11.1: Velocidad de reacción

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La velocidad de una reacción química (o la velocidad de reacción) se puede definir por el tiempo necesario para que ocurra un cambio en la concentración. Pero hay un problema en que esto permite que la definición se haga en base a cambios de concentración tanto para los reactivos como para los productos. Además, debido a preocupaciones estequiométricas, ¡las tasas a las que las concentraciones son generalmente diferentes! Hacia este fin, se utiliza la siguiente convención.

Para una reacción general

\[a A + b B \rightarrow c C + d D\]

la velocidad de reacción puede definirse por cualquiera de las relaciones

\[\text{rate} = - \dfrac{1}{a} \dfrac{\Delta [A]}{dt} = - \dfrac{1}{b} \dfrac{\Delta[B]}{dt} = + \dfrac{1}{c} \dfrac{\Delta [C]}{dt} = + \dfrac{1}{d} \dfrac{ \Delta [D]}{dt}\]

O para intervalos de tiempo infinitesimales

\[\text{rate} = - \dfrac{1}{a} \dfrac{d[A]}{dt} = - \dfrac{1}{b} \dfrac{d[C]}{dt} = + \dfrac{1}{c} \dfrac{d[C]}{dt} = + \dfrac{1}{d} \dfrac{d[D]}{dt}\]

Ejemplo\(\PageIndex{1}\):

Bajo cierto conjunto de condiciones, la velocidad de la reacción

\[N_2 + 3 H_2 \rightarrow 2 NH_3\]

la velocidad de reacción es\(6.0 \times 10^{-4}\, M/s\). Calcular el tiempo-tasa de cambio para las concentraciones de N ₂, H ₂ y NH ₃.

Solución:

Debido a la estequiometría de la reacción,

\[\text{rate} = - \dfrac{d[N_2]}{dt} = - \dfrac{1}{3} \dfrac{d[H_2]}{dt} = + \dfrac{1}{2} \dfrac{d[NH_3]}{dt} \]

entonces

\[\dfrac{d[N_2]}{dt} = -6.0 \times 10^{-4} \,M/s\]

\[\dfrac{d[H_2]}{dt} = -2.0 \times 10^{-4} \,M/s\]

\[\dfrac{d[NH_3]}{dt} = 3.0 \times 10^{-4} \,M/s\]

Nota: Los derivados del tiempo para los reactivos son negativos porque las concentraciones de reactivos están disminuyendo, y las de los productos son positivas ya que las concentraciones de productos aumentan a medida que avanza la reacción.