Transcript Velocidad de Reacción
Cinética Química
Estudia la velocidad (o rapidez) de las reacciones químicas, los factores que modifican esa velocidad y los mecanismos por los cuales dichas reacciones ocurren.
Velocidad de Reacción
Puede decirse que es la rapidez con que se transforman la/s sustancia/s reaccionante/s en producto/s.
Básicamente corresponde al cambio de concentración de los reactivos o de los productos en la unidad de tiempo.
Velocidad de Reacción
A
B
r = -
D
[A]
D
t
r =
D
[B]
D
t
Moléculas A
tiempo
Moléculas B
Factores que afectan la Velocidad de Reacción
1. 2. Concentración de los reactivos: Casi todas las reacciones químicas avanzan con más rapidez si se aumenta la concentración de uno ó más reactivos; esto debido a que mientras mayor sea el número de moléculas (es decir la concentración) mayor será la cantidad de choques que se producen para la formación de nuevas moléculas. Si se trata de gases su concentración.
presión parcial es directamente proporcional a su La temperatura a la cual se lleva a cabo la reacciones reacción: La rapidez de las químicas aumenta conforme se eleva la temperatura. Esto se debe a que al aumentar la temperatura, la energía de las moléculas aumenta así alcanzando la energía mínima requerida para reaccionar .
3.- El grado de división de las fases reaccionantes: Ya que en este caso aumenta la superficie de contacto entre las mismas por lo tanto aumentará el numero de choques capaces de generar reacciones químicas.
4.- Presencia de catalizadores: Un catalizador es una sustancia es capaz de afectar la disminuyéndola, lo que dependerá de cada sustancia y reacción específica.
velocidad de reacción, ya sea aumentándola o
Ley de Velocidad de Reacción A+B C +D
La velocidad de una reacción en un instante dado para el cual se conocen las concentraciones de los reactivos se expresa: V = k [ A ] . [ B ] siendo k la velocidad especifica de la reacción Ej si [ A ] = 3 mol/l y [ B ] = 1mol/l y k = 2.10 -3 l/mol.s
V= 6.10 -3 mol/l.s
Para una reacción en la cual a
A +
b
B
c
C +
d
D
V = k [ A ] a . [ B ] b Los coeficientes a , b , etc. se determinan de manera experimental (no son los estequiométricos). Esto sucede porque las reacciones pueden producirse en etapas con diferente velocidad en cada tramo. El tramo más lento determina la velocidad de la reaccion total. La suma de los coeficientes representa el
orden
general de reacción.
Mecanismo de Reacción
En una reacción pueden aparecer pasos intermedios mediante los cuales se produce la misma. Esta sucesión de etapas se conoce como mecanismo de reacción.
Ejemplo: Descomposición gaseosa de N 2 O 5 Reacción global:
2N 2 O 5 → 4NO 2 +O 2
Mecanismo:
a.- N 2 O 5 ↔ NO 2 + NO 3 b.-NO 2 + NO 3 c.-NO + NO 3 → NO + O 2 → 2NO 2 + NO 2
Mecanismo de Reacción
Reacción global:
2N 2 O 5 →4NO 2 +O 2
Mecanismo:
a.- N 2 O 5 ↔ NO 2 + NO 3 b.-NO 2 + NO 3 c.-NO + NO 3 → NO + O 2 → 2NO 2 + NO 2 Intermediarios:
Son especies que se producen en un paso del mecanismo y luego son consumidos en un paso siguiente de modo que no aparecen en la reacción global.
a. b. c. Las etapas:
son las que aparecen con las letras a,b,c,
Medida de la velocidad de una Reacción química.
Para medir la velocidad de determinar la reacción, por unidad de volumen es necesario concentración de un reactivo o producto en función del tiempo.
químicos
Esta se determina experimentalmente utilizando en donde se toman muestras de recipientes de
métodos
reacción que se analizan cuantitativamente transformado.
para conocer la cantidad de reactivo
Los métodos físicos
están basados en cambios de pH, resistencia eléctrica, índice de refracción, conductividad térmica, entre otros.
Diagrama de energía de reacción
Antes del estado Estado de Después del estado Reactivos de transición transición de transición Productos (dir) (inv)
D
H
reacc Avance de la reacción
Equilibrio químico: características
Si se introduce en un recipiente adecuado Iodo e Hidrógeno a una temperatura de 500 ºC se produce la siguiente reacción: H 2 (g) + I 2 (g) 2 HI (g) V 1 = k [H 2 ] . [ I 2 ]
A medida que la reacción avanza, aumenta la concentración de ioduro de hidrógeno y disminuyen las cantidades de hidrógeno y de iodo.
A partir de determinado momento las concentraciones no varían, se dice que se ha llegado al equilibrio.
Como la reacción indicada es reversible, se entiende que a medida que se va formando ioduro de hidrógeno, se va descomponiendo según la reacción contraria: 2 HI (g) H 2 (g) + I 2 (g) V 2 = k [IH] 2
La velocidad de la reacción 1 (directa) va disminuyendo y la v2 (inversa) va aumentando con el correr del tiempo. Llega un momento en que ambas se igualan: se ha alcanzado el equilibrio.
V 1 = k [H 2 ] . [ I 2 ] V 2 = k [IH] 2 Si v1= v2
Equilibrio químico [HI]
[I
2
] [H
2
]
Tiempo (s)
Constante de equilibrio (Kc)
•
En una reacción cualquiera: a A + b B c C + d D la constante Kc tomará el valor: El valor de la constante Kc depende de la temperatura
K c
C A a c
D d B
•ATENCIÓN!:
Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución. Las especies en estado sólido o líquido tienen concentración constante y por tanto, se integran en la constante de equilibrio.
b
•
En la reacción anterior: H 2 (g)+ I 2
(g)
2 HI (g)
K c
[
H
2
[
HI
]
2
I
2
Principio de Le Chatelier
Si en un sistema en equilibrio se modifica algún factor (presión, temperatura, concentración de las especies presentes..) el sistema evoluciona en el sentido que tienda a oponerse a dicha modificación.
Por ejemplo, para el sistema en equilibrio:
SO
2
(g) + 2 O
2
(g) 2 SO
3
(g)
Cuya K se puede escribir: • Si aumentamos (SO 2 ) ó (O 2 ) para que el valor de K permanezca constante, el equilibrio se desplaza a la derecha (hacia la formación de productos).
• Si en cambio aumentamos (SO 3 ) por
Le Chatelier
, el equilibrio se desplaza a la izquierda (hacia la formación de reactivos).
En el caso de equilibrios en fase gaseosa (como éste), los cambios de presión inciden en su desplazamiento.
• Si la presión aumenta, el equilibrio se desplaza en el sentido de disminuirla, es decir hacia la menor concentración de especies en estado gaseoso. En este caso hacia los productos.