Química 2º de BAC Tema 2. Cinética química

En la energética química ya has estudiado la posibilidad termodinámica de que una reacción se produzca, analizando al final algunas reacciones espontáneas que tienen una gran tendencia a producirse pero que en la práctica resultan inapreciables, como es el caso de las combustiones.

Para poder estudiar la cinética de una reacción, es decir, la velocidad con la que se produce, en primer lugar hay que determinar si es espontánea, si el grado de reacción es lo suficientemente grande como para que se pueda observar su desarrollo.

Después, hay que hacer un estudio cuantitativo de la velocidad de los procesos, midiendo la rapidez con que se producen y analizando los factores que permiten aumentar su velocidad, como sucede en la producción industrial de sustancias, o reducirla, como en la descomposición de los alimentos o en la oxidación del hierro.

Por último, es importante establecer un modelo que explique tanto la realización de las reacciones como la forma de modificar su velocidad.


Espontaneidad y velocidad

Aunque ya has estudiado el efecto térmico que acompaña a una reacción química, así como la posibilidad de predecir si la reacción puede tener lugar espontáneamente o no, no has podido deducir nada sobre la rapidez con que transcurren las reacciones.

Observa las diferencias entre espontaneidad y velocidad en las siguientes reacciones:

  • Na(s) + H2O(l) → Na+(aq) + OH−(aq) + ½ H2 (g) ; ΔHº = −184,3 kJ mol-1 ; ΔSº = 15,76 J K-1 mol-1
    Siempre es espontánea, y ocurre de forma violenta sin necesidad de intervención de ningún tipo. Fíjate en el vídeo: ¡se produce una llama y chispazos sobre el agua!
  • N2 (g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) ; ΔHº = −92,4 kJ mol-1 ; ΔSº = −201 J K-1 mol-1
    Es espontánea a menos de 460 K (186 °C); ΔGº se hace más negativo a menores temperaturas … pero a temperaturas bajas la reacción es muy lenta.
  • C (diamante) + O2(g) → CO2(g) ; ΔHº = −395,4 kJ mol-1 ; ΔSº = 6,2 J K-1 mol-1
    Es espontánea en condiciones estándar a cualquier temperatura … pero no se observa ni siquiera a muy altas temperaturas.
  • CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) ; ΔHº = −802,3 kJ mol-1 ; ΔSº = −5,1 J K-1 mol-1
    Es espontánea prácticamente a cualquier temperatura … pero no ocurre si no hay una chispa o una descarga eléctrica. ¡Y entonces es muy rápida!


Es muy importante conocer cómo ocurren las reacciones químicas y los factores que afectan a la velocidad de reacción. En la mayoría de los casos interesa acelerar las reacciones químicas, como ocurre en la fabricación industrial de productos, en la curación de una herida o una enfermedad, o en el crecimiento de las plantas y la maduración de frutos. Pero hay también casos en los que lo que interesa es retardar una reacción perjudicial, como, por ejemplo, la corrosión del hierro y otros metales, la putrefacción de alimentos, la caída del cabello, etc.

Seguro que sabes por qué se guardan los alimentos en frigoríficos, pero ¿sabes justificarlo? ¿Y por qué agitas con la cucharilla para que se disuelva el azúcar? ¿Qué es y cómo actúa un conservante? Y una más: ¿cómo funciona el airbag de los automóviles? La cinética química da respuesta a éstas y otras muchas preguntas.

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