Page 629 - Quimica - Undécima Edición

13.5 Mecanismos de reacción 599

Experimentalmente se encontró que la ley de rapidez es
rapidez 5 k[H 2 ][I 2 ]

Durante muchos años se pensó que la reacción ocurría tal como está escrita, es decir, que
era una reacción bimolecular que requería una molécula de hidrógeno y una molécula de
yodo, como se mostró en la página 598. Sin embargo, los químicos de la década de 1960
encontraron que el mecanismo real es más complicado. Se propuso un mecanismo de dos
etapas:
k 1
Etapa 1: I 2 Δ 2I
k 1
k 2
Etapa 2: H 2 2I ¡ 2HI 88n
donde k 1 , k 21 y k 2 son las constantes de rapidez para las reacciones. Los átomos de I son
los intermediarios en esta reacción.
Cuando inicia la reacción, hay muy pocos átomos de I presentes. Pero a medida que
se disocia el I 2 , disminuye su concentración, en tanto que la de I aumenta. Por lo tanto, en
la etapa 1, la rapidez de la reacción hacia la derecha disminuye, en tanto que la rapidez de
la reacción en el sentido inverso aumenta. Muy pronto se igualan las dos rapideces y se
establece un equilibrio químico . Debido a que las reacciones elementales de la etapa 1 son H 2 1 I 2 ¡ 2HI
mucho más rápidas que las de la etapa 2, se alcanza el equilibrio antes de que ocurra una
reacción signifi cativa con el hidrógeno y, por lo tanto, éste persiste a través de la reacción. El equilibrio químico se analizará en el
En las condiciones de equilibrio de la etapa 1, la rapidez del proceso en el sentido capítulo 14.
de la reacción hacia la derecha es igual a la rapidez en el sentido inverso, es decir,
k 1 [I 2 ] 5 k 21 [I] 2
o ] I [ 2 5 k 1 [I 2 ]
k 21
La rapidez de la reacción está dada por el paso lento, el paso determinante de la reacción,
que es la etapa 2:
rapidez 5 k 2 [H 2 ][I] 2

2
Al sustituir la expresión para [I] en esta ley de rapidez, se obtiene
k 1 k 2
rapidez 5 [H 2 ][I 2 ]
k 21
5 k[H 2 ][I 2 ]
donde k 5 k 1 k 2 /k 21 . Como observamos, este mecanismo en dos etapas también proporcio-
na la ley de rapidez correcta para la reacción. Esta concordancia, además de la presencia
de los átomos de I como intermediarios, constituye una fuerte evidencia para sustentar a
este mecanismo como el correcto.
Por último, observamos que no todas las reacciones tienen un solo paso determinan-
te de la reacción. Una reacción puede tener dos o más etapas igualmente lentas. En ge-
neral, el análisis de la cinética de dichas reacciones es más complicado.
El ejemplo 13.10 se refi ere al estudio del mecanismo de una reacción relativamente
sencilla.

Ejemplo 13.10

Se cree que la descomposición del óxido nitroso (N 2 O) en fase gaseosa se realiza a través de
dos etapas elementales:
k 1
Etapa 1: N 2 O ¡ N 2 O
k 2
Etapa 2: N 2 O O ¡ N 2 O 2
(continúa)