Química - 3º B.D.

Algunas reacciones tienen lugar en una sola etapa, pero la mayoría de las reacciones ocurren en una serie de etapas elementales.

Los órdenes parciales de reacción para una reacción que ocurre en un solo paso coinciden con los coeficientes para esa etapa.

Por ejemplo: La reacción entre el monóxido de nitrógeno (NO) y el ozono (O₃) para formar dióxido de nitrógeno (NO₂) y dioxígeno (O₂) ocurre como resultado de una sola colisión entre las moléculas de NO y O₃ con la orientación correcta y la energía necesaria.

NO _(g) + O_{3 (g)}  → NO_{2 (g)} + O_{2 (g)} 

La ley de rapidez sería: r = k . [NO] . [O₃]

Los órdenes parciales, en este caso x = 1 e y = 1, coinciden con los coeficientes estequiométricos.

En muchos mecanismos, sin embargo, una etapa es mucho más lenta que las demás. Una reacción nunca puede tener lugar más rápidamente que su etapa más lenta. Esta etapa más lenta se denomina etapa o paso determinante de una reacción. La rapidez a la cual ocurre la etapa lenta limita la rapidez a la cual tiene lugar la reacción global.

La ecuación ajustada para la reacción global es igual a la suma de todas las etapas individuales, incluyendo cualquier etapa que pueda seguir a la etapa determinante de la reacción. Los exponentes de la expresión de la ley de rapidez no necesariamente coinciden con los coeficientes de la ecuación global ajustada.

Los órdenes parciales de reacción determinados experimentalmente indican el número de partículas (moléculas, átomos, iones) de aquellos reactivos implicados en 1) la etapa lenta solamente, si ocurre primero, o 2) la etapa lenta y cualesquiera otras etapas rápidas que preceden al paso lento.

Por ejemplo: La reacción entre el dióxido de nitrógeno (NO₂) y el monóxido de carbono (CO) que produce monóxido de nitrógeno (NO) y dióxido de carbono (CO₂) es de segundo orden respecto a NO₂ y de orden cero respecto a CO:

NO_{2 (g)} + CO _(g) → NO _(g) + CO_{2 (g)} 

Ley de rapidez: r = k . [NO₂]²

A continuación podemos analizar el mecanismo propuesto para esta reacción:

Paso 1: NO_{2 (g)} + NO_{2 (g)} → NO_{3 (g)} + NO _(g)  (lento)

Paso 2: NO_{3 (g)} + CO _(g) → NO_{2 (g)} + CO_{2 (g)} (rápido)

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Reacción global: NO_{2 (g)} + CO _(g) + NO_{3 (g)} → NO _(g) + CO_{2 (g)} + NO_{3 (g)} 

El paso 2 es mucho más rápido que el paso 1. El intermediario NO₃ se produce lentamente en el paso 1 y se transforma de inmediato en el paso 2.

Dado que el paso 1 es lento y el paso 2 es rápido, el paso 1 es determinante de la rapidez. Por tanto, la rapidez de la reacción global es igual a la rapidez del paso 1. Este paso es un proceso bimolecular. 

Así pues, la ecuación de rapidez que este mecanismo predice concuerda con lo que se observa experimentalmente.