Orden y molecularidad de la reacción

La cinética química es un campo fascinante de la química que se ocupa de la velocidad o tasa de las reacciones químicas. Conceptos clave en cinética química incluyen los términos "orden" y "molecularidad" de las reacciones, que nos ayudan a entender el mecanismo y comportamiento de las reacciones.

Orden de reacción

El orden de una reacción muestra cómo la velocidad de una reacción química depende de la concentración de los reactivos. Puede determinarse experimentalmente y se representa como la suma de los exponentes en la ecuación de velocidad de la reacción.

Entendiendo la ley de velocidad

La ley de velocidad para una reacción describe cómo la concentración de los reactivos afecta la velocidad de la reacción. Usualmente se expresa como:

Velocidad = k [A]^x [B]^y

Aquí, k es la constante de velocidad, [A] y [B] son las concentraciones de los reactivos, y x y y son los órdenes de la reacción con respecto a A y B, respectivamente.

El orden total de la reacción

El orden global de la reacción es la suma de las potencias a las que se elevan las concentraciones de los reactivos en la ley de velocidad. Para la ley de velocidad dada arriba, el orden global de la reacción es x + y.

Ejemplos de órdenes de reacción

Reacción de orden cero

En una reacción de orden cero, la velocidad es constante e independiente de la concentración de los reactivos. Esto significa que la ley de velocidad se expresa como:

Velocidad = k

La velocidad de la reacción permanece constante a medida que avanza el tiempo. Un ejemplo común de esto es la descomposición de amoníaco en una superficie de platino.

Reacción de primer orden

En una reacción de primer orden, la velocidad depende linealmente de la concentración de un reactivo. La ley de velocidad para tal reacción es:

Velocidad = k [A]

Un ejemplo de esto es la descomposición radiactiva de isótopos, donde la concentración del isótopo disminuye rápidamente con el tiempo.

Reacción de segundo orden

En una reacción de segundo orden, la velocidad depende del cuadrado de la concentración de un reactivo o del producto de las concentraciones de dos reactivos:

Velocidad = k [A]^2

O

Velocidad = k [A][B]

Un ejemplo de esto es la reacción entre hidrógeno y yodo, formando yoduro de hidrógeno.

Órdenes parciales y mixtos

Algunas reacciones pueden implicar órdenes fraccionarios o mixtos. Estos pueden observarse en reacciones más complejas donde el comportamiento no sigue órdenes enteros simples. Por ejemplo, las reacciones catalizadas por enzimas pueden exhibir órdenes fraccionarios.

Determinación del orden de la reacción experimentalmente

El orden de la reacción generalmente se determina mediante:

• Método de la velocidad inicial: Estudiando cómo varía la velocidad inicial de la reacción con diferentes concentraciones iniciales.
• Leyes de velocidad integradas: Observando los datos concentración-tiempo y ajustándolos a diferentes leyes de velocidad integradas, decidimos cuál es la más apropiada.

Molecularidad de la reacción

La molecularidad se refiere al número de moléculas o átomos que participan en un paso de reacción elemental. A diferencia del orden de reacción, que puede ser fraccionario o determinado experimentalmente, la molecularidad siempre es un número entero y es teórico.

Tipos de molecularidad

Reacciones unimoleculares

En una reacción unimolecular, una molécula sufre una transformación para formar un producto. Un ejemplo de esto es la isomerización de ciclopropano a propileno:

C3H6 → C3H6

Reacciones bimoleculares

Las reacciones bimoleculares involucran dos moléculas reactantes. Esto es común y se puede representar de la siguiente forma:

A + B → Productos

O

2A → Productos

Ejemplos de reacciones bimoleculares

Una reacción bimolecular típica es la formación de bromuro de hidrógeno a partir de hidrógeno y bromo:

H2 + Br2 → 2HBr

Reacciones termomoleculares

Existen reacciones en las cuales tres moléculas colisionan juntas. Sin embargo, estas reacciones son raras debido a la baja probabilidad de que tres partículas colisionen juntas. Un ejemplo de esto es:

2NO + O2 → 2NO2

Comparación de orden y molecularidad

Aunque tanto el orden como la molecularidad proporcionan información sobre la naturaleza de la reacción, existen diferencias claras entre los dos:

• Definición: El orden es una cantidad experimental que describe el efecto de las concentraciones de los reactivos en las velocidades de reacción, mientras que la molecularidad es un concepto teórico basado en la etapa elemental de la reacción.
• Valores: El orden puede ser fraccionario o cero, pero la molecularidad siempre es un número entero.
• Determinación: El orden se determina experimentalmente mientras que la molecularidad se determina a partir del mecanismo de la reacción.

Ejemplos que ilustran las diferencias

Consideremos la descomposición del peróxido de hidrógeno catalizada por iones de yoduro, que es una reacción de orden uno con respecto al peróxido de hidrógeno:

2H2O2 → 2H2O + O2

Para esta reacción:

• La ley de velocidad determinada experimentalmente puede ser de primer orden en peróxido de hidrógeno.
• La molecularidad del paso inicial, donde ocurre la descomposición, puede involucrar tan solo dos moléculas, pero la reacción global es más compleja.

Conclusión

Tanto el orden como la molecularidad son esenciales para comprender la dinámica y los mecanismos de las reacciones químicas. Proporcionan a los científicos herramientas para analizar y predecir el comportamiento de las reacciones bajo diferentes condiciones. Mientras que la molecularidad proporciona una comprensión teórica desde una perspectiva atómica, el orden de reacción proporciona una verificación experimental, lo que enriquece nuestro conocimiento sobre los procesos químicos.

El estudio de la cinética química, que se centra en las velocidades de reacción, el orden y la molecularidad, es un aspecto importante de la química que tiene aplicaciones en muchos campos, incluyendo la farmacéutica, la ciencia ambiental y la química industrial, haciéndolo cada vez más importante y útil en la investigación científica y la aplicación.

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