Apuntes · QuímicaES · Selectividad

Cinética química

La cinética química estudia con qué rapidez transcurren las reacciones y qué mecanismo microscópico las gobierna: define la velocidad de reacción, la formula mediante la ley diferencial de velocidad y los órdenes, y la explica con la teoría de colisiones y la del estado de transición. Pertenece al Bloque B (« La transformación química ») del currículo de Química de 2.º de Bachillerato (RD 243/2022) y es contenido plenamente evaluable en la fase de acceso de la Selectividad/PAU. Articula la energía de activación y la ecuación de Arrhenius con el efecto de la concentración, la temperatura, el grado de división y, muy especialmente, los catalizadores y su importancia industrial.

4seccionesca. 21min de lectura3competenciasNivelEstándar 3 · Profundización 1Revisado · 06/2026

T·0555 / 11

Perfil de examen

CE.1 · Comprender, describir y aplicar los fundamentos de los procesos químicos, atendiendo a su base experimental: interpretar la velocidad de reacción y los factores que la modifican a partir de datos cinéticos.CE.5 · Aplicar técnicas de trabajo propias de las ciencias experimentales y el razonamiento lógico-matemático para deducir órdenes de reacción, leyes de velocidad y energías de activación mediante la ecuación de Arrhenius.CE.4 · Reconocer la importancia del uso responsable de los productos y procesos químicos, valorando el papel de los catalizadores en la eficiencia y la sostenibilidad de los procesos industriales.

Operadores:defineexplicainterpretacalculadeducejustificarazonarelacionaanaliza

nivel básico

En la fase de acceso (obligatoria) se exige dominar el concepto y el cálculo de velocidad de reacción, deducir el orden y la ley de velocidad a partir de datos de velocidades iniciales, e interpretar cualitativamente los factores y el efecto del catalizador sobre la energía de activación.

nivel avanzado

Como materia de modalidad, se profundiza en el tratamiento cuantitativo de la ecuación de Arrhenius (cálculo de Ea a partir de dos temperaturas) y en la distinción rigurosa entre catálisis homogénea, heterogénea y enzimática, conectando con la termodinámica (un catalizador no altera ΔH ni la constante de equilibrio).

Profundidad

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Inhalt · 4 secciones

Cinética química

Velocidad de reacción y ley diferencial de velocidad; órdenes de reacción#

StandardBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química 2.º Bach · Bloque B · quimica — El concepto de velocidad de reacción; la ley diferencial de velocidad y los órdenes de reacción.

La cinética química responde a una pregunta que la termodinámica deja abierta: una reacción puede ser espontánea (ΔG < 0) y, sin embargo, ser tan lenta que parezca no ocurrir, como la oxidación del hierro o la combustión del carbón a temperatura ambiente. La velocidad de reacción mide cuán deprisa se transforman los reactivos en productos, es decir, la variación de la concentración de una especie por unidad de tiempo. Como las concentraciones de los reactivos disminuyen y las de los productos aumentan, se define una velocidad de reacción única —siempre positiva— dividiendo la velocidad de cada especie por su coeficiente estequiométrico y anteponiendo un signo menos a los reactivos.

Para una reacción genérica aA + bB → cC + dD, la velocidad única es v = −(1/a)·d[A]/dt = −(1/b)·d[B]/dt = +(1/c)·d[C]/dt = +(1/d)·d[D]/dt, y se expresa en mol·L⁻¹·s⁻¹. Distinguimos la velocidad media (variación de concentración entre dos instantes, Δ[ ]/Δt) de la velocidad instantánea (límite cuando Δt → 0, es decir, la derivada y la pendiente de la tangente a la curva concentración-tiempo). La velocidad instantánea inicial, medida justo al comenzar la reacción, es la más útil experimentalmente porque aún no interfieren los productos ni la reacción inversa.

La dependencia de la velocidad con las concentraciones se recoge en la ley diferencial de velocidad: v = k·[A]^m·[B]^n. La constante k es la constante cinética o de velocidad, característica de cada reacción y dependiente de la temperatura (no de las concentraciones); los exponentes m y n son los órdenes parciales respecto de A y de B, y su suma m + n es el orden total. Es absolutamente esencial entender que los órdenes son magnitudes EXPERIMENTALES: no coinciden, en general, con los coeficientes estequiométricos y solo se determinan midiendo (Fig. 2). Únicamente coincidirían en una reacción que transcurriera en una sola etapa elemental.

Los órdenes determinan la forma de la curva concentración-tiempo (Fig. 1). En una reacción de orden cero la velocidad es constante (v = k) y [A] decrece linealmente; en una de primer orden v = k·[A] y [A] decae exponencialmente, con un período de semirreacción (tiempo en que la concentración se reduce a la mitad) constante e independiente de la concentración inicial, t₁/₂ = ln 2 / k; en una de segundo orden el decaimiento es aún más acusado al principio y más lento al final. Las unidades de k delatan el orden total: mol·L⁻¹·s⁻¹ para orden cero, s⁻¹ para primer orden y L·mol⁻¹·s⁻¹ para segundo orden, porque v siempre debe resultar en mol·L⁻¹·s⁻¹.

v = -\frac{1}{a}\frac{d[A]}{dt} = -\frac{1}{b}\frac{d[B]}{dt} = \frac{1}{c}\frac{d[C]}{dt} = \frac{1}{d}\frac{d[D]}{dt}

Velocidad de reacción única

Para aA + bB \to cC + dD; el signo negativo en los reactivos hace que la velocidad sea siempre positiva.

v = k\,[A]^{m}[B]^{n}

Ley diferencial de velocidad

m y n son los órdenes parciales (experimentales); m + n es el orden total; k es la constante cinética.

t_{1/2} = \frac{\ln 2}{k}

Período de semirreacción (primer orden)

En una reacción de primer orden el tiempo de semirreacción es constante e independiente de la concentración inicial.

Ejemplo resuelto

Deducir la ley de velocidad por el método de las velocidades iniciales

Para A + B → productos se miden, a 25 ºC, las velocidades iniciales: Exp.1: [A]₀=0,10 M, [B]₀=0,10 M, v=2,0·10⁻³ M·s⁻¹; Exp.2: [A]₀=0,20 M, [B]₀=0,10 M, v=8,0·10⁻³ M·s⁻¹; Exp.3: [A]₀=0,10 M, [B]₀=0,20 M, v=4,0·10⁻³ M·s⁻¹. Halla los órdenes parciales, el orden total, la ley de velocidad y la constante k.

Orden respecto de A (Exp.2 / Exp.1)
Entre el experimento 2 y el 1 solo cambia [A] (se dobla) y [B] es constante. La velocidad pasa de 2,0·10⁻³ a 8,0·10⁻³, es decir, se multiplica por 4. Como 2^m = 4, el orden respecto de A es m = 2.
Orden respecto de B (Exp.3 / Exp.1)
Entre el experimento 3 y el 1 solo cambia [B] (se dobla) y [A] es constante. La velocidad pasa de 2,0·10⁻³ a 4,0·10⁻³, es decir, se duplica. Como 2^n = 2, el orden respecto de B es n = 1.
Ley de velocidad y orden total
La ley de velocidad es v = k·[A]²·[B]; el orden total es la suma de los parciales: 2 + 1 = 3.
Cálculo de k
Despejamos k de cualquier experimento (Exp.1): k = v / ([A]²·[B]) = 2,0·10⁻³ / (0,10²·0,10) = 2,0·10⁻³ / 1,0·10⁻³ = 2,0. Las unidades, para que v resulte en M·s⁻¹ con orden total 3, son M⁻²·s⁻¹.

Resultado: Orden respecto de A = 2; orden respecto de B = 1; orden total = 3. Ley de velocidad: v = k·[A]²·[B], con k = 2,0 M⁻²·s⁻¹.

Errores frecuentes

Confundir los órdenes de reacción con los coeficientes estequiométricos: los exponentes de la ley de velocidad son experimentales y deben deducirse de los datos, salvo que el enunciado afirme que la reacción es elemental.
Olvidar el signo menos o el factor 1/coeficiente al expresar la velocidad en función de un reactivo, o dar a k unas unidades fijas (p. ej. s⁻¹) sin comprobar que cuadren con el orden total hallado.

Repaso activo

Para la reacción 2 NO(g) + O₂(g) → 2 NO₂(g) se obtienen, a temperatura constante, las velocidades iniciales: (1) [NO]₀ = 0,010 M, [O₂]₀ = 0,010 M → v = 2,5·10⁻³ M·s⁻¹; (2) [NO]₀ = 0,020 M, [O₂]₀ = 0,010 M → v = 1,0·10⁻² M·s⁻¹; (3) [NO]₀ = 0,010 M, [O₂]₀ = 0,020 M → v = 5,0·10⁻³ M·s⁻¹. Determina los órdenes parciales, el orden total, la ley de velocidad, y calcula k con sus unidades.

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Real Decreto 243/2022 — enseñanzas mínimas del Bachillerato (saberes básicos, Anexo II) (Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE))

Modelos cinéticos: teoría de colisiones y del estado de transición#

StandardBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química 2.º Bach · Bloque B · quimica — La teoría de las colisiones y la teoría del estado de transición (complejo activado).

Para explicar microscópicamente por qué unas reacciones son rápidas y otras lentas, y por qué la temperatura y la concentración influyen, se recurre a dos modelos complementarios. El primero es la teoría de colisiones: para que dos especies reaccionen es necesario que sus partículas choquen. Pero no todo choque es eficaz; de hecho, solo una fracción pequeñísima de las colisiones conduce a la reacción. La velocidad es, por tanto, proporcional al número de colisiones eficaces por unidad de tiempo, no al número total de colisiones.

Una colisión es eficaz —produce reacción— únicamente si se cumplen dos condiciones simultáneas. Primera, la condición energética: las partículas que chocan deben aportar una energía igual o superior a un umbral mínimo, la energía de activación, necesaria para romper los enlaces de los reactivos y empezar a formar los de los productos. Segunda, la condición de orientación geométrica: las moléculas deben colisionar con una disposición espacial adecuada, de modo que los átomos que han de unirse queden enfrentados (Fig. 1). Esto explica que las reacciones entre moléculas grandes o complejas, con muchas orientaciones desfavorables, tiendan a ser más lentas; se cuantifica mediante un factor estérico o de orientación.

Teoría de colisiones: orientación favorable frente a desfavorable

La teoría del estado de transición, o del complejo activado, profundiza en lo que sucede durante la colisión eficaz. Al aproximarse los reactivos con energía suficiente, se forma una especie intermedia inestable y de vida fugaz —el complejo activado— en la que los enlaces antiguos están parcialmente rotos y los nuevos parcialmente formados. Este complejo se sitúa en el máximo del perfil energético de la reacción (la cima de la barrera) y puede evolucionar hacia los productos o regresar a los reactivos. No debe confundirse con un intermedio de reacción estable: el complejo activado no es aislable.

El perfil o diagrama de energía de la reacción (Fig. 2) representa la energía del sistema frente al avance de la reacción (coordenada de reacción). La diferencia entre la energía del complejo activado y la de los reactivos es la energía de activación directa, Ea; la diferencia entre la energía de los productos y la de los reactivos es la variación de entalpía, ΔH. Si los productos quedan por debajo de los reactivos, la reacción es exotérmica (ΔH < 0); si quedan por encima, es endotérmica (ΔH > 0). La barrera de activación es independiente del signo de ΔH: incluso una reacción muy exotérmica puede ser lenta si su Ea es elevada.

E_a(\text{inversa}) = E_a(\text{directa}) - \Delta H

Relación entre las energías de activación

Permite obtener la barrera de la reacción inversa a partir de la directa y de la entalpía de reacción.

Ejemplo resuelto

Energía de activación de la reacción inversa y lectura del diagrama

Una reacción presenta una energía de activación directa de 90 kJ/mol y libera 60 kJ/mol (ΔH = −60 kJ/mol). Indica si es exotérmica o endotérmica, calcula la energía de activación de la reacción inversa y razona si la reacción inversa será más o menos lenta que la directa (a igual temperatura y sin catalizador).

Clasificación del proceso
Como ΔH = −60 kJ/mol < 0, la reacción libera energía: es exotérmica. En el diagrama, los productos quedan 60 kJ/mol por debajo de los reactivos.
Energía de activación inversa
La barrera de la reacción inversa se mide desde los productos hasta el mismo máximo (complejo activado): Ea(inversa) = Ea(directa) − ΔH = 90 − (−60) = 150 kJ/mol.
Comparación de velocidades
La reacción inversa tiene una barrera mayor (150 kJ/mol frente a 90 kJ/mol). A igual temperatura, una Ea más alta implica que una fracción menor de colisiones supera el umbral, por lo que la reacción inversa será más lenta que la directa.

Resultado: La reacción es exotérmica; la energía de activación de la reacción inversa es 150 kJ/mol y, por tener mayor barrera, la reacción inversa es más lenta que la directa.

Errores frecuentes

Identificar el complejo activado con un intermedio de reacción estable: el complejo activado está en el máximo de energía y no es aislable, mientras que un intermedio estaría en un mínimo local.
Confundir la energía de activación con la entalpía de reacción: Ea es la barrera (altura desde los reactivos hasta el máximo) y ΔH es la diferencia de niveles entre productos y reactivos; una reacción muy exotérmica puede tener una Ea grande.

Repaso activo

Dada una reacción exotérmica con ΔH = −60 kJ/mol y una energía de activación directa Ea(directa) = 90 kJ/mol, dibuja el diagrama de energía, sitúa el complejo activado y calcula la energía de activación de la reacción inversa.

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Currículo de Bachillerato (LOMLOE) — materias y saberes básicos (Ministerio de Educación, Formación Profesional y Deportes — educagob)

Energía de activación y ecuación de Arrhenius#

VertiefungBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química 2.º Bach · Bloque B · quimica — La energía de activación y la ecuación de Arrhenius.

La constante de velocidad k no es un número fijo: depende de manera muy acusada de la temperatura. La relación cuantitativa entre ambas la estableció Svante Arrhenius en 1889 y constituye una de las herramientas centrales de la cinética química. La ecuación de Arrhenius expresa que k crece exponencialmente con la temperatura y decrece exponencialmente con la energía de activación: k = A·e^(−Ea/RT), donde A es el factor de frecuencia o preexponencial (relacionado con el número de colisiones y su orientación), Ea es la energía de activación, R la constante de los gases (8,314 J·mol⁻¹·K⁻¹) y T la temperatura absoluta en kelvin.

El término exponencial e^(−Ea/RT) representa precisamente la fracción de moléculas que, a la temperatura T, poseen una energía igual o superior a la energía de activación; es decir, la fracción de colisiones energéticamente eficaces. Al aumentar T, este factor crece deprisa porque la distribución de energías de las moléculas (distribución de Maxwell-Boltzmann) se ensancha y desplaza hacia energías mayores (Fig. 2): muchas más moléculas superan la barrera Ea, y por eso la velocidad se dispara. Una regla aproximada clásica afirma que la velocidad se duplica, más o menos, por cada aumento de 10 ºC, aunque la cifra exacta depende de Ea.

Distribución de energías (Maxwell-Boltzmann) y efecto de la temperatura

Para trabajar con datos experimentales conviene linealizar la ecuación tomando logaritmos neperianos: ln k = ln A − (Ea/R)·(1/T). Esta es la ecuación de una recta si se representa ln k frente a 1/T (Fig. 1): la pendiente vale −Ea/R (de donde se obtiene Ea = −R·pendiente) y la ordenada en el origen es ln A. Es la forma habitual de determinar experimentalmente la energía de activación de una reacción a partir de medidas de k a varias temperaturas.

Cuando solo se dispone de la constante de velocidad a dos temperaturas, T₁ y T₂, no hace falta representar nada: basta restar las dos expresiones logarítmicas para llegar a la forma de dos puntos, ln(k₂/k₁) = −(Ea/R)·(1/T₂ − 1/T₁), equivalente a ln(k₂/k₁) = (Ea/R)·(1/T₁ − 1/T₂). De aquí se despeja Ea conociendo k₁, k₂, T₁ y T₂. Hay que recordar siempre dos cosas: la temperatura en kelvin y la coherencia de unidades (si R está en J·mol⁻¹·K⁻¹, Ea sale en J·mol⁻¹; se pasa a kJ·mol⁻¹ dividiendo entre 1000).

k = A\,e^{-E_a/(RT)}

Ecuación de Arrhenius

A es el factor de frecuencia, Ea la energía de activación, R = 8.314 J·mol⁻¹·K⁻¹ y T la temperatura absoluta.

\ln k = \ln A - \frac{E_a}{R}\cdot\frac{1}{T}

Forma lineal de Arrhenius

Representando ln k frente a 1/T se obtiene una recta de pendiente -Ea/R y ordenada en el origen ln A.

\ln\frac{k_2}{k_1} = \frac{E_a}{R}\left(\frac{1}{T_1}-\frac{1}{T_2}\right)

Forma de dos puntos

Permite calcular Ea a partir de k a dos temperaturas; las temperaturas en kelvin.

Ejemplo resuelto

Cálculo de la energía de activación a partir de k a dos temperaturas

La constante de velocidad de una reacción es k₁ = 3,0·10⁻³ s⁻¹ a T₁ = 298 K y k₂ = 5,8·10⁻³ s⁻¹ a T₂ = 308 K. Calcula la energía de activación, en kJ/mol. (R = 8,314 J·mol⁻¹·K⁻¹.)

Forma de dos puntos de Arrhenius
Partimos de ln(k₂/k₁) = (Ea/R)·(1/T₁ − 1/T₂), con las temperaturas en kelvin.
Cociente de constantes
Calculamos el primer miembro: k₂/k₁ = 5,8·10⁻³ / 3,0·10⁻³ = 1,933, y ln(1,933) = 0,659.
Término de temperaturas
Calculamos 1/T₁ − 1/T₂ = 1/298 − 1/308 = 3,3557·10⁻³ − 3,2468·10⁻³ = 1,089·10⁻⁴ K⁻¹.
Despeje de Ea
Ea = R·ln(k₂/k₁) / (1/T₁ − 1/T₂) = 8,314·0,659 / 1,089·10⁻⁴ = 5,479 / 1,089·10⁻⁴ ≈ 5,03·10⁴ J/mol = 50,3 kJ/mol.

Resultado: La energía de activación de la reacción es Ea ≈ 50,3 kJ/mol.

Errores frecuentes

Operar con la temperatura en grados Celsius en lugar de kelvin, lo que falsea por completo el cálculo de Ea.
Equivocar el signo o el orden en la forma de dos puntos (confundir 1/T₁ − 1/T₂ con 1/T₂ − 1/T₁) y olvidar convertir Ea de J/mol a kJ/mol, o no usar R = 8,314 J·mol⁻¹·K⁻¹ en concordancia con las unidades de energía.

Repaso activo

La constante de velocidad de cierta reacción vale k₁ = 1,2·10⁻² s⁻¹ a 300 K y k₂ = 9,6·10⁻² s⁻¹ a 330 K. Calcula la energía de activación (en kJ/mol) y el factor preexponencial A.

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Real Decreto 243/2022 — enseñanzas mínimas del Bachillerato (saberes básicos, Anexo II) (Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE))

Factores que modifican la velocidad y papel de los catalizadores#

StandardBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química 2.º Bach · Bloque B · quimica — La influencia de las condiciones de reacción (concentración, temperatura, estado de división y superficie de contacto); el uso de catalizadores y su importancia industrial.

Catálisis heterogénea: adsorción de reactivos sobre la superficie del sólido

Una vez comprendido el modelo microscópico, los factores que modifican la velocidad de reacción se explican con naturalidad como cambios en el número o en la eficacia de las colisiones. El primero es la concentración de los reactivos: al aumentar la concentración hay más partículas por unidad de volumen, los choques son más frecuentes y la velocidad crece (de acuerdo con la ley de velocidad v = k·[A]^m·[B]^n). En los gases, un aumento de presión equivale a un aumento de concentración y produce el mismo efecto acelerador.

El segundo factor es la temperatura, ya analizado mediante la ecuación de Arrhenius: al elevar T no solo chocan las partículas con más frecuencia, sino que —y esto es lo decisivo— una fracción mucho mayor de colisiones supera la energía de activación, por lo que la velocidad aumenta exponencialmente. El tercero es el estado de división y la superficie de contacto, relevante en las reacciones heterogéneas (las que ocurren entre fases distintas, p. ej. un sólido y un gas o un líquido): cuanto más finamente dividido está un sólido, mayor es su superficie expuesta, más puntos de contacto hay y más rápida es la reacción. Por eso una limadura de hierro arde con facilidad mientras que un clavo apenas se oxida, o por eso el polvo de ciertos materiales puede ser explosivo.

El cuarto factor, y el de mayor calado industrial, es el uso de catalizadores. Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de una reacción sin consumirse en el proceso global: se regenera al final y no figura en la ecuación ajustada. Actúa proporcionando un mecanismo de reacción alternativo con una energía de activación menor (Fig. 1), de modo que una fracción mayor de moléculas supera la barrera a la misma temperatura. Es crucial entender qué NO hace un catalizador: no modifica la entalpía de la reacción (ΔH) ni la posición del equilibrio ni el valor de la constante de equilibrio; rebaja por igual la barrera directa y la inversa, de modo que acelera ambas reacciones y solo hace que el equilibrio se alcance antes.

Se distinguen tres tipos de catálisis. En la catálisis homogénea el catalizador está en la misma fase que los reactivos (por ejemplo, en disolución). En la catálisis heterogénea el catalizador está en una fase distinta —típicamente un sólido sobre cuya superficie se adsorben los reactivos—, como ocurre en muchos procesos industriales (Fig. 2). En la catálisis enzimática las enzimas, catalizadores biológicos de naturaleza proteica, aceleran de forma extraordinaria y muy selectiva las reacciones de los seres vivos. La importancia industrial de la catálisis es enorme: el hierro en la síntesis de amoníaco (proceso Haber-Bosch), el platino-rodio en la oxidación del amoníaco para fabricar ácido nítrico, los catalizadores de los tubos de escape de los automóviles (que transforman gases tóxicos en otros menos dañinos) o los procesos enzimáticos de la industria alimentaria; al permitir trabajar a menor temperatura, los catalizadores ahorran energía y reducen el impacto ambiental, lo que enlaza con un uso responsable de los recursos.

E_a^{\text{cat}} < E_a \quad\Rightarrow\quad v_{\text{cat}} > v

Efecto del catalizador

El catalizador rebaja la energía de activación (barrera directa e inversa por igual), aumentando la velocidad sin cambiar ΔH ni la constante de equilibrio.

Ejemplo resuelto

Razonar el efecto de los factores cinéticos sobre una reacción gaseosa

Para la reacción en fase gaseosa 2 SO₂(g) + O₂(g) → 2 SO₃(g), de ley de velocidad v = k·[SO₂]²·[O₂], razona qué le ocurre a la velocidad inicial si: (a) se duplica la concentración de SO₂ manteniendo la de O₂; (b) se eleva la temperatura; (c) se añade un catalizador de óxido de vanadio(V). ¿De qué tipo de catálisis se trata en (c)?

(a) Doblar [SO₂]
El SO₂ entra al cuadrado en la ley de velocidad. Al duplicar [SO₂], el factor [SO₂]² se multiplica por 2² = 4. Como [O₂] no cambia, la velocidad inicial se multiplica por 4.
(b) Elevar la temperatura
Según Arrhenius, al aumentar T crece exponencialmente la fracción de colisiones con energía ≥ Ea, de modo que k aumenta y la velocidad crece de forma acusada (mucho más que por el simple aumento de la frecuencia de choques).
(c) Añadir el catalizador
El V₂O₅ ofrece una ruta de menor energía de activación, por lo que aumenta la velocidad sin alterar ΔH ni la constante de equilibrio. Como el catalizador es un sólido y los reactivos son gases (fases distintas), se trata de catálisis heterogénea (es, de hecho, el catalizador del proceso de contacto para fabricar ácido sulfúrico).

Resultado: (a) La velocidad se multiplica por 4; (b) la velocidad aumenta de forma acusada por el incremento exponencial de k con T; (c) la velocidad aumenta por una ruta de menor Ea, sin cambiar ΔH ni Keq, mediante catálisis heterogénea.

Errores frecuentes

Afirmar que un catalizador desplaza el equilibrio o aumenta el rendimiento de la reacción: solo acelera por igual la reacción directa y la inversa, sin modificar ΔH ni la constante de equilibrio.
Decir que el catalizador se consume en la reacción o que disminuye la energía de la reacción (ΔH): lo que disminuye es la energía de activación (la barrera), y el catalizador se regenera y no aparece en la ecuación global.

Repaso activo

Justifica, usando la teoría de colisiones, por qué (a) una pastilla efervescente se disuelve más rápido triturada que entera, y (b) la reacción de descomposición del peróxido de hidrógeno es mucho más rápida en presencia de la enzima catalasa. Indica qué tipo de catálisis interviene en (b) y si la catalasa modifica el ΔH de la reacción.

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Real Decreto 534/2024 — Prueba de Acceso a la Universidad (PAU) (Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE))

Referencias y fuentes

Fuentes

Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE)

Ministerio de Educación, Formación Profesional y Deportes — educagob

Currículo de Bachillerato (LOMLOE) — materias y saberes básicos

Cinética química

Puntos clave

Deducir la ley de velocidad por el método de las velocidades iniciales

Puntos clave

Energía de activación de la reacción inversa y lectura del diagrama

Puntos clave

Cálculo de la energía de activación a partir de k a dos temperaturas

Puntos clave

Razonar el efecto de los factores cinéticos sobre una reacción gaseosa

Fuentes

Cinética química

Puntos clave

Deducir la ley de velocidad por el método de las velocidades iniciales

Puntos clave

Energía de activación de la reacción inversa y lectura del diagrama

Puntos clave

Cálculo de la energía de activación a partir de k a dos temperaturas

Puntos clave

Razonar el efecto de los factores cinéticos sobre una reacción gaseosa

Fuentes