Cinética y Equilibrio químico

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

1 Cinética y Equilibrio químico
Objetivo de clase: Guiar el desarrollo de un concepto de cinética en reacciones reversibles, así discutir en un colectivo los factores que influyen en el cambio químico a fin de desarrollar Competencias de Pensamiento Científico como la explicación y resolución de problemas.

2 Fase I: Exploración Objetivo. Identificar las preconcepciones estudiantiles con respecto a la noción científica de los cambios químicos reversibles en fenómenos naturales y los factores que influyen en tales cambios químicos. (10 minutos)

3 Actividad: Problemas Ejemplificadores (10 minutos)
Elija dos tipos de procesos biológicos que sucedan en el cuerpo humano y EXPLICA la(s) razón(es) por la(s) cuál(es) ocurren a ritmos distintos los procesos que tu has escogido. Por ejemplo, ¿Te imaginas que los componentes del jugo gástrico actuaran tan lento sobre los nutrientes que consumimos y que el proceso de digestión demorara varios días?

4 ¿Qué tan importante es la velocidad? (5 minutos)
Recuerda, ¿En qué situaciones empleas el concepto “velocidad”?. Supongamos que sales de vacaciones con tu familia y te desplazas en automóvil desde el lugar que resides a otra ciudad, recorriendo un total de 454 km en 4 horas. ¿A qué velocidad promedio se desplazo el automóvil? ¿Cómo clasificas la velocidad del automóvil?, ¿rápida o lenta?

5 Para finalizar… ¿Podemos elaborar una definición para velocidad de reacción? ¿Nos interesamos por conocer la realidad y emplear el conocimiento adquirido y la información recibida para observar científicamente el mundo? ¿La actividad planteada nos permite desarrollar habilidades de investigación? ¿Formulamos hipótesis empleando la creatividad y flexibilidad? ¿Hemos sido honestos/as durante el trabajo desarrollado?

6 Recordemos y Analicemos
Según las observaciones realizadas, ¿qué es la velocidad de reacción? ¿Qué observaciones les permitieron medir la velocidad de reacción? Observando los datos recopilados y ordenados, analicen el papel de las diferentes disoluciones. a. ¿Cuál es la importancia del agua en los experimentos? b. ¿Qué variables en esta experiencia influyen en la velocidad de reacción? ¿Cómo?

7 La cinética química es la rama de la Química que estudia la velocidad de las reacciones químicas y sus mecanismos. Rama muy importante, pues gracias a ella es factible por ejemplo, predecir la velocidad con la que actuará un medicamento, analizar la destrucción de la capa de ozono e incluso determinar cada cuánto tiempo es necesaria la restauración de estatuas metálicas, que sufren los efectos de la contaminación y la lluvia ácida.

8 Velocidad de reacción • ¿Qué información te proporciona cada gráfico?
Observa atentamente los siguientes gráficos. El primero corresponde a la gráfica obtenida con los datos de un automóvil en desplazamiento a rapidez constante. El segundo, al gráfico elaborado a partir de los datos obtenidos en el transcurso de la reacción química X → Y + Z, donde X corresponde al reactivo e Y, Z a los productos obtenidos. • ¿Qué información te proporciona cada gráfico? •¿Qué variable representan? • ¿Cómo definirías “velocidad” a partir del gráfico 1? • A partir del gráfico 2, ¿qué es la velocidad de reacción?

9 ¡Qué veloz! ¡Qué lento! ¿Han disuelto alguna vez una pastilla efervescente, por ejemplo un antiácido, en agua o has visto a alguien hacerlo? Observa la situación Antes de empezar con la experimentación copia este cuadro 1. Enumeren tres vasos de precipitado, y agreguen a cada uno: 5, 10 y 15 mL de agua destilada, respectivamente. 2. Sobre el agua, agreguen a cada vaso 20, 15, y 10 mL de vinagre, respectivamente. 3. Con la ayuda de la varilla de agitación, homogeneicen las mezclas formadas en cada vaso. 4. Tomen tres pastillas efervescentes: Para verificar que tengan la misma masa, determínenla con la ayuda de la balanza. Agreguen sobre el vaso 1 la pastilla efervescente y registren el tiempo de reacción con el cronómetro. 5. Repitan el procedimiento número 4, con los vasos 2 y 3. Vaso V H20 (mL) V vinagre (mL) [Disolución] Tiempo de rx 1 2 3

10 Fase II: Intro. Nuevos conocimientos
Actividad La Aspirina Objetivo. El estudiante construirá en esta etapa un concepto de cinética para procesos irreversibles y otro para procesos reversibles, para posteriormente identificar los principales factores que afectan principalmente el proceso reversible, así el estudiante será capaz de resolver problemas a partir del modelo de cinética y relacionar las causas o efectos con modelos cinéticos. Explicar: Organización de hechos para dar cuenta de algo. Argumentar: Es la manera de enfrentarse a una situación problemática, a una duda real, para el que no hay una respuesta concluyente.

11 Repaso 26/9 La definición estandarizada de velocidad es la siguiente:
“Corresponde al cambio en la concentración de un reactivo o producto respecto del tiempo” Los cambios en la concentración de un reactivo o producto (en el tiempo) se detallan en la siguiente ecuación

12 Introducción a los nuevos conocimientos
Objetivos de clase: Relacionan la variable temperatura con la teoría de las colisiones. Conocen los algoritmos matemáticos de mecanismos de reacción que describen la cinética de los cambios químicos.

13 TEORÍA DE LAS COLISIONES
La teoría de colisiones permite explicar la velocidad de las reacciones químicas considerando que para que dos o más sustancias reaccionen, primero deben colisionar entre sí. Las opciones al colisionar las partículas en un sistema pueden ser las siguientes:

14 En general: Si luego de la colisión se forman productos nuevos se dice que ésta es efectiva. Sólo las colisiones efectivas permiten la formación de producto. No hay reacción si la colisión es no-efectiva. La velocidad de una reacción es proporcional al número de colisiones producidas por unidad de tiempo, entre las moléculas de los reactivos. (teoría de colisiones) Velocidad= Frecuencia de colisiones + factor energético + factor de probabilidad (factor de orientación, geometría de colisión)

15 Velocidad= Frecuencia de colisiones + factor energético + factor de probabilidad (factor de orientación, geometría de colisión) Frecuencia de colisiones: dependen de las concentraciones de partículas, tamaño y rapidez de movimiento. Factor de probabilidad: dependen de la geometría de la colisión. Factor energético: Fracción de colisiones energéticas, depende de la temperatura y la energía de activación.

16 Energía de activación

17 VARIABLES EN LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN QUÍMICA
Concentración Temperatura Catalizadores Estado físico Presión

18 Concentración de los reactantes
Ley de Acción de las Masas: (Guldberg y waage) “La velocidad de una reacción es directamente proporcional al producto de las concentraciones molares de los reactantes, elevadas a potencias que corresponden a los respectivos coeficientes de la ecuación química” Para una reacción general de “ley de velocidad” seria: Ejemplo:

19 Ordenes de reacción Es importante hacer notar que el efecto de la concentración sobre la rapidez de reacción no es siempre predecible, pues no tiene que ver con la estequiometria, sino con que es una determinación experimental. Los resultados obtenidos se pueden representar como la “La ecuación de velocidad” o “Ley de velocidad”. Una ley de velocidad es una ecuación que expresa una velocidad instantánea en termino de la concentración de las sustancias que forman parte de la reacción. La expresión de la ley de velocidad se puede expresar como: velocidad = K [reaccionantes]n Donde n es el orden de la reacción

20 Si al duplicar la concentración del reactivo la rapidez se mantiene, se dice que la reacción es de orden cero, pues la concentración de los reactantes no influye en la velocidad de reacción V = K [A] ^ v = k Si al duplicar la concentración de los reactantes se duplica la rapidez, se dice que la reacción es de primer orden: v = k [A] Si al duplicar la concentración de un reactivo la velocidad se hace cuatro vez mayor, se dice que la reacción es de segundo orden u orden 2: v = k [A] ^2 Sucesivamente sigue el mismo patrón ° El orden de la reacción no siempre toma valores enteros positivos, puede ser además fraccionario o negativo. El orden de una reacción u orden global de la reacción es la suma de las potencias u ordenes que se eleva cada parte de la reacción. Ejemplo: A + B  C + D Se encontró experimentalmente que los ordenes de reacción para A era 1 y para B era 2. La expresión de ley cinética de la reacción queda dada por: v = k [A] [B]^2

21 Ejemplo 1: Para la reacción A + B  C + D arrojo los siguientes datos experimentales: Paso 1: Reemplazar en la ecuación de velocidad Paso 2: dividir la ecuación 1 en la 2 Paso 3: dividir la ecuación 1 en la 3 [A] [B] Rapidez inicial (mol/Ls) Exp 1 0,25 0,40 1,5 x 10 ^-3 Exp 2 0,50 6,0 x 10 ^-3 Exp 3 0,80 2,4 x 10 ^-2 Si hacemos los análisis adecuados vemos que al duplicar la [A], la rapidez aumenta cuatro veces , siendo coherente con un segundo orden de reacción respecto a A. En cambio al duplicar la [B] solo se cuadruplica la rapidez, indicando que es una reacción de segundo orden respecto a B. Por lo tanto, considerado la ecuación para la rapidez de reacción: V = k [A]^2 [B]^2

22 De la reacción: NO2(g)+CO(g)→NO(g)+CO2(g)
Se obtuvieron los resultados adjuntos en la tabla. Considerando la reacción del enunciado, la ley de velocidad teórica para esta reacción seria:

23 Orden de una reacción química
Un grupo de científicos quiere determinar el orden total de una reacción que sigue la siguiente ecuación: A+B+C→D Para ello, se realizaron 4 experimentos diferentes, cuyos resultados se muestran en la tabla.

24 Molecularidad La reacción: H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g) es una reacción elemental (que sucede en una sola etapa) y para que suceda es necesario el choque de dos moléculas (una de H2 y otra de I2). Se dice que es una reacción “bimolecular” Se llama molecularidad al número de moléculas de reactivos que colisionan simultáneamente para formar el complejo activado en una reacción elemental. Se trata de un número entero y positivo. Así hablamos de reacciones unimoleculares, bimoleculares, trimoleculares, etc… Generalmente, en reacciones elementales, coincide con el orden de reacción. Sin embargo, existen casos en los que no coinciden, como las reacciones de hidrólisis en los que interviene una molécula de agua ya que al ser [H2O] prácticamente constante la velocidad es independiente de ésta. Es raro que una reacción intervengan más de tres moléculas pues es muy poco probable que chocan entre sí simultáneamente con la energía y orientación adecuadas.

25 MECANISMOS DE REACCIÓN
En la reacción elemental: H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g) vista anteriormente, v = k · [H2 · [I2 Sin embargo, la mayoría de las reacciones suceden en etapas. El conjunto de estas etapas se conoce como “mecanismo de la reacción”. Las sustancias que van apareciendo y que no son los productos finales se conocen como “intermedios de reacción”. La velocidad de la reacción dependerá de las sustancias que reaccionen en la etapa más lenta. La reacción NO2 (g) + CO (g)  NO (g) + CO2 (g) sucede en dos etapas: 1ª etapa (lenta): 2 NO2  NO + NO3 2ª etapa (rápida): NO3 + CO  NO2 + CO2 La reacción global es la suma de las dos. NO3 es un intermedio de reacción. En la etapa lenta intervienen dos moléculas de NO2,, luego v = k · [NO22

26 Ejercicio B: El oxido nítrico, NO, reacciona con hidrógeno formando óxido nitroso, N2O: 2NO(g) + H2(g)  N2O (g) + H2O (g). En una serie de experimentos se han obtenidos los siguientes resultados: Determinar la ecuación de la velocidad y calcular el valor de la constante de velocidad.

27 2NO(g) + H2(g)  N2O (g) + H2O (g).
v = k [NO]2 [H2] Se trata, pues, de una reacción de primer orden respecto al H2, de segundo orden respecto al NO y de orden total igual a tres. Para calcular el valor de k, basta despejar de la ecuación anterior y sustituir los datos de cualquiera de las experiencias. Por ejemplo, sustituyendo las datos de la primera experiencia, resulta: v 2, mol L-1s-1 k —————— = —————————————— = [NO]2 [H2] (0,064 mol L-1)2 . (0,022 mol L-1) k = 2, mol-2L2s-1

28 FACTORES QUE AFECTAN A LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN .
VELOCIDAD DE REACCIÓN Concentración de los reactivos Presencia de catalizadores Facilidad de los reactivos para entrar en contacto Temperatura del sistema Naturaleza de los reactivos

29 Naturaleza de los reactivos:
La velocidad de reacción varía mucho según la naturaleza de los reactivos. Por ejemplo, un trozo de sodio pierde inmediatamente su brillo debido a su reacción con el oxígeno y el agua atmosféricos. El hierro también reacciona con el oxígeno y la humedad del aire, formando herrumbre, pero de forma más lenta Oxidación del sodio Oxidación del hierro

30 Lee y analiza las siguientes situaciones:
Situación A: En una pista de baile de un determinado lugar se encuentran cuatro parejas bailando. Se puede observar que el número de colisiones, la ruptura de los abrazos, el intercambio de pareja y formación de otras nuevas, casi no ocurre. Situación B: Luego de una hora, se observa que han llegado muchas parejas a bailar, tienen poco espacio para moverse y chocan constantemente unas con otras. • ¿Qué relación puedes establecer entre las situaciones propuestas y la influencia de la concentración en las reacciones químicas?

31 Concentración de los reactivos
La velocidad de una reacción aumenta cuando crece la concentración de los reactivos. Al aumentar el número de moléculas confinadas será mayor la frecuencia con que éstas colisionan entre sí. Por ejemplo, una astilla de madera arde con relativa rapidez en el aire (que contiene 20% de oxígeno) pero se inflama inmediatamente con oxígeno puro, que contiene mayor concentración de moléculas

32 Al freír las papas, ¿en cuál de los dos casos la velocidad de reacción será mayor? Explica

33 Facilidad de los reactivos para entrar en contacto
Si las reacciones se llevan a cabo en fase gaseosa o en disolución líquida, las moléculas de los reactivos colisionan con mucha facilidad. Cuando un de los reactivos es sólido, y se reduce el tamaño de las partículas, reduciéndolo a un polvo fino, aumenta el área de contacto con los otros reactivos, lo que se traduce en un aumento de la velocidad de la reacción Por ejemplo, al dividir un cubo de 1 cm de arista en 106 cubos de 0,01 cm de arista, el área se multiplica por 100

34 Temperatura del sistema
La velocidad de casi todas las reacciones aumenta al elevar la temperatura. Un aumento de 10 ºC hace que se duplique la velocidad de la reacción. Cuanto más alta sea la temperatura, mayor será la energía cinéticas de las moléculas, lo que supone un aumento del número de colisiones moleculares y por consiguiente, un aumento de la velocidad de la reacción. La temperatura de los insectos sigue las oscilaciones del ambiente. Por ello, la actividad de una abeja es inferior en invierno, porque las reacciones bioquímicas de su organismo son más lentas. El carbón y la gasolina no arden a temperatura ambiente, pero cuando se calientan se produce una rápida combustión.

35 Presencia de un catalizador
Los catalizadores son sustancias que, añadidas a los reactivos, aumentan la velocidad de la reacción. Por ejemplo, la reacción entre H2 y O2 ocurre a velocidad despreciable a temperatura ambiente, pero en presencia de platino finamente dividido la reacción es bastante rápida. Al final de la reacción, los catalizadores aparecen íntegros, aunque a veces, en distinto estado de agregación. La naturaleza del catalizador puede determinar los productos de la reacción. Ejemplo: cuando se utiliza níquel como catalizador, la reacción entre el CO y el H2 produce metano Si se utiliza óxido de cinc, se forma metanol

36 Catalizadores Los catalizadores son sustancias que modifican la velocidad de una reacción variando la energía de activación. Los catalizadores positivos, para acelerar una reacción química hacen disminuir la energía de activación y por lo tanto aumenta la probabilidad de choque efectivos entre reactantes Los catalizadores negativos aumenta la energía de activación y por lo tanto hace disminuir la velocidad de reacción.

37 DIFERENTES TIPOS DE CATALIZADORES:
INORGÁNICOS ORGANOMETÁLICOS BIOCATALIZADORES DIFERENTES TIPOS DE CATALIZADORES:

38 CATALIZADOR POR MEDIO DE COMPUESTOS INORGÁNICOS
 Pueden estar formados por compuestos inorgánicos, como catalizadores comúnmente se utilizan metales u óxidos de metales. Como por ejemplo el hierro, el platino, el níquel, el trióxido de aluminio o el pentaóxido de vanadio.

39 CATALIZADOR POR MEDIO DE COMPUESTOS ORGANOMETÁLICOS:
Un compuesto Organometálicos es el cual presenta un enlace entre un metal (hablando de cualquier tipo de metal, puede ser de transición interna, alcalino y alcalinotérreo en fin, cualquier elemento que presente las características de los metales) y un átomo de carbono Catalizador de Hoveyda, un compuesto Organometálicos

40 CATALIZADOR POR MEDIO DE COMPUESTOS BIOCATALIZADORES:
 Tiene como función de reducir la energía en una reacción química (lo cual lo hace un catalizador común), pudiendo influir en la velocidad de la reacción, detal manera que la puede acelerar o la puede ir haciendo más lenta. Enzimas BIOCATALIZADORES Vitaminas

41 Se pueden definir con diferentes catalizadores biológicos de reacciones químicas que se originan en los seres vivos. Todas las enzimas conocidas son proteínas de alta capacidad de difusión de los organismos en medios líquidos. Enzimas

42 VITAMINAS Las necesidades de vitaminas son influenciados por muchos factores, la deficiencia de la dieta así que siempre está asociada con la severidad de los contornos que hacen que su gracia, avitaminosis llamado o deficiencia de la vitamina.

43 ¿Cuál es la diferencia entre un catalizador biológico y uno químico?
Un catalizador biológico, como puede ser una bacteria, entrega mas pureza al realizarse la reacción, y las enzimas que utiliza se regeneran. En cambio con el catalizador químico, el tiempo de vida es corto, puede ser útil, a veces la pureza no es tan elevada como en el biológico.

44 Es el proceso a través del cual se acelera una reacción química a través de una sustancia conocida como catalizador, que ni se crea ni se consume en la reacción global. ¿Que es catálisis ?

45 La reacción catalizadas las podemos representar de la siguiente manera:

46 TIPOS DE CATÁLISIS Catálisis homogénea: el catalizador se encuentra en la misma fase que los reactivos. Ejemplo: fabricación de H2SO4 por el método de las cámaras de plomo: 2 SO2 (g) + O2 (g)  2SO3 (g) se cataliza con una mezcla gaseosa de NO2 + NO Catálisis heterogénea: el catalizador se encuentra en una fase diferente de la de los reactivos. Su mecanismo se basa en la adsorción de las moléculas reaccionantes (gases) en la superficie del catalizador (sólido), sobre la que ocurre la reacción. Ejemplo: O H2  2 H2O sobre platino

47 Catálisis enzimática: las sustancias que catalizan las reacciones bioquímicas se llaman enzimas (proteinas de elevada masa molecular) Ejemplo: las reacciones que tienen lugar en el cuerpo humano pueden realizarse a la temperatura del organismo (37ºC) gracias a la acción de las enzimas El reactivo o sustrato encaja perfectamente en un punto específico de la superficie de la enzima, manteniéndose en esta posición por fuerzas intermoleculares Después de esta adsorción, la configuración de la enzima puede variar, debilitándose el enlace clave del sustrato y aumentando la velocidad de reacción