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CINETICA QUÍMICA - Estudia cuantitativamente la rapidez de reacción ( velocidad de la reacción química ) - Se refiere a la variación de las concentraciones.

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1 CINETICA QUÍMICA - Estudia cuantitativamente la rapidez de reacción ( velocidad de la reacción química ) - Se refiere a la variación de las concentraciones de reactivos y productos con el tiempo. -También estudia el cambio de la composición de los estados energéticos con respecto al tiempo.

2 CINETICA QUÍMICA TEORÍA DEL ESTADO DE TRANSICIÓN (COMPLEJO ACTIVADO) - Las moléculas de reactivos pasan por una especie intermedia inestable de alta energía potencial. - El COMPLEJO ACTIVADO existe en el tope de la barrera de energía potencial. - No corresponde ni a los reactivos ni a los productos y puede ir tanto en una dirección como en la otra.

3 CINETICA QUÍMICA TEORÍA DEL ESTADO DE TRANSICIÓN (COMPLEJO ACTIVADO) Ejemplo: En resumen: La teoría del estado de transición visualiza la rapidez de reacción en términos de la energía y geometría del complejo activado, el cual una vez formado puede dar lugar a producto o reactivos.

4 FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN Los factores son : - La naturaleza y concentración de las sustancias reaccionantes ( reactivos ). - La temperatura. - Los catalizadores.

5 - NATURALEZA Y CONCENTRACION DE LAS SUSTANCIAS REACCIONANTES : - En las reacciones heterogéneas, donde el área de interfase es trascendental. - Las moléculas por enlace iónico reaccionan rápidamente a diferencia que por covalencia. - Ley de Acción de las Masas : la velocidad de la reacción química es proporcional a las concentraciones de las sustancias reaccionantes.

6 -La rapidez siempre es proporcional a la temperatura Energía de Activación : -Es la energía necesaria para que los reactivos formen el complejo activado (Ea ). -Representa la barrera de energía que han de salvar las moléculas para que tenga lugar la reacción. Este comportamiento lo podemos explicar en términos de la teoría cinético y la distribución de la energía cinética : LA TEMPERATURA

7 Este comportamiento lo podemos explicar en términos de la teoría cinético y la distribución de la energía cinética :

8 - Aumentan la rapidez de la reacción y al final se recobran en su estado original. - Energía de activación es menor, por lo tanto la rapidez aumenta. - Se usa en uno de los pasos y más tarde se regenera en un paso subsiguiente. - 2 tipos : * Homogénea * Heterogénea - Ejemplos de agentes catalíticos : - CATALIZADORES ;

9 Ecuación que expresa los factores de concentración y temperatura con la velocidad de reacción : Ley de Velocidad : x, y : números determinados experimentalmente

10 Velocidad de reacción : cambio de concentración de las sustancias que intervienen en la reacción en la unidad de tiempo Velocidad de formación de productos : Velocidad de destrucción de los reaccionantes :

11 La ecuación de Arrhenius: Según la Teoría de Colisiones: la rapidez de reacción es proporcional a la fracción de moléculas con energía igual o mayor que Ea y esta depende del valor de Ea y de la temperatura: donde: A : factor de frecuencia de choques e-Ea/RT : fracción de moléculas con energías iguales o mayores a Ea. Ea :energía de activación R : constante de los gases ideales

12 Se utiliza para determinar la energía de activación usando la variación de la constante específica de rapidez (k) como función de temperatura. Usando solo dos temperaturas:

13 ORDEN DE UNA REACCIÓN El orden de una reacción está dado por la suma de los exponentes de las concentraciones que figuran en la expresión de la velocidad de la reacción directa. Ej. : F 2 (g) + 2ClO (g) --- 2FClO(g) Orden respecto de F 2 : 1 Orden respecto de ClO 2 : 1 Orden global : 2

14 . Determinación del orden de reacción Método de rapidez inicial (Método diferencial de Van't Hoff) - se hacen una serie de experimentos donde la concentración inicial del reactivo se varía y se observa como varía la rapidez de la reacción. Ejemplo: nA A- n B B Queremos determinar el orden de la reacción con respecto al reactivo A. Para eso variamos la concentración de la especie y observamos la relación con la rapidez. Experim ento [A] 0, Molaridad 1M(r 0 ) 1 22M(r 0 ) 2 entonces la razón tendrá un valor dependiente del valor de n.

15 2. Método de aislación - para dos o más reactivos, uno de los reactivos se varía sistemáticamente manteniendo la concentración de los otros reactivos constante y observando como varía la rapidez de reacción. Ejemplo: Para la reacción 2NO(g) + Br2(g) -- 2NOBr(g) Experim.[NO] 0, M [Br 2 ] 0, M Para evaluar a : Entonces la ley de rapidez es:

16 a. Orden cero, n = 0 (Separando variables e integrando) Orden cero

17 b. Orden uno, n = 1 (usando el mismo método de separación de variables e integración) Orden uno

18 c. Orden dos, n = 2 Orden dos

19 - Serie de pasos elementales a través de los cuales los reactivos se convierten en productos. - Conocido el mecanismo de una reacción podemos controlar las condiciones óptimas para la reacción y obtener una mayor cantidad de productos en menor tiempo. - Representa lo que nosotros creemos (hipótesis) que ocurre a nivel atómico molecular, y se postula en base a los resultados de experimentos donde se ha determinado como afectan los diferentes factores la rapidez de la reacción. MECANISMOS DE REACCIÓN

20 La estequiometría es siempre mucho más sencilla que el mecanismo y no nos dice nada sobre éste. Ejemplo: 2 H 2 (g) + O 2 (g) -- 2 H 2 O(l) se postula el mecanismos siguiente: Cada reacción ocurre en un solo paso al nivel molecular MECANISMOS DE REACCIÓN


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