Cinética y Equilibrio Químico

Presentación del tema: "Cinética y Equilibrio Químico"— Transcripción de la presentación:

1 Cinética y Equilibrio Químico
AE 8: Interpretar, mediante la obtención, organización y procesamiento de información, la velocidad de las reacciones químicas del entorno y su variación en el tiempo.

2 PROCESO QUÍMICO: puntos de vista
TERMOQUÍMICA -> ∆H energía intercambiada (calor a P cte); ∆S variación en el grado de desorden; ∆G revela porqué el proceso ocurre espontáneamente en un determinado sentido y no en otro CINÉTICA QUÍMICA -> Rama de la química que estudia la v velocidad con que transcurre el proceso(rx qca), factores que influyen y mecanismo por el que ocurre EQUILIBRIO QUÍMICO -> Keq en qué extensión ocurre una reacción; en el estado de equilibrio las concentraciones de las sustancias permanecen constantes

3 Reacciones lentas y rápidas
Muy rápida (explosiva) a temperatura ambiente Na (s) + H2O(l) →NaOH(aq) + ½H2(g) Muy lenta a temperatura ambiente H2(g) + I2(g) → 2 HI (g) Muy lento a tª ambiente y muy rápido a 500 °C H2(g) +½ O2(g) → H2O (l); ∆G°=-236kJ

4 Velocidad de reacción EJ. 2N2O5(g) 4NO2(g) + O2(g)
La velocidad de reacción es una magnitud positiva que expresa cómo cambia la concentración de un reactivo o producto con el tiempo. EJ N2O5(g) NO2(g) + O2(g) Δ[c] Δt Velocidad=

5 1. Velocidad de reacción Es el cambio en la concentración de un reactivo (o de un producto) que tiene lugar en un período de tiempo unidad (1 segundo) - Unidades: mol·L-1·s-1 La concentración de los reactivos disminuye con t La concentración de los productos aumenta con t

6 Teoría de las colisiones
Las reacciones químicas se producen por los choques eficaces entre las moléculas de reactivos Veamos la reacción de formación del HI a partir de I2 e H2 I I H H H H eficaz HI + HI I I H Choque I H I H No eficaz I H I2 + H2 I I H I H I H2 Además del choque adecuado las moléculas tienen que tener una energía suficiente, esta energía mínima se denomina energía de activación: Energía mínima y necesaria para que inicie la reacción.

7 Teoría de las colisiones

8 ejerciccios

9 ejercicio

10 2. Factores que influyen en la velocidad
LA NATURALEZA DE LAS SUSTANCIAS LA CONCENTRACIÓN LA TEMPERATURA LA PRESIÓN LOS CATALIZADORES

11 Factores que influyen en la velocidad
LA NATURALEZA DE LAS SUSTANCIAS: Las reacciones entre iones en disolución son muy rápidas; Las reacciones homogéneas en las que intervienen líquidos y gases son más rápidas que aquellas en las que intervienen sólidos. La reacción es más rápida si aumenta la superficie de contacto o si elevamos el nivel de agitación

12 Factores que influyen en la velocidad
LA CONCENTRACIÓN DE LOS REACTIVOS En las reacciones en las que intervienen sustancias gaseosas o sustancias en disolución, un aumento de la concentración de los reactivos provoca un incremento en la velocidad de la reacción. aA + bB cC + dD A y B reactivos de la reacción a y b son los coeficinetes estequiométricos para balancer la ecuación química

13 Factores que influyen en la velocidad
LA TEMPERATURA La experiencia indica que al elevar la temperatura, la velocidad de cualquier reacción aumenta, tanto si se trata de una reacción exotérmica como si es endotérmica Arrhenius (1889) la constante de proporcionalidad k crece de forma exponencial con la temperatura

14 Factores que influyen en la velocidad
LA PRESIÓN En el caso de que los reactantes sean gases al aumentar la presión del gas, que participa en la reacción, se aumenta la concentración de este y por lo tanto aumenta la velocidad de la reacción química Si se disminuye el volumen del recipiente las partículas se encuentran más fácilmente y la velocidad es mayor

15 Factores que influyen en la velocidad
LOS CATALIZADORES Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de reacción sin experimentar al final de la transformación variaciones en su estructura o en su concentración. Existen catalizadores positivos que aceleran la velocidad y los inhibidores que disminuyen la velocidad de la reacción química. Los catalizadores son específicos de cada reacción. P.e.: Döbereiner encontró, en 1823, que el hidrógeno arde en el aire a temperatura ambiente en presencia de “esponja” de platino

16 Factores que influyen en la velocidad
LOS CATALIZADORES : Disminuyen la energía de activación, que necesita la reacción, para que ésta ocurra

17 4. Ecuación de velocidad Para la reacción : aA + bB cC + dD
k constante de velocidad (depende de la naturaleza reactivos y la temperaura) [A] concentración del reactivo A, en mol/L [B] concentración del reactivo B, en mol/L a orden de reacción respecto al reactivo A b orden de reacción respecto al reactivo B a + b orden de reacción total

18 ejercicio

19 Perfil de la reacción Para una reacción: A+ B C + D Los perfiles de reacción química corresponden a un diagrama que permiten comprender fácilmente el desarrollo de una reacción química, pues describe cómo se comporta la energía en una reacción.

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21 4. Ecuación de velocidad Ej: I2(g) + H2(g) → 2 HI (g) la reacción es de segundo orden (el orden total de reacción es 2) la reacción es de primer orden respecto al yodo (el orden de reacción respecto al yodo es 1) la reacción es de primer orden respecto al hidrógeno (el orden de reacción respecto al hidrógeno es 1)

22 4. Ecuación de velocidad Ej: 2SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(g)
orden de reacción ___________ si se mantiene constante la concentración de O2 y se duplica la de SO2 entonces la velocidad de reacción se hace ______________

23 EQUILIBRIO QUÍMICO : INTRODUCCIÓN
El concepto de equilibrio es fundamental para conocer y entender la química y el comportamiento de las sustancias. En la constante de equilibrio se refleja la tendencia que tienen las sustancias de reaccionar, así como también, la dirección y magnitud del cambio químico. Todas las reacciones químicas pueden ser descriptas bajo una condición de equilibrio.

24 Todos los sistemas químicos alcanzan en el tiempo la condición de equilibrio
El estado de equilibrio químico es de naturaleza dinámica y no estática.

25 El equilibrio en sistemas químicos
Cuando se coloca en un recipiente de volumen conocido a temperatura constante una muestra de 2N2O5(g), éste se descompone: 2N2O5(g) NO2(g) + O2(g) Cuando la concentración de los productos aumenta los mismos se convierten en reactantes: 4NO2(g) + O2(g) N2O5(g)

26 Reacciones Reversibles
Finalmente, las dos reacciones evolucionan de modo tal que sus velocidades se igualan, estableciéndose un equilibrio químico. Bajo estas condiciones la reacción es reversible y se representa de la siguiente manera: 2N2O5(g) NO2(g) + O2(g) En una reacción reversible, la reacción ocurre simultáneamente en ambas direcciones. Lo anterior se indica por medio de una doble flecha En principio, casi todas las reacciones son reversibles en cierta medida.

27 Constante de equilibrio, Keq
Una vez alcanzado el equilibrio las concentraciones de reactantes y productos no cambian en el tiempo. El equilibrio dinámico establece que a medida que el reactante se descompone, los productos se combinan entre sí para mantener las concentraciones constantes, las cuales se relacionan en la siguiente ecuación (productos en el numerador, reactivos en el denominador):

28 La velocidad de reacción es directamente proporcional a la concentración de los reactivos.
Las reacciones son el resultado de las colisiones entre moléculas de reactivos. Cuanto mayor es [moléculas], mayor es el número de colisiones por unidad de tiempo, por lo que la reacción es más rápida. Cuando el reactivo limitante se consume, la velocidad es cero.

29 - Expresión de la velocidad de reacción para la descomposición de N2O5
Velocidad = k [N2O5] k =constante de velocidad

30 Expresión general de Keq
Considere la siguiente reacción: aA + bB cC + dD [C]c x [D]d [A]a x [B]b ( [ ] = mol/litro ) Keq =

31 Expresión general de Keq
Cuando se expresa la constante de equilibrio se anotan sólo las sustancias gaseosas (g) y acuosas (ac) o (aq) Los sólidos y los líquidos puros no se anotan, pues su valor es 1 Ej: 2 Al (s) + 6 HCl (aq) AlCl3 (aq) + 3 H2 (g) [AlCl3]2 x [H2]3 Keq= [HCl]6

32 EJERCICIOS Escribe la expresión de la constante de equilibrio

33 Las constantes de equilibrio proporcionan información muy útil sobre si la reacción se desplaza hacia la formación de productos o hacia la formación de reactivos. Keq > 1, se desplaza hacia la formación productos, predominan los productos en el equilibrio, reacción directa Keq < 1, se desplaza hacia la formación de reactivos, predominan los reactantes en el equilibrio, reacción inversa Keq = 1 , reactante y productos en igual concentración

34 Calcular el valor de la Keq y anota su significado
El valor de Keq=1,89 significa que Keq >1 es una reacción directa, predominan los productos en el equilibrio Siempre el valor de Keq es el mismo a la misma temperatura

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37 Ejemplo de equilibrio químico
El equilibrio del sistema N2O4-NO2 N2O4 congelado es incoloro A temperatura ambiente el N2O4 se descompone en NO2 (marrón) El equilibrio químico es el punto donde las concentraciones de todas las especie son constantes

38 El punto en el cual la velocidad de descomposición:
N2O4(g)  2NO2(g) es igual a la velocidad de dimerización: 2NO2(g)  N2O4(g) es un equilibrio dinámico. El equilibrio es dinámico porque la reacción no ha parado: Las velocidades de los dos procesos son iguales V reacción directa = V reacción inversa

39 En el equilibrio, el N2O4 reacciona para formar una determinada cantidad NO2, y esta misma cantidad de NO2(g) reacciona para volver a formar N2O4. Equilibrio químico dinámico N2O4(g) NO2(g)

40 Principio de Le Chatelier
Establece que si un sistema en equilibrio es sometido a una perturbacion o tensión, el sistema reaccionará de tal manera que disminuirá el efecto de la tensión. Hay 3 formas de alterar la composición en el equilibrio de una mezcla de reacción en estado gaseoso para mejorar el rendimiento de un producto:

41 ¡Sólo reacciones en fase gas!
Cambio de temperatura presión parcial de reactivos o productos cambiando el volumen concentración Composición en equilibrio de una mezcla ¡Sólo reacciones en fase gas!

42 Cambio en la concentración
Ej: CO(g) + 3H2(g) CH4(g) + H2O(g) ¿Qué sucederá si se elimina el vapor de agua en la reacción anterior? Resp: Se desplaza hacia la derecha - Si se extrae cualquier sustancia el sistema reacciona formando dicha sustancia. Cuando las sustancias son sólidas o líquidos puros y se saca alguna no hay cambio, no hay desplazamiento Si se saca todo el sólido o líquido el sistema tiende a formar algo de este.

43 Efecto del cambio de temperatura
La temperatura tiene un efecto significativo sobre la mayoría de reacciones químicas. Las velocidades de reacción normalmente se incrementan al aumentar la temperatura. Consecuentemente, se alcanza más rapidamente el equilibrio. Los valores de la constante de equilibrio (Keq) cambian con la temperatura. Ej : a 25°C 3H2 + N NH3 K = 5x108 a 300°C 3H2 + N NH3 K = 9,6 2

44 Consideremos al calor como un producto en la reacción exotérmica o como un reactivo en las reacciones endotérmicas. Según lo anterior, podemos observar que si se aumenta la temperatura en una reacción exotérmica es lo mismo que si agregaramos más producto, por lo que la reacción se desplaza hacia la izquierda. Si se aumenta la temperatura en una reacción endotérmica es similar a agregar más reactivos, por lo que la reacción se desplaza hacia la derecha. 2

45 Para una reacción endotérmica: Calor + reactante productos ΔH (+)
Incrementar la temperatura sería análogo a agregar más reactivos. De acuerdo al principio de Le Chatelier, cuando la temperatura aumenta, el equilibrio se desplaza hacia la formación de productos. Si se disminuye la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la formación de reactivos. 2

46 Para una reacción exotérmica. Reactante Productos + calor ΔH (-)
Incrementar la temperatura sería análogo a agregar más producto. De acuerdo al principio de Le Chatelier, si se aumenta la temperatura el equilibrio se desplazará hacia la formación de reactivos. Si se disminuye la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la formación de productos. 2

47 Dependencia de la Keq de la temperatura
La constante de equilibrio depende de la temperatura a la que se lleva a cabo la reacción química. En la tabla se observa como varía la Keq con la temperatura para la siguiente reacción. CO(g) + 3H2(g) CH4(g) + H2O(g) ΔH = kJ

48 Reacción exotérmica Reacción endotérmica Complejo Complejo activado
Energía de activación Energía de activación Energía potencial Energía potencial Productos Reactivos H<0 H>0 Reactivos Productos Transcurso de la reacción Transcurso de la reacción Reacción exotérmica Reacción endotérmica

49 Efecto del cambio de presión
Los cambios de presión pueden afectar los sistemas gaseosos homogéneos en equilibrio. Los cambios de presión no afectan sistemas homogéneos sólidos o líquidos, pero afectan los sistemas heterogéneos en los que interviene un gas. (1)Si aumenta la presión de un gas participante en la reacción es como si aumentara la concentración de este y por tanto se desplaza hacia el lado contrario de este aumento Ej: N2(g) + 3H2(g) NH3(g) Si la presión de N2 = [N2] y se desplaza hacia la derecha

50 (2)Un aumento en la presión externa hace evolucionar al sistema en la dirección del menor número de moles de gas y viceversa. Un aumento en la presión del siguiente sistema: N2(g) + 3H2(g) NH3(g) obliga a que el sistema se desplace hacia la derecha, hay cuatro moles a la izquierda y solo dos a la derecha. Si hay igual cantidad de moles de gases a ambos lados de la ecuación nada pasa

51 CO(g) + 3H2(g) CH4(g) + H2O(g) Al aumentar la presión, el equilibrio
se desplaza hacia la derecha (menor número de moles)

52 Efecto de un catalizador
Los catalizadores modifican las velocidades de reacción sin consumirse. Si se agrega un catalizador a un sistema en equilibrio este puede modificar la velocidad directa e inversa, pero no modifica la posición del equilibrio ni tampoco la constante de equilibrio. El catalizador actúa cambiando la trayectoria de la reacción, disminuyendo la energía de activación necesaria y aumentando la velocidad de reacción. 2

53 Tipos de catálisis Catálisis homogénea: Catálisis heterogénea:
Todas las especies de la reacción están en disolución. Catálisis heterogénea: El catalizador está en estado sólido. Los reactivos que se pueden encuentrar es estado gas o en disolución son adsorbidos sobre la superficie. Los sitios activos en la catálisis de superficie tienen una gran importancia.

54 Reacción no catalizada
Reacción catalizada Complejo activado Complejo activado Energía de activación Energía de activación E.A Energía potencial Energía potencial Productos Reactivos H<0 H>0 Reactivos Productos Transcurso de la reacción Transcurso de la reacción Reacción exotérmica Reacción endotérmica Los catalizadores cambian la energía de activación de una determinada reacción, y por lo tanto incrementan la velocidad de reacción

55 la energía de activación
E.A sin catalizador E.A con catalizador negativo E.A con catalizador positivo Los catalizadores negativos aumentan la energía de activación Complejo activado Complejo activado Los catalizadores positivos disminuyen la energía de activación Energía de activación Energía de activación Energía Energía E.A E.A Productos Reactivos H<0 H>0 Reactivos Productos Transcurso de la reacción Transcurso de la reacción Reacción exotérmica Reacción endotérmica

56 Equilibrio homogéneo y heterogéneo
En el equilibrio homogéneo todos los componentes están en una misma fase, en el heterogéneo en más de una fase: Las concentraciones de las sustancias que están en fase sólida o líquida se igualan a 1. Por lo que Keq depende únicamente de las sustancias en estado gaseoso.

57 Equilibrio homogéneo y heterogéneo
Para el equilibrio: Ba2+(ac) + CO3 2- (ac) Ba(CO3)(s) KPS = (Ba2+)(CO3 2- ) Las concentraciones de las sustancias que están en fase sólida o líquida se igualan a 1. Por lo que Keq depende únicamente de las sustancias en disolución (CONSTANTE del PRODUCTO DE SOLUBILIDAD (KPS).

58 Fin.

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