Cinética Química y Equilibrio Químico

Flashcards de vocabulario cubriendo los conceptos fundamentales de cinética química (velocidades, mecanismos, factores y teorías) y equilibrio químico (constantes, cocientes y el principio de Le Châtelier).

Cinética Química

Estudio de las velocidades de reacción y los cambios en las concentraciones de los reactivos (o productos) como función del tiempo.

Velocidad de reacción

El cambio en las concentraciones de reactivos o productos como una función de tiempo.

Factores que afectan la rapidez

Variables que incluyen la concentración de los reactivos, el área superficial, la temperatura y la energía de activación.

Naturaleza de los reactivos

Propiedad donde algunas sustancias son naturalmente más reactivas que otras; por ejemplo, la reacción del sodio con agua es rápida, mientras que la del hierro con oxígeno es lenta.

Catalizador

Sustancia que incrementa la velocidad de una reacción química mediante la disminución de la energía de activación ($E_a$) sin afectar la reacción neta.

Rapidez promedio

Pendiente de la línea que une dos puntos a lo largo de la curva de concentración versus tiempo.

Rapidez instantánea

La rapidez en un instante particular durante la reacción, representada por la pendiente de la tangente de la curva en ese punto.

Ley de Rapidez

Expresa la rapidez de una reacción como función de las concentraciones de los reactivos ($Rate = k[A]^m[B]^n$) y la temperatura.

Constante de rapidez ($k$)

Constante que cambia con la temperatura y dicta cómo esta afecta la rapidez de una reacción.

Órdenes de reacción ($m$ y $n$)

Factores exponenciales determinados experimentalmente que indican cómo la rapidez es afectada por la concentración de cada reactivo.

Leyes de rapidez integradas

Relación entre las concentraciones de los reactivos y el tiempo, la cual depende del orden de la reacción (0, 1 o 2).

Tiempo de vida media ($t_{1/2}$)

El tiempo necesario para que la concentración de un reactivo se reduzca a la mitad de su valor inicial.

Teoría de colisiones

Principio que establece que las partículas deben chocar con suficiente energía y orientación molecular adecuada para que ocurra una reacción efectiva.

Energía de Activación ($E_a$)

Energía mínima que deben superar las moléculas al colisionar para alcanzar un estado activado y formar productos.

Estado de transición (complejo activado)

Especie inestable de máxima energía potencial que existe en el instante de una colisión efectiva, conteniendo enlaces parciales.

Ecuación de Arrhenius

Expresión que relaciona la constante de rapidez con la temperatura y la energía de activación: $k = A e^{\frac{-E_a}{RT}}$.

Mecanismo de reacción

Serie de pasos químicos individuales (reacciones elementales) por los cuales ocurre una reacción global.

Molecularidad

Número de partículas de reactivos en un paso elemental, clasificadas como unimolecular, bimolecular o termolecular.

Paso determinante

El paso elemental más lento de una reacción que limita la rapidez total y determina la ley de rapidez para la reacción completa.

Equilibrio Químico

Estado en el que las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes porque la rapidez directa e inversa se igualan.

Constante de Equilibrio ($K$)

Relación de las concentraciones (o presiones parciales) de productos y reactivos en el equilibrio a una temperatura dada.

Cociente de la Reacción ($Q$)

Relación de términos de concentración de productos y reactivos en cualquier momento de la reacción para determinar su dirección.

Kc versus Kp

Relación entre constantes de equilibrio donde $K_p = K_c (RT)^{\triangle n_{gas}}$, siendo $\triangle n_{gas}$ la diferencia de moles de productos y reactivos gaseosos.

Tabla ICE

Método organizado para calcular cantidades en equilibrio usando concentraciones Iniciales, el Cambio y el Equilibrio.

Principio de Le Châtelier

Establece que cuando un sistema en equilibrio se altera, este recupera el equilibrio mediante una reacción neta que reduce el efecto de la perturbación.

Efecto de la temperatura en el equilibrio

En reacciones exotérmicas ($\triangle H < 0$), un aumento de $T$ desplaza el equilibrio hacia reactivos; en endotérmicas ($\triangle H > 0$), lo desplaza hacia productos.