Cinetica Quimica

CINÉTICA QUÍMICA
CONTENIDOS
Velocidad de reacción (estudio cualitativo).
Expresión de la velocidad de una reacción química.
Factores que afectan a la velocidad de una reacción.
Ecuación y constante de velocidad.
Orden de reacción. Forma de determinarlo.
Mecanismos de reacción. Molecularidad.
Teoría de las colisiones. Energía de activación (Ea).
Factores de los que depende la velocidadde una reacción química:
Estado físico y concentración de los reactivos.
Temperatura (ecuación de Arrhenius).
Catalizadores.
Utilización de catalizadores en procesos de interés industrial y biológico.
velocidad de reacción.
Cuando se produce una reacción química, las concentraciones de cada uno de los reactivos y productos va variando con el tiempo, hasta que se produce el equilibrioquímico, en el cual las concentraciones de todas las sustancias permanecen constantes.
t (s)
[HI]
La velocidad de formación de un producto d[HI]/dt (tangente) va disminuyendo con el tiempo
La velocidad de una reacción es la derivada de la concentración de un reactivo o producto con respecto al tiempo tomada siempre como valor positivo.
Es decir, es el cociente de la variación de la concentración dealgún reactivo o producto por unidad de tiempo cuando los intervalos de tiempo tienden a 0.

Ejemplo de velocidad de reacción:
Tiempo (s) | [Br2] (mol/l) | vel. media |
0 | 0,0120 |   |
  |   | 3,8 x 10–5 |
50 | 0,0101 |   |
  |   | 3,4 x 10–5 |
100 | 0,0084 |   |
  |   | 2,6 x 10–5 |
150 | 0,0071 |   |
  |   | 2,4 x 10–5 |
200 | 0,0059 |   |
Sea la reacción:Br2(ac) + HCOOH(ac)  2 HBr(ac) + CO2(g)
Vamos a estudiar como varía la concentración de Br2 a lo largo del tiempo:
La velocidad puede expresarse como:

Parece claro que la velocidad de aparición de HBr será el doble que la de aparición de CO2 por lo que en este caso la velocidad habrá que definirla como la mitad de la derivada de [HBr] con respecto al tiempo.
Expresión de la velocidad de unareacción química
En la reacción estándar: a A +b B  c C +d D

Como la velocidad es positiva según transcurre la reacción hacia la derecha, es decir según va desapareciendo los reactivos, es necesario poner un signo “–” delante de las concentraciones de éstos.
Ejemplo:
Expresar la velocidad de la siguiente reacción química en función de la concentración de cada una de las especies implicadasen la reacción: 4 NH3 (g) + 3 O2 (g)  2 N2 (g) + 6 H2O (g)

Ecuación de velocidad
En general, la velocidad depende de las concentraciones de los reactivos siguiendo una expresión similar a la siguiente para la reacción estándar: a A + b B  c C + d D

Es importante señalar que “m” y “n” no tienen porqué coincidir con los coeficientes estequiométricos “a” y “b”, sino que se determinanexperimentalmente.
A la constante “k” se le denomina constante de velocidad (No confundir con KC o KP)
Ejemplos:
Las reacciones: a) H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g) y b) H2 (g) + Br2 (g)  2 HBr (g)
tienen ecuaciones de velocidad diferentes: a) v = k x [H2] x [I2]    b) v = k x [H2] x [Br2]1/2
Nota: El valor de “k” depende de cada reacción.
Orden de reacción
En la expresión: v = k [A]nx[B]m  sedenomina orden de reacción al valor suma de los exponentes “n + m”.
Se llama orden de reacción parcial a cada uno de los exponentes. Es decir, la reacción anterior es de orden “n” con respecto a A y de orden “m” con respecto a B.
Ejemplo:
Determina los órdenes de reacción total y parciales de las reacciones anteriores:      
a) H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g) v = k x [H2] x [I2]  
b) H2 (g) + Br2 (g) 2 HBr (g) v = k x [H2] x [Br2]1/2         
a) H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g)          v = k x [H2] x [I2]
Reacción de segundo orden  (1 + 1)
De primer orden respecto al H2 y  de primer orden respecto al I2.
b) H2 (g) + Br2 (g)  2 HBr (g)  v = k x [H2] x [Br2]1/2
Reacción de orden 3/2  (1 + ½)
De primer orden respecto al H2 y  de orden ½ respecto al Br2.
Determinación de la ecuación de...