Cinética química

a) Ley de velocidad y unidades de $k$

Con orden 1 respecto a cada reactivo (orden total 2):$$v = k\,[\text{H}_2]\,[\text{I}_2]$$Despejando $k$ y sustituyendo las unidades:$$k = \frac{v}{[\text{H}_2]\,[\text{I}_2]} \;\Rightarrow\; \frac{\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}\cdot\text{s}^{-1}}{(\text{mol}\cdot\text{L}^{-1})^2} = \text{L}\cdot\text{mol}^{-1}\cdot\text{s}^{-1}$$Es decir, $k$ se mide en $\text{L}\cdot\text{mol}^{-1}\cdot\text{s}^{-1}$ (o $\text{M}^{-1}\cdot\text{s}^{-1}$).

b) Variación de la velocidad

i) Se duplica la presión a temperatura constante.

Si la presión se duplica por una reducción del volumen, este se reduce a la mitad. Como $[\text{X}] = n/V$ (o $[\text{X}] = p_\text{X}/RT$), las concentraciones de $\text{H}_2$ y de $\text{I}_2$ se duplican. La temperatura no cambia, así que $k$ tampoco:$$v' = k\,(2[\text{H}_2])\,(2[\text{I}_2]) = 4\,k\,[\text{H}_2]\,[\text{I}_2] = 4\,v$$La velocidad se hace cuatro veces mayor: hay más moléculas por unidad de volumen y los choques son más frecuentes.

ii) Se aumenta la temperatura.

Según la ecuación de Arrhenius:$$k = A\,e^{-E_a/(RT)}$$al aumentar $T$ el exponente $-E_a/(RT)$ se hace menos negativo y $k$ crece (de forma exponencial). Con las mismas concentraciones, la velocidad aumenta. Según la teoría de colisiones, las moléculas se mueven más deprisa, chocan más a menudo y, sobre todo, aumenta mucho la fracción de choques con energía suficiente para superar la energía de activación, que son los eficaces.

iii) Se añade un catalizador.

Un catalizador proporciona un mecanismo alternativo con menor energía de activación. Al bajar $E_a$, en la ecuación de Arrhenius aumenta $k$ y, por tanto, la velocidad aumenta: una fracción mayor de los choques tiene energía suficiente para ser eficaz.

El catalizador no se consume en la reacción, no modifica la entalpía de reacción ni la constante de equilibrio: acelera por igual la reacción directa y la inversa, de modo que el equilibrio se alcanza antes pero en el mismo punto.