Cinética Química
La Cinética Química es la rama de la ciencia que estudia las velocidades con que ocurren las reacciones.
Velocidad de reacción
Ley de Velocidad
Tiempo de Vida media, t½.
Principales Factores que afectan la velocidad de reacción:
Concentración de reactivos
Temperatura
Área Superficial
Catalizador Teoría de las Colisiones
Ecuación de Arrhenius
Velocidad de Reacción: Magnitud positiva
que expresa el cambio de la concentración
de un reactivo o un producto con el tiempo.
Ejemplo: Descomposición del Pentóxido de
Dinitrógeno
2 N2O5(g) → 4 NO2(g) + O2(g)
Velocidad de Descomposición del Pentóxido de Dinitrógeno
t (m) C. (mol/L) V. (mol/Lxm)
0 0,160 0,056
1 0,113 0,039
2 0,080 0,028
3 0,056 0,020
4 0,040 0,014
Con. v/s tiempo
0,000
0,020
0,040
0,060
0,080
0,100
0,120
0,140
0,160
0,180
0 1 2 3 4 5Tiempo
Co
n. m
ola
r
Expresión de la Velocidad de una reacción
Δt
DΔ
d
1
Δt
CΔ
c
1
Δt
BΔ
b
1
Δt
AΔ
a
1v
a A + b B c C + d D
Velocidad de reacción
La velocidad de una reacción se mide a través de la velocidad con que desaparecen los reactivos o que se forman los productos.
Para una reacción: A B
tt
A) (moles -
B) (moles media Velocidad
)( m 0m 10
0) a B (moles - 10) a B (moles
tt
mmol 0,026
m 0 - m 10
mol 0 - mol 0,26
índice
Ecuación General de Velocidad
Ley Cinética:
Es una expresión de tipo matemática que relaciona la concentración de las especies reactantes con la velocidad de la reacción en un tiempo determinado. Esta expresión se conoce como LEY DE VELOCIDAD
La forma general de la expresión de velocidad es:
Velocidad = k(Conc. A)m x (Conc. B)n
o mejor;
V = kx[A]m x [B]n
En donde: m corresponde al orden de la reacción con respecto al reactante A
n el orden respecto al reactante B. Se entiende por orden de una reacción la potencia al cual hay que elevar la concentración de los reactantes.
m + n será el orden total de la reacción
k es la constante de velocidad específica
V = k x [A]m x [B]n
Determinando el Orden de una reacción.
Ejemplo:
H2(g) + 2 NO(g) → N2(g) + H2O(g)
V = k x [H2]m x [NO]n
Procedimiento:
1. Seleccionar datos en donde las concentraciones
de una especie sean idénticas
2. Utilizando propiedades de potencias deducir con
la calculadora el valor del orden.
3. Se repite procedimiento similar para la otra
especie
4. Finalmente se determina el valor de K.
Utilizando datos 1 y datos 6 para determinar
el orden respecto a NO(g) :
n
6
m
62
n
1
m
12
6
1
NOHk
NOHk
V
V
por lo tanto, n = 2
n
nm
nm
0,20
0,10
0,40
0,10
(0,20) x(0,10) x k
(0,10) x(0,10) x k
0,40
0,10
n
4
m
42
n
2
m
22
4
2
NOHk
NOHk
V
V
m
2m
2m
0,40
0,20
0,40
0,20
(0,10) x(0,40) x k
(0,10) x(0,20) x k
0,40
0,20
por lo tanto, m = 1
Utilizando datos 2 y datos 4 para determinar el orden
respecto a H2(g) :
Calculando el valor de K Se pueden utilizar cualquiera de los datos.
En el ejemplo usaremos los datos 8.
NO x H x k V2
8
1
828
(0,40) x (0,10) x k 601 21,
100 0,016
1,60 k
y la Ley corresponde a: V = 100x[H2]x[NO]2
índice
Tiempo de vida media, t½, para elementos radiactivos
Se entiende por tiempo de vida media lo que
demora una muestra radiactiva en tener la mitad
de su radiación inicial. Claramente, estos
valores no tienen que ser similares. Ej. En las
series radiactivas que terminan en Pb - 206, hay
valores que abarcan desde millones de años
hasta varios segundos.
Ley de Velocidad para un reactante:
Existen reacciones cuya cinética es de
Orden cero, uno, y ocasionalmente de
orden dos.
V = k x [A]m
Si m = 0 V = k x [A]0 = k La velocidad es
una constante
A B
Principales Factores que afectan la velocidad de reacción: Concentración de reactivos Temperatura Área Superficial Catalizador
Concentración de reactivos:
• La velocidad es proporcional a la concentración de las
especies reactantes;
• “A mayor concentración más rápida es la reacción”
Vel. v/s Conc.
0,000
0,010
0,020
0,030
0,040
0,050
0,060
0,000 0,050 0,100 0,150 0,200
Conc. molar
Vel
oci
dad
Velocidades en función de concentración.
C4H9Cl(ac) + H2O(l) C4H9OH(ac) + HCl(ac)
t (s) [C4H9Cl] (M) Velocidad (x10-4M/s)
0 0,1000
50 0,0905 1,9
100 0,0820 1,7
150 0,0741 1,6
200 0,0671 1,4
300 0,0549 1.22
400 0,0448 1,01
500 0,0368 0,80
600 0,0200 0,560
10000 0
Temperatura de la reacción: La rapidez de
la reacción se incrementa con el aumento
de la temperatura.
Efecto de la variación de la Temperatura sobre la
velocidad de reacción
Velocidad vs Concentración a 10 ºC
0
0,005
0,01
0,015
0,02
0,025
0,03
0 0,1 0,2 0,3 0,4 0,5 0,6Concentración
Ve
loc
ida
d
Velocidad vs Concentración a 80 ºC
0
5
10
15
20
25
30
35
40
45
50
0 0,1 0,2 0,3 0,4 0,5 0,6
Concentración
Ve
loc
ida
d
A mayor T, las moléculas se mueven más rápido, hay
más colisiones de alta energía y por lo tanto se acelera
la reacción.
Refrigerar ciertos alimentos favorece su
preservación; ¿por qué?
• Las reacciones en estado gaseoso son más rápidas que aquellas en fase líquida y estas, más rápidas que en fase sólida.
• Velocidad de reacción: gases > líquidos > sólidos
• Un gramo de carbón en polvo, cubre más superficie que una esfera de carbón de un gramo.
• A mayor superficie de contacto de un material más rápido reacciona.
• Al moler o triturar un sólido, reacciona más rápido.
Efecto del estado de agregación
y superficie de contacto de los reactantes
vista interior
vista exterior
Minería del cobre: proceso de Molienda de
minerales.
Mo
lin
o d
e B
ola
s
• Un catalizador es una sustancia que acelera
una reacción química. Interviene en la misma,
pero no se consume en forma neta.
• Hay dos tipos de catálisis: homogénea y
heterogénea.
• Las sustancias que retardan una reacción se
denominan “catalizador negativo” o mejor
Inhibidor.
Catálisis
Teoría de colisiones
Postula que las reacciones químicas son el resultado
de choques entre las moléculas reactantes.
Estas colisiones deben alcanzar una energía mínima,
conocida como Energía de Activación, que les permita
romper los enlaces y formar los nuevos enlaces.
• Para poder reaccionar, las moléculas de reactivos deben
chocar entre sí, con la energía y la orientación
apropiadas.
• A mayor concentración de reactivos hay mayor número de
colisiones y mayor formación de producto: mayor
velocidad de reacción.
• A mayor Temperatura, las moléculas se mueven más
rápido, hay más colisiones de alta energía y por lo tanto
se acelera la reacción.
Relación entre la Ea y la Temperatura
• La constante de velocidad de una
reacción depende de la Temperatura.
• La Ea de una reacción no depende de la
Temperatura.
• Para una misma reacción realizada a dos
Temperaturas diferentes, puede
calcularse sus constantes de velocidad
mediante la ecuación de Arrhenius
Ecuación de Arrhenius; forma exponencial
RT
Ea-
e x A kDonde:
A: es el factor de frecuencia o probabilidad de colisión
Ea: es la Energía de activación en J/mol
R: es constante universal de los gases, cuyo valor es 8,31 J/molK
T: es la Temperatura absoluta (grado Kelvin)
e: es la base del logaritmo natural
La ecuación de Arrhenius, en su expresión logarítmica, nos permite
conocer las variaciones que experimenta una reacción química
respecto a su energía de activación (Ea) cuando se conocen la
temperatura y la constante de velocidad en dos situaciones
distintas:
y = mx + b
1RTEa
1 - Aln lnk
y = mx + b
2RTEa
2 - Aln lnk
y2 – y1 = m(x2 – x1) + (b – b)
)( - )lnk - (lnk 12 T
1T1
REa
12
Ejercicio:
Para la reacción;
2 NOCl(g) 2 NO(g) + Cl2(g)
La ecuación de velocidad es V = k[NOCl]2
Se sabe que a 300 K, la constante de velocidad es 2,6x10-8 L/mols y
a 400 K es 4,9x10-4 L/mols. Determine la Energía de Activación
para la reacción
- x - 12 T
1T1
REa
1
2lnk
k
- x - 3001
4001
8,31Ea
8
4
106,2
109,4lnx
x
Ea = 98.165,77 J/mol = 98,17 kJ/mol
Una reacción triplica su constante de velocidad cuando pasa de
25 ºC a 50 ºC
Determine su Energía de Activación. R: 35,13 kJ/mol
Otros ejercicios
Para cierta reacción, la constante de velocidad se reduce a la
mitad al disminuir la Temperatura desde 300 K a 290 K,
determine:
a) La Energía de Activación
b) La constante de velocidad a 270 K si a 298 K es 0,03
R: 50,14 kJ/mol y 3,7x10-3
• A mayor T, el número de colisiones efectivas se
incrementa.
• Cuando las colisiones alcanzan la Ea, se inicia la
formación de producto
• El valor de la Ea es independiente de la T.
El grafico anterior, muestra una misma
reacción realizada a dos T diferentes.
Reacciones en etapas La velocidad de una reacción es inversamente proporcional a su Energía de Activación.
Muchas reacciones no son capaces de formar inmediatamente los productos finales. Forman productos intermedios conocidos como “intermediarios de la reacción”. Cada producto intermedio, se transforma en el reactante de la siguiente etapa. La velocidad de la reacción global dependerá de la etapa más lenta.
La etapa más lenta tendrá la mayor Energía de activación.
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