Cinética Química Cap. 16: y Equilibrio químico Cap. 17

Cinética química

Es el estudio de las velocidades de reacción y los cambios en las concentraciones de los reactivos (o productos)

como función del tiempo.

 Estudia la rapidez de las reacciones químicas, cómo se pueden controlar y los mecanismos por los cuales procede

una reacción

 Estudia cómo ocurren cambios con el tiempo

Factores que Afectan la Rapidez de Reacción

Existen varios factores que pueden afectar la rapidez de una reacción

 Concentración de los reactivos

 Área superficial

 Temperatura

 Energía

Naturaleza de los reactivos:

Algunas sustancias son naturalmente más reactivas que otras, generando reacciones químicas más rápidas.

Temperatura:

Las moléculas deben chocar con suficiente energía. La temperatura afecta la velocidad de reacción mediante el aumento de la frecuencia en choques y, más importante, la energía de las colisiones.

Concentración:

Mientras más moléculas están presentes en un envase, la frecuencia de las colisiones será mayor y la reacción ocurrirá más a menudo.

Presencia de un catalizador:

Presencia de un catalizador: Incrementa la velocidad de una reacción química sin afectar la reacción neta. La rapidez de la reacción aumenta debido a la disminución de la energía de activación por el catalizador.

Rapidez Promedio, Rapidez Instantánea, y Rapidez Inicial

 La rapidez promedio es la pendiente de la línea que une dos puntos a lo largo de la curva.

 Cuanto más corto sea el período de tiempo que elegimos, más cerca llegamos a la rapidez instantánea, la rapidez en un instante particular durante la reacción.

Rapidez de Reacción Promedio

 Rapidez de reacción: Expresa cuan rápido puede ocurrir una reacción química

 Se puede calcular la rapidez de reacción promedio en cualquier intervalo de tiempo

 Reacción: Donde a, b, c y d son los coeficientes de la ecuación balanceada. La rapidez de reacción se puede expresar

en términos de los cambios en las concentraciones de los reactivos y productos de la siguiente forma:

Ley de Rapidez

 La ley de rapidez expresa la rapidez de una reacción como función de las concentraciones de los reactivos y temperatura.

 𝒌= Constante de rapidez

 𝒎 y 𝒏: Órdenes de reacción con respecto a cada reactivo e indica cómo la rapidez es afectada por la concentración de cada reactivo. Solo se pueden determinar experimentalmente.

 Los valores más comunes son 0, 1 y 2

 El orden total de la reacción (en términos de todos los reactantes) es la suma de los órdenes de reacción con respecto a cada reactante.

Ordenes de Reacción

𝒎 y 𝒏: Órdenes de reacción con respecto a cada reactivo e indica cómo la rapidez es afectada por la concentración de cada reactivo. Solo se pueden determinar experimentalmente.

 Factor exponencial por el cual la concentración de una sustancia afecta la rapidez de una reacción.

 Comunes 0, 1, y 2.

 También pueden ser otros números enteros, fracciones, o números negativos.

Experimentalmente: Método de Rapidez Inicial

El orden de reacción con respecto a un reactivo en una reacción con dos reactivos se determina experimentalmente

utilizando el método de la rapidez inicial.

Constante de Rapidez y sus Unidades

La constante de rapidez se puede determinar utilizando la ley de rapidez de una reacción química. La constante de rapidez se puede calcular por cada experimento (Tabla de datos).

 Las unidades de la constante de rapidez cambian según cambia el orden de reacción.

Leyes de Rapidez Integradas

 Ley de rapidez integrada– para una reacción química es una relación entre las concentraciones de los reactivos y el tiempo.

 La ley de rapidez integrada depende del orden de reacción.

Método 2: Leyes de Rapidez Integradas

Si se quiere determinar el orden de reacción con respecto a un reactivo, se tiene que realizar gráficas de ln[A]t vs. Tiempo, 1/[A]t vs. Tiempo y de [A]t vs. Tiempo. La gráfica que quede lineal indica cuál es el orden con respecto al reactivo bajo estudio.

Teoría en Cinética Química

Existen dos teorías que explican los efectos de la concentración y la

temperatura en la rapidez de una reacción:

1. Teoría o modelo de

colisiones: Es la base de la ley de rapidez. El número de posibles

colisiones es el producto de A y B.

2. Teoría del estado de transición: Explica para qué se utiliza la energía

de activación.

Teoría de Colisiones

EL principio de esta ley es que las partículas (átomos, moléculas, iones) deben colisionar o chocar para

reaccionar.

 Sólo las colisiones efectivas conducen a la formación de productos. Para que una colisión sea efectiva, debe

tener suficiente energía y orientación

molecular.

Teoría de Colisiones

Existen dos factores que controlan las

colisiones efectivas:

 Energía de Activación (Ea): Es la

energía que deben superar para reaccionar las moléculas que colisionan. Si las moléculas colisionan

con suficiente energía se alcanza un

estado activado del cual se pueden

formar los productos de reacción. Si

la energía no es suficiente, los reactivos

no pasan a productos.

 Orientación de las moléculas: Los

átomos de los reactivos que van a formar los enlaces nuevos en los productos de la reacción deben hacer contacto entre ellos durante la colisión.

Teoría del Estado de Transición

 Esta teoría se enfoca en la especie de máxima energía que se forma en el momento de una colisión efectiva para que los reactivos se conviertan en productos.

 Esta especie se conoce como estado de transición (o complejo activado) y solo existe en el instante de la energía potencial más alta.

 El estado de transición es una especie inestable que contiene enlaces parciales los cuales algunos de ellos se debilitan y otros se fortalecen. Es una especie que no es ni reactivo ni producto y en una reacción química puede regresar a ser reactivo o puede convertirse en producto.

Diagrama de Energía y Posibles Estados de Transición para Reacción

Endotérmica y Reacción Exotérmica

Reacción endotérmica

Ea(fwd) > Ea(rev)

△Hrxn > 0

Reacción exotérmica

Ea(fwd) < Ea(rev)

△Hrxn < 0

Efecto de la Temperatura en la Rapidez de la Reacción

Para muchas reacciones químicas a temperatura ambiente:

 Un aumento de 10 𝐾𝐾 (o 10℃) , aumenta por 2 o 3 veces la rapidez de reacción.

 Efectos que tiene un aumento de temperatura sobre las partículas (átomos, moléculas, iones) en movimiento:

 Mayor frecuencia de colisión

 Mayor energía de colisión

Efecto de la Temperatura en la Rapidez de la Reacción

A una temperatura dada, la fracción f de las colisiones con energía igual o mayor que Ea es:

 Un aumento de temperatura aumenta la energía cinética de las partículas de los reactantes y aumenta la fracción de

colisiones con energía que exceden a 𝐸𝑎.

 𝐸𝑎 y 𝑇 afectan la magnitud de la fracción de colisiones 𝑓.

Ecuación de Arrhenius: Determinando Energía de Activación

En 1889 el químico sueco Svante

Arrhenius deriva una ecuación que

expresa la relación exponencial

entre temperatura y la constante de

rapidez:

k: constante de rapidez

A: factor de frecuencia; producto de

la frecuencia Z y el factor de

probabilidad de orientación p.

(A=pZ)

Ea: Energía de activación (kj/mol)

R: Constante de gases (8.314 j/mol·K)

T: Temperatura (K)

Ecuación de Arrhenius: Determinando Energía de Activación

Método 2: Determinación de Ea

Conociendo las constantes de rapidez (k) a dos temperaturas dadas

Mecanismos de Reacción

Serie de pasos químicos individuales por los cuales ocurre una reacción.

Ley de Rapidez para las Reacciones o Pasos Elementales

Las reacciones o pasos elementales se caracterizan por su molecularidad

 Molecularidad: número de

partículas de los reactivos en

un paso o reacción elemental

 unimolecular

 bimolecular

 termolecular (trimolecular)

Diagrama de Energía para Dos Pasos de Reacción

Paso determinante: es uno de los

pasos elementales de una reacción.

Es el paso más lento de la reacción, limita la rapidez total de la reacción, determina la ley de rapidez para la reacción total.

Para que un mecanismo

propuesto sea válido: los pasos

elementales en el mecanismo

deben sumar la reacción total. La

ley de rapidez propuesta para el

mecanismo debe ser consistente

con la ley de rapidez experimental

(el mecanismo es consistente con

las observaciones cinéticas).

Equilibrio Químico

Resultados experimentales de innumerables reacciones han demostrado que, con el tiempo suficiente,

las concentraciones de reactivos y productos alcanzan valores que ya no cambian. Esta aparente

interrupción del cambio químico se debe a que las reacciones pueden ser reversibles y alcanzar un

estado de equilibrio.

Estado de Equilibrio y la

Constante de Equilibrio

Por lo tanto, en el equilibrio, las concentraciones de reactivo y producto son constantes porque un cambio en una

dirección se equilibra con un cambio en la otra, a medida que la rapidez directa e inversa se igualan:

Estado de Equilibrio y la Constante de Equilibrio

La magnitud de K indica cómo la reacción procede hacia el producto a una temperatura dada.

Constante de Equilibrio

Reacción en Equilibrio

Constante de Equilibrio

Sólo las sustancias en estado gaseoso (g) y acuoso (ac) se incluyen en la constante de equilibrio