Cinetica De Reacciones Quimicas

Tema 6

Cinética de las Reacciones Químicas

1

TEMA 6 CINÉTICA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
1. DEFINICIONES BÁSICAS CINÉTICA QUÍMICA VELOCIDAD DE REACCIÓN LEY DE VELOCIDADES Y ÓRDENES DE REACCIÓN ECUACIÓN INTEGRADA DE LA VELOCIDAD ENERGÍA DE ACTIVACIÓN Y COMPLEJO ACTIVADO FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN 2. CLASIFICACIÓN DE CATALIZADORES CATÁLISIS HOMOGÉNEA, HETEROGÉNEA YENZIMÁTICA 3. MECANISMOS DE REACCIÓN MOLECULARIDAD Y ETAPA ELEMENTAL REACCIONES OPUESTAS, PARALELAS, CONSECUTIVAS Y EN CADENA SUPOSICIÓN DE EQUILIBRIO SUPOSICIÓN DE ESTADO ESTACIONARIO 2

1 DEFINICIONES BÁSICAS
La cinética química es el estudio de las velocidades de las reacciones químicas y de los mecanismos mediante los que tienen lugar. La cinética química introduce la variable tiempo en elestudio de las reacciones químicas y estudia el camino que siguen los reactivos para convertirse en productos. Gráfica de una cinética química

[HI]
La velocidad de formación de un producto d[HI]/dt (tangente) va disminuyendo con el tiempo

t (s)

3

Velocidad de reacción
La velocidad de reacción el la rapidez con que se modifica la concentración de un producto o un reactivo altranscurrir el tiempo Ejemplo de velocidad de reacción Br2 (ac) + HCOOH (ac) → 2 HBr (ac) + CO2 (g)

Tiempo (s) 0 50 100 150 200

[Br2] (mol/l) 0.0120

velocidad media 3.8 · 10–5

0.0101 3.4 · 10–5 0.0084 2.6 · 10–5 0.0071 2.4 · 10–5 0.0059

d[Br2] d[HCOOH ] d[CO2] d[HBr] v = – ——— = – ————— = ——— = ——— dt dt dt 2 dt
4

Ley de velocidad y órdenes de reacción
aA+bB→cC+dD
Ley de velocidad:v = k [A]m [B]n…

m, n … = órdenes de reacción parciales m + n +… = orden de reacción total k = constante de velocidad (función de la temperatura, de la propia reacción y –si lo hay- del catalizador ) Ejemplos: H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (g) v = k · [H2] · [I2]

H2 (g) + Br2 (g) → 2 HBr (g) v = k · [H2] · [Br2]1/2
5

Ejercicio 1: Determinar el orden de reacción : CH3-Cl (g) + H2O (g) → CH3-OH(g) + HCl (g) usando los datos de la tabla Experiencia 1 2 3 [CH3-Cl] (mol/l) 0,25 0,50 0,25 [H2O] (mol/l) 0,25 0,25 0,5 v (mol·l–1·s–1) 2,83 5,67 11,35

Ejercicio 2: En la obtención del ácido nítrico, una de las etapas principales es la oxidación del óxido nítrico a dióxido de nitrógeno: 2 NO(g) + O2(g) -> 2 NO2(g). Para esta reacción, se ha determinado experimentalmente que su ecuación develocidad es: v = k [NO]2 ·[O2] y que la constante de velocidad, a 250 ºC, vale: k = 6,5 . 10 -3 mol-2L2s-1. Calcular la velocidad de oxidación del NO, a dicha temperatura, cuando las concentraciones iniciales (mol L-1) de los reactivos son: a) [NO] = 0,100 M ; [O2] = 0,210 M b) [NO] = 0,200 M; [O2] = 0,420 M
6

Ecuación integrada de la velocidad
La ecuación de velocidad integrada da lasconcentraciones de reactivos y productos en función del tiempo. Se obtiene por integración de la ley de velocidad:

Cinética de primer orden

A→C

Cinética de segundo orden

d [A] v(t ) = − = k [A] dt
ln

[A] [A]0

d [A ] 2 v (t ) = − = k [A ] dt
1 /[ A] = 1 /[A]0 + kt

= −kt

Tiempo de vida medio: tiempo necesario para consumirla mitad de un reactivo t1/2 = 1/K × ln 2 t1/2 = 1/(K [A]0)7

Energía de activación y complejo activado

Complejo activado

Complejo activado

Energía

Energía de activación
Energía

Energía de activación

Productos Reactivos

∆H0

Transcurso de la reacción

Transcurso de la reacción

Reacción exotérmica

Reacción endotérmica
8

Factores que influyen en la velocidad de reacción
1.- Estado físico de los reactivos
Lasreacciones son más rápidas si los reactivos son gaseosos o están en disolución. En las reacciones heterogéneas la velocidad dependerá de la superficie de contacto entre ambas fases, siendo mayor cuanto mayor es el estado de división.

2.- Concentración de los reactivos
La velocidad de la reacción se incrementa al aumentar la concentración de los reactivos, ya que aumenta el número de choques entre...