A diferencia de la rapidez instantánea, la rapidez media del automóvil no se indica en el velocímetro, pero puede calcularse como el cociente entre la distancia recorrida y el tiempo necesario para que el vehículo se detenga por completo (Δt). Al igual que el automóvil que se desacelera, la tasa media de una reacción química estará en algún punto entre las tasas inicial y final.

La tasa instantánea de una reacción puede determinarse de dos maneras. Si las condiciones experimentales permiten medir los cambios de concentración a lo largo de intervalos muy cortos, las tasas medias calculadas, como se ha descrito anteriormente, proporcionan aproximaciones razonablemente buenas de las tasas instantáneas. Como alternativa, se puede utilizar un procedimiento gráfico que, en efecto, arroje los resultados que se obtendrían si fueran posibles las mediciones en intervalos cortos. En un gráfico de la concentración de peróxido de hidrógeno en función del tiempo, la tasa instantánea de descomposición de H2O2 en cualquier tiempo t viene dada por la pendiente de una línea recta que es tangente a la curva en ese tiempo (Figura 12.3). Estas pendientes de las líneas tangentes pueden evaluarse utilizando el cálculo, pero el procedimiento para hacerlo está fuera del alcance de este capítulo.

Se muestra un gráfico con la etiqueta, "Tiempo (h)", que aparece en el eje x y "[H subíndice 2 O subíndice 2] (mol por L)" en el eje y. Las marcas del eje x comienzan en 0,00 y terminan en 24,00. Las marcas están etiquetadas a intervalos de 6,00. El eje y comienza en 0,000 e incluye marcas cada 0,200, hasta 1,000. Se muestra una curva decreciente, cóncava hacia arriba, no lineal, que comienza en 1,000 en el eje y y casi alcanza el valor 0 en el extremo derecho del gráfico alrededor de 24,00 en el eje x. Se dibuja un segmento de línea tangente roja en el gráfico en el punto en el que el gráfico interseca el eje y en 1,000. La pendiente está etiquetada como "pendiente igual a delta mayúscula negativa [H subíndice 2 O subíndice 2] sobre delta mayúscula t subíndice 0 igual a tasa inicial". Un segmento de línea discontinua vertical se extiende desde el punto final izquierdo del segmento de línea hacia abajo para intersecarse con un segmento de línea horizontal similar trazado desde el punto final derecho del segmento de línea, formando un triángulo rectángulo debajo de la curva. El cateto vertical del triángulo está etiquetado como "delta mayúscula [H subíndice 2 O subíndice 2]" y el cateto horizontal está etiquetado como "delta mayúscula t". La pendiente está etiquetada como "pendiente igual a delta mayúscula negativa [H subíndice 2 O subíndice 2] sobre delta mayúscula t subíndice 12 igual a tasa instantánea a 12 h". Un segundo segmento de línea tangente roja se traza cerca de la mitad de la curva en 12,00 en el eje x. Un segmento de línea discontinua vertical se extiende desde el punto final izquierdo del segmento de línea hacia abajo para intersecarse con un segmento de línea horizontal similar trazado desde el punto final derecho del segmento de línea, formando un triángulo rectángulo debajo de la curva. El cateto vertical del triángulo está etiquetado como "delta mayúscula [H subíndice 2 O subíndice 2]" y el cateto horizontal está etiquetado como "delta mayúscula t".
Figura 12.3 Este gráfico muestra un diagrama de la concentración versus el tiempo para una solución 1,000 M de H2O2. La tasa en cualquier momento es igual al negativo de la pendiente de una línea tangente a la curva en ese tiempo. Se muestran las tangentes a t = 0 h ("tasa inicial") y a t = 12 h ("tasa instantánea" a 12 h).

La química en la vida cotidiana

Tasas de reacción en el análisis: tiras reactivas para análisis de orina

Los médicos suelen utilizar tiras reactivas desechables para medir las cantidades de diversas sustancias en la orina del paciente (Figura 12.4). Estas tiras reactivas contienen varios reactivos químicos, incrustados en pequeñas almohadillas en varios lugares a lo largo de la tira que experimentan cambios de color cuando se exponen a concentraciones suficientes de sustancias específicas. Las instrucciones de uso de las tiras reactivas suelen recalcar que el tiempo de lectura adecuado es fundamental para obtener resultados óptimos. Este énfasis en el tiempo de lectura sugiere que los aspectos cinéticos de las reacciones químicas que ocurren en la tira reactiva son consideraciones importantes.

La prueba de la glucosa en la orina se basa en un proceso de dos pasos representado por las ecuaciones químicas que se muestran aquí:

C6H12O6+O2catalizadorC6H10O6+H2O2C6H12O6+O2catalizadorC6H10O6+H2O2
2H2O2+2IcatalizadorI2+2H2O+O22H2O2+2IcatalizadorI2+2H2O+O2

La primera ecuación representa la oxidación de la glucosa en la orina para producir glucolactona y peróxido de hidrógeno. El peróxido de hidrógeno producido oxida posteriormente el ion de yoduro incoloro para producir yodo marrón, que puede detectarse visualmente. Algunas tiras incluyen una sustancia adicional que reacciona con el yodo para producir un cambio de color más marcado.

Las dos reacciones de la prueba mostradas anteriormente son intrínsecamente muy lentas, pero sus tasas se ven incrementadas por enzimas especiales incrustadas en la almohadilla de la tira de prueba. Este es un ejemplo de catálisis, un tema que se trata más adelante en este capítulo. Una tira reactiva de glucosa típica para uso en orina requiere aproximadamente 30 segundos para completar las reacciones de formación de color. Leer el resultado demasiado pronto podría llevar a concluir que la concentración de glucosa de la muestra de orina es inferior a la real (un resultado falso negativo). Esperar demasiado tiempo para evaluar el cambio de color puede conducir a un falso positivo debido a la oxidación más lenta (no catalizada) del ion de yoduro por otras sustancias que se encuentran en la orina.

Una fotografía muestra 8 tiras reactivas colocadas sobre toallas de papel. Cada tira contiene 11 secciones pequeñas de varios colores, como amarillo, marrón claro, negro, rojo, naranja, azul, blanco y verde.
Figura 12.4 Las tiras reactivas se utilizan habitualmente para detectar la presencia de sustancias específicas en la orina de una persona. Muchas tiras reactivas tienen varias almohadillas que contienen varios reactivos para permitir la detección de múltiples sustancias en una sola tira (créditos: Iqbal Osman).

Velocidades de reacción relativas

La tasa o velocidad de una reacción puede expresarse como el cambio en la concentración de cualquier reactivo o producto. Para cualquier reacción, estas expresiones de velocidad están relacionadas de forma sencilla entre sí según la estequiometría de la reacción. La tasa de la reacción general

aAbBaAbB

puede expresarse en términos de la disminución de la concentración de A o del aumento de la concentración de B. Estas dos expresiones de velocidad están relacionadas por la estequiometría de la reacción:

velocidad=(1a)(ΔAΔt)=(1b)(ΔBΔt).velocidad=(1a)(ΔAΔt)=(1b)(ΔBΔt).

Considere la reacción representada por la siguiente ecuación:

2NH3(g)N2(g)+3H2(g)2NH3(g)N2(g)+3H2(g)

La relación entre las velocidades de reacción expresadas en términos de producción de nitrógeno y consumo de amoníaco, por ejemplo, es:

Δmol NH3Δt×1 molN22 molNH3=ΔmolN2ΔtΔmol NH3Δt×1 molN22 molNH3=ΔmolN2Δt

Esto puede representarse de forma abreviada omitiendo las unidades del factor estequiométrico:

12ΔmolNH3Δt=ΔmolN2Δt12ΔmolNH3Δt=ΔmolN2Δt

Observe que se ha incluido un signo negativo como factor para tener en cuenta los signos opuestos de los dos cambios de cantidad (la cantidad de reactivo está disminuyendo mientras que la cantidad de producto está aumentando). En las reacciones homogéneas, tanto los reactivos como los productos están presentes en la misma solución y, por tanto, ocupan el mismo volumen, por lo que las cantidades molares pueden sustituirse por concentraciones molares:

12 Δ[NH3]Δt=Δ[N2 ]Δt12 Δ[NH3]Δt=Δ[N2 ]Δt

Del mismo modo, la tasa de formación de H2 es tres veces la tasa de formación de N2 porque se producen tres moles de H2 por cada mol de N2 producido.

13Δ[H2]Δt=Δ[N2 ]Δt13Δ[H2]Δt=Δ[N2 ]Δt

La Figura 12.5 ilustra el cambio en las concentraciones a lo largo del tiempo para la descomposición del amoníaco en nitrógeno e hidrógeno a 1100 °C. Las pendientes de las líneas tangentes a t = 500 s muestran que las velocidades instantáneas deducidas de las tres especies implicadas en la reacción están relacionadas por sus factores estequiométricos. Se observa que la tasa de producción de hidrógeno, por ejemplo, es tres veces mayor que la de producción de nitrógeno:

2,91×10-6M/s9,70×10-7M/s32,91×10-6M/s9,70×10-7M/s3
Se muestra un gráfico con la etiqueta, "Tiempo (s)", que aparece en el eje x y "Concentración (M)", en el eje y. Las marcas del eje x comienzan en 0 y terminan en 2.000. Las marcas están etiquetadas a intervalos de 500. El eje y comienza en 0 e incluye marcas cada 1,0 por 10 superíndice negativo 3, hasta 4,0 por 10 superíndice negativo 3. Se muestra una curva decreciente, cóncava hacia arriba, no lineal, que comienza en aproximadamente 2,8 por 10 superíndice negativo 3 en el eje y y casi alcanza un valor de 0 en el extremo derecho del gráfico en la marca 2.000 en el eje x. Esta curva está etiquetada como "[N H subíndice 3]". Se muestran dos curvas adicionales que son crecientes y cóncavas hacia abajo y comienzan ambas en el origen. La más baja de estas dos curvas está etiquetada como "[N subíndice 2]". Alcanza un valor de aproximadamente 1,25 por 10 superíndice negativo 3 a los 2.000 segundos. La curva final está etiquetada como "[H subíndice 2]". Alcanza un valor de aproximadamente 3,9 por 10 superíndice negativo 3 a los 2.000 segundos. Se dibuja un segmento de línea tangente roja a cada una de las curvas del gráfico a los 500 segundos. A los 500 segundos en el eje x, se muestra una línea discontinua vertical. Junto al gráfico [N H subíndice 3] aparece la ecuación "delta mayúscula negativa [N H subíndice 3] sobre delta mayúscula t = pendiente negativa = 1,94 por 10 superíndice negativo 6 M/s". Junto al gráfico [N subíndice 2] aparece la ecuación "delta mayúscula negativa [N subíndice 2] sobre delta mayúscula t = pendiente negativa = 9,70 por 10 superíndice negativo 7 M/s". Junto al gráfico [H subíndice 2] aparece la ecuación "delta mayúscula negativa [H subíndice 2] sobre delta mayúscula t = pendiente negativa = 2,91 por 10 superíndice negativo 6 M/s".
Figura 12.5 Cambios en las concentraciones del reactivo y los productos para la reacción 2 NH 3 N 2 + 3H 2 . 2 NH 3 N 2 + 3H 2 . Las tasas de cambio de las tres concentraciones están relacionadas por la estequiometría de la reacción, como muestran las diferentes pendientes de las tangentes en t = 500 s.

Ejemplo 12.1

Expresiones de las velocidades de reacción relativas

El primer paso en la producción de ácido nítrico es la combustión del amoníaco:
4NH3(g)+5O2(g)4NO(g)+6H2O(g)4NH3(g)+5O2(g)4NO(g)+6H2O(g)

Escriba las ecuaciones que relacionan las tasas de consumo de los reactivos y las velocidades de formación de los productos.

Solución

Considerando la estequiometría de esta reacción homogénea, las tasas de consumo de reactivos y de formación de productos son:
14Δ[NH3]Δt=15Δ[O2]Δt=14Δ[NO]Δt=16Δ[H2O]Δt14Δ[NH3]Δt=15Δ[O2]Δt=14Δ[NO]Δt=16Δ[H2O]Δt

Compruebe lo aprendido

La tasa de formación de Br2 es de 6,0 ×× 10−6 mol/L/s en una reacción descrita por la siguiente ecuación iónica neta:
5Br+BrO3+6H+3Br2+3H2O5Br+BrO3+6H+3Br2+3H2O

Escriba las ecuaciones que relacionan las tasas de consumo de los reactivos y las velocidades de formación de los productos.

Respuesta:

15Δ[Br]Δt=Δ[BrO3]Δt=16Δ[H+]Δt=13Δ[Br2]Δt=13Δ[H2O]Δt15Δ[Br]Δt=Δ[BrO3]Δt=16Δ[H+]Δt=13Δ[Br2]Δt=13Δ[H2O]Δt

Ejemplo 12.2

Expresiones de la velocidad de reacción para la descomposición de H2O2

El gráfico en la Figura 12.3 muestra la tasa de descomposición de H2O2 en el tiempo:
2H2O22H2O+O22H2O22H2O+O2

A partir de estos datos, se determina que la tasa instantánea de descomposición del H2O2 en t = 11,1 h es
3,20 ×× 10−2 mol/L/h, es decir:

Δ[H2O2]Δt=3,20×10-2mol L-1h-1Δ[H2O2]Δt=3,20×10-2mol L-1h-1

¿Cuál es la tasa instantánea de producción de H2O y O2?

Solución

La estequiometría de la reacción muestra que
12 Δ[H2O2]Δt=12 Δ[H2O]Δt=Δ[O2]Δt12 Δ[H2O2]Δt=12 Δ[H2O]Δt=Δ[O2]Δt

Por lo tanto:

12×3,20×10-2molL-1h-1=Δ[O2]Δt12×3,20×10-2molL-1h-1=Δ[O2]Δt

y

Δ[O2]Δt=1,60×10-2molL-1h-1Δ[O2]Δt=1,60×10-2molL-1h-1

Compruebe lo aprendido

Si la tasa de descomposición del amoníaco, NH3, a 1150 K es de 2,10 ×× 10−6 mol/L/s, ¿cuál es la tasa de producción de nitrógeno e hidrógeno?

Respuesta:

1,05 ×× 10−6 mol/L/s, N2 y 3,15 ×× 10−6 mol/L/s, H2.

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