Calculadora de la ley de velocidad de reacción
Calcula la velocidad instantánea de una reacción a partir de la ley de velocidad v = k[A]^a[B]^b… Introduce la constante de velocidad, la concentración y el orden de cada reactivo, y obtén la velocidad, el orden global y la unidad correcta de k.
Calcula la velocidad de reacción a partir de la ley de velocidad
Ley de velocidad
Donde:
- \(v\) — velocidad de reacción, la variación de concentración por unidad de tiempo (mol/(L·s) o las unidades elegidas)
- \(k\) — constante de velocidad, un valor experimental que depende de la temperatura
- \([A], [B], [C]\) — concentraciones molares de los reactivos
- \(a, b, c\) — órdenes de reacción respecto a cada reactivo (determinados experimentalmente)
El orden global de la reacción es la suma de los exponentes: \(n = a + b + c + \cdots\). La constante de velocidad lleva unidades que dependen de \(n\): \(k\) tiene unidades de \((\text{concentración})^{1-n}\,(\text{tiempo})^{-1}\).
Ley de velocidad – Ejemplo de cálculo
Ejemplo: una reacción con ley de velocidad \(v = k[A][B]^2\), donde \(k = 0.042\;\mathrm{M^{-2}\,s^{-1}}\), \([A] = 0.50\;\mathrm{M}\) y \([B] = 0.20\;\mathrm{M}\).
\[ v = 0.042 \times (0.50)^{1} \times (0.20)^{2} = 0.042 \times 0.50 \times 0.040 \]
\[ v = 8.4 \times 10^{-4}\;\mathrm{M/s} \]
Resultado: \(v = 8.4 \times 10^{-4}\) mol/(L·s). El orden global es \(n = 1 + 2 = 3\), de modo que la unidad de \(k\) es \(\mathrm{M^{-2}\,s^{-1}}\) (equivalentemente, \(\mathrm{L^{2}\,mol^{-2}\,s^{-1}}\)).
Cómo usar la calculadora
- Introduce la Constante de velocidad (k): el valor experimental de \(k\) a la temperatura de la reacción. Usa las unidades que encajen con tus elecciones de concentración y tiempo; la unidad correcta de \(k\) se muestra en los resultados.
- Elige la Unidad de concentración (M, mM o µM) y la Unidad de tiempo (s, min o h) de tus datos.
- Enumera los reactivos en Concentración × Orden, uno por línea o separados por punto y coma; por ejemplo,
0.50 × 1; 0.20 × 2para una ley de velocidad \(v = k[A][B]^2\). Una concentración sin orden se interpreta como de orden uno; se aceptan órdenes cero, fraccionarios y negativos. - Lee la Velocidad de reacción en tus unidades y convertida a mol/(L·s), junto con la ley de velocidad sustituida, la contribución de cada reactivo, el orden global y la unidad de \(k\).
Qué describe la ley de velocidad
La ley de velocidad expresa cómo depende la velocidad instantánea de una reacción química de las concentraciones de sus reactivos. Para una reacción general, la velocidad es proporcional a cada concentración elevada a una potencia: \(v = k[A]^a[B]^b \cdots\). Es importante señalar que los exponentes (los órdenes) no pueden deducirse de la ecuación ajustada —salvo en reacciones elementales—: hay que determinarlos experimentalmente, clásicamente a partir de medidas de velocidades iniciales.
Cada orden indica la sensibilidad de la velocidad ante ese reactivo. Si \([A]\) se duplica y la velocidad no cambia, la reacción es de orden cero respecto a A. Si la velocidad se duplica, es de primer orden (velocidad \(\propto [A]\)). Si se cuadruplica, es de segundo orden (velocidad \(\propto [A]^2\)). La tabla de contribuciones de la calculadora muestra exactamente este efecto para cada reactivo que introduzcas, incluidos los órdenes fraccionarios y negativos, en los que un inhibidor ralentiza la reacción al aumentar su concentración.
La constante de velocidad \(k\) engloba todo lo demás: temperatura, catalizador y medio. Su valor numérico carece de sentido sin sus unidades, que se derivan del orden global \(n\). Para una reacción de primer orden, \(k\) tiene unidades de s⁻¹; de segundo orden, M⁻¹·s⁻¹; de tercer orden, M⁻²·s⁻¹. Por eso la calculadora muestra la unidad de \(k\) junto con la velocidad: te permite comprobar que el \(k\) que has introducido es coherente con los órdenes que has supuesto.
<Ten en cuenta que el resultado es la velocidad instantánea a las concentraciones introducidas. A medida que avanza la reacción, los reactivos se consumen y la velocidad disminuye. Por eso los químicos suelen trabajar con velocidades iniciales, medidas antes de que las concentraciones cambien de forma apreciable.
Supuestos, limitaciones y consejos
- Temperatura fija: \(k\) y los órdenes solo son válidos a la temperatura a la que se midieron. La constante de velocidad aumenta mucho con la temperatura (comportamiento de Arrhenius); para comparar \(k\) a dos temperaturas, usa nuestra calculadora de la ecuación de Van 't Hoff.
- No para mezclas en equilibrio: la ley de velocidad describe la cinética de la reacción directa, no la composición de equilibrio. Para equilibrios en fase gaseosa, consulta la calculadora de Kp a Kc.
- Solo reacciones de primer orden: las fórmulas sencillas de la semivida solo se aplican cuando el orden global es 1. Para otros órdenes, la semivida depende de la concentración inicial; la calculadora de la semivida de reacción cubre esos casos.
- Las unidades de k deben ser coherentes: si introduces concentraciones en mM, la velocidad se devuelve en mM por unidad de tiempo y \(k\) debe usar, en consecuencia, mM. Ante la duda, convierte todo a M y s; la calculadora también muestra la velocidad en mol/(L·s).
- Los órdenes no tienen por qué ser enteros: los mecanismos complejos o en cadena suelen dar órdenes fraccionarios, y los catalizadores o inhibidores pueden dar órdenes negativos. Aquí ambos se tratan correctamente.
Referencia rápida: el orden y el efecto de duplicar una concentración
| Orden respecto al reactivo X | Término de la ley de velocidad | Cambio de velocidad si [X] se duplica | Unidad típica de k (n = solo este orden) |
|---|---|---|---|
| 0 | \([X]^0 = 1\) | sin cambio | M·s⁻¹ |
| 1 | \([X]\) | × 2 | s⁻¹ |
| 2 | \([X]^2\) | × 4 | M⁻¹·s⁻¹ |
| 3 | \([X]^3\) | × 8 | M⁻²·s⁻¹ |
| 0.5 | \([X]^{0.5}\) | × 1.41 | M0.5·s⁻¹ |
| −1 (inhibidor) | \([X]^{-1}\) | × 0.5 (la velocidad se reduce a la mitad) | M²·s⁻¹ |
En una ley de velocidad con varios reactivos, los efectos se multiplican: en el ejemplo anterior, duplicar tanto \([A]\) como \([B]\) multiplica la velocidad por \(2^1 \times 2^2 = 8\).
Preguntas frecuentes
¿Cómo determino experimentalmente los órdenes de reacción?
Usa el método de las velocidades iniciales. Realiza varios ensayos en los que cambies cada vez la concentración de un reactivo y midas la velocidad inicial. Si al duplicar \([A]\) la velocidad se multiplica por 2, el orden respecto a A es 1; si se multiplica por 4, es 2; si no cambia, es 0. En general, \(a = \log(r_2/r_1) / \log([A]_2/[A]_1)\). Una vez conocidos todos los órdenes, despeja \(k\) de la ley de velocidad.
¿Puedo obtener los órdenes a partir de la ecuación ajustada?
No. Los órdenes de reacción deben determinarse experimentalmente y solo por casualidad coinciden con los coeficientes estequiométricos; la coincidencia está garantizada únicamente en reacciones elementales (de un solo paso). Por ejemplo, \(2N_2O_5 \to 4NO_2 + O_2\) es de primer orden respecto a \(N_2O_5\), no de segundo. Nunca deduzcas \(a\) y \(b\) de los coeficientes de una ecuación global de varios pasos.
¿Cómo convierto la constante de velocidad k a otras unidades?
Convierte por separado las partes de concentración y de tiempo. Ejemplo: \(k = 0.5\;\mathrm{M^{-1}s^{-1}}\) a \(\mathrm{L\,mol^{-1}\,min^{-1}}\): como 1 min = 60 s, \(k = 0.5 \times 60 = 30\;\mathrm{L\,mol^{-1}\,min^{-1}}\). Si cambia la unidad de concentración (de M a mM), el valor numérico también cambia, porque interviene el exponente \(1-n\). La solución más sencilla: convierte todo a M y s antes de usar la calculadora.
¿Qué significa un orden de reacción negativo o fraccionario?
Un orden negativo significa que la sustancia ralentiza la reacción: actúa como inhibidor, de modo que aumentar su concentración disminuye la velocidad. Los órdenes fraccionarios (por ejemplo, 0.5 o 1.5) suelen indicar un mecanismo complejo de varios pasos; por ejemplo, la descomposición del acetaldehído tiene un orden de 3/2. Ambos son físicamente válidos y esta calculadora los trata correctamente: no son errores al introducir los datos.
¿Por qué mi velocidad calculada difiere de mi medición experimental?
Comprueba primero tres cosas: (1) la temperatura: \(k\) solo es válido a la temperatura a la que se midió y cambia mucho con ella; (2) las unidades de \(k\): un \(k\) en \(\mathrm{M^{-1}s^{-1}}\) usado con concentraciones en mM da velocidades erróneas por un factor de 1000; (3) si has medido una velocidad media a lo largo del tiempo, que siempre es menor que la velocidad instantánea inicial porque las concentraciones descienden conforme avanza la reacción.
¿La velocidad de reacción es siempre un número positivo?
Sí: la velocidad que se muestra aquí es el módulo de la variación de concentración, \(v = |d[X]/dt|\) dividido por el coeficiente estequiométrico, así que por convenio es positiva. Si en tu experimento la concentración de un reactivo disminuye, es la velocidad de desaparición \(-d[A]/dt\) la que equivale a \(k[A]^a[B]^b\). La calculadora exige un \(k\) positivo y concentraciones positivas; solo los órdenes pueden ser cero, fraccionarios o negativos.
¿Cómo afectan la temperatura y los catalizadores a la constante de velocidad?
Ambos afectan a \(k\), no a los órdenes, en la mayoría de los casos sencillos. La temperatura sigue la relación de Arrhenius \(k = Ae^{-E_a/RT}\), de modo que \(k\) suele aumentar bruscamente: una subida de 10 °C puede duplicarlo o triplicarlo. Un catalizador aumenta \(k\) al ofrecer una vía de menor energía. Si tu \(k\) se midió a 25 °C, no lo uses a 40 °C sin corregirlo.