La velocidad de una reacción describe qué tan rápido se consumen los reactivos y se forman los productos. CH 4. (g) + 2 O 2.

Transcripción

1 Cinética Química 1. Velocidad de reacción. 2. Factores que afectan la velocidad de reacción. 3. Expresión de la ley de velocidad. 4. Teoría de las colisiones moleculares 5. Estado de transición. 6. Catalizadores.

2 1. Velocidad de reacción La velocidad de una reacción describe qué tan rápido se consumen los reactivos y se forman los productos. CH 4 (g) + 2 O 2 (g) CO 2 (g) + 2 H 2 O (g) rápida 4 Fe (s) + 3 O 2 (g) 2 Fe 2 O 3 (s) lenta La cinética química se dedica al estudio de la velocidad de las reacciones químicas, los factores que la afectan y los mecanismos de reacción. No todas las reacciones favorecidas por la termodinámica son favorecidas por la cinética. 2 HCl (ac) + 2 Mg(OH) 2 (s) MgCl 2 (ac) + 2 H 2 O (l) G = -97 kj/mol C (diamante) (s) + O 2 (g) CO 2 (g) G = -397 kj/mol

3 1. Velocidad de reacción Para describir la velocidad de una reacción, se debe conocer la concentración, ya sea de un reactivo o producto a distintos tiempos conforme procede la reacción. O O + H O H H + O O H + H O tiempo Concentración Concentración

4 1. Velocidad de reacción picosegundo (10-12 s) femtosegundo (10-15 s)

5 1. Velocidad de reacción Cómo se describe la velocidad de una reacción? a A + b B c C + d D Las cantidades de cada sustancia se expresan mediante su concentración molar (mol/l) y se representa entre corchetes [ ]. La velocidad puede expresarse en términos de la velocidad a la que desaparece uno de los reactivos: O bien, a la velocidad que aparece uno de los productos: [ A] t [ B] t [ C] t [ D] t

6 H 2 (g) + 2 ICl (g) I 2 (g) + 2 HCl (g) 1. Velocidad de reacción

7 Factores que afectan la velocidad de reacción 1. Naturaleza de los reactivos. 2. Concentración de los reactivos. 3. Temperatura. 4. Presencia de un catalizador.

8 Formas alotrópicas del fósforo: 1. Naturaleza de los reactivos El blanco reacciona violentamente con el oxígeno del aire El rojo es inerte El cobre en polvo arde espontáneamente en el aire, mientras que el alambre no lo hace

9 Las velocidad de reacción depende del área superficial o grado de subdivisión. 1. Naturaleza de los reactivos El grado máximo de subdivisión hace posible que todas las moléculas (o átomos y iones) reaccionen en cualquier momento. Esta situación ocurre cuando los reactivos están en estado gaseoso o en disolución. El gis pulverizado (CaCO 3 ) reacciona más rápido con HCl debido a una mayor área superficial.

10 2. Concentración de los reactivos La ley de velocidad describe la manera en que van cambiando las concentraciones conforme pasa el tiempo de reacción. velocidad = k[a] x [B] y k constante de velocidad a temperatura fija x y y orden de reacción se determina experimentalmente 1. El valor de k no cambia con la concentración de reactivos o productos. 2. El valor de k no cambia con el tiempo. 3. El valor de k cambia al variar la temperatura

11 Teoría de las Colisiones Para que una reacción ocurra, las moléculas deben colisionar. Al aumentar la concentración de los reactivos se favorecen las colisiones. Sin embargo, no todas dan lugar a reacción. Para que una colisión sea efectiva las especies deben de: 1. Poseer la energía mínima necesaria para romper y formar enlaces nuevos. 2. Tener la orientación adecuada en el momento de la colisión.

12 NO (g) + N 2 O (g) NO 2 (g) + N 2 (g)

13 NO (g) + N 2 O (g) NO 2 (g) + N 2 (g)

14 NO (g) + N 2 O (g) NO 2 (g) + N 2 (g)

15 Teoría del estado de transición En una reacción química se rompen enlaces para formar nuevos. Por lo tanto, las reacciones químicas deberán estar relacionadas con los cambios en la energía del sistema ( H). A + B 2 AB + B A + B B A B B A B + B reactivos estado de transición productos

16 A + B B A B B A B + B

17 A + B B A B B A B + B

18 Teoría de las colisiones y estado de transición I - + CH 3 Cl CH 3 I + Cl -

19 Teoría de las colisiones y estado de transición I - + CH 3 Cl CH 3 I + Cl -

20 3. Temperatura A mayor temperatura (T 2 ) habrá una fracción mayor de moléculas que tengan la energía de activación (E a ) necesaria para que la reacción proceda, a comparación de una temperatura más baja (T 1 ).

21 3. Temperatura La ecuación de Arrhenius relaciona la velocidad de reacción (mediante su constante k) con la temperatura (T) para una misma energía de activación (E a ). k = Ae E a RT Si T aumenta E a /RT disminuye - E a /RT aumenta exp(-e a /RT) aumenta k aumenta la reacción se acelera

22 4. Presencia de un catalizador Los catalizadores abaten la E a permitiendo que la reacción química se lleve a cabo más rápido. No toma parte en la reacción, por lo que no aparece en la ecuación balanceada.

23 4. Presencia de un catalizador Un catalizador homogéneo existe en la misma fase que los reactivos. Mn 2+ 2 Ce 4+ + Tl + 2 Ce 3+ + Tl 3+ Ce 4+ + Mn 2+ Ce 3+ + Mn 3+ etapa 1 Ce 4+ + Mn 3+ Ce 3+ + Mn 4+ etapa 2 Mn 4+ + Tl + Mn 2+ + Tl 3+ etapa 3 2 Ce 4+ + Tl + 2 Ce 3+ + Tl 3+ global

24 4. Presencia de un catalizador Un catalizador heterogéneo está presente en una fase distinta a la de los reactivos. Etapas del proceso: 1. Adsorción 2. Activación del reactivo adsorbido 3. Reacción 4. Desorción

25 4. Presencia de un catalizador Pt 2 C 8 H 18 (g) + 25 O 2 (g) 16 CO 2 (g) + 18 H 2 O (g) NiO 2 CO (g) + O 2 (g) 2 CO 2 (g) Pt NiO

26 1. Proceso Haber para la fabricación de amoniaco. N H 2 2 NH 3 cat: Fe/FeO/Fe 2 O 3 (T elevada) 2. Producción de trióxido de azufre para la fabricación de ácido sulfúrico. 2 SO 2 + O 2 2 SO 3 cat: V 2 O 5 (400 C) 3. Cloración de benceno. C 6 H 6 + Cl 2 C 6 H 5 Cl + HCl cat: FeBr 3 (T.A.) 4. Hidrogenación de hidrocarburos. RCH=CH 2 + H 2 RCH 2 CH 3 cat: Pt (T.A.)

27 4. Presencia de un catalizador Las enzimas son proteínas que actúan como catalizadores en reacciones bioquímicas específicas. Son catalizadores altamente específicos y extremadamente eficientes.