CINÉTICA QUÍMICA

Porque las [ ] desaparecen VELOCIDAD La velocidad o rapidez con que se produce una reacción química se mide por la variación de la concentración de reactivos o productos con el tiempo Ejemplo: Para la reacción A + B C + D Se puede medir la velocidad de la reacción con cualquiera de las sustancias que intervienen Reactivos  signo – Porque las [ ] desaparecen Productos  signo + Porque las [ ] aumentan

VELOCIDAD En una ecuación irreversible aA + bB cC + dD La velocidad instantánea de una reacción es la derivada, con respecto al tiempo, de la concentración de cualquier reactivo o producto dividido por su coeficiente estequiométrico Pág. 154: 3

ECUACIÓN DE VELOCIDAD. LEY DE VELOCIDADES La velocidad de una reacción es directamente proporcional al producto de la concentración de los reactivos. La dependencia es distinta para cada reacción y se determina de forma experimental. De cada reacción se puede obtener una ecuación de velocidad aA + bB  cD + dD La ecuación de velocidad de reacción o ley de velocidad es: α y β son los órdenes de los reactivos

Órdenes de reacción ORDEN PARCIAL: de una sustancia en una reacción es el coeficiente al que está elevada su concentración en la ecuación de velocidad de ese proceso químico. Se determina de forma experimental ORDEN GLOBAL de una reacción es la suma de los órdenes parciales de cada una de las sustancias que intervienen en su ecuación de velocidad ORDEN CERO ORDEN CERO ORDEN UNO ORDEN DOS Los órdenes son los que indican la relación entre la rapidez y la concentración; éstos se determinan experimentalmente.

Vreacción [(mol/l)/min] Para una reacción genérica A + B Productos se han realizado tres experimentos. En ellos se han obtenido estos valores de velocidad de reacción: Experimento [A] (M) [B] (M) Vreacción [(mol/l)/min] 1 2,00 1,00 2,00 ·10-3 2 0,50 0,5 ·10-3 3 4,0 ·10-3 Indica los órdenes parciales con respecto a A y B y el orden global de la reacción Sol. Orden parcial 1 respecto a A; 2 respecto a B Orden total 3

Vreacción [(mol/l)/min] Los siguientes datos de la velocidad de reacción 2A + B C se obtuvieron a 25ºC: Experimento [A] (M) [B] (M) Vreacción [(mol/l)/min] 1 0,10 4,0 ·10-4 2 0,30 1,2 ·10-3 3 4 0,20 0,40 8,0 · 10-4 Indica los órdenes parciales y el orden global de la reacción. Calcula la constante cinética

Factores que influyen en la velocidad de reacción 1.- Estado físico de los reactivos Las reacciones son más rápidas si los reactivos son gaseosos o están en disolución. En las reacciones heterogéneas la velocidad dependerá de la superficie de contacto entre ambas fases, siendo mayor cuanto mayor es el estado de división. 2.- Concentración de los reactivos 3.- Temperatura Un incremento de la temperatura provoca un incremento en la energía cinética de las moléculas, lo que hace que sea mayor el número de moléculas que alcanza la energía de activación. 4.- Catalizadores

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 I2 H2 Además del choque adecuado las moléculas tienen que tener una energía suficiente, esta energía mínima se denomina energía de activación.

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

Reacción exotérmica Reacción endotérmica Complejo Complejo activado El complejo activado es una asociación transitoria muy inestable, ya que su energía es superior a las moléculas de reactivo y producto Complejo activado 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

EFECTO DE LA TEMPERATURA En 1888, el químico sueco Svante Arrhenius propone la Energía de Activación y la relación entre rapidez y temperatura. k Frecuencia de choques T

Aplicando logaritmo a la ec. de Arrhenius Ln K

CATALISIS Reacción exotérmica Reacción endotérmica 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

Reacción exotérmica Reacción endotérmica E.A sin catalizador E.A con catalizador negativo E.A con catalizador positivo Los catalizadores negativos aumentan la energía de activación se conocen como inhibidores 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