CINETICA QUIMICA De qué depende que una reacción sea instantánea o, por el contrario muy lenta?. Por qué los equilibrios químicos son considerados como.

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1 CINETICA QUIMICA De qué depende que una reacción sea instantánea o, por el contrario muy lenta?. Por qué los equilibrios químicos son considerados como sistemas dinámicos? Qué aplicaciones industriales puede tener el equilibrio químico? Qué función cumplen los catalizadores en las reacciones químicas?

2 VELOCIDAD DE REACCION CONCEPTOS BASICOS
FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE REACCION TEORIA DE LAS COLISIONES ECUACION DE VELOCIDAD NATURALEZA DE LOS REACTIVOS SUPERFICIE DE CONTACTO CONCENTRACIÓN DE LOS REACTIVOS CATALIZADORES TEMPERATURA

3 cambio en la concentración de una sustancia consumida o formada
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

4 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.

5 A2(g) B2(g) AB(g) Velocidad de reacción = ∆[AB] / ∆ t Aumento de la concentración de AB Velocidad de formacion Tasa de descomposición de cualquiera de los reactivos Velocidad de descomposición Velocidad de reacción = ∆[ A2] / ∆ t = ∆[ B2] / ∆t Atendiendo a la velocidad con que se producen las reacciones se pueden clasificar como lentas, rápidas e instantáneas.

6 TEORIA DE LAS COLISIONES:
Los átomos y moléculas de las distintas sustancias se hallan en continuo movimiento, lo que ocasiona choques contantes entre las partículas. Los choque son la chispa para que haya una reacción. Para que los choque sean efectivos las partículas deben tener una energía suficiente para vencer las fuerzas de repulsión que actúan entre ellas. 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,

7 aA + bB ⇄ cC + dD V= K [A] . [B] V= velocidad de reacción x y
[A][B] concentraciones de los reactivos mol / litro. K= constante de proporcionalidad- contante específica de velocidad X y Y exponentes. x y V= K [A] . [B] La velocidad de las reacciones se determinan experimentalmente a través del registro de cambios de color o de presión en el sistema de reacción.

8 V= K [N2O5] V= 5.10 -4 x 6,5 .10 -4 mol /litro / s
Ej: En el laboratorio, trabajando a 323 C°, se determinó la constante específica de velocidad para la descomposición de N2O5, como Calcula el número de moles que se descomponen en un segundo, si la concentración inicial del N2O5 es de 6, mol / litro. V= K [N2O5] V= x 6, mol /litro / s V= 3, mol/ litro / S

9 REACCION SIN CATALIZADOR REACCION CON CATALIZADOR

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11 aA + bB ⇄ cC + dD

12 NATURALEZA DE LOS REACTIVOS SUPERFICIE DE CONTACTO
CONCENTRACION DE LOS REACTIVOS TEMPERATURA CATALIZADORES

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14 EQUILIBRIO QUIMICO 1. REACCIONES REVERSIBLES
4. CONSTANTE DE EQUILIBRIO CLASES DE EQUILIBRIO QUIMICO FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO 2. ESTADO DE EQUILIBRIO DINAMICO 1.SIGNIFICADO DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO 2.CALCULO DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO. 3. CÁLCULO DE LAS CONCENTRACIONES EN 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 3. LEY DE ACCIÓN DE MASAS

15 EQUILIBRIO QUIMICO REACCIONES REVERSIBLES
REACCIONES IRREVERSIBLES ESTADOS DDE EQUILIBRIO DINAMICO 2HgO (s) Hg(l) + O2 (g) 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).

16 CONSTANTE DE EQUILIBRIO
H2(g) + I HI(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.

17 [C]c [ D]d [A]a [B]b Ke= aA + bB ⇄ cC + dD
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.

18 CALCULO DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO
Se determina experimentalmente y es característica para una reacción dada, a una cierta temperatura. H2 (g) + I2 (g) HI (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] [ HI] 50,4 1 1,35 0,493 0,885 0,020 0,9545 2 1,33 0,888 0,535 0,092 1,590 51,4 3 1,554 0,224 0,426 2,257 53,4 4 1,36 2,413 0,111 1,170 2,502 48,2 Promedio 50,8

19 CALCULO DE LAS CONCENTRACIONES EN EL EQUILIBRIO
Ej H2 (g) + I2 (g) HI(g) [ HI ] ² Ke= _________________ [ H2][ I2 ] [ 2X ] ² 4X² 50,8= _______________ ,8=____________________ [ 1-X ] [ 1-X ] [ 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 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 Concentraciones iniciales Cambio de concentración por reacción Concentraciones en el equilibrio [ H2 ] = 1 -X 1-X [ I2 ] = 1 [ HI ] = 0 +2X 2X

20 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 + I HI 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.

21 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 + O 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.

22 APLICACIÓN DEL PRINCIPIO DE LE CHATELIER
Industrialmente se busca optimizar las condiciones para que la mayor parte de los reactivos formen el o los productos de interés. La optimización de procesos se logra manipulando los factores que afectan la velocidad de reacción. Ejemplo: N H NH3 + 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.

23 PARA HOY….

24 EQUILIBRIO EN SOLUCIONES
EQUILIBRIO DE LAS SOLUCIONES IONICAS EQUILIBRIO IONICO DEL AGUA ELECTROQUIMICA

25 1. EQUILIBRIO EN SOLUCIONES IONICAS
ELECTROLITOS EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD CONCEPTOS Y TEORIAS SOBRE ACIDOS Y BASES 1.LOS ÁCIDOS FUERTES 2. LAS BASES FUERTES 3. LAS SALES SOLUBLES DISOCIACIÓN DE ACIDOS DISOCIACIÓN DE BASES DISOCIACIÓN DE SALES GRADO DE DISOCIACION 1.TEORIA DE SVANTE ARRHENIUS 2.TEORIA DE BRONSTED-LOWRY 3.TEORIA DE LEWIS

26 ELECTROLITOS Sustancia que se ioniza –disocia, dando lugar a iones correspondientes ej NaCl ELECTROLITOS DEBILES Sustancias que se ionizan solo en pequeñas proporciones. 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¯ SALES SOLUBLES Compuestos iónicos . NaCl----Na† + Cl¯

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30 EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD
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 DISOCIACION DE BASES Se liberan hidroxilos OH¯ MOOH-----M†+OH¯ Kb= [M†][OH¯]/[MOH] DISOCIACION DE SALES MA______M† + A¯ 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.

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32 Kd=Ke =Kps Kd= constante de disociación, Ke= constante de equilibrio ,
Kps= Constante del producto de solubilidad GRADO DE DISOCIACIÓN𝛼= No de moles que se disocian / No moles totales x100

33 𝛼= 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: 𝛼= No de moles que se disocian / No moles totales x100 𝛼= 0,10 M / 1M x100 𝛼= 10%

34 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%? Calculamos en número de moles disociadas. 𝛼= # 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¯

35 Ka = [ H† ][ CH3COO¯ ]/[ CH3COOH ]
[H†][A¯]/[HA] Ka = [ H† ][ CH3COO¯ ]/[ CH3COOH ] Ordenamos la información que tenemos así: Concentración inicial : [H†] = 0; [CH3COO¯] = O; [CH3COOH] = 0,5 mol/L Concentración en equilibrio. [ H†] = 3, ¯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, ¯5

36 CONCEPTOS Y TEORIAS SOBRE ACIDOS Y BASES
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¯ Sabor amargo Viran el papel tornasol de rojo a azul y la fenolftaleína de incolora a rosa. No reacciona con los metales y presentan una textura jabonosa. Reaccionan con los ácidos produciendo sal y agua

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38 TEORIA DE SVANTE Y ARRHENIUS
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) NO¯3(ac) H2S(ac) 2H†(ac) S²¯(ac) BASES CATION ION HIDROXILO NaOH (ac) Na† OH¯ CaOH Ca²† 2OH¯ AL(OH) AL³† 3OH¯

39 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.

40 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.

41 A una temperatura de 25 °C, Kw tiene un valor de 1,0. 10¯14
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.

42 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, ¯⁴M equivale a un PH de: PH = Log 1/ ( 1, ¯⁴) igual 4

43 CONCEPTO DE POH Grado de basicidad, a partir de la concentración de OH en una solución. POH = -Log [ OH ¯] POH = Log 1/ [ OH¯]

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47 INDICADORES DE PH

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49 TITULACION DE SOLUCIONES

50 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

51 CURVAS DE TITULACION: Son representaciones del PH en función de la cantidad de solución valorada, añadida a la solución analizada.

52 CURVAS DE TITULACION CURVAS DE TITULACION: Son representaciones del PH en función de la cantidad de solución valorada, añadida a la solución analizada.

53 K2 = [H†]·[H2PO4²¯]\[H³PO⁴¯] = 6,2 .10¯8 K3= 3,6 .10 ¯13
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¯ K2 = [H†]·[H2PO4²¯]\[H³PO⁴¯] = 6,2 .10¯8 H2PO4¯ H † H2PO4³¯ K3= 3,6 .10 ¯13

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