Cinetica quimica

CINETICA QUÍMICA
Estudia las velocidades de las reacciones químicas los mecanismos por los cuales se producen determina si una reacción química dada se produce en determinado tiempo. ocurre a gran velocidad

La Cinética Química

Ej.: Reacción de ácido con base fuerte (reacción en el aparato digestivo)

2 HCl(ac) + Mg(OH)2(s) → MgCl2(ac) + H2O

π al aumento de concentración de un Lavelocidad es producto o a la disminución de la concentración de un reactivo por unidad de tiempo
Mecanismo → A →B B →C A→C R→ P vmedia = ∆[P] =- ∆[R] ∆t ∆t es la ruta (o serie de pasos) por la cual se efectúa.

v = d[P]/ dt = -d[R]/dt La velocidad varía instante a instante v = d[P]/ dt = -d[R]/dt
[R] o [P] [P]

[R]

Pendiente de la tangente a la curva t

Ley de velocidad Existe una relacióncualitativa entre el valor numérico de la velocidad de reacción y la concentración de los reactivos. Expresión algebraica que involucra - concentración de los reactivos, elevados a ciertos exponentes aA + bB → cC + dD v= k [A] X [B]Y - una constante de velocidad específica k,

k = constante específica de velocidad para la reacción a una determinada temperatura. x, y = orden de reacción x =respecto de A y = respecto de B

x+y = orden de reacción total (se determinan experimentalmente) ej. : 3 NO(g) → N2O(g) + NO2 2 NO2 + F2(g) → 2 NO2F(g) v= k [NO]2 2° orden

v = k[NO2][F2] 2° orden

- La ley de velocidad puede ser determinada solamente a partir de medidas experimentales de velocidad de reacción. - Los exponentes de la ley no son necesariamente iguales a los coeficientesestequiométricos. Ej.: Q + 2R + Z → 3 M vel= k [Q]2[R]0[Z] La reacción es de 2° orden respecto de Q; de orden cero respecto de R y orden 1 respecto de Z ⇒ orden global = 3.

a) reacción de orden cero [R]

R→ P v

v = k [R] t [R]

v=k

La velocidad de R es numéricamente igual a la pendiente de la recta es constante, no varía con el tiempo. b) reacción de orden 1 [R] v V = k [R]

t c) reacción deorden 2 [R] v

[R] V = k [R]2

t

[R]

Determinación experimental de k para una reacción de 1er orden a A → Prod.
[A]

-

t d[A] = k dt ⇒ [A] [A]o 0

v = k [A] v = - d[A]/dt

k[A] =- d[A]/dt -ln [A] [A0] =kt ⇒

ln [A] = ln [A0] - k t

ln[A]

pendiente = k

t tiempo que debe transcurrir para que la concentración inicial de los reactivos llegue a la mitad ⇒ ln ½ = -k t1/2Rt = R0/2 t1/2 = ln 2/ k Tiempo de vida medio

TEORÍAS DE LAS VELOCIDADES DE REACCIÓN * Teoría de las colisiones * Teoría del estado de transición 1) Teoría de las colisiones Para que una reacción pueda producirse entre átomos, iones o moléculas es necesario que éstos experimenten primero colisiones. a mayor concentración de especies ⇒ se producen mayor n° de colisiones por unidad de tiempo. Notodas las colisiones son efectivas ( no todas dan como resultado una reacción) Colisión eficaz que las especies tengan orientaciones adecuadas entre sí, cuando se efectúa una colisión.

2) Teoría del estado de transición En las reacciones químicas se rompen y se forman enlaces químicos Energía asociada → de tipo Potencial Según la teoría, los reactivos atraviesan un estado intermedio de altaenergía y de corta duración llamado ESTADO DE TRANSICIÓN antes de formar productos. A + B2 → AB + B A + B-B → ABB → AB + B Estado de transición o complejo activado Epot ABB Epot AB + B A+B2 ∆E reacción
Coordenada de reacción

ABB

A +B2

∆E reacción AB + B
Coordenada de reacción

a) reacción endotérmica Ea = Energía de activación

b) reacción exotérmica

Energía adicional que losreactivos deben absorber para poder alcanzar el estado de transición o complejo activado.

Factores que afectan la velocidad de la reacción 1) Naturaleza de los reactivos 2) Concentración de los reactivos 3) Temperatura 4) Catalizadores 1)
Fe H2SO4 Fe (en polvo) H2SO4

a) reacciona lentamente

b) reacciona con mayor rapidez mayor superficie de contacto

- Es importante el estado de...