Cinetica de las reacciones quimicas en la quimica

Cinetica de las reacciones quimicas en la quimica

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  Cinética química Determinar velocidadesa las que se llevan a cabo las reacciones químicas e Identificar los factores que regulan estas velocidades
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  2 La velocidad deuna reacción es una magnitud positiva que expresa el cambio de la concentración de un reactivo o un producto con el tiempo Algunas reacciones son casi instantáneas, como la explosión del TNT; otras son muy lentas, como la transformación de diamante en grafito Ejemplo I2 (g) + H2 (g)  2 HI (g) • La velocidad de la reacción puede expresarse en término del aumento de la concentración de producto ocurrida en un intervalo de tiempo t : • También puede expresarse como la disminución de la concentración de los reactivos ocurrida en un intervalo de tiempo t :       t HI t t HI HI v 1 2 t t 1 2             t I t t I I v 2 1 2 t 2 t 2 1 2        
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  3 Problema: En lareacción 2 CO2  2 CO + O2 se han formado 0,3 moles de O2 en10 segundos. Calcula la velocidad de reacción en ese intervalo de tiempo, referida al reactivo y a los productos Solución: De acuerdo con la estequiometría de la reacción, se formarán 0,6 moles de CO mientras que desaparecerán 0,6 moles de CO2  Velocidad de desaparición de CO2 en el intervalo de 10 s:  Velocidad de aparición de CO en el intervalo de 10 s:  Velocidad de aparición de O2 en el intervalo de 10 s:     1 1 2 s molL 06 , 0 10 6 , 0 t CO v             1 1 s molL 06 , 0 10 6 , 0 t CO v          1 1 2 s molL 03 , 0 10 3 , 0 t O v       
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  5 Ecuación de velocidad •En general, la velocidad depende de las concentraciones de los reactivos siguiendo una expresión similar a la siguiente para la reacción estándar: aA +bB  cC +dD • Es importante señalar que “m” y “n” no tienen porqué coincidir con los coeficientes estequiométricos “a” y “b”, sino que se determinan experimentalmente. [ ] [ ]    n m v k A B
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  6 Ecuación de velocidad(cont). • A la constante “k” se le denomina constante de velocidad (No confundir con KC o KP) Ejemplos: • H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g) v = k · [H2 · [I2 • H2 (g) + Br2 (g)  2 HBr (g) v = k · [H2 · [Br21/2 Nota: El valor de “k” depende de cada reacción.
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  2. Teoría delas colisiones Las reacciones químicas se producen por los choques eficaces entre las moléculas de reactivos I I H H Choque I I I I H H H H I I H H I I H H I2 + H2 HI + HI I2 H2 Veamos la reacción de formación del HI a partir de I2 e H2 Además del choque adecuado las moléculas tienen que tener una energía suficiente, esta energía mínima se denomina energía de activación.
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  9 Orden de reacción •En la expresión: v = k · [An · [Bm se denomina orden de reacción ... • ...al valor suma de los exponentes “n + m”. • Se llama orden de reacción parcial a cada uno de los exponentes. Es decir, la reacción anterior es de orden “n” con respecto a A y de orden “m” con respecto a B.
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  10 Ejemplo: Determina losórdenes de reacción total y parciales de las reacciones anteriores: H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g) v = k · [H2 · [I2 H2 (g) + Br2 (g)  2 HBr (g) v = k · [H2 · [Br21/2 H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g) v = k · [H2 · [I2 – Reacción de segundo orden (1 + 1) – De primer orden respecto al H2 y de primer orden respecto al I2. H2 (g) + Br2 (g)  2 HBr (g) v = k · [H2 · [Br2 ½ – Reacción de orden 3/2 (1 + ½) – De primer orden respecto al H2 y de orden ½ respecto al Br2.
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  Energía de activación Transcurso dela reacción Complejo activado Reactivos H<0 Energía de activación Transcurso de la reacción Complejo activado Reactivos H>0 Reacción exotérmica Reacción endotérmica Productos Productos
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  Energía de activación Transcurso dela reacción Complejo activado Reactivos H<0 Energía de activación Transcurso de la reacción Complejo activado Reactivos H>0 Reacción exotérmica Reacción endotérmica Productos Productos El complejo activado es una asociación transitoria muy inestable, ya que su energía es superior a las moléculas de reactivo y producto
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  3. Factores queinfluyen en la velocidad de reacción 1.- Estado físico de los reactivos 2.- Concentración de los reactivos 3.- Temperatura 4.- Catalizadores Las reacciones son más rápidas si los reactivos son gaseosos o están en disolución. En las reacciones heterogéneas la velocidad dependerá de la superficie de contacto entre ambas fases, siendo mayor cuanto mayor es el estado de división. Un incremento de la temperatura provoca un incremento en la energía cinética de las moléculas, lo que hace que sea mayor el número de moléculas que alcanza la energía de activación.
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  La velocidad dela reacción se incrementa al aumentar la concentración de los reactivos, ya que aumenta el número de choques entre ellos. Concentración de los reactivos
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  Energía de activación Transcurso dela reacción Complejo activado Reactivos H<0 Energía de activación Transcurso de la reacción Complejo activado Reactivos H>0 Reacción exotérmica Reacción endotérmica Productos Productos E.A Los catalizadores cambian la energía de activación de una determinada reacción, y por lo tanto incrementan la velocidad de reacción Reacción no catalizada Reacción catalizada
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  Energía de activación Transcurso dela reacción Complejo activado Reactivos H<0 Energía de activación Transcurso de la reacción Complejo activado Reactivos H>0 Reacción exotérmica Reacción endotérmica Productos Productos E.A E.A Los catalizadores negativos aumentan la energía de activación Los catalizadores positivos disminuyen la energía de activación E.A sin catalizador E.A con catalizador negativo E.A con catalizador positivo