Cinetica quimica

Velocidad de reacción
La velocidad de reacción el la rapidez con que se modifica la concentración de un producto o un reactivo al transcurrir el tiempo

Tema 6

Ejemplo de velocidad de reacción

Br2 (ac) + HCOOH (ac) → 2 HBr (ac) + CO2 (g)

Cinética de las Reacciones Químicas

Tiempo (s) 0 50 100 150 200

[Br2] (mol/l) 0.0120

velocidad media 3.8 · 10–5

0.0101 3.4 · 10–5 0.00842.6 · 10–5 0.0071 2.4 · 10–5 0.0059

d[Br2] d[HCOOH ] d[CO2] d[HBr] v = – ——— = – ————— = ——— = ——— dt dt dt 2 dt
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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 REACCIÓN2. CLASIFICACIÓN DE CATALIZADORES CATÁLISIS HOMOGÉNEA, HETEROGÉNEA Y ENZIMÁTICA 3. MECANISMOS DE REACCIÓN MOLECULARIDAD Y ETAPA ELEMENTAL REACCIONES OPUESTAS, PARALELAS, CONSECUTIVAS Y EN CADENA SUPOSICIÓN DE EQUILIBRIO SUPOSICIÓN DE ESTADO ESTACIONARIO 2

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

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) 0,250,25 0,5 v (mol·l–1·s–1) 2,83 5,67 11,35

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

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 de velocidad 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
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t (s)

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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:

Dependencia de las velocidades de reacción con la temperatura

Cinética de primer orden

A→C

Cinética de segundo orden

Expresión de Arrhenius

v(t ) = −

d [A] = k [A] dt
= − kt

v (t ) = −

ln

[A] [A]0

d [A ] 2 = k [A] dt

k = A exp (-Ea/RT) ln k = -Ea/ RT +ln A

1 /[A] = 1 /[ A]0 + 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)
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Fracción de moléculas

Energía

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Energía de activación y complejo activado

Dependencia de las velocidades de reacción con un catalizador
E.A sin catalizador E.A con catalizador negativo E.A con catalizador positivo Complejo activadoComplejo activado

Complejo activado

Complejo activado

Energía

Energía de activación
Energía

Energía

Energía

Energía de activación

Energía de activación
E.A

Energía de activación

Productos Reactivos

∆H0
Reactivos

E.A Productos

∆H0

Transcurso de la reacción

Transcurso de la reacción

Transcurso de la reacción

Transcurso de la reacción

Reacción...