Transcript Mapa Conceptual Cinética Química Velocidades Mecanismos

UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTAL “FRANCISCO DE MIRANDA”
Área de Tecnología. Programa de Ingeniería Química
Componente Teórico: FISICOQUÍMICA
Mapa Conceptual
Cinética Química
Velocidades
Mecanismos
Orden
Factores
Medida
Molecularidad
Ley de Velocidad
Conc paralelas,1,2,3,0,Seudo Molec,Rever,Conce
Métodos
Naturaleza
Temperatura
Catalizadores
Concentraciones
Integral
Velocidades Iniciales
Vida Fraccionaria
Aislamiento
1.-Fases
Gaseosa
Liquida
Físicos
2.-Estático
Químicos
Reacciones
Monomoleculares
Bimoleculares
Trimoleculares
Teorías
Colisiones
Estado de Transición
Ecuación de Arrhenius
Ea-Factor de Frecuencia-Tipos de reaccionesReacciones Unimoleculares-Bimoleculares-Radicales Libres
Ing. Luis Mendoza
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Componente Teórico: FISICOQUÍMICA
Conceptos Básicos
Cinética
Velocidad de reacción
Etapas
Molecularidad
Mecanismo
Ley de Velocidad
intermediarios
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Componente Teórico: FISICOQUÍMICA
Cinética Química
Estudia las velocidades y mecanismos de las
reacciones químicas. Tiene diversidad de aplicaciones
por ejemplo: síntesis industrial
Es aquella rama de la fisicoquímica que estudia la
velocidad de las reacciones y sus mecanismos, la
cinética complementa la termodinámica (que considera
únicamente las relaciones de energía entre los
reactivos y productos de una reacción) al proporcionar
información de la velocidad y mecanismo de
transformación de reactivos en productos
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Componente Teórico: FISICOQUÍMICA
Cinética Química
Este campo estudia las velocidades de los procesos
químicos en función de las especies que reaccionan, de los
catalizadores e inhibidores, de los diferentes medios
disolventes, de la temperatura y de todas las variables que
pueden afectar la velocidad de una reacción.
Esta busca la relación entre la forma precisa en varia la
velocidad de reacción con el tiempo y la naturaleza de las
colisiones intermoleculares implicadas en la generación de
productos de reacción.
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Mecanismo de Reacción
Podría entenderse como las etapas que sufre una reacción
hasta llegar a su final, es decir el modo en que ocurre esta
los mecanismos de reacción hacen referencia a cada una de
los pasos sin omitir compuesto alguno
Ejemplo: Descomposición gaseosa de N2O5
Reacción global: 2N2O5→ 4NO2+O2
Mecanismo:
a.- N2O5 ↔ NO2 + NO3
b.-NO2 + NO3 → NO + O2 + NO2
c.-NO + NO3 → 2NO2
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Mecanismo de Reacción
Reacción global: 2N2O5→4NO2+O2
Mecanismo:
a.- N2O5 ↔ NO2 + NO3
b.-NO2 + NO3 → NO + O2 + NO2
c.-NO + NO3 → 2NO2
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 observamos con las letras a,b,c, también
llamadas reacciones elementales según. Levin cap 17 vol 2.
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Molecularidad
Se define como el número de moléculas que reaccionan en una
etapa elemental, este es un concepto solo utilizado para reacciones
elementales y no en globales, compuestas por más de una etapa
elemental.
Reacciones Elementales según su molecularidad:
A → Productos. Unimolecular
A+B → Productos. Bimolecular
2A → Productos. Bimolecular
A+B+C → Productos. Trimolecular
3A → Productos. Trimolecular
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Velocidad de Reacción
Es aquella a la que las concentraciones de las
sustancias reaccionantes varían con el tiempo. Es
decir – dC/ dt, donde C es la concentración del
reactivo y t es el tiempo. El signo menos indica que
la concentración disminuye con el tiempo.
Podría decirse también que es la rapidez con que se transforma una
sustancia reaccionante en producto. Básicamente corresponde al
cambio de concentración de un reactante o de un producto en la
unidad de tiempo.
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Velocidad de Reacción
A
B
tiempo
r=
D[B]
Dt
Número de moléculas
D[A]
r=Dt
Moléculas A
Moléculas B
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Velocidad de Reacción
N2(g) + 3 H2(g)
2 NH3(g)
r = Velocidad = - d[N2]/dt = -1/3 [H2]/dt = ½ [NH3]/dt
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Orden de Reacción
El orden de una reacción caracteriza la dependencia formal que existe
entre la velocidad de reacción y la concentración de las sustancias
reaccionantes.
Las ecuaciones de velocidad, se han encontrado experimentalmente que
tienen la forma general.
Velocidad = K [Reactivo 1]m [Reactivo 2]n …
K
es la constante cinética, depende de T y se expresa en M-1 S-1
Los exponentes m y n se llaman orden de reacción y la suma representa el
orden general de reacción. Los valores se determinan experimentalmente
(generalmente 0, 1, 2 o fraccionarios).
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Ejemplo
2 N2O5(g)
4NO2(g) + O2(g)
V = K [N2O5] orden 1
CHCl3(g) + Cl2(g)
V = K [CHCl3] [Cl2]1/2
CCl4(g) + HCl(g)
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Factores que afectan la Velocidad de Reacción
1.
2.
3.
4.
Naturaleza de los reactivos
La temperatura a la cual se lleva a cabo la reacción
Presencia de catalizadores
Concentración de los reactivos
1. Naturaleza de los reactivos: La velocidad de reacción depende
de la reactividad de las sustancias que participan en la reacción
es decir, de la habilidad que tengan estas sustancias de romper
enlaces para formar nuevos.
2. La temperatura a la cual se lleva a cabo la reacción: La rapidez
de las reacciones 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.
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Factores que afectan la Velocidad de Reacción
3. Presencia de catalizadores: La rapidez de muchas reacciones
puede aumentar agregando una sustancia que se conoce como
catalizador. Esta sustancia es capaz de afectar la velocidad de
reacción
bien sea aumentándola o disminuyéndola, eso
dependerá de la naturaleza química de la sustancia.
4. 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.
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Medida de la velocidad de una Reacción química.
Para medir la velocidad de reacción, por unidad de volumen es necesario
determinar la concentración de un reactivo o producto en función del
tiempo. Esta se determina experimentalmente utilizando métodos
químicos en donde se toman muestras de recipientes de reacción que se
analizan cuantitativamente para conocer la cantidad de reactivo
transformado.
Los métodos físicos están basados en cambios de Ph, resistencia
eléctrica, índice de refracción, conductividad térmica, entre otros.
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Medida de la velocidad de una Reacción química.
Los métodos físicos, son más exactos que los químicos, estos se dan:
en fase gaseosa: tiene lugar un cambio de moles, midiendo presión.
En fase liquida: tiene lugar un cambio de volumen, dilatómetro.
Método estático: los reactivos se mezclan en una vasija cerrada.
Método de flujo: Usados ampliamente en la industria química para
reacciones rápidas los reactivos fluyen hacia la vasija de reacción y los
productos hacia fuera después de que la reacción tiene lugar en cierto
tiempo se da en la vasija un estado estacionario y las concentraciones a la
salida permanecen constantes.
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Ley de Velocidad.
La ley de las velocidades son ecuaciones diferenciales que deben ser
integradas para conocer la concentración de las especies en función del
tiempo.
La ley de acción de masas esboza: “la velocidad de una reacción en
cada instante es proporcional a la concentración de los reactivos con cada
concentración elevada a una potencia igual al número de moléculas de
cada especie que participe en el proceso”
Para una reacción homogénea
aA+bB → eE+fF
V= K (A)α(B) β…
donde la velocidad a la cual un reactivo se consume es proporcional a su
coeficiente estequiometrico.
dnA/dt = a/b → 1/a dnA/dt= 1/b dnB/dt
dnB/dt
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Reacciones de Primer Orden.
Aquellas reacciones donde la velocidad en cualquier instante t es
proporcional a la concentración de uno de los reactivos, son caracterizadas
como reacciones de primer orden.
A P
v
 d ( A)
 k ( A); ordenando
dt
tenemos
 d ( A)
 kdt
( A)
2
 d ( A)
ln( A)1
kt


k
dt



k
(
T

T
);
cuando
T

0

(
A
)

(
A
)
e
2
1
1
1
0
A dt
t
ln( A) 2
1
1
A2
t
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Reacciones de Primer Orden.
En forma logarítmica la expresión nos queda;
Ln (A)=-kt+ln(A)0 → Log (A)=-(kt/2.303)+ log (A)0
Para una reacción de 1er orden (A) decrece exponencialmente con
respecto al tiempo.
Ln(A)
Φ= -tag Φ=k1
Tiempo
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Reacciones de Primer Orden.
El tiempo de vida media: Es el tiempo requerido para que una
sustancia reaccione a la mitad. En una reacción de 1er orden el tvm es
independiente de la concentración inicial, por tanto después de transcurrir
una vida media quedara el 50% sin reaccionar después de 2 vm el 25% y
asi sucesivamente.
Cuando t1=0; (A)=(A)0 (A)2=(A)
T1/2 = t y (A)=1/2 (A)0
Ln 1 / 2( A) 0
 kt  Ln(1 / 2)  kt  0.693  kt1 / 2
Ln( A) 0
m=(y2-y1/x2-x1)=K1
K=2.303/t1/2
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Reacciones de Segundo Orden.
Pueden darse en dos casos, dependiendo si la ecuación de velocidad es
función de la concentración de un solo reactivo o de dos.
2A→P
ó
A+B→P
1 caso: 1 solo reactivo.
v
2

1
 d ( A)
 k ( A) 2 
dt
d ( A)
  kdt
2
d ( A)
2
d ( A)
1
1
  k  dt 

  k (t 2  t1 )
2
( A) ( A) 2
( A)
1
Cuando t1  0
1
1

 kt
( A) ( A) 0
1
1

  kt
( A) 0
( A)1
ó
ordenando
1
1
 kt 
( A)
( A) 0
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Reacciones de Segundo Orden.
El tiempo de vida media: En una reacción de 2do orden el tvm es
dependiente de la concentración e inversamente proporcional a la primera
potencia de la concentración inicial, por tanto se duplica cuando la
concentración de (A) se reduce a la mitad, es decir tarda el doble para que
la reacción se realice del 50 al 75 % que del 0 al 50%.
T1/2= 1/k(A)0
1/(A)
K=1/(A)t
Tiempo
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Reacción de tercer orden
Para aA + bB
Productos
r = K [A]3
d[A]/dt = -KA [A]3, integrando 1/[A]2 = 2 KA. t + 1/[A]02
1/[A2
m = 2.K
1/[A20
Tiempo, s
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Reacción de orden cero
d[A]/dt = - KA [A]0
[A] = - Kat + [A]0
Una gráfica de [A] Vs t da una linea recta de pendiente negativa
(m = - KA) e intersecto en [A]0.
m=-K
[A
t1/2 = [A]0/2KA
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Reacciones seudomoleculares
C12H22O11 + H2O
H+
C6H12O6
Glucosa
+
C6H12O6
Fructosa
r = K [C12H22O11]
Como [H2O] es constante K = Kı [H2O] ~ 6 hexahidrato.
Dicha reacción recibe el nombre de pseudo prime orden. Los
pseudoordenes se presentan en reacciones catalíticas.
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Reacciones reversibles
A
rdirecta = Kd [A]
C
 = 1, 1er orden
y
rinversa = Ki [C]
[A] - [A]eq = ([A]0 - [A]eq) e- Jt
J ≡ (Kd + Ki) para t  [A] se aproxima [A]equi
Tiene similitud con la ec. de 1er orden
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Reacciones consecutivas
A
K1
B
K2
r1 = K1 [A]
 = 1, 1er orden
C
r2 = K2 [B]
Se obtiene una expresión para cada sustancia (reactivo y producto)
[A] = [A]0 e-K1 t
[B] = (K1 [A]0/K2 – K1 ) ( e-Kat - e-k2t )
[C] = [A]0 (1- (K2/K2 – K1) e-K1 t +
(K1/K2 – K1) e-K2 t )
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[C
[A0
[A
[B
0
K1.t
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Reacciones competitivas
A
K1
C
A
K2
D
 = 1, 1er orden
d[A/dt = - (K1 + K2) [A
[A] = [A]0 e- (K1
+ K2) t
[C] = (K1 [A]0/K1 + K2 ) (1- e- (K1
+ K2) t
)
[D] = (K2 [A]0/K1 + K2 ) (1- e- (K1
+ K2) t
)
En cualquier instante de la reacción se obtiene [C]/ [D] = K1/K2
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[C/[C0
Concentración
K1 = 2 K2
[D/[D0
[C]/ [D] = K1/K2
[A/[A0
K.t
Las cantidades C y D obtenidas dependen de la velocidad relativa de las
reacciones competitivas.
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Reacciones controladas por difusión
Tenemos
B +
C
productos, en solución
La velocidad estará determinada exclusivamente por la
rapidez con que B y C se difunden a través del disolvente.
Kd = 4  NA (rB + rC) (DB + DC) B  C no iónico (expresión teórica)
NA es el número de avogadro,
rA y rB los radios de A y B,
DA y DB los coeficientes de difusión en el solvente.
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Métodos para determinar parámetros cinéticos
Método integral

En la ecuación cinética se obtiene dA/dt, la
integración permite calcular A para cualquier tiempo a partir
de un valor conocido de A0, es decir, la variación de la
concentración respecto al tiempo de reacción.

Debido a la complejidad de muchas reacciones, los
mecanismos pueden tener varios pasos e incluir muchas especies,
cada una puede aparecer en diferentes pasos, la integración
numérica se realiza utilizando un ordenador.
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
Para obtener el orden de reacción y la constante de
velocidad se realiza una representación gráfica de LnA, 1/ A, 1/
A2 o A en función del tiempo.
una línea recta confirma el orden de reacción y la
pendiente permite obtener a K.
Primer orden
m = - KA
0
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Método de las velocidades iniciales

Mide la velocidad inicial, ro, para dos concentraciones
iniciales de A (diferentes), A0,1 y A0,2 , manteniendo constantes
los demás reactivos.
r0 = - D A/ Dt = - (Afinal - Ainicil/tfinal – tinicial)
Para varios
experimentos

Luego se construye una gráfica de A0 frente al tiempo, la
velocidad instantanea se obtiene por la pendiente de la tangente que
toca la curva.
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•
•
Vinst
•
A
0
Se repite el procedimiento para
B y se construye una tabla.
•
•
•
•
• •
•
•
n exp
A0
B0
Vinst
1
0.01
0.01
5
2
0.04
0.01
20
•
t,s
r0, 2/ r0, 1 = (A0 , 2/ A0 , 1) = 20/5 = (0.04/0.01) 4 = 4  = 1.
Primer orden respecto a A
K = Vinst/ A0.- B 0
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Método de la vida fraccionaria, t

Es el tiempo requerido para que A0 se reduzca a  A0.
Un valor adecuado para  es 0.75.
log10t = -(n-1)log10A0 + log101-n -1/(n-1)Ka n  1.

Una representación de log10t frente a log10A0 es una
linea recta de pendiente negativa, m = - (n-1) e intersecto
log10 1-n -1/(n-1)Ka
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Método de los excesos

La concentración inicial del reactivo A se toma más
pequeña que las otras especies presentes.
0 A0 y C0 A0

Las concentraciones de todas las especies, excepto d A,
pueden considerarse constante con el tiempo.
r = KAB0 = J A
J ≡ K B0  cte
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Estudio de mecanismos complejos
La ecuación cinética observada suministra información sobre
el mecanismo de la reacción, en el sentido de que cualquier mecanismo
propuesto debe cumplir con la misma.
Aproximación del estado estacionario
Los mecanismos de reacción de varias etapas, generalmente,
presentan una o más especies intermedias, I, que no aparecen en la
ecuación global, estos intermedios son muy reactivos y por consiguiente
no se acumulan en grado sustancial durante el transcurso de la reacción.
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 R y  P
Aproximación del estado estacionario
daparición/dt  ddesaparición/dt  cte  0
Se toma la velocidad de reacción, r, igual a la velocidad de
formación de los productos de la ultima etapa en el mecanismo y se
elimina  mediante d /dt = 0.
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Ejemplo
La ecuación cinética observada para la reacción catalizada por BrH+
es
+ HNO2 + C6H5NH2
Br-
C6H5N2+ + 2H2O
r = K H+HNO2Br-
Un mecanismo propuesto es
Etapa 1
Etapa 2
Etapa 3
H+
+ HNO2
H2NO2+ + BrONBr + C6H5NH2
K1
H2NO2+
K-1
K2
ONBr + H2O
K3
C6H5N2+ + H2O + Br-
r = d C6H5N2+/dt = k3 ONBr C6H5NH2
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r = d C6H5N2+/dt = k3 ONBr C6H5NH2
Intermediarios
ONBr y H2NO2+ (no aparecen en la ecuación balanceada)
Se produce
(d ONBr/dt)2 = K2 H2NO2+ Br-
Se consume
(d ONBr/dt)3 = K3 ONBr C6H5NH2
Igualar y despejar ONBr
ONBr = K2 H2NO2+ Br-/K3 C6H5NH2
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Sustituir ONBr en la expresión de velocidad, r
r = K2 H2NO2+ Br-
Para eliminar H2NO2+ hacemos d H2NO2+/dt = 0
resolviendo
r = K2 K1 H+HNO2Br-/K-1 + K2 Br-
Suponiendo K-1  K2 Br- tenemos K1 K2/K-1 ≡ K
Nos queda la expresión de velocidad observada
r = K H+HNO2Br-
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Aproximación del estado de equilibrio

El mecanismo de la reacción se supone que consta de una o
más racciones reversibles que permanecen cercanas al equilibrio
durante la mayor parte de la reacción, seguidas por una etapa
limitante relativamente lenta, la cual a su vez, es seguida por una o
más reacciones rápidas.

Se toma r igual a la velocidad de la etapa limite y se
eliminan las  usando las constantes de equilibrios de los equilibrios
anteriores a la etapa limite.
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Ejemplo
La ecuación cinética observada para la reacción catalizada por BrH+
es
Br-
+ HNO2 + C6H5NH2
C6H5N2+ + 2H2O
r = K H+HNO2Br-
Un mecanismo propuesto es
(1)
(2)
H+
K1
+ HNO2
H2NO2+
K-1
K2
H2NO2+ + Br-
(3) ONBr + C6H5NH2
ONBr + H2O
K3
equiliubrio
lenta
C6H5N2+ + H2O + Br- rápida
r = k3 H2NO2+ Br-
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Se escribe la expresión de la constante de equilibrio de la etapa 1
H2NO2+/H+HNO2 = Kc = K1/K-1
Se despeja el intermedio H2NO2+ y se sustituye en la expresión
de velocidad
r = K H+HNO2 Br-
K = Kc. K2
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EFECTO DE LA TEMPERATURA
Ecuación de Arrehius
K = A. e – Ea/RT
A es el factor de frecuencia, esta relacionada con la frecuencia de las
colisiones y la probabilidd de que las mismas tengan una orientación
favorable para la reacción.
K es la constante de velocidad
R es la constante de los gases, 8,314 J/mol °K
T Es la temperatura absoluta
Ea es la energía de activación y es la energía mínima necesaria para
inicial una reacción química.
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Ea 1
lnk = + lnA
R T
Ln A
m = (-Ea/R)
LnK
1/T
Diagrama de energía de reacción
Energía
Reactivos
Antes del estado
de transición
Estado de Después del estado
transición
de transición
Productos
(dir)
(inv)
DH reacc
Avance de la reacción
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Tipos de reacciones en función de la
energía de activación
Las reacciones unimoleculares pueden ser isomerizaciones, como
CH3NC
CH3CN
o descomposición, como
CH3CH2I
CH2= CH2 + HI
En una reacción bimolecular las moléculas A y B chocan, y sí su energía
cinética relativa excede la de activación, la colisión puede conducir a la
ruptura de los enlaces y a la formación de otros.
ONBr + C6H5NH2
C6H5N2+ + H2O + Br-
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Componente Teórico: FISICOQUÍMICA
Las reacciones con radicales libres más comunes son la
polimerización de adición en fase líquida.
I
2 R*
iniciación
R*, radical libre
R* + M
RM*
adición
I, iniciador
RM* + M
RM2*
propagación M, monómero
RMm* + RMn*
RMmMnR terminación
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Componente Teórico: FISICOQUÍMICA
Cinética molecular
Teorias

La idea central del modelo de colisiones (supone esferas rígidas,
sin interacción intermolecular) es que las moléculas deben chocar con una
orientación específica para que reaccionen. La energía cinética resultante
puede alargar, doblar y finalmente romper enlaces químicos.

La teoria del estado de transición supone que todas las super
moléculas (moléculas que chocan considerando las fuerzas inter e intra
molecular) que cruzan la superficie divisoria,Ea, dan origen a los
productos.
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Componente Teórico: FISICOQUÍMICA
Teoría de Colisiones
• Las moléculas son esferas rígidas
• La velocidad de reacción es proporcional al número de colisiones (Z)
• Se basa en las siguientes suposiciones:
1) La reacción se produce por choque entre dos moléculas
Para el sistema A+B  Productos
La velocidad de reacción es: v=-dna/dt=-dnb/dt= Kf*na*nb= ZAB
Donde: ZAB= na*nb*σab2*√(8*π*K*T/μ)
ni= Número de moléculas por cm3 de la especie i
σab= Diámetro molecular de las especies a y b
σab= (σa + σb)/2
T = Temperatura
K= Constante de Boltzman
μ= Masa reducida del sistema μ= ma*mb/(ma+mb)
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Para dos moléculas iguales de partida:
2 A  Productos
Velocidad de reacción = -dn/2dt= Kf*n2 = Z
Kf= velocidad/n2 =2* σ2* √(π*R*T/m)
2) Solo son eficaces las colisiones cuya energía sea superior a cierto valor
q = e –Ea/R*T
q es la fracción de moléculas con Ea >>>>
Para moléculas iguales Velocidad= q*Z
Para moléculas diferentes Velocidad= q*ZAB
3) En el momento del choque las moléculas han de tener una orientación determinada
Para moléculas iguales Velocidad= p*q*Z
Para moléculas diferentes Velocidad= p*q*ZAB
p= Factor esférico o de probabilidad
p= Factor de frecuencia experimental/Factor de frecuencia calculado
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Calculos de variables en el
complejo activo
La energía libre de activación,
DGc0 ≡ - RTLn Kc (C°)n-1
DGc0 es la energía de gibs estándar de activación en la escala de
concentraciones, Kc es la constante de equilibrio de activación en
escala molar, T y R son la temperatura absoluta y la constante de
los gases, n es la molecularidad. Un valor de
corresponde a una alta velocidad de reacción.
DGc0 pequeño
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La entalpía de activación,
DHc0 = DH0 ≡ RT2 dLn Kp0/dt
Las entalpías de los gases ideales dependen exclusivamente de la
temperatura.
CH4 (g) + 2O2 (g)
CO2 (g) + 2H2O (l) DH0 = -890.4 kJ
H+ (aq) + OH- (aq)
H2O (l) DH0 = -56.2 kJ
H2O (s)
NH4NO3 (s)
H2O (l) DH0 = 6.01 kJ
H2O
NH4+(aq) + NO3- (aq) DH0 = 25 kJ
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La entropía de activación,
DSc0 = (DHc0 - DGc0)T
Las magnitudes DSc0, DHc0 y DGc0 son los cambios
de S, H y G que aparecen a la temperatura T cuando se forma 1
mol de Xf (complejo activo) en su estado estándar (1 mol/L) a
partir de los reactivos puros aislados, en su estado estándar.
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Componente Teórico: FISICOQUÍMICA
Comparación entre las teorías
Colisión
Transición
La velocidad esta regida por el
numero de colisiones energéticas
entre los reactantes
La velocidad de reacción está
regida por la velocidad de
descomposición del producto
intermedio
La etapa A+B  (AB*), es lenta y
controla la velocidad de reacción
La etapa (AB*)  C de
descomposición del complejo
activado controla la velocidad
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Componente Teórico: FISICOQUÍMICA
Mecanismos de las reacciones basados
en teoría molecular
Monomolecular (Lindermann)
A+B
K1
A*
+
M
K -1
A*
K2
B (+C)
Al chocar una molécula de A con M (M puede ser una
molécula de cualquier especie presente) puede excitar A a un ninel
vibracional alto, A* (A* no es un complejo activado). Una vez que A*
se forma puede transformarse en productos B + C mediante
descomposición o isomerización.
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Componente Teórico: FISICOQUÍMICA
Bimoleculares
H+ + HNO2
H2NO2+ + BrONBr + C6H5NH2
K1
K-1
K2
K3
H2NO2+
ONBr + H2O
C6H5N2+ + H2O + Br-
Trimoleculares
2 NO + O2
2 NO2
un solo paso