La cinética química es la rama de la química física que estudia las velocidades de las reacciones químicas, los mecanismos por los cuales ocurren y los factores que influyen en estas velocidades. Comprender la cinética es esencial para optimizar procesos industriales, predecir tiempos de reacción y dilucidar mecanismos de reacción.

Velocidades de Reacción

La velocidad de una reacción se define como el cambio en la concentración de un reactivo o producto por unidad de tiempo, expresada como velocidad = -d[A]/dt para un reactivo o d[P]/dt para un producto. Las velocidades iniciales se miden al comienzo de una reacción para minimizar la influencia de las reacciones inversas. Las velocidades de reacción dependen de la concentración, la temperatura, la presión y la presencia de catalizadores.

Leyes de Velocidad y Orden

Una ley de velocidad expresa la velocidad de reacción en función de las concentraciones de los reactivos: velocidad = k[A]^m[B]^n, donde k es la constante de velocidad y m y n son los órdenes de reacción. Las reacciones de orden cero tienen una velocidad constante independiente de la concentración; las de primer orden tienen velocidades proporcionales a la concentración de un reactivo; y las de segundo orden dependen del cuadrado de una sola concentración o del producto de dos concentraciones. El orden global de reacción es la suma de los órdenes individuales (m + n), y los órdenes deben determinarse experimentalmente — no se obtienen directamente de los coeficientes estequiométricos.

Leyes de Velocidad Integradas

Para reacciones de orden cero, [A]t = [A]0 - kt y una gráfica de [A] versus t es lineal con pendiente -k. Para reacciones de primer orden, ln[A]t = ln[A]0 - kt y una gráfica de ln[A] versus t es lineal, con el tiempo de vida media (t1/2 = 0,693/k) constante e independiente de la concentración inicial. Para reacciones de segundo orden, 1/[A]t = 1/[A]0 + kt y una gráfica de 1/[A] versus t es lineal, dependiendo el tiempo de vida media de la concentración inicial.

Dependencia de la Temperatura

La ecuación de Arrhenius describe la dependencia de la velocidad de reacción con la temperatura: k = Ae^(-Ea/RT), donde A es el factor preexponencial, Ea es la energía de activación, R es la constante de los gases y T es la temperatura en Kelvin. Las temperaturas más altas aumentan la fracción de moléculas con energía por encima de la barrera de activación, acelerando la reacción. La energía de activación se puede determinar a partir de una gráfica de Arrhenius de ln k versus 1/T.

Catálisis

Los catalizadores aumentan las velocidades de reacción proporcionando una vía alternativa con una energía de activación más baja sin consumirse en la reacción. Los catalizadores homogéneos existen en la misma fase que los reactivos, como la catálisis ácida en solución. Los catalizadores heterogéneos existen en una fase diferente, como los catalizadores metálicos sólidos en reacciones en fase gaseosa, y actúan adsorbiendo reactivos en sitios activos.

Mecanismos de Reacción

Un mecanismo de reacción es una secuencia de pasos elementales que describen colectivamente la reacción global. El paso determinante de la velocidad es el paso más lento y gobierna la ley de velocidad global. Los intermediarios son especies transitorias formadas en un paso y consumidas en un paso posterior.