¿Por qué duplicar [A] cambia la velocidad de modo distinto según el orden?

En orden cero la velocidad no depende de [A]. En primer orden es proporcional a [A] y se duplica. En segundo es proporcional a [A]² y crece por cuatro. El orden es un índice empírico de la ley de velocidad; no se confunde con la molecularidad de la etapa.

¿Qué es la energía de activación en el dibujo de las partículas?

La energía mínima que deben tener las moléculas que chocan para que ocurra la reacción. Cuanto mayor es E_a, menor es la fracción de moléculas con energía suficiente a una T dada. No toda colisión así es eficaz: eso lo recoge en parte el factor A.

¿Qué tan burdo es el esquema de «una etapa irreversible»?

Para el curso de cinética basta. Las reacciones reales a menudo son reversibles, pasan por intermediarios y tienen varios reactivos. Primero se dominan el orden y k(T); después, los mecanismos.

¿Por qué la temperatura cambia tanto k?

En Arrhenius, k ∝ exp(−E_a/RT). Un aumento pequeño de T engrosa de golpe la cola de la distribución de Boltzmann: hay muchas más moléculas por encima de la barrera que en una ley lineal.

Velocidad de reacción

Ecuación de Arrhenius k(T), orden 0/1/2, curvas [A](t) y partículas esquemáticas en el recipiente.

Partículas en el recipiente

Rosa = A · Azul = B (el número ≈ [A]/[A]₀)

Tiempo t0 s

Gráficas

Sobre el modelo

La velocidad de la reacción A → B la fijan el orden respecto de [A] y la constante k. Leyes integradas: [A] = [A]₀ − kt (orden cero), [A] = [A]₀ e^{−kt} (primer orden), 1/[A] = 1/[A]₀ + kt (segundo). La dependencia de k con la temperatura es la ecuación de Arrhenius k = A exp(−E_a/(RT)), donde E_a es la energía de activación, A el factor preexponencial y R la constante de los gases. El catalizador, en el modelo, multiplica k (baja la barrera efectiva). En la gráfica aparecen [A](t) y [B](t); al lado, partículas esquemáticas en el recipiente. La reacción es de una sola etapa e irreversible, con un reactivo: no entran la reversibilidad ni un mecanismo complejo.

Para quién: Bachillerato y química general: cinética química y ecuación de Arrhenius.

Conceptos clave

ecuación de Arrhenius
velocidad de reacción
constante de velocidad
energía de activación
orden de reacción
ley de velocidad integrada
cinética química

Cómo funciona

Cinética A → B: leyes integradas de orden 0, 1 y 2 respecto de [A]. La constante k se fija en directo o se calcula con Arrhenius k = A e^{−E_a/RT}; el catalizador multiplica k. En la gráfica, concentraciones frente al tiempo; en el recipiente, partículas esquemáticas.

Fórmulas principales

k = A e^(−Eₐ / RT) · Arrhenius (R = 8,314 J·mol⁻¹·K⁻¹)

0: [A]=[A]₀−kt | 1: [A]=[A]₀e^(−kt) | 2: 1/[A]=1/[A]₀+kt

Preguntas frecuentes

¿Por qué duplicar [A] cambia la velocidad de modo distinto según el orden?: En orden cero la velocidad no depende de [A]. En primer orden es proporcional a [A] y se duplica. En segundo es proporcional a [A]² y crece por cuatro. El orden es un índice empírico de la ley de velocidad; no se confunde con la molecularidad de la etapa.
¿Qué es la energía de activación en el dibujo de las partículas?: La energía mínima que deben tener las moléculas que chocan para que ocurra la reacción. Cuanto mayor es E_a, menor es la fracción de moléculas con energía suficiente a una T dada. No toda colisión así es eficaz: eso lo recoge en parte el factor A.
¿Qué tan burdo es el esquema de «una etapa irreversible»?: Para el curso de cinética basta. Las reacciones reales a menudo son reversibles, pasan por intermediarios y tienen varios reactivos. Primero se dominan el orden y k(T); después, los mecanismos.
¿Por qué la temperatura cambia tanto k?: En Arrhenius, k ∝ exp(−E_a/RT). Un aumento pequeño de T engrosa de golpe la cola de la distribución de Boltzmann: hay muchas más moléculas por encima de la barrera que en una ley lineal.

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