Calculadora del orden de reacción a partir de velocidades iniciales
Introduce la concentración y la velocidad inicial medida en cada experimento, y esta calculadora determina el orden de reacción n, la constante de velocidad k y la ecuación de velocidad completa mediante el método de las velocidades iniciales.
Hallar el orden de reacción a partir de una tabla de velocidades iniciales
Fórmula del orden de reacción a partir de velocidades iniciales
Donde:
- \(r_1, r_2\) — velocidades iniciales medidas en dos experimentos (mol·L⁻¹·s⁻¹)
- \([A]_1, [A]_2\) — las concentraciones del reactivo correspondientes (mol/L)
- \(n\) — orden de reacción con respecto al reactivo A
- \(k\) — constante de velocidad (su unidad depende de \(n\))
La fórmula se obtiene tomando logaritmos en la ecuación de velocidad \(r = k[A]^n\): como \(k\) se cancela cuando lo único que cambia entre dos experimentos es la concentración de A, el cociente entre las dos velocidades deja aislado el orden \(n\).
Orden de reacción: ejemplo de cálculo
Ejemplo: se realizaron tres experimentos a 25 °C variando únicamente la concentración del reactivo A. Las velocidades iniciales fueron: con [A] = 0.10 M, 5.0×10⁻⁴ M/s; con [A] = 0.20 M, 1.0×10⁻³ M/s; con [A] = 0.40 M, 2.0×10⁻³ M/s.
\[ n = \frac{\ln\left(1.0\times10^{-3} / 5.0\times10^{-4}\right)}{\ln(0.20/0.10)} = \frac{\ln 2}{\ln 2} = 1 \]
El otro par (0.20 → 0.40 M) da el mismo resultado, de modo que el orden medio es \(n = 1\). La constante de velocidad a partir de cada experimento:
\[ k = \frac{r}{[A]^1} = \frac{5.0\times10^{-4}}{0.10} = \frac{1.0\times10^{-3}}{0.20} = \frac{2.0\times10^{-3}}{0.40} = 5.0\times10^{-3}\ \text{s}^{-1} \]
Resultado: \(n = 1\) (primer orden con respecto a A), \(k = 5.0\times10^{-3}\ \text{s}^{-1}\), y la ecuación de velocidad es \(r = 5.0\times10^{-3}[A]\). Al duplicar [A] se duplica la velocidad.
Cómo usar la calculadora
- En el campo Experimentos — Concentración ; Velocidad inicial, introduce los datos como pares: la concentración del reactivo en mol/L seguida de su velocidad inicial medida en mol/(L·s).
- Separa los valores con espacios, punto y coma o saltos de línea: la entrada predefinida
0.10; 5.0e-4; 0.20; 1.0e-3; 0.40; 2.0e-3muestra el formato esperado. - Se aceptan tanto la notación científica (
5.0e-4) como la coma decimal (0,10). - Aporta al menos dos experimentos con concentraciones distintas; cuantos más puntos de datos, más fiable será el orden obtenido.
- Lee los resultados: el Orden de reacción \(n\), la Constante de velocidad \(k\) con su unidad, la Ecuación de velocidad ajustada, una tabla de Experimentos y órdenes por pares y los Detalles del cálculo, que explican cada paso.
¿Qué es el orden de reacción y por qué importa?
El orden de una reacción con respecto a un reactivo A es el exponente \(n\) de la ecuación de velocidad \(r = k[A]^n\). Indica lo sensible que es la velocidad a un cambio de concentración: cuando [A] se duplica, una velocidad de orden cero no cambia, una de primer orden se duplica y una de segundo orden se cuadruplica. El orden es una magnitud experimental: no puede deducirse de la ecuación ajustada, porque refleja el mecanismo real por el que transcurre la reacción, y no solo su estequiometría global.
El método de las velocidades iniciales es la forma clásica de medirlo. Se repite la reacción varias veces cambiando únicamente la concentración inicial de A y manteniendo todo lo demás —otros reactivos, temperatura, disolvente— constante. Como se comparan los primeros instantes de la reacción (\(t \approx 0\)), las concentraciones siguen siendo esencialmente las preparadas, las reacciones inversas aún no han acumulado productos y se evitan las complicaciones derivadas del cambio de concentración durante el experimento.
La calculadora compara cada par de concentraciones distintas consecutivas, calcula un orden para cada par y los promedia. Si todos los pares coinciden, los datos son coherentes con una única ecuación de velocidad, y se informa del valor medio junto con la constante de velocidad \(k\), obtenida dividiendo cada velocidad medida entre \([A]^n\). Interpretar el resultado es sencillo: \(n = 0\), 1, 2 o 3 corresponde a un comportamiento de orden cero, primero, segundo o tercero; un valor próximo a 0.5 u otras fracciones suele señalar un mecanismo en cadena o complejo, mientras que órdenes por pares muy dispares apuntan a datos erróneos o a una ecuación de velocidad que no es una potencia simple de [A].
Una vez conocidos \(n\) y \(k\), puedes predecir la velocidad a cualquier concentración, comparar la rapidez de distintos reactivos en el mismo proceso o incorporar el orden a modelos cinéticos; por ejemplo, una reacción de primer orden presenta la conocida semivida constante que puedes estudiar con la calculadora del tiempo de semirreacción.
Supuestos, limitaciones y consejos prácticos
- Un reactivo cada vez. La calculadora determina solo el orden con respecto a A. Para obtener el orden global de una reacción con varios reactivos, repite los experimentos variando cada reactivo por separado mientras los demás se mantienen constantes (o en gran exceso). Los órdenes individuales se suman entonces para dar el orden global.
- Se asumen concentraciones en mol/L y velocidades en mol·L⁻¹·s⁻¹, de modo que \(k\) lleva la unidad s⁻¹ para el primer orden, M·s⁻¹ para el orden cero, M⁻¹·s⁻¹ para el segundo orden y, en general, M1−n·s⁻¹.
- La temperatura constante es imprescindible. \(k\) depende fuertemente de la temperatura (consulta la calculadora de la ecuación de Van 't Hoff para ver cómo cambian las constantes de equilibrio, y de forma análoga las de velocidad, con la temperatura). Todos los experimentos deben realizarse a la misma temperatura.
- Velocidades iniciales reales. La velocidad tabulada debe ser la velocidad instantánea en \(t \approx 0\), que normalmente se obtiene de la pendiente de la curva concentración–tiempo al inicio. Velocidades promediadas en un intervalo largo distorsionan el orden.
- Las concentraciones repetidas se promedian. Si dos experimentos comparten el mismo [A], sus velocidades se promedian antes de calcular el orden; aparece un aviso si las velocidades repetidas difieren mucho.
- Comprueba la dispersión. Si la calculadora informa de órdenes por pares que difieren en más de 0.1 aproximadamente, los datos no son internamente coherentes: vuelve a medir las velocidades o considera que el orden puede variar con la concentración (p. ej., cinética de saturación).
- Existen órdenes fraccionarios y negativos. Órdenes como ½ (reacciones en cadena, descomposición térmica) o −1 (inhibición por un producto o veneno del catalizador) son químicamente reales, pero conviene confirmarlos con puntos de datos adicionales.
Órdenes típicos y su significado
| Orden n | Efecto de duplicar [A] | Unidad de k | Ejemplo habitual |
|---|---|---|---|
| 0 | la velocidad no cambia | M·s⁻¹ | reacciones fotoquímicas; saturación enzimática |
| 1 | velocidad ×2 | s⁻¹ | desintegraciones radiactivas; muchas descomposiciones |
| 2 | velocidad ×4 | M⁻¹·s⁻¹ | dimerización; descomposición del HI |
| 3 | velocidad ×8 | M⁻²·s⁻¹ | reacción del NO con ciertos gases |
| ½ | velocidad ×1.41 | M½·s⁻¹ | descomposición térmica del acetaldehído |
Para cálculos relacionados, la calculadora de entalpía de reacción a partir de energías de enlace estima el calor de una reacción a partir de sus enlaces, complementando la información cinética que obtienes aquí.
Preguntas frecuentes
¿Puede el orden de reacción ser negativo o cero, y qué significa eso?
Sí. Un orden cero significa que la velocidad no depende de la concentración de ese reactivo, algo habitual cuando un catalizador o una superficie está saturada. Un orden negativo significa que la velocidad disminuye al aumentar la concentración del reactivo, lo que ocurre cuando el reactivo inhibe la reacción o bloquea un sitio del catalizador. Ambos son químicamente reales, de modo que un resultado como −1 o 0 no es necesariamente un error, aunque conviene confirmarlo con puntos de datos adicionales a distintas concentraciones.
¿Cómo calculo el orden de reacción a mano, sin calculadora?
Toma dos experimentos en los que solo cambie [A] y compara cocientes sencillos. Si al duplicar [A] la velocidad no cambia, n = 0; si se duplica, n = 1; si se cuadruplica, n = 2. En casos menos evidentes, aplica \( n = \ln(r_2/r_1) / \ln([A]_2/[A]_1) \). Ejemplo: la velocidad se triplica al duplicar [A], luego \( n = \ln 3 / \ln 2 \approx 1.58 \). Con más de dos experimentos, calcula n para cada par y promedia.
¿Qué unidades tiene la constante de velocidad k, y puedo convertirlas?
La unidad de \(k\) depende del orden: equivale a \( \text{M}^{1-n}\cdot\text{s}^{-1} \) cuando las concentraciones están en mol/L y las velocidades en M/s. Así, k es s⁻¹ para el primer orden, M·s⁻¹ para el orden cero y M⁻¹·s⁻¹ para el segundo. Si usas unidades de concentración o de tiempo distintas (p. ej. mmol/L o min⁻¹), el número cambia en consecuencia: recalcula siempre k a partir de \( k = r/[A]^n \) después de convertir.
¿Por qué el orden calculado me sale como una fracción, por ejemplo 0.5 o 1.3?
Los órdenes fraccionarios suelen indicar un mecanismo en varios pasos o en cadena: la descomposición térmica del acetaldehído es un ejemplo célebre de orden 1.5. No obstante, un resultado no entero también puede deberse a un error experimental, a velocidades promediadas en un intervalo demasiado largo o a un orden que cambia con la concentración (como en la saturación enzimática). Si los órdenes por pares difieren en más de 0.1 aproximadamente, vuelve a medir las velocidades iniciales antes de fiarte de un valor fraccionario.
¿En qué se diferencia el orden con respecto a A del orden global de la reacción?
El orden con respecto a A es el exponente de [A] solo; el orden global es la suma de todos los exponentes de la ecuación de velocidad \( r = k[A]^m[B]^p \). Esta calculadora determina únicamente el orden en A. Para una reacción con varios reactivos, realiza series de experimentos separadas variando cada reactivo mientras los demás se mantienen constantes (o en gran exceso), determina cada orden individual y súmalos. Por ejemplo, órdenes 1 en A y 2 en B dan un orden global de 3.
¿Cuáles son los errores habituales al usar el método de las velocidades iniciales?
Entre los fallos más frecuentes están: cambiar dos concentraciones a la vez (entonces k ya no se cancela y el orden sale mal); usar velocidades promediadas en un intervalo largo en lugar de pendientes iniciales reales; realizar experimentos a temperaturas distintas, lo que modifica k; y olvidar que el orden no puede leerse en la ecuación ajustada: los coeficientes estequiométricos no determinan el orden. Asegúrate también de que el cociente de concentraciones no sea 1: concentraciones idénticas no permiten obtener un orden.
¿Puedo usar esta calculadora para segundos reactivos o condiciones de pseudoorden?
Sí, con cautela. Para hallar el orden del reactivo B, introduce simplemente las concentraciones de B y las velocidades correspondientes, manteniendo A (y todo lo demás) constante. En condiciones de pseudoorden, un reactivo se mantiene en gran exceso de modo que su concentración apenas varía; el orden medido se aplica entonces solo al reactivo limitante, y la constante de velocidad aparente absorbe la concentración constante de la especie en exceso. Puedes obtener la k verdadera repitiendo el experimento con distintas concentraciones del exceso.