ES · 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.

4 secciones~25 min de lectura3 competenciasRevisado · 07/2026

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

Texto

Contenido · 4 secciones

Cinética química

4 secciones16 puntos clave8 fórmulas16 errores típicos

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

~7 min de lecturaEstándarBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química (2.º de Bachillerato) · Saberes básicos, bloque B (Reacciones químicas): «Teoría de las colisiones como modelo a escala microscópica de las reacciones químicas. Conceptos de velocidad de reacción y energía de activación.»BOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química (2.º de Bachillerato) · Saberes básicos, bloque B (Reacciones químicas): «Ley diferencial de la velocidad de una reacción química y los órdenes de reacción a partir de datos experimentales de velocidad 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. 1). Únicamente coincidirían en una reacción que transcurriera en una sola etapa elemental.

Curva concentración–tiempo según el orden de reacción

Fig. 1 ↓

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.

Vocabulario

→ Tarjetas

Velocidad de reacciónVariación de la concentración de una especie por unidad de tiempo, dividida por su coeficiente estequiométrico y tomada con signo positivo.
Ley de velocidadEcuación experimental que relaciona la velocidad con las concentraciones elevadas a los órdenes parciales.
Orden de reacciónExponente al que aparece la concentración de una especie en la ley de velocidad; es experimental y puede ser cero, fraccionario o negativo.
Constante de velocidad (k)Factor de proporcionalidad de la ley de velocidad; depende de la temperatura y del catalizador, pero no de las concentraciones.
MolecularidadNúmero de partículas que chocan en una etapa elemental; a diferencia del orden, es siempre un entero pequeño y positivo.
Período de semirreacción (t½)Tiempo necesario para que la concentración de un reactivo se reduzca a la mitad; en primer orden es constante e igual a ln 2 / k.

Velocidad de reacción única

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}

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

Ley diferencial de velocidad

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

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

Período de semirreacción (primer orden)

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

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

Interaktive Grafik lädt…

La reproducción carga contenido de YouTube (Google).Abrir en YouTube ↗

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.

Explicación paso a paso6 pasos

1
Una tabla de velocidades iniciales contiene toda la ley de velocidad, pero solo si se comparan los experimentos de dos en dos y con un único cambio cada vez. Vamos a extraerla.
Lo que hay que determinar
$\mathrm{A} + \mathrm{B} \rightarrow \mathrm{productos}, \qquad v = k\,[\mathrm{A}]^{m}[\mathrm{B}]^{n}$
m y n son los órdenes parciales; su suma es el orden total. NO se leen de los coeficientes: son datos experimentales.
2
Estos son los datos. Fíjate en que entre el primer y el segundo experimento solo cambia la concentración de A, y entre el primero y el tercero solo la de B. Esa es la condición que permite despejar.
Los datos experimentales
$\begin{array}{c|ccc} \text{exp} & [\mathrm{A}] & [\mathrm{B}] & v \\ \hline 1 & 0{,}10 & 0{,}10 & 2{,}0\cdot10^{-3} \\ 2 & 0{,}20 & 0{,}10 & 8{,}0\cdot10^{-3} \\ 3 & 0{,}10 & 0{,}20 & 4{,}0\cdot10^{-3} \end{array}$
Concentraciones en mol/L y velocidades en mol·L⁻¹·s⁻¹. Un diseño así, cambiando una sola variable por vez, es el habitual en los enunciados.
3
Comparamos 1 y 2 para obtener el orden respecto de A. Al dividir las dos leyes de velocidad, el término de B, que no ha cambiado, se cancela por completo.
Orden respecto de A
$\dfrac{v_2}{v_1} = \dfrac{8{,}0\cdot10^{-3}}{2{,}0\cdot10^{-3}} = 4 = \left(\dfrac{0{,}20}{0{,}10}\right)^{m} = 2^{m} \Rightarrow m = 2$
Al doblar [A] la velocidad se cuadruplica, y 2^m = 4 obliga a m = 2. La reacción es de segundo orden respecto de A.
4
Repetimos con 1 y 3 para el orden respecto de B. Ahora es el término de A el que se cancela.
Orden respecto de B
$\dfrac{v_3}{v_1} = \dfrac{4{,}0\cdot10^{-3}}{2{,}0\cdot10^{-3}} = 2 = \left(\dfrac{0{,}20}{0{,}10}\right)^{n} = 2^{n} \Rightarrow n = 1$
Al doblar [B] la velocidad solo se dobla: primer orden respecto de B. El orden total es m + n = 3.
5
Con los órdenes ya fijados, la constante sale de sustituir cualquiera de los experimentos. Conviene usar el primero, con los números más sencillos.
La constante de velocidad
$k = \dfrac{v_1}{[\mathrm{A}]^{2}[\mathrm{B}]} = \dfrac{2{,}0\cdot10^{-3}}{(0{,}10)^{2}(0{,}10)} = 2{,}0\ \mathrm{L^{2}\,mol^{-2}\,s^{-1}}$
Las unidades no se eligen: se deducen. Para orden total 3 son M⁻²s⁻¹, es decir, L²·mol⁻²·s⁻¹. Comprobarlo es la mejor verificación de que los órdenes son correctos.
6
La ley completa queda escrita así. Y conviene cerrar con la advertencia que más puntos vale: estos exponentes son experimentales, no estequiométricos.
La ley de velocidad
$v = 2{,}0\,[\mathrm{A}]^{2}[\mathrm{B}]$
Si el enunciado no dice que la reacción es elemental, los órdenes NO pueden deducirse de los coeficientes de la ecuación ajustada. Solo los datos los determinan.

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.
Deducir un orden comparando dos experimentos en los que cambian DOS concentraciones a la vez: el método exige que solo varíe una.
Dar la velocidad como negativa por referirla a un reactivo: la velocidad de reacción se define positiva, y por eso lleva el signo menos delante de $\Delta[\text{reactivo}]/\Delta t$ .

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.

Practicar con ejercicios afines50 preguntas de este tema

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#

~5 min de lecturaEstándarBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química (2.º de Bachillerato) · Saberes básicos, bloque B (Reacciones químicas): «Teoría de las colisiones como modelo a escala microscópica de las reacciones químicas. Conceptos de velocidad de reacción y energía de activación.»Alcance de este apunte: La teoría del estado de transición (complejo activado) no aparece en el saber básico, que solo nombra la teoría de las colisiones; se incluye porque es la lectura habitual del diagrama de energía en la EvAU.

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. 2). 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

Fig. 2 ↓

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. 3) 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.

Diagrama de energía de una reacción exotérmica

Fig. 3 ↓

Vocabulario

→ Tarjetas

Teoría de colisionesModelo que explica la reacción como resultado de choques entre partículas que deben ser suficientemente energéticos y estar bien orientados.
Choque eficazColisión que cumple las dos condiciones (energía ≥ Ea y orientación correcta) y da lugar a producto.
Complejo activadoAgregado inestable del máximo de energía, con enlaces a medio romper y a medio formar; no es aislable.
Energía de activación (Ea)Barrera energética mínima que deben superar los reactivos para transformarse en productos.
Estado de transiciónConfiguración del sistema en el máximo del perfil energético, que corresponde al complejo activado.
Perfil de energíaRepresentación de la energía frente al avance de la reacción, en la que se leen Ea directa, Ea inversa y ΔH.

Relación entre las energías de activación

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

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.

Objetivo Selectividad

Explicar, según la teoría de colisiones, las dos condiciones que debe cumplir un choque para ser eficaz (energía mínima y orientación adecuada) y relacionarlas con la velocidad.
Dibujar e interpretar correctamente el diagrama de energía de una reacción, identificando reactivos, productos, complejo activado, energía de activación (directa e inversa) y ΔH, y distinguiendo procesos exotérmicos de endotérmicos.
Relacionar la fracción de choques eficaces con el factor exponencial $e^{-E_a/RT}$ y usarlo para justificar por qué un aumento modesto de temperatura multiplica la velocidad.
Situar sobre el diagrama de energía la $E_a$ inversa y deducir de él $\Delta H = E_{a,\text{directa}} - E_{a,\text{inversa}}$ .

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.
Dibujar el diagrama de energía con el complejo activado por debajo de reactivos o productos: siempre está en el máximo, por encima de ambos.
Afirmar que todo choque con energía suficiente produce reacción: hace falta además la orientación adecuada, y por eso el factor de frecuencia $A$ incluye un factor estérico.

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.

Practicar con ejercicios afines50 preguntas de este tema

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#

~5 min de lecturaProfundizaciónBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química (2.º de Bachillerato) · Saberes básicos, bloque B (Reacciones químicas): «Teoría de las colisiones como modelo a escala microscópica de las reacciones químicas. Conceptos de velocidad de reacción y energía de activación.»Alcance de este apunte: La ecuación de Arrhenius no se cita en el saber básico, que pide el concepto de energía de activación; se incluye por ser la vía cuantitativa con la que se pregunta.

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. 4): 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

Fig. 4 ↓

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. 5): 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.

Representación de Arrhenius: ln k frente a 1/T

Fig. 5 ↓

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).

Vocabulario

→ Tarjetas

Ecuación de ArrheniusRelación k = A·e^(−Ea/RT) entre la constante de velocidad, la temperatura y la energía de activación.
Factor de frecuencia (A)Constante que recoge la frecuencia de los choques y el requisito de orientación; tiene las mismas unidades que k.
Distribución de Maxwell-BoltzmannReparto de las energías cinéticas moleculares a una temperatura dada; al calentar, la curva se ensancha y crece la fracción que supera Ea.
Constante de los gases (R)Constante universal, 8,314 J·mol⁻¹·K⁻¹ cuando la energía de activación se expresa en julios por mol.
Forma de dos puntosVersión de Arrhenius que compara dos temperaturas y permite despejar Ea sin necesidad de representar gráficamente.

Ecuación de Arrhenius

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

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

Forma lineal de Arrhenius

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

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

Forma de dos puntos

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

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

Interaktive Grafik lädt…

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.
Confundir el factor de frecuencia $A$ con la constante de velocidad $k$ : coinciden solo en el límite $E_a \to 0$ , y $A$ apenas depende de la temperatura.
Tomar la pendiente de la recta $\ln k$ frente a $1/T$ como $E_a$ directamente: la pendiente es $-E_a/R$ , de modo que hay que multiplicar por $-R$ .

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.

Practicar con ejercicios afines50 preguntas de este tema

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#

~6 min de lecturaEstándarBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química (2.º de Bachillerato) · Saberes básicos, bloque B (Reacciones químicas): «Influencia de las condiciones de reacción sobre la velocidad de la misma.»

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. 6), 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.

Efecto del catalizador sobre la energía de activación

Fig. 6 ↓

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. 7). 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.

Catálisis heterogénea: adsorción de reactivos sobre la superficie del sólido

Fig. 7 ↓

Vocabulario

→ Tarjetas

CatalizadorSustancia que aumenta la velocidad de una reacción proporcionando un mecanismo de menor energía de activación, y que se recupera al final.
Catálisis homogéneaAquella en que catalizador y reactivos están en la misma fase.
Catálisis heterogéneaAquella en que el catalizador está en fase distinta, normalmente sólido, y la reacción ocurre sobre su superficie.
EnzimaCatalizador biológico de naturaleza proteica, extremadamente específico y activo en condiciones suaves.
InhibidorSustancia que disminuye la velocidad de una reacción, por ejemplo bloqueando el centro activo de un catalizador.
Superficie de contactoÁrea efectiva de encuentro entre fases distintas; aumentarla (pulverizando un sólido) acelera las reacciones heterogéneas.

Efecto del catalizador

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

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.
Explicar el efecto de la temperatura solo por el aumento del número de choques: el número de choques crece poco, mientras que la fracción de choques eficaces crece exponencialmente. Ese es el efecto dominante.
Confundir catalizador con intermedio de reacción: el intermedio se FORMA primero y se consume después; el catalizador se consume primero y se regenera después.

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.

Practicar con ejercicios afines50 preguntas de este tema

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))

Revisado · 07/2026Versión completa con el regulador de profundidad — mismo lugar, mismas anclas

Planificar un repaso

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

Véase también

Cinética química

4 secciones~25 min de lectura3 competenciasRevisado · 07/2026

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

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

Energía de activación y ecuación de Arrhenius#

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