Cinética química en la EVAU: velocidad de reacción y factores que la afectan
La velocidad de reacción mide lo rápido que los reactivos se convierten en productos en una reacción química — es, básicamente, cómo de deprisa avanza la cosa. En la EVAU, la cinética química es uno de esos temas que aparecen casi todos los años y que dan puntos seguros si sabes qué te están preguntando.
Y lo que pasa es que mucha gente lo estudia mal. Se aprenden la fórmula de Arrhenius de memoria, no entienden por qué funciona, y en el examen se bloquean ante cualquier dato que no habían visto. Vamos a evitar eso.
Lo esencial
- La velocidad de reacción depende de la concentración, la temperatura, los catalizadores y el estado de división.
- La teoría de las colisiones explica POR QUÉ la temperatura acelera las reacciones — no solo "porque sí".
- El orden de reacción se determina experimentalmente, no a partir de la estequiometría.
- Distinguir catalizador homogéneo de heterogéneo es pregunta frecuente en selectividad.
Qué es la velocidad de reacción y cómo se expresa
La velocidad de reacción se define como la variación de concentración de un reactivo o producto por unidad de tiempo. En texto plano:
v = -Δ[reactivo] / Δt = Δ[producto] / Δt
El signo negativo en los reactivos es porque su concentración disminuye. Parece una tontería pero en el examen te la pueden liar con eso.
Las unidades más habituales son mol·L⁻¹·s⁻¹ (molaridad por segundo). Si el enunciado trabaja en minutos, convierte antes de calcular — un error clásico que cuesta puntos innecesarios.
Por qué la temperatura aumenta la velocidad: teoría de las colisiones
A ver, esto es lo que de verdad tienes que entender. La teoría de las colisiones dice que para que se produzca una reacción, las moléculas tienen que:
- Chocar entre sí.
- Hacerlo con suficiente energía (superar la energía de activación, Ea).
- Hacerlo con la orientación adecuada.
Cuando subes la temperatura, las moléculas se mueven más rápido. Eso tiene dos consecuencias: hay más colisiones por segundo y, lo más importante, una mayor proporción de esas colisiones supera la energía de activación.
Y aquí viene lo que nadie te cuenta del tirón en bachillerato: no es solo que choquen más, es que choquen con más fuerza. Esa es la clave real.
La ecuación de Arrhenius (sin perderse en los números)
Arrhenius formalizó todo esto con su ecuación:
k = A · e^(-Ea / RT)
Donde:
- k es la constante de velocidad
- Ea es la energía de activación (en J/mol)
- R es la constante de los gases (8,314 J/mol·K)
- T es la temperatura en Kelvin
- A es el factor de frecuencia (colisiones con orientación correcta)
En la EVAU no suelen pedirte que calcules k con esta fórmula directamente, pero sí que entiendas su significado: a mayor Ea, más sensible es la velocidad a la temperatura. Y a mayor T, mayor k, mayor velocidad.
Ojo: La temperatura siempre en Kelvin cuando uses Arrhenius. Si el enunciado da grados Celsius, suma 273. Si no lo haces, el resultado sale completamente disparatado.
Factores que afectan a la velocidad de reacción
La cinética no solo depende de la temperatura. Resumen rápido:
| Factor | Efecto sobre la velocidad | Por qué |
|---|---|---|
| Temperatura | Aumenta | Más colisiones eficaces |
| Concentración de reactivos | Aumenta | Más partículas = más colisiones |
| Estado de división (superficie) | Aumenta | Más área de contacto |
| Catalizador | Aumenta | Reduce la Ea |
| Presión (gases) | Aumenta | Equivale a aumentar concentración |
El estado de división es el que más se olvida. Un ejemplo que funciona bien para recordarlo: el polvo de harina arde mucho más rápido que una barra de pan. No es broma — los silos de harina explotan por eso.
Catalizadores: homogéneos y heterogéneos con ejemplos reales
Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de reacción sin consumirse en ella. Lo consigue ofreciendo una ruta alternativa con menor energía de activación.
Esto es pregunta habitual en selectividad, así que vamos al grano.
Catalizador homogéneo
Está en la misma fase que los reactivos. El ejemplo clásico es la descomposición del agua oxigenada (H₂O₂) en presencia de iones yoduro (I⁻) en disolución acuosa — reactivos y catalizador están todos disueltos.
Catalizador heterogéneo
Está en fase diferente a la de los reactivos. El ejemplo más reconocible — y que sale en exámenes — es el catalizador del convertidor catalítico de los coches.
El convertidor lleva metales como platino (Pt), paladio (Pd) y rodio (Rh) en fase sólida. Los gases del escape (CO, NOx, hidrocarburos no quemados) pasan sobre esa superficie y reaccionan. Sólido + gas: fases diferentes = catalizador heterogéneo.
Es un ejemplo perfecto porque es real, funciona desde los años 70 en automóviles, y demuestra que la catálisis heterogénea es brutal a nivel industrial.
Lo que hacemos nosotros en Destilify es recomendar que siempre memorices UN ejemplo de cada tipo. Solo uno, pero que lo entiendas bien. El del coche para heterogéneo ya no se te va a olvidar.
Ley de velocidad y orden de reacción: el ejercicio que cae todos los años
Este tipo de problema aparece prácticamente en todas las convocatorias. Toma nota.
La ley de velocidad de una reacción A + B → productos tiene la forma:
v = k · [A]^m · [B]^n
Donde m y n son los órdenes parciales de reacción respecto a cada reactivo. El orden global es m + n.
Atención: m y n NO se sacan de los coeficientes estequiométricos. Se determinan experimentalmente.
Cómo calcular el orden a partir de datos experimentales
El método más común en la EVAU es el de las condiciones iniciales. Te dan una tabla con experimentos y comparas dos a dos.
Ejemplo tipo EVAU:
| Experimento | [A] (mol/L) | [B] (mol/L) | v (mol·L⁻¹·s⁻¹) |
|---|---|---|---|
| 1 | 0,10 | 0,10 | 2,0 × 10⁻³ |
| 2 | 0,20 | 0,10 | 4,0 × 10⁻³ |
| 3 | 0,10 | 0,30 | 1,8 × 10⁻² |
Para hallar m: comparas experimentos 1 y 2 (solo cambia [A]):
v2/v1 = ([A]2/[A]1)^m → 4,0/2,0 = (0,20/0,10)^m → 2 = 2^m → m = 1
Para hallar n: comparas experimentos 1 y 3 (solo cambia [B]):
v3/v1 = ([B]3/[B]1)^n → 18/2,0 = (0,30/0,10)^n → 9 = 3^n → n = 2
Orden global = 1 + 2 = 3. La constante k la sacas sustituyendo en cualquier experimento.
¿Ves el truco? Siempre comparas experimentos donde solo cambia una variable. Si cambian las dos a la vez, no puedes separar los efectos. Eso sí que lía a mucha gente.
Energía de activación: qué es y cómo se representa
La energía de activación (Ea) es la energía mínima que necesitan las moléculas para que la colisión sea efectiva y se forme el complejo activado (o estado de transición).
En los diagramas energéticos:
- El eje vertical representa la energía.
- El "pico" de la curva es el complejo activado.
- La diferencia entre ese pico y los reactivos es la Ea.
- Un catalizador baja ese pico, pero NO cambia la energía de reactivos ni productos.
Ojo a eso último: el catalizador no modifica la energía de la reacción (ΔH). Solo cambia el camino. Si te preguntan si el catalizador afecta al ΔH, la respuesta es no.
Preguntas frecuentes sobre cinética química en selectividad
¿El orden de reacción se puede deducir de los coeficientes estequiométricos?
No. El orden de reacción solo se determina de forma experimental. Los coeficientes estequiométricos indican la proporción en que reaccionan las sustancias, no cómo varía la velocidad con la concentración. Confundir esto es uno de los errores más frecuentes en los exámenes de química de la EVAU.
¿Qué diferencia hay entre velocidad de reacción y constante de velocidad?
La velocidad (v) cambia a lo largo de la reacción porque depende de la concentración, que varía con el tiempo. La constante de velocidad (k) es fija para una temperatura dada — solo cambia si cambia la temperatura o si añades un catalizador. En la EVAU suelen pedirte que calcules k a partir de datos iniciales.
¿Un catalizador se gasta en la reacción?
No, esa es la definición. El catalizador participa en el mecanismo de reacción pero se regenera al final, así que no aparece en la ecuación global. Puede haber pérdidas por desgaste físico (como en el convertidor catalítico, que se ensucia), pero conceptualmente no se consume. Esta es una pregunta que cae en la parte teórica de selectividad.
¿En qué comunidades autónomas cae más cinética química en la EVAU?
La cinética aparece en el temario oficial de química de segundo de bachillerato en toda España, así que es materia examinable en todas las comunidades. El formato exacto del examen, la ponderación y si es optativa u obligatoria varía según tu comunidad autónoma — consulta la convocatoria oficial de tu región para saber exactamente qué te pueden preguntar este año.
Si quieres practicar estos ejercicios con problemas reales ordenados por dificultad y con explicaciones paso a paso, en Destilify tienes toda la cinética de selectividad lista para repasar — con los tipos de ejercicio que más se repiten en la prueba de acceso. Porque entender la teoría está bien, pero hasta que no te manchas las manos con problemas, no se asienta del todo.