Lorena Fuentes

Química y Bióloga

Universidad Nacional

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QUÍMICA

PREINGENIERIA

CINÉTICA QUÍMICA

Tabla de contenido

Comenzamos con el estudio de la rapidez de una reacción expresada en términos de las concentraciones de los reactivos y productos y la forma en que la rapidez se relaciona con la estequiometría de una reacción.

1. La rapidez de una reacción
2. Ley de rapidez
3. Relación concentración de los reactivos y el tiempo
4. Constantes de rapidez y su dependencia de la energía y la temperatura
5. Mecanismos de reacción
6. Catálisis

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RAPIDEZ DE UNA REACCIÓN

Cinética se refiere al cambio en la concentración de un reactivo o de un producto con respecto del tiempo (M/s).

La cinética química es el área de la química que se ocupa del estudio de la velocidad, o rapidez, con que ocurre una reacción química.

10x¹² s a 10x⁶ s

Millones de años

Sirve para:

Diseño de fármacos

Control de la contaminación

Procesamiento de alimentos

Procesos industriales

RAPIDEZ DE UNA REACCIÓN�A⟶ B

Rapidez de una reacción y estequiometría

Ejercicio 1

Escriba las expresiones de la rapidez para las siguientes reacciones en función de la desaparición de los reactivos y de la aparición de los productos:

Ejercicio 2

Suponga que en un momento determinado durante la reacción, el oxígeno molecular está reaccionando con una rapidez de 0,024 M/s.

1. ¿Con qué rapidez se está formando el N₂O₅?
2. ¿Con qué rapidez está reaccionando el NO₂?

Teoría de las Reacciones Químicas�

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Una reacción química supone la ruptura de ciertos enlaces de las moléculas de reactivos y la formación de otros nuevos, para dar lugar a las moléculas de productos.

Cuando se introduce un trozo de sodio caliente en el interior de un frasco que contiene gas cloro, se produce una violenta reacción en la que se forma una sustancia nueva, el cloruro de sodio.

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Ejemplo: Formación de cloruro de sodio

Teoría de las colisiones

10³⁰ colisiones por segundo pero la reacción no es tan rápida.

No todas las colisiones son eficaces

Condiciones para choques eficaces

Orientación adecuada

Energía cinética suficiente

ENERGÍA DE ACTIVACIÓN

Choque eficaz. Las moléculas chocan con la orientación adecuada

Choque no eficaz. Las moléculas, al chocar, no tienen la orientación adecuada

Teoría del Estado de transición

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Cuando las moléculas de los reactivos se acercan lo suficiente experimentan una deformación y da lugar a un estado transitorio de alta energía y corta duración llamado estado de transición y la estructura geométrica se conoce como Complejo activado.

Energía en las Reacciones Químicas

Absorbe calor

∑∆H productos > ∑∆H reactivos

Desprende calor

∑∆H productos < ∑∆H reactivos

Se denomina entalpía de reacción (ΔH) al calor absorbido o desprendido en una reacción química a presión constante.

Exotérmica

Endotérmica

Cuanto mas pequeña es la Ea más fácil se alcanza el estado de transición. Ea pequeña velocidad rápida, Ea alta velocidad lenta.

¿Cuál gráfica tiene mayor velocidad? 1 o 2

¿Cuál recipiente con reactivos tendrá mayor velocidad de reacción?

1

2

1

2

LA LEY DE RAPIDEZ

La ley de rapidez expresa la relación de la rapidez de una reacción con la constante de rapidez (k) y la concentración de los reactivos, elevados a alguna potencia.

V =rapidez instantánea (mol/L^-1.s^-1)

k = constante de velocidad

[A] y [B] = concentraciones de A y B (mol/L)

X, Y = ordenes de reacción (determinados experimentalmente y no son iguales a los coeficientes estequiométricos)

Orden de reacción global = x + y

Orden de reacción global = 1 + 2 = 3

La velocidad solo depende de uno de los reactivos, el CO es de orden 0 y el NO₂ de orden 2 afectando al orden global.

Ejemplo 1

Ejemplo 2

EJERCICIO

a) Los experimentos 1 y 2 muestran que cuando se duplica la concentración de NO a una concentración constante de H₂, la rapidez se cuadruplica. Si se toma la proporción de las rapideces a partir de estos dos experimentos

EJERCICIO

x = 2, es decir, la reacción es de segundo orden con respecto a NO.

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Los experimentos 2 y 3 indican que al duplicar [H₂] a [NO] constante se duplica la rapidez. Aquí escribimos la relación como

y = 1, es decir, la reacción es de primer orden con respecto a H₂.

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EJERCICIO

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Los datos del experimento 2 dan como resultado

c) Utilizando la constante de rapidez conocida y las concentraciones de NO y H₂, escribimos.

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b) La constante de rapidez k se calcula utilizando los valores de cualquiera de los experimentos. Reacomodando la ley de rapidez, obtenemos

Mecanismo de reacción

Reacciones elementales: una serie de reacciones sencillas que representan el avance de la reacción global a nivel molecular.

Molecularidad

Mecanismo de reacción

Reacciones por etapas : cuando los coeficientes no coincide con los ordenes de reacción. Una de las etapas es lenta (etapa limitante de la velocidad) de la cual depende la ecuación de velocidad

Etapa limitante de la rapidez

Mecanismo de reacción

E y F se anulan: Intermediarios de reacción (vida corta)

Un catalizador es una sustancia que aumenta la rapidez de una reacción mediante la disminución de la energía de activación. Sin consumirse (no es un reactivo).

Catálisis

Catálisis Homogénea

Catálisis Heterogénea

Gas

Sólido

Adsorción

Catálisis

Catalizador negativo= INHIBIDOR

Conservantes

Antioxidantes

Convertidores catalíticos

A altas temperaturas, dentro del motor de un automóvil en marcha ocurre:

Oxidar el CO y los hidrocarburos que no se quemaron hasta CO₂ y H₂O

Reducir el NO y el NO₂ a N₂ y O₂

Catalizador: un metal de transición o un óxido de un metal de transición, como CuO o Cr₂O₃

T↓

T↑