REACCIONES QUÍMICAS
Velocidad de reacción
Física y Química 4º ESO: guía interactiva
para la resolución de ejercicios
I.E.S. Élaios
Departamento de Física y Química
 Medida de la velocidad de reacción
 Medida de la velocidad de reacción y factores de los que depende
 Explicación de cuestiones de cinética química
Índice










Ejercicio
Ejercicio
Ejercicio
Ejercicio
Ejercicio
Ejercicio
Ejercicio
Ejercicio
Ejercicio
Ejercicio
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10





Ejercicio
Ejercicio
Ejercicio
Ejercicio
Ejercicio
I.E.S. Élaios
Departamento de Física y Química
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12
13
14
15
Ayuda
Las reacciones químicas tienen lugar a diferentes velocidades; algunas
reacciones pueden ser muy rápidas, como las explosiones, y otras muy lentas, como la
oxidación del hierro.
Se define la velocidad de reacción como la relación entre la variación de la
cantidad de reactivo o de producto que estemos observando y el tiempo en el que ocurre
ese cambio.
v 
 ( cantidad
de reactivo
o de producto )
 ( tiempo )
La cantidad puede medirse en unidades de masa, de volumen si se trata de gases, de
cantidad de sustancia o moles, o de concentración, si se trata de disoluciones.
Los factores o variables que influyen sobre la velocidad de una reacción son:
. Concentración: normalmente la velocidad de las reacciones aumenta al
aumentar la concentración de los reactivos. Para cada reacción se determina
experimentalmente la ecuación o la gráfica que relaciona velocidad y concentración.
. Temperatura: siempre la velocidad de las reacciones aumenta al aumentar la
temperatura. Es una variación exponencial.
. Superficie de contacto: en las reacciones heterogéneas, la velocidad de
reacción aumenta al aumentar el área de la superficie de contacto entre los reactivos.
. Catalizadores: son sustancias que modifican la velocidad de reacción sin
consumirse. Son específicos para cada reacción. Si disminuyen la velocidad de reacción en
vez de aumentarla pueden denominarse inhibidores.
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Ayuda
Con la ayuda de la teoría cinético-molecular, podemos explicar el comportamiento de la
velocidad de las reacciones químicas frente a los factores que la modifican.
Para ello debemos considerar que:
• Las partículas (moléculas, átomos o iones) que constituyen los reactivos deben chocar entre sí
para evolucionar hacia la formación de productos.
• Como consecuencia de estos choques se debilitarán o “romperán” las fuerzas o enlaces que hay
entre las partículas de los reactivos y posteriormente se formarán enlaces nuevos entre estas
partículas que darán lugar a los productos.
• Para que esto suceda los choques deben ser eficaces, es decir, las partículas deben chocar con
suficiente energía y con la orientación en el espacio adecuada; de lo contrario no se formarán los
productos, es decir, no sucederá la reacción.
Así por ejemplo en la reacción: NO(g) + O3(g)  NO2(g) + O2(g)
no eficaz
N
choque
O
eficaz
Ruptura del enlace
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Ayuda
A la luz de la teoría cinético-molecular podemos explicar razonadamente el efecto de
cada factor que influye en la velocidad de reacción. Para ello debemos pensar en la eficacia de
los choques, ya que cuanto mayor sea esta eficacia, con mayor rapidez se evolucionará desde
los reactivos hacia los productos de la reacción
En general:
Si aumenta el número de choques entre partículas en la unidad de tiempo
(frecuencia del choque), aumentará el número de los que sean eficaces, y, por tanto, la
velocidad de reacción. Esto ocurrirá al aumentar el grado de división de un reactivo sólido o al
aumentar la concentración de un reactivo disuelto.
Si aumenta la energía cinética de las partículas de los reactivos, aumentará la
proporción de éstas que choquen eficazmente y con ello aumentará la velocidad de reacción. La
energía cinética de las partículas aumenta con la temperatura. La energía mínima que deben
tener las partículas de los reactivos para chocar eficazmente se denomina energía de
activación y tiene un valor diferente para cada reacción.
Los catalizadores actúan de un modo especial, dan lugar a especies intermedias
entre los reactivos y los productos, que para que se formen necesitan una energía de activación
menor que si no estuviera el catalizador, y luego evolucionan hacia los productos normales de la
reacción. De este modo hace falta menos energía en el choque y la reacción es más rápida.
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1
Clasifica las siguientes reacciones que suceden a temperatura ambiente como: muy
rápidas (tiempo de reacción del orden de un minuto o menos), muy lentas (tiempo de
reacción del orden de días o más) y de velocidad moderada (tiempo de reacción del orden
de horas o menos).
REACCIÓN
VELOCIDAD
Reacción entre el ácido clorhídrico y el
cinc:
HCl(g) + Zn(s)  H2(g) + ZnCl2(ac)
Limpieza con detergente de una mancha
de chocolate de una camisa.
Formación de agua partir de hidrógeno
y oxígeno (recuerda que es a
temperatura ambiente):
H2(g)+ O2(g)  H2O(l)
Muy rápida (segundos)
De velocidad moderada (minutos)
Muy lenta (no se aprecia si no elevamos
la temperatura y la iniciamos)
Desaparición en la atmósfera de los
compuestos clorofluorcarbonados (CFC)
que destruyen el ozono.
Reacción del sodio con el agua:
Na(s) + H2O(l)  H2(g) + NaOH(ac)
Muy lenta (años)
Muy rápida (segundos)
Digestión del desayuno.
De velocidad moderada (horas)
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Se hizo reaccionar ácido clorhídrico con carbonato de calcio, según la reacción:
CaCO3(s) + 2 HCl(ac)  CO2(g) + CaCl2(ac) + H2O(l)
Se midió la masa de dióxido de carbono que se iba desprendiendo.
El tratamiento de los datos quedó reflejado en la tabla y gráfica adjuntas. Analizando
ambas, contesta a las preguntas que vayan apareciendo en la pantalla.
2
Tiempo
(min)
Masa del gas
desprendido (g)
0
1
2
3
4
5
6
7
8
0
1,50
2,50
3,05
3,40
3,59
3,67
3,70
3,70
Masa del gas
desprendido en cada
minuto (g/min)
1,50
1,00
0,55
0,35
0,19
0,08
0,03
0,00
vm 
 ( masa de CO 2 )
 ( tiempo )
v m (1 min uto ) 
er
v m ( 6 º min uto ) 
1,50  0
1 0
3 ,67  3 ,59
65
g
 1,50
min
 0 ,08
g
min
La velocidad media va disminuyendo conforme avanza la
reacción. Ello se ve también en la pendiente de la curva,
que es máxima al inicio y va disminuyendo.
4
M a s a de l ga s de s pr e ndido (g)
¿La reacción sucede a la misma velocidad todo el
tiempo? Calcula la velocidad media en el primer minuto
y en el sexto minuto.
3 ,5
3
¿Por qué la curva se hace horizontal al final de la
reacción?
2 ,5
2
1 ,5
Al ser horizontal, su pendiente es cero, lo que significa
que la velocidad de reacción también es cero, la reacción
ha terminado porque se han consumido los reactivos.
1
0 ,5
0
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
Tie m po (m in)
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Calcula la velocidad de reacción media en el primer
minuto y en el quinto minuto y compáralas.
vm 
 ( volumen
de H 2 )
 ( tiempo )
v m (1 min uto ) 
er
v m ( 5 º min uto ) 
15  0
 15
1 0
cm
min
41  37
54
3
 4
cm
3
min
Calcula la velocidad instantánea de la reacción en
los instantes 1 y 5 min sabiendo que su valor
coincide con el de la pendiente de la tangente a la
curva. Compáralas.
v ( 1 min) 
v ( 5 min) 
V
t
V
t


35  5
2,7  0 ,2
52 ,5  35
8  3 ,25

30
2,5

17 ,5
4 ,75
 12
cm
50
40
30
20
10
0
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
Tie m po (m in)
3
Las velocidades de reacción medias e instantáneas han
disminuido al irse consumiendo los reactivos.
min
 3 ,68
60
V olum e n de hidr óge no (c m ³)
3
Podemos conocer la velocidad de reacción del magnesio con el ácido clorhídrico, según la
reacción: HCl(ac) + Mg(s)  H2(g) + MgCl2(ac), midiendo el volumen de hidrógeno
desprendido en unas determinadas condiciones de presión y de temperatura. Observa la
gráfica adjunta que se ha obtenido representando datos reales para esta reacción y
contesta a las preguntas que vayan saliendo en la pantalla.
cm
3
min
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Observando el aspecto de las curvas,
describe la influencia de haber aumentado
la concentración de uno de los reactivos.
Como puede apreciarse, la curva rosa
tiene una pendiente inicial mucho mayor
que la curva azul, es decir, la velocidad de
reacción es mayor al estar más
concentrado uno de los reactivos.
Consecuentemente, se consumirán antes
los reactivos y se detendrá antes la
reacción (tramo horizontal de la curva).
Calcula la velocidad instantánea de ambas
reacciones en el instante 1 min y
compáralas.
En el ejercicio anterior vimos que, para el
caso de la menor concentración,
v ( 1 min) 
V
t

35  5
2,7  0 ,2

30
2,5
 12
cm
V olum e n de hidr óge no (c m ³)
4
Se ha medido el volumen de hidrógeno desprendido, en unas determinadas condiciones de presión y de
temperatura, en la reacción: 2 HCl(ac) + Mg(s)  H2(g) + MgCl2(ac). Observa las gráficas adjuntas que
se han obtenido representando datos reales para esta reacción, que se ha llevado a cabo con la misma
cantidad de magnesio y con concentraciones del ácido clorhídrico diferentes. Contesta a las preguntas
que vayan saliendo en la pantalla.
60
50
40
30
20
10
0
0
2
3
4
5
6
7
8
9
Tie m po (m in)
c(H C l) = 1 m o l/d m ³
c(H C l) = 2 m o l/d m ³
En el caso de la mayor concentración (curva
rosa), la pendiente de la tangente a la curva es:
3
min
1
v ( 1 min) 
V
t

45  10
2  0 ,4

35
1,6
 21,9
cm
3
min
Estos valores confirman la influencia de la concentración del reactivo en la velocidad.
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10
Una estudiante lleva a cabo un experimento para medir la velocidad de la reacción entre el
carbonato de cobre (II) (trocitos de malaquita) y el ácido clorhídrico. Los resultados que
obtiene se muestran en la tabla adjunta. A partir de ella, contesta a las preguntas que
vayan apareciendo en la pantalla.
5
Escribe la ecuación química igualada de la reacción.
Tiempo
(min)
Masa de CO2
desprendida (g)
0
2
4
6
8
10
12
14
0,0
1,5
2,5
3,1
3,4
3,6
3,7
3,7
CuCO3(s) + 2 HCl(ac)  CO2(g) + CuCl2(ac) ) + H2O(l)
Representa gráficamente los resultados del experimento.
Sitúa la masa de CO2 en el eje vertical y el tiempo en el
horizontal.
¿Cómo varía la velocidad de reacción con el tiempo? ¿Por qué?
La curva tiene una pendiente inicial mucho mayor que al
final, la velocidad de reacción disminuye al hacerlo la
superficie de los trocitos de malaquita y la cantidad de
HCl presente .
M a s a de C O 2 de s pr e ndida (g)
4 ,0
3 ,0
¿Cuánto tiempo ha durado la reacción? Calcula la
velocidad media total en g CO2/min y en mol CO2/min.
2 ,0
El tiempo total es de 12 min.
1 ,0
vm 
0 ,0
0
2
4
6
8
10
12
14
 ( masa CO 2 )
 ( tiempo )

16
Tie m po (m in)
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3 ,7
12
 0 ,31
g
min

1 mol
44 g
 7 ,05 . 10
3
mol
min
Continuando con el experimento descrito en el ejercicio anterior, resuelve las siguientes cuestiones:
(a) A partir de la ecuación química igualada, calcula la cantidad de CuCO3 que ha reaccionado y la
velocidad media de la reacción en mol CuCO3 /min.
(b) En el gráfico siguiente se ha representado, en función del tiempo, la masa de CO 2 desprendido en
otros dos casos: si la reacción se hace en caliente (45 ºC) y si la malaquita está pulverizada y se
mantiene a 45 ºC. Justifica por qué las nuevas gráficas tienen la forma mostrada.
Masa de CO2 desprendida
(g)
6
Escribe la ecuación química asociada al
experimento descrito y contesta al apartado (a).
4,0
3,0
CuCO3(s) + 2 HCl(ac)  CO2(g) + CuCl2(ac) + H2O(l)
2,0
El cociente estequiométrico entre el CuCO3 y el CO2
es 1, por lo tanto desaparecerá la misma cantidad de
sustancia de uno que de otro. La velocidad media será,
entonces, 7,05.10-3 mol de CuCO3/min.
1,0
0,0
0
2
4
6
8
10
12
14
Tiempo (min)
Temperatura baja
Temperatura alta
Temperatura alta y mayor grado de división
16
Contesta al apartado (b).
Como puede observarse en los gráficos, la elevación
de la temperatura aumentará la velocidad de reacción e
igualmente lo hará el grado de división del reactivo sólido.
Se alcanzará antes el final de la reacción, es decir el
tramo horizontal de la curva.
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7
El agua oxigenada es el nombre común de la disolución de peróxido de hidrógeno: H 2O2. Este compuesto
se descompone lentamente según la reacción: 2 H2O2(ac)  2 H2O(l) + O2(g).
El gráfico muestra los resultados de la reacción expresados como volumen de oxígeno desprendido por
min. Las reacciones se han realizado en las mismas condiciones de concentración y de temperatura, pero
en una de ellas se ha añadido a la disolución una pequeña cantidad de MnO 2 (s). Contesta a las
cuestiones que vayan apareciendo en la pantalla.
5
vm 
 ( volumen
V olum e n de ox íge no (c m ³)
Calcula la velocidad de reacción media en los
cinco primeros minutos de ambas reacciones
y compáralas.
de O 2 )
 ( tiempo )
v m (1ª gráfica ) 
Es mucho mayor
la velocidad de
reacción con
MnO2
v m ( 2 ª gráfica ) 
1 0
50
 0,2
3
min
3,5  0
50
cm
 0,7
cm
3
min
4
3
2
1
0
0
2
4
6
8
10
12
14
16
18 20
22
24
Tie m po (m in)
Describe cómo queda reflejado en las gráficas
el transcurso de cada reacción y la causa de
diferencias tan acusadas.
Sin dióx ido de manganes o
Con dióx ido de manganes o
La curva azul tiene una pendiente inicial pequeña que luego disminuye y, en el tiempo de observación,
sólo llega a desprenderse un poco más de 2 cm3 de oxígeno. Con dióxido de manganeso (MnO2) la
velocidad aumenta muchísimo y llega a desprenderse en el mismo tiempo 4,3 cm3 de oxígeno.
El MnO2 es un catalizador de esta reacción.
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8
Contesta razonadamente a las cuestiones que vayan apareciendo en la pantalla.
¿Por qué el metal del tubo de
escape se oxida antes que
el resto de la carrocería?
¿Por qué una manzana cortada
tarda más en estropearse si la
guardamos en la nevera ?
¿Por qué una vez que comienza
una explosión ocurre tan
rápidamente?
Los gases de la combustión
salen muy calientes, la
velocidad de oxidación
aumenta mucho con la
temperatura
En la nevera, la baja
temperatura retrasa la
velocidad de las reacciones
bioquímicas que estropean la
manzana.
Al ser la reacción
exotérmica, eleva mucho
la temperatura y la velocidad
de reacción aumenta
muchísimo.
En todos los casos es la influencia de la temperatura la que determina los hechos
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9
Contesta razonadamente a las cuestiones que vayan apareciendo en la pantalla.
Piensa si los dos hechos suceden
porque está influyendo el mismo factor
o son factores distintos.
La velocidad de reacción
entre el magnesio en
forma de cinta y el ácido
clorhídrico disminuye a
medida que transcurre
la reacción ¿Por qué?
En cambio un fuego se
propaga rápidamente
una vez que se ha
iniciado ¿Por qué?
Sobre todo se debe a que, al
irse consumiendo el magnesio,
presenta menos superficie de
reacción y la velocidad de
ésta disminuye.
Al igual que en las explosiones,
la combustión es exotérmica y
eleva continuamente la
temperatura, aumentando
muchísimo la velocidad .
I.E.S. Élaios
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10
Contesta razonadamente a las cuestiones que vayan apareciendo en la pantalla.
Las patatas se fríen antes
cuanto mas pequeñas las
cortamos ¿Por qué?
Cuanto más pequeños son
los trozos mayor superficie
presentan al aceite
caliente.
Las zonas más
protuberantes (nariz,
manos) de las estatuas son
las que se desgastan más
¿Por qué?
Cuanto más agudos son
los rasgos mayor superficie
presentan a la erosión, la
lluvia ácida, etc
I.E.S. Élaios
Departamento de Física y Química
En ambos
casos es el mismo
factor el que está
influyendo: la mayor
superficie de reacción
del sólido.
11
Explica, con la teoría cinético-molecular, el efecto que tendrá el aumento de la
concentración de nitrógeno sobre la velocidad de reacción en el proceso de obtención del
amoniaco: N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g).
Cámbialo aumentando el
número de moléculas de
nitrógeno.
Dibuja un diagrama
multimolecular de los
reactivos.
N
H
Generalmente, a mayor
concentración de reactivo,
mayor velocidad de reacción.
¿En cuál de los dos casos habrá más choques por unidad de tiempo y por tanto
mayor velocidad de reacción?
I.E.S. Élaios
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12
Explica, con la teoría cinético-molecular, el efecto que tendrá el aumento de temperatura
sobre la velocidad de reacción en la combustión del metano:
CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l).
Dibuja un diagrama
multimolecular de los reactivos a
temperatura baja.
Dibuja un diagrama
multimolecular de los reactivos a
temperatura alta.
C
O
H
La reacción no se da a temperatura baja
¿Qué parámetros del
movimiento de las
moléculas aumentan
con la temperatura?
La velocidad y la
energía cinética
La reacción es muy rápida a temperatura alta
¿Cómo influyen en
los choques?
I.E.S. Élaios
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Aumentando el número de
moléculas que posean la
energía de activación
Aumentando la
frecuencia de los choques
13
Explica, con la teoría cinético-molecular, el efecto que tendrá el utilizar un catalizador
(hierro finamente dividido) en el proceso de obtención del amoniaco:
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g).
N
H
Fe
El catalizador sólido retiene en su
superficie a las moléculas de los
reactivos gaseosos. El fenómeno se
llama adsorción.
El catalizador de
hierro aumentará la
velocidad de reacción
¿Por qué ?
Por que los
choques serán
más eficaces
El catalizador sólido facilita la ruptura de
los enlaces del N2 y del H2, formándose
antes los enlaces del NH3
¿Cómo influye en los
choques la presencia
del catalizador?
I.E.S. Élaios
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Haciendo que sea
necesaria menos energía
de activación, y se
rompan con más facilidad
los enlaces de los reactivos
Explica, con la teoría cinético-molecular, el efecto que tendrá el utilizar cinc en polvo o
trozos de cinc sobre la velocidad de la reacción:
Zn(s) + 2 HCl(ac)  ZnCl2(ac) + H2(g).
14
Dibuja un diagrama multimolecular
de los reactivos con los átomos de
cinc formando una estructura
gigante (en trozos).
Cl-
Dibuja un diagrama multimolecular de
los reactivos con los átomos de cinc
formando asociaciones de menos
átomos (en polvo).
Recuerda que el ácido
clorhídrico está disociado.
H+
Zn
Hay más átomos disponibles para chocar, ya que hay más
superficie de reacción
¿En cuál de los dos casos habrá más choques efectivos y mayor velocidad de
reacción?
I.E.S. Élaios
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15
Define los siguientes conceptos: catálisis homogénea, catálisis heterogénea, enzima e
inhibidor.
Escribe un ejemplo concreto de cada uno de ellos.
Inhibidor
Catálisis homogénea
Catálisis heterogénea
Enzima
Se dice del hecho
de emplear
catalizadores en el
mismo estado de
agregación que los
reactivos.
Se dice del hecho
de emplear
catalizadores en
distinto estado de
agregación que los
reactivos.
Es un catalizador
biológico, es decir
producido por un ser
vivo. Cataliza
reacciones bioquímicas
o industriales.
Es un catalizador
negativo, es decir una
sustancia que
disminuye la velocidad
de reacción sin
consumirse.
Por ejemplo: los
adhesivos tipo “resina
epoxi”, se presentan
en dos tubos. Uno
contiene el
monómero y otro el
catalizador (ambos
líquidos). Al
mezclarlos se activa
la reacción de
formación del
polímero adhesivo.
Por ejemplo:
además de los
catalizadores
citados en los
ejercicios 7 y 13, el
catalizador de los
automóviles es de
platino (s) y
cataliza reacciones
en fase gas como:
2 CO(g) +
2 NO(g)
2 CO2(g) + N2(g)
La nitrogenasa,
en una enzima
producida por las
bacterias
presentes en
algunas plantas.
Catalizan las
reacciones de
captación del
nitrógeno
atmosférico para
dar compuestos
nitrogenados.
Por ejemplo: el
aminoácido
natural “L-lisina”,
bloquea o
disminuye los
procesos de
destrucción del
colágeno en
enfermedades
infecciosas o
cancerígenas.
I.E.S. Élaios
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