CINETICA QUIMICA

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CINETICA QUIMICA
1. De qué depende que una reacción sea instantánea
o, por el contrario muy lenta?.
2. Por qué los equilibrios químicos son considerados
como sistemas dinámicos?
3. Qué aplicaciones industriales puede tener el
equilibrio químico?
4. Qué función cumplen los catalizadores en las
reacciones químicas?
VELOCIDAD DE REACCION
CONCEPTOS
BASICOS
TEORIA DE
LAS
COLISIONES
ECUACION
DE
VELOCIDAD
FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE
REACCION
NATURALEZA
DE LOS
REACTIVOS
SUPERFICIE
DE
CONTACTO
CONCENTRA
CIÓN DE LOS
REACTIVOS
TEMPERATURA
CATALIZADORES
VELOCIDAD DE REACCION
Rapidez con que se forman los productos o se consumen los reactivos involucrados en
una reacción.
cambio en la concentración de una sustancia consumida o formada
Velocidad= ____________________________________ _______________
Tiempo
IMPORTANCIA DE CONOCER LA VELOCIDAD DE REACCION
*En química es importante conocer la velocidad de las reacciones en
los procesos industriales.
*Para acelerar procesos o relentizar otros .
* En el organismo suceden reacciones extremadamente lentas pero
con ayuda de las enzimas (CATALIZADORES BIOLOGICOS)
aumentan la velocidad.
*Campo de estudio de la química industrial…La búsqueda de
catalizadores para optimizar procesos y aumentar la velocidad de
reacción.
A2(g)
+ B2(g)
2AB(g)
Velocidad de reacción = ∆[AB] / ∆ t
Velocidad de reacción = ∆[ A2] / ∆ t
Aumento de la concentración de AB
Velocidad de formacion
= ∆[ B2] / ∆t
Tasa de
descomposición de
cualquiera de los
reactivos
Velocidad de
descomposición
Atendiendo a la velocidad con que se producen las
reacciones se pueden clasificar como lentas, rápidas
e instantáneas.
TEORIA DE LAS COLISIONES:
1. Los átomos y moléculas de las distintas sustancias se hallan en continuo movimiento,
lo que ocasiona choques contantes entre las partículas.
2. Los choque son la chispa para que haya una reacción.
3. Para que los choque sean efectivos las partículas deben tener una energía suficiente
para vencer las fuerzas de repulsión que actúan entre ellas.
4. La posición y la dirección con la cual se acerquen las moléculas determinará que se
produzca o no una reacción.
5. Energía de activación : Energía necesaria para que se produzca una reacción
6. Complejo activado: Sustancia intermedia de alta energía.
7. La energía de activación corresponde a la diferencia entre la energía de los reactantes y
la del complejo activado.
8. PARA QUE SE FORME EL PRODUCTO: SE REQUIERE: * Rompimiento de enlaces,
formación del complejo activado, formación de nuevos enlaces,
aA + bB ⇄ cC + dD
x
y
V= K [A] . [B]
V= velocidad de reacción
[A][B] concentraciones de los reactivos mol / litro.
K= constante de proporcionalidad- contante específica de
velocidad
X y Y exponentes.
La velocidad de las reacciones se determinan experimentalmente a través del registro de
cambios de color o de presión en el sistema de reacción.
Ej: En el laboratorio, trabajando a 323 C°, se determinó la constante específica de
velocidad para la descomposición de N2O5, como 5. 10 -4. Calcula el número de
moles que se descomponen en un segundo, si la concentración inicial del N2O5 es de
6,5 .10 -4 mol / litro.
V= K [N2O5]
V= 5.10 -4 x 6,5 .10 -4 mol /litro / s
V= 3,25 . 10 -7 mol/ litro / S
REACCION SIN CATALIZADOR
REACCION CON CATALIZADOR
aA + bB ⇄ cC + dD
NATURALEZA DE LOS
REACTIVOS
CONCENTRACION DE LOS
REACTIVOS
SUPERFICIE DE CONTACTO
TEMPERATURA
CATALIZADORES
EQUILIBRIO QUIMICO
1. REACCIONES
REVERSIBLES
2. ESTADO DE
EQUILIBRIO
DINAMICO
3. LEY DE
ACCIÓN DE
MASAS
4. CONSTANTE DE
EQUILIBRIO
1.SIGNIFICADO DE LA
CONSTANTE DE
EQUILIBRIO
2.CALCULO DE LA
CONSTANTE DE
EQUILIBRIO.
3. CÁLCULO DE LAS
CONCENTRACIONES EN
EL EQUILIBRIO
CLASES DE
EQUILIBRIO
QUIMICO
FACTORES QUE
AFECTAN EL
EQUILIBRIO
1.PRINCIPIO DE LE CHATELIER
2. EFECTO DE LA CONCENTRACION
3.EFECTO DE LA TEMPERATURA
4.EFECTO DE LA PRESION
5.APLICACIONES DEL PRINCIPIO
DE LE CHATELIER
EQUILIBRIO QUIMICO
REACCIONES REVERSIBLES
REACCIONES IRREVERSIBLES
LEY DE ACCION DE MASAS
La velocidad de una reacción química
es proporcional al producto de las
masas activas ( concentración de las
sustancias) de las sustancias
reaccionantes.
La lay de acción de masas relaciona
las velocidades en los sentidos,
directo ( reactivos a productos) e
inverso ( productos a reactivos).
ESTADOS DDE EQUILIBRIO DINAMICO
2HgO (s)
2Hg(l) + O2 (g)
CONSTANTE DE EQUILIBRIO
H2 g) + I2
2HI(g)
V1= K1 [H2][I2]
V2= K2[HI]²
(
En el equilibrio las dos velocidades son iguales. V1 = V2
K1 [H2][I2]= K2[HI]²
Al relacionar las dos contantes de velocidad, se obtiene una nueva
constante LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO Ke
Ke= K1/K2 = [HI]²/ [H2].[I2]
La Ke es característica de cada reacción, bajo condiciones
de temperatura y presión específicas y constantes.
aA + bB ⇄ cC + dD
Ke=
[C]c [ D]d
a
b
[A] [B]
SIGNIFICADO DE LA Ke
ke>1 La concentración de los productos es mayor que la
concentración de los reactivos
Ke<1 La concentración de los productos es menor que la de
los reactivos.
Ke = 1 la proporción de reactivos y productos es similar, no se
favorece la formación de ninguno de los dos.
CALCULO DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO
Se determina experimentalmente y es característica para una reacción dada, a una cierta
temperatura. H2 (g) + I2 (g)
2HI (g) a 454 °C
Para este sistema se realizaron cuatro experimentos, variando la concentración de cada
una de las especies presentes.
Experimento
Concentraciones
iniciales (mol/L)
Concentraciones en el equilibrio
(mol/L)
Ke
[ H2]
[ I2]
[ H2]
[ I2]
[ HI]
50,4
1
1,35
0,493
0,885
0,020
0,9545
50,4
2
1,33
0,888
0,535
0,092
1,590
51,4
3
1,35
1,554
0,224
0,426
2,257
53,4
4
1,36
2,413
0,111
1,170
2,502
48,2
Ke
Promedio 50,8
CALCULO DE LAS CONCENTRACIONES EN EL EQUILIBRIO
Ej H2 (g) + I2 (g)
2HI(g)
[ HI ] ²
Ke= _________________
[ H2][ I2 ]
[ 2X ] ²
50,8= _______________
[ 1-X ] [ 1-X ]
4X²
50,8=____________________
[ 1-X ] ²
√ 50,8= √ __4X²_______ Es decir: 7,12 = ____2X____
[ 1-X ] ²
(1-X)
Despejando X = 0,78 mol/ L
Con esta información calculamos las concentraciones en el equilibrio de todas las
Concentraciones
Cambio de
Concentraciones
especies, de la siguiente manera:
[ H2 ] = 1-0,78 = 0,22 mol/L
[ I2 ] = 1- 0,78 = 0,22 mol/ L
[ HI ] = 2.x 0,78 = 1,56 mol/L
iniciales
concentración
por reacción
en el equilibrio
[ H2 ] = 1
-X
1-X
[ I2 ] = 1
-X
1-X
[ HI ] = 0
+2X
2X
FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO
PRINCIPIO DE LE CHATELIER
Cuando un sistema en equilibrio se modifica cualquiera de los factores mencionados,
se afecta la velocidad de la reacción y el punto de equilibrio se desplaza en la dirección
que tienda a contrarrestar el efecto primario de dicha alteración.
EFECTO DE LA CONCENTRACION
La ley de acción de masas, la velocidad de una reacción aumenta proporcionalmente
con el aumento de la concentración de sus reactivos. H2 + I2
2HI
La adición de más hidrógeno, promoverá la reacción directa con el fin de contrarrestar
el exceso de H2 presente. Se desplazará hacia la formación de producto, para consumir
el hidrógeno adicionado.
EFECTO DE LA TEMPERATURA
La constante de equilibrio para una reacción se da para una determinada temperatura,
un cambio en la misma tiene efecto directo sobre Ke de la reacción. H2 + O2
H2O
+ 68,3 Kcal, es una reacción exotérmica en la dirección reactivos-productos, pero
endotérmica en la dirección contraria, productos-reactivos.
« Cambio en la temperatura del sistema ocasionará un aumento en la velocidad de
reacción, en la dirección en la que se absorba calor, es decir, favoreciendo la reacción
endotérmica.
EFECTO DE LA PRESION
Solo tiene efecto en gases.
Un aumento en la presión favorecerá la reacción que implique una disminución del
volumen ocupado. En cambio si se disminuye la presión, se favorecerá la reacción en la
que ocupe un mayor volumen, es decir. Donde haya mayor número de partículas.
APLICACIÓN DEL PRINCIPIO DE LE CHATELIER
1. Industrialmente se busca optimizar las condiciones para que la mayor
parte de los reactivos formen el o los productos de interés.
2. La optimización de procesos se logra manipulando los factores que afectan
la velocidad de reacción.
Ejemplo: N2 + 3H2
2NH3 + calor
* Si se somete a alta presión……el equilibrio se desplazará hacia la producción
de amoniaco .
*Si se adiciona constantemente H2 y N2 al tiempo que se retira NH3
producido el equilibrio se mantendrá desplazado hacia la generación del
producto.
* El proceso de haber o producción de amoniaco es exotérmico, un aumento
de la temperatura generará un desplazamiento del equilibrio hacia los
reactivos.
PARA HOY….
EQUILIBRIO EN SOLUCIONES
EQUILIBRIO DE LAS
SOLUCIONES IONICAS
EQUILIBRIO IONICO DEL
AGUA
ELECTROQUIMICA
1. EQUILIBRIO EN SOLUCIONES IONICAS
EQUILIBRIOS DE
SOLUBILIDAD
ELECTROLITOS
1.LOS ÁCIDOS FUERTES
2. LAS BASES FUERTES
3. LAS SALES SOLUBLES
1.
2.
3.
4.
DISOCIACIÓN DE ACIDOS
DISOCIACIÓN DE BASES
DISOCIACIÓN DE SALES
GRADO DE DISOCIACION
CONCEPTOS Y TEORIAS
SOBRE ACIDOS Y BASES
1.TEORIA DE SVANTE ARRHENIUS
2.TEORIA DE BRONSTED-LOWRY
3.TEORIA DE LEWIS
ELECTROLITOS
Sustancia que se ioniza –disocia, dando lugar a iones correspondientes ej NaCl
ELECTROLITOS FUERTES
Compuestos que se disocian en su
totalidad dando lugar a soluciones que
conducen la corriente eléctrica
LOS ACIDOS FUERTES
-Forman soluciones
diluidas.-cerca del 100% se
ionizan.
H2SO4, HCL, HNO3, HBr,
HCLO4, HI
H2SO4 ___ 2H† + SO4 ¯
BASES FUERTES
Hidroxidos, ionizan casi
completamente en
soluciones acuosas,
NaOH ____Na† + OH¯
ELECTROLITOS DEBILES
Sustancias que se
ionizan solo en
pequeñas proporciones.
SALES SOLUBLES
Compuestos iónicos .
NaCl----Na† + Cl¯
EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD
DISOCIACION DE SALES
DISOCIACION DE ACIDOS
• Al disolverse en agua,
son atraídas por los
polos + y – de la
molécula.
• * Se liberan
Hidrogeniones.
• HA ______H† + A¯
• Ka= [H†][A¯]/[HA]
• Ka= constante de acidez
MA______M† + A¯
DISOCIACION DE
BASES
• Se liberan
hidroxilos OH¯
• MOOH-----M†+OH¯
Kb= [M†][OH¯]/[MOH]
Kd=[A¯][M†]
La Kd no tiene
denominador, pues la
especie MA es un
sólido y la
concentración
molecular de los
productos sólidos y de
los líquidos puros no
varía, y por lo tanto el
valor de la constante
solo depende de las
concentraciones de los
iones disueltos.
Kd=Ke =Kps
Kd= constante de disociación,
Ke= constante de equilibrio ,
Kps= Constante del producto de solubilidad
GRADO DE DISOCIACIÓN= No de moles que se disocian / No
moles totales x100
EJ: si en una solución 1M de H3PO4, la concentración [ H†], una vez alcanzando el
equilibrio es de 0,10 M, el grado de disociación para la solución es:
= No de moles que se disocian / No moles totales x100
= 0,10 M / 1M x100
= 10%
EJ Cual es el valor de Ka de una solución 0,5M de ácido acético
(CH3COOH), que a temperatura ambiente está disociada en un
0,6%?
1. Calculamos en número de moles disociadas.
= # de moles disociadas / # de moles totales x100
2. Reemplazando tenemos
0,6% = # de moles disociadas / 0,5 ( moles iniciales)
3.Despejamos N° de moles disociadas.
0,6 x 0,6/ 100 = 0,0030 moles disociadas ( 3x10¯³)
4. La ecuación de disociación para el sistema es:
CH3COOH (dil)
H+ (ac) + CH3COO¯
Ka = [ H† ][ CH3COO¯ ]/[ CH3COOH ]
• Ordenamos
[H†][A¯]/[HA] la información que tenemos así:
Concentración inicial : [H†] = 0; [CH3COO¯] = O; [CH3COOH] = 0,5 mol/L
Concentración en equilibrio.
[ H†] = 3,0 . 10 ¯³ mol /L
[ CH³COO¯] = 3,0 .10 ¯³ mol /L
[CH3COOH] = 0,5 – 3,0 .10 ¯³ mol / L
Remplazando tenemos:
Ka= ( 3,0 .10 ¯³) ² / 0,4970 = 1,81 . 10¯5
CONCEPTOS Y TEORIAS SOBRE ACIDOS Y BASES
1.
2.
3.
4.
ACIDOS H†
Sabor agrio
Viran el papel tornasol de
azul a rojo y la fenolftaleína de
rojo a incolora
Los ácidos reaccionan con
ciertos metales como Mg, Zn,
,Fe, produciendo hidrógeno
gaseoso.
Reaccionan con las bases
produciendo sal y agua .
BASES OH¯
1. Sabor amargo
2. Viran el papel tornasol de rojo a
azul y la fenolftaleína de incolora a
rosa.
3. No reacciona con los metales y
presentan una textura jabonosa.
4. Reaccionan con los ácidos
produciendo sal y agua
TEORIA DE SVANTE Y ARRHENIUS. Un ácido es una sustancia que cuando se disuelve en
agua incrementa la concentración de iones hidrógeno, H†. Mientras que, una base se
define como toda sustancia capaz de incrementar la concentración de iones hidroxilo, OH¯
en solución acuosa.
Limitaciones de la definición:
*Se restringe solamente a sustancias en solución acuosa.
• Desconoce compuestos que se comportan como ácidos o bases, y no se componen de
iones.
ACIDO
PROTON
ANION
HCL(ac)
H†(ac)
CL¯(ac)
HNO3(ac)
H†(ac)
NO¯3(ac)
H2S(ac)
2H†(ac)
S²¯(ac)
BASES
CATION
NaOH (ac)
Na†
ION
HIDROXIL
O
OH¯
CaOH
Ca²†
2OH¯
AL(OH)
AL³†
3OH¯
TEORIA DE BRONSTED-LOWRY: Un ácido es una especie
capaz de ceder uno o más protones (iones H†), en tanto
que una base es una sustancia capaz de aceptar
dichos protones.
De esta manera, cuando un ácido dona un protón, da
origen a una BASE CONJUGADA, que es una especie
capaz de volver a captar el protón cedido.
Igualmente, una base se disocia para dar lugar a un
ion que es capaz de aceptar un protón, con lo que
forma un ácido conjugado.
TEORIA DE LEWIS: Un ácido Lewis se define como toda
sustancia capaz de aceptar pares de electrones, mientras
que una base de Lewis es una sustancia que puede ceder
pares de electrones.
EQUILIBRIO IONICO DEL AGUA
Ke= [H3O†][OH¯] \[H2O]²
Ke. [H2O]²= [H3O†][OH¯]
Kw= constante del producto iónico del agua.
Kw= [H3O†][OH¯] = [H†][OH¯]
A una temperatura de 25 °C, Kw tiene un valor de 1,0. 10¯14
de donde [H3O†] =[ OH¯] =
1,0.10¯7
Las concentraciones de H3O y OH deben ser
inversamente proporcionales, para que el valor de Kw se
mantenga constante a una misma temperatura.
CONCEPTO DE PH-POTENCIAL DE HIDROGENO
Forma de expresar la concentración de hidrogeniones
(H†) de una solución.
Matemáticamente: PH= -Log [ H† ]
PH= Log 1/ [ H† ]
EJ: Una concentración de H† de 1,0 . 10 ¯⁴M equivale
a un PH de:
PH = Log 1/ ( 1,0 . 10 ¯⁴) igual 4
CONCEPTO DE POH
Grado de basicidad, a partir de la
concentración de OH en una solución.
POH = -Log [ OH ¯]
POH = Log 1/ [ OH¯]
INDICADORES DE PH
TITULACION DE SOLUCIONES
TITULACION: Se utiliza para determinar la
concentración de una solución ácida o básica
desconocida, denominada solución analizada.
Se utiliza un acido o base de concentración
conocida sobre una base o acido de concentración
desconocida respectivamente. Se lleva a cabo una
neutralización . Na.Va = Nb.Vb
CURVAS DE TITULACION: Son representaciones del PH en función de la cantidad de
solución valorada, añadida a la solución analizada.
CURVAS DE TITULACION CURVAS DE TITULACION: Son
representaciones del PH en función de la cantidad de solución
valorada, añadida a la solución analizada.
ACIDOS MONOPROTICOS: Cuando un mol de ácido al
disociarse, libera un mol de iones de H† ( Ej: HCL,
HNO3,HBr)
ACIDOS POLIPROTICOS: La disociación de estos ácidos se
realiza en varias etapas, liberando un protón [H†]cada vez.
H3PO4 (ac)
H † + H2PO4¯
K1 = [H†]·[H2PO4]\[H³PO⁴] = 7,5 .10 ¯³
H2PO4¯
H†
+ H2PO4²¯
H2PO4¯
H†
+ H2PO4³¯
K2 = [H†]·[H2PO4²¯]\[H³PO⁴¯] = 6,2 .10¯8
K3= 3,6 .10 ¯13

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