Reacciones químicas II
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- María Elena Lozano Ríos
- hace 7 años
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1 Reacciones químicas II La energía de las reacciones químicas Energía química. Energía asociada a las uniones entre los átomos, iones o moléculas que componen una sustancia. Los cambios energéticos que tienen lugar en las reacciones químicas presentan, a veces, tanto interés como las relaciones de masas. Como una reacción química consiste en la ruptura y formación de enlaces cabe pensar que el balance de energía química no sea nulo y que el exceso o defecto se convierta en otros tipos de energía. Ejemplos: o Batería de un coche: Pb + PbO 2 + 2H 2 SO 4 2PbSO 4 + 2H 2 O + E eléctrica o Fotosíntesis: 6CO 2 + 6H 2 O + E lumínica C 6 H 12 O 6 + 6O 2 Termoquímica. Parte de la termodinámica que estudia las variaciones de energía que tienen lugar en las reacciones químicas. La forma más común en la que se manifiesta la variación de energía química en una reacción es el calor. Sistema. Porción del universo que contiene las sustancias que intervienen en la reacción. Entorno. Resto del universo externo al sistema. Reacción exotérmica. Se libera calor desde el sistema hacia su entorno. Reacción endotérmica. El sistema absorbe calor de su entorno. Entalpía de reacción Calor de reacción. Cantidad de calor intercambiado entre el sistema y su entorno cuando tiene lugar una reacción química a temperatura constante. Entalpía de reacción (H). Cantidad de calor intercambiado entre el sistema y su entorno cuando tiene lugar una reacción química a presión constante. Características de la entalpía: o Magnitud extensiva (depende de la cantidad de materia). o Función de estado (depende solo de los estados inicial y final). o Solo podemos medir su variación (H).
2 Diagramas entálpicos Reacción endotérmica H> Reacción exotérmica H< Entalpía estándar La entalpía depende del estado en que se encuentren los reactivos y los productos. Se define la entalpía estándar a aquella que viene dada en condiciones estándar: o P = 1 atm o Estado de agregación de las sustancias: el más estable a 1 atm y temperatura la elegida para el proceso (no existe temperatura estándar). o Sustancias disueltas: concentración 1 M. o Se designa por H. Ecuación termoquímica Ecuación química ajustada en la que se indica, a la derecha, la entalpía. C(s) + O 2 (g) CO 2 (g) H= -393,5 kj Exotérm. SO 3 (g) SO 2 (g) + 1/2O 2 (g) H= 99,1 kj Endotérm. Si se invierte la ecuación la entalpía cambia de signo pero conserva su valor numérico. CO 2 (g) C(s) + O 2 (g) H= 393,5 kj Exotérm. El valor de la entalpía depende de la expresión de la ecuación química. Ley de Hess 2SO 3 (g) 2SO 2 (g) + O 2 (g) H= 2 99,1 = 198,2 kj Al ser la entalpía una función de estado cualquier reacción se puede descomponer como suma de otras. Ley de Hess: Cuando una reacción se puede descomponer como suma de otras, su entalpía de reacción es igual a la suma algebraica de las entalpías de las reacciones intermedias.
3 H = H 1 + H 2 + H 3 Ejemplo A partir de: C + O 2 CO 2 H 2 + ½ O 2 H 2 O ΔH 2 = 394 KJ/mol ΔH 3 = 242 KJ/mol C 6 H 12 O O 2 6 CO H 2 O ΔH 1 = 254 KJ/mol Calcular la entalpía de la reacción: 6 C + 6 H 2 + O 2 C 6 H 12 O 2 Establecemos los pasos para dar lugar a la reacción buscada: 6C + 6O 2 6CO 2 6H 2 + 3O 2 6H 2 O 6CO H 2 O C 6 H 12 O O 2 6ΔH 1 = 6( 394) kj 6ΔH 2 = 6( 242) kj -ΔH 3 = kj 6 C + 6 H 2 + O 2 C 6 H 12 O 2 ΔH r = 6ΔH 1 + 6ΔH 2 - ΔH 3 = 1276 kj Entalpía estándar de formación Variación de entalpía que tiene lugar cuando se forma un mol de dicho compuesto en su estado estándar, a partir de sus correspondientes elementos también en estado estándar. C (s) + O 2(g) CO 2 (g) ΔH 2 = 394 KJ/mol H 2(g) + ½ O 2(g) H 2 O (g) ΔH 3 = 242 KJ/mol Como el estado estándar de cada elemento se considera su forma física más estable en condiciones estándar, se deduce que las entalpías estándar de formación de los elementos en sus formas más estables son nulas: H (O ) J f 2 H (Fe) J f
4 Cálculo de H r a partir de H f Conociendo las entalpías de formación de las sustancias que intervienen en una reacción química, es posible calcular la entalpía estándar de reacción (H r ) que tiene lugar en ella según la expresión: H r = H f (productos) - H f (reactivos) Cuidado! Hay que tener en cuenta los coeficientes ya que los valores de H f vienen dados por mol. Ejemplo. Calculemos H r para la reacción 2C 2 H 2(g) + 5O 2(g) 4CO 2(g) + 2H 2 O (g) a partir de H f. C (s) + O 2(g) CO 2 (g) ΔH f1 = 394 KJ/mol H 2(g) + ½ O 2(g) H 2 O (g) ΔH f2 = 242 KJ/mol 2C (s) + H 2(g) C 2 H 2 (g) ΔH f3 = 227 KJ/mol Aplicamos la ley de Hess: 4C (s) + 4O 2(g) 4CO 2 (g) 2H 2(g) + O 2(g) 2H 2 O (g) 2C 2 H 2 (g) 4C (s) + 2H 2(g) 4ΔH f1 = 4( 394) KJ 2ΔH f2 = 2( 242) KJ -2ΔH f3 = KJ 2C 2 H 2(g) + 5O 2(g) 4CO 2(g) + 2H 2 O (g) H r = 4ΔH f1 + 2ΔH f2-2δh f3 = -166 kj Vemos entonces que H r = H f (prod.) - H f (react.) Si aplicamos la fórmula vista los cálculos son más sencillos: 2C 2 H 2(g) + 5O 2(g) 4CO 2(g) + 2H 2 O (g) H r = H f (prod.) - H f (react.) = [2H f (H 2 O) + 4H f (CO 2 )] - [5 H f (O 2 ) 2 H f (C 2 H 2 )] = = [2( 394) + 4( 242)] [ +2( 227)] = -166 kj Energía de enlace Se denomina energía de enlace a la energía necesaria para romper un mol de dichos enlaces en estado gaseoso. Partiendo de las energías de enlace podemos calcular la entalpía de una reacción según la expresión: H r = H e (rotos) - H e (formados) Cuidado! Hay que tener en cuenta los coeficientes ya que los valores de H e vienen dados por mol.
5 Ejemplo Velocidad de una reacción La cinética química estudia la velocidad de las reacciones químicas y los factores que influyen sobre ella. Velocidad de reacción. Variación de la concentración de un determinado reactivo o producto en la unidad de tiempo. -1 Unidades mol l -1 s Para una reacción del tipo A B Teoría de las colisiones Basada en la teoría cinético-molecular de los gases. Para que haya reacción deben romperse enlaces y formarse otros nuevos. Es necesario entonces que las sustancias reaccionantes estén en contacto choques. Si todas las colisiones condujesen a la formación de una nueva molécula, las reacciones tendrían velocidades elevadísimas, hecho que no se observa. No todos los choques son eficaces. Un choque es eficaz si: o La moléculas poseen energía cinética suficiente para romper los enlaces. o La energía mínima se denomina energía de activación.
6 o La orientación del choque debe ser la adecuada. Teoría del estado de transición Estudia la variación de energía del sistema a lo largo del proceso. Postula la existencia de una especie química en un estado intermedio en el camino de reactivos a productos. El estado intermedio se denomina estado de transición. La especie se denomina complejo activado. Complejo activado Posee una estructura que se halla entre la de los reactivos y la de los productos. En ella se han debilitado los enlaces los enlaces antiguos y se están formando los nuevos. El complejo activado más energético que los reactivos y los productos. Es inestable. La diferencia de energía reactivos-complejo activado o productos-complejo activado se denomina energía de activación. Cuanto mayor sea la energía de activación más lentamente transcurrirá la reacción ya que menos choques serán eficaces. Si la energía de activación del proceso inverso es alta la reacción será irreversible, si es baja reversible. La entalpía de la reacción es independiente de la energía de activación. Factores que influyen en la velocidad Naturaleza de los reactivos o En general, aquellas reacciones que no implican una reestructuración de los enlaces suelen ser más rápidas (reactivos iónicos). o Las que requieren la ruptura y/o formación de nuevos enlaces suelen ser más lentas (reactivos covalentes). o Si hay enlaces covalentes múltiples que romper son aún más lentas.
7 Rápida: Ba 2+ (ac) + CrO 4 2- (ac) BaCrO 4 (s) Lenta: HC CH(g) + 2 H 2 (g) CH 3 CH 3 (g) Concentración de los reactivos o De acuerdo con la teoría de las colisiones, para que se produzca una reacción química tienen que chocar entre sí las moléculas reaccionantes. o Según la teoría cinética, el número de choques es proporcional a la concentración de cada uno de los reactivos. o Por tanto, la velocidad de reacción aumentará al aumentar la concentración de los reactivos. Estado físico de los reactivos o Los estados de agregación que favorezcan la mezcla e interacción directa de los reactivos conducirán a reacciones rápidas. o Si los reactivos están en fases diferentes, la reacción sólo tendrá lugar en la superficie de contacto de las fases, por lo que la velocidad de reacción aumenta mucho al aumentar el área de dicha superficie. Pulverización de los reactivos sólidos. Reactivos gaseosos. Reactivos en disolución. La temperatura. Al aumentar la temperatura: o Aumenta la energía cinética media de las partículas reaccionantes. o Aumenta el porcentaje de moléculas con energía superior al de la energía de activación. o El número de choques eficaces aumenta. o La velocidad de reacción aumenta. Presencia de catalizadores e inhibidores o Catalizador. Sustancia que incluso en cantidades muy pequeñas aumenta la velocidad de reacción. o Forman parte del estado intermedio provocando una disminución de la energía de activación. o No son reactivos ni productos (se indican encima o debajo de la flecha de la ecuación química). o Se recuperan al final del proceso.
8 o Los inhibidores ralentizan las reacciones. No actúan incrementando la energía de activación sino disminuyendo los choques entre reactivos. o Características de los catalizadores No aceleran reacciones que no sean espontáneas. No cambian la entalpía de la reacción. Son eficaces incluso en muy pequeñas cantidades. Reducen la energía de activación del proceso directo y del inverso en la misma cuantía. Son muy específicos, en general actúan sobre una reacción concreta. Actúan en un margen estrecho de algunas magnitudes, principalmente temperatura y ph.
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