Cinetica De Reaccion

Departamento de Ingeniería Química
PRINCIPIOS DE PROCESOS QUIMICOS II
Prof. Aldo Saavedra F.

CONTENIDO 1. CINETICA QUIMICA
1. INTRODUCCIÓN
La cinética química es de vital importancia en el estudio y diseño de procesos industriales
con reacción química. Normalmente, durante un proceso productivo se requiere someter las materias
primas a una serie de etapas de tratamiento y detransformación, procesos que se clasifican
tradicionalmente en dos tipos:
i)
Procesos de tratamiento físico, u operaciones unitarias.
ii)
Procesos con reacción química.
Reciclo de materiales

Flujo de materiales

Operaciones
Unitarias

Reactor
Químico

Operaciones
Unitarias

Productos

Los procesos de tratamiento físico u operaciones unitarias, comprenden un extenso conjunto
deoperaciones tales como molienda, tamizado, filtración, centrifugación, destilación, extracción,
secado, transporte de fluidos, agitación y mezclado, evaporación, etc.
Los procesos con reacción química se verifican en equipos denominados reactores químicos.
Los reactores pueden ser de tipo discontinuo (batch), continuo o semicontinuo, dependiendo de si
existe flujo de materiales desde y hacia el reactordurante la reacción química. Las reacciones que se
verifican en una fase, por ejemplo líquido o gas, se denominan homogéneas. Las reacciones que se
verifican con la participación de más de una fase (por ejemplo gas-líquido) se denominan
heterogéneas. La siguiente tabla entrega una clasificación según el tipo de reacción.
No catalizadas
Reacciones
Homogéneas

La mayoría de las reacciones enfase gas.
Reacciones
rápidas
(por
combustión de metano).
No catalizadas

Reacciones
Heterogéneas

Catalizadas
La mayoría de las reacciones en fase
líquida.

ejemplo Reacciones en sistemas coloidales.
Reacciones enzimáticas.
Catalizadas

Combustión de carbón.
Tostación de minerales.
Ataque de sólidos por ácidos.
Absorción gas-líquido con reacción
Reducción de óxido de hierro.Síntesis del amoníaco.
Producción de HNO3 mediante oxidación
del amoníaco.
Cracking del petróleo.
Oxidación de SO2 a SO3.

2. COMO SE VERIFICA UNA REACCION QUÍMICA?
La teoría del estado de transición establece que los reactantes se combinan para formar
productos intermedios altamente inestables denominados complejos activados, los cuales se
descomponen espontáneamente generando losproductos. Tal teoría supone también que la
concentración de los reactantes está en equilibrio con la concentración del complejo activado pero
no con la del producto, y que la velocidad de descomposición del complejo es la misma para todas
las reacciones. Esta velocidad viene dada por κT/h, siendo κ la constante de Boltzmann (igual a
1,3804*10-16 erg/ºK) y h la constante de Planck (igual a6,6252x10-27 erg-seg). Así, para la reacción
reversible considerada, se tiene el siguiente esquema básico:

Figura 1. Gráfico de la Teoría del Estado de Transición

3. DEFINICIÓN DE VELOCIDAD DE REACCION
La velocidad de reacción para una especie “i” genérica está definida por:
ri =

1 dN i ⎡ moles de i reaccionados o producidos ⎤
*
⎥
V dθ ⎢
(volumen de fluido) ⋅ ( tiempo)
⎣
⎦

(1)Si la reacción se verifica en fase líquida, se tendrán variaciones despreciables de volumen. Entonces,
la reacción será a volumen constante o a densidad constante. En caso contrario, cuando la reacción
se verifica en fase gas con variación en el número de moles (ej. en la reacción A → 3R, en la cual se
triplica el número de moles iniciales) se tendrá un sistema a volumen variable.
La velocidadde reacción puede expresarse como variación de la concentración de un componente i
en el tiempo.
d(N i / V) dCi
(2)
ri =
=
dθ
dθ

En fase gas puede expresarse como variación en la presión parcial del componente i en el tiempo.
P
Puesto que C i = i , entonces:
RT
1 dPi
(3)
ri =
RT dθ
4. ECUACION DE VELOCIDAD DE REACCION Y ECUACION DE ARRHENIUS
En la mayoría de las reacciones...