CINETICA QUÍMICA Estudia cuantitativamente la rapidez de

Presentación del tema: "CINETICA QUÍMICA Estudia cuantitativamente la rapidez de"— Transcripción de la presentación:

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 TEORÍA DEL ESTADO DE TRANSICIÓN
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 TEORÍA DEL ESTADO DE TRANSICIÓN
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 TEMPERATURA 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 :

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
- CATALIZADORES ; 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 :

9 Ley de Velocidad : Ecuación que expresa los factores de concentración y temperatura con la velocidad de reacción : 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 destrucción de los reaccionantes : Velocidad de formación de productos :

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. : F2(g) + 2ClO (g) --- 2FClO(g) Orden respecto de F2 : 1 Orden respecto de ClO2 : 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. Experimento [A]0, Molaridad                                                          1 M (r0)1 2 2M (r0)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 [Br2]0, M                                                 1 0.1 12 2 0.2 24 3 0.3 36 4 48 5 108 Para evaluar a : Entonces la ley de rapidez es:

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

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

18 c. Orden dos, n = 2 Orden dos

19 MECANISMOS DE REACCIÓN
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.

20 MECANISMOS DE REACCIÓN
La estequiometría es siempre mucho más sencilla que el mecanismo y no nos dice nada sobre éste. Ejemplo: 2 H2(g) + O2(g) -- 2 H2O(l) se postula el mecanismos siguiente: Cada reacción ocurre en un solo paso al nivel molecular