La cinètica química va a explicar-nos com ocorre una reacció química; açò és, el que passa entre l'estat inicial i el final, i justificar la velocitat.

Presentación del tema: "La cinètica química va a explicar-nos com ocorre una reacció química; açò és, el que passa entre l'estat inicial i el final, i justificar la velocitat."— Transcripción de la presentación:

1 La cinètica química va a explicar-nos com ocorre una reacció química; açò és, el que passa entre l'estat inicial i el final, i justificar la velocitat amb què discorre una reacció química i els factors dels quals depèn. Arrhenius, director de l'Institut Nobel de Física i Química, a Estocolm, suggereix en 1889, que les molècules perquè reaccionen han de col·lisionar, i per a açò hauran d'activar-se, i la millor forma és l'absorció de calor, completant així el treball efectuat per Van't Hoff, 5 anys abans, en el qual havia demostrat que la velocitat d'una reacció aproximadament es duplica per cada 10ºC, d'augment de temperatura. Quan estan separades l'energia del sistema serà la suma de les energies de la molècula de nitrogen i d'oxigen. A l'anar aproximant-se s'inicia una interacció repulsiva entre els núvols electrònics que envolten a ambdós molècules. Interacció que induïx un debilitament del triple enllaç en la molècula de nitrogen i del doble enllaç en la de l'oxigen, la qual cosa fa que es vagen separant, però per a superar esta interacció repulsiva caldrà aportar energia al sistema (les molècules han d'ascendir la "muntanya energètica") El cim de la dita muntanya que han de superar perquè es produïsca la reacció indica la màxima interacció, en este cas quàdruple (mecanisme de 4 centres) , entre els quatre àtoms protagonistes. Esta situació es denomina complex activat, i el nombre de molècules que ho formen permet classificar les reaccions en monomoleculares, bimoleculars (en este cas) etc. En este moment poden ocórrer dos fenòmens, que sobrepasse la"

2 Com adquireixen les molècules dels gasos l’energia d'activació?
Simplement per col·lisions. D'aquesta manera l'energia d'una població molecular, es distribueix en una gràfica del tipus estadístic, en forma de campana (campana de Gauss). Per açò, només les molècules que tenen aquesta energia (les acolorides en roig), podran sobrepassar la barrera energètica. La superfície abastada per la corba per a una determinada energia (EA ) ens dóna les molècules capaces de reaccionar. Com conèixer la proporció de molècules capaces de reaccionar de tota la població molecular? Arrhenius va calcular que la fracció de molècules que posseeixen energia suficient per a superar la barrera on R és la constant dels gasos, T la temperatura absoluta del sistema, i EA, l'energia d'activació de les molècules. A aquest factor se li va anomenar factor de Boltzmann. No té unitats, sempre és menor que 1 i major que zero.

3 Si et diuen que l'energia d'activació d'un sistema gasós és de 20 kJ/mol a 300K, quin serà la proporció de molècules que posseeixen aquesta energia?. R = 0,0083 kJ.mol-1K-1.

4 Donada la gràfica amb les molècules que posseïxen l'energia d'activació necessària, si esta val 10 kJ A quina temperatura estarà el sistema molecular?

5 L'equació de Arrrhenius
Quan augmenta la temperatura, la velocitat de les molècules gasoses augmenta, col·lisionant amb mes freqüència, i adquirint major energia, de manera que la gràfica es desplaça cap a la dreta, amb la qual cosa augmenta el factor de Boltzmann, i per tant la fracció de molècules capaces de reaccionar, com s'observa en la figura. Per tant el factor de Boltzmann només depèn de l'energia d'activació i de la temperatura. Si aquesta augmenta, també ho fa el factor de Boltzmann, i si l'energia d'activació creix, aquest factor disminueix. Arrhenius encara va fer entrar una constant de proporcionalitat A, per a relacionar el que va denominar velocitat específica d'una reacció k o constant de la velocitat, i l'equació en forma logarítmica que va desenvolupar en 1889, va ser: de manera que aquesta constant A, que va anomenar factor de freqüència, per creure-la proporcional a la freqüència de les col·lisions. També englobaria l'orientació necessària perquè la col·lisió siga eficaç.

6 Donada la reacció entre A+B  C (g) ,a 500K la variació energètica de la qual ve donada per la gràfica adjunta en kJ/mol (cada quadrat 2 unitats en el SI) . Indique: a) Si la reacció és exotèrmica o endotèrmica, indicant l'energia en cada cas despresa o absorbida si és el cas b) L'energia d'activació necessària perquè s'efectue c) La fracció del nombre de molècules que la posseïx" DATOS: R= 8,31 JK-1.mol-1 Donada la reacció entre A+B  C (g) ,a 1000K la variació energètica de la qual ve donada per la gràfica adjunta en kJ/mol (cada quadrat 2 unitats en el SI) . Indique: a) Si la reacció és exotèrmica o endotèrmica, indicant l'energia en cada cas b) L'energia d'activació necessària perquè s'efectue c) La fracció del no de molècules que la posseïx

7 Càlcul experimental de l'energia d'activació
L'equació de Arrrhenius, en forma logarítmica ln k = lnA - EA/RT , es pot representar a través d'una gràfica lnk, enfront d'1/T, i en aquest cas la gràfica correspondria a una recta y = ax + b, en la qual b seria lnA, i el pendent negatiu, l'energia d'activació dividida per R. D'aquesta forma amb les dades que et dóna la gràfica, l'energia d'activació serà aproximadament de 890 J/mol. Comprova-ho.

8 Factors dels quals depèn la velocitat d'una reacció química
Ja en 1850, Wilhelmy va trobar que la velocitat amb que es transformava la sacarosa en fructosa i glucosa, depenia únicament de la concentració de la sacarosa, açò és cada vegada era més lenta quant mes s'anava gastant. La reacció que actualment es coneix com a hidròlisi de la sacarosa, es podia formular així: C12H22O11 + H2O → C6H12O6 + C6H12O6 per tant: v ∝ [ C12 H22 O11 ], i la constant de proporcionalitat és k, o siga la velocitat específica d'una reacció, per tant es pot establir que v = k·c L'exponent al que està elevat c, es denomina ordre d'una reacció. En aquest cas seria una reacció de primer ordre o ordre 1. És fàcil de comprendre que quan major siga la concentració dels reaccionants, major nombre de col·lisions es produiran.

9 Situació inversa seria la representada per C.
Imaginar una pista de ball d'extensió variable, en la qual hi ha 4 persones ballant, en la situació B de la figura. Si ara la pista disminueix la seua superfície (o siga augmenta la concentració de ballarins), cas A, les persones ballaran mes juntes amb la qual cosa es produiran mes col·lisions. Situació inversa seria la representada per C. Si ara en qualsevol de les situacions donades, el ritme musical augmentara ( l'equivalent a l'augment de temperatura), també les col·lisions entre els ballarins augmentaria.

10 Velocitat en reaccions químiques en diversos passos
La reacció en un sol pas, no és el normal. Doncs en general Les reaccions solen tenir lloc en diverses etapes o passos, Amb formació de compostos intermedis més o menys Estables segons l'avenc energètic que els situen. En aquest cas, el pas determinant de la reacció és el de major energia d'activació, que és la fase més lenta. (Tal com ocorre quan en desplaçar-te d'un lloc a un altre mitjançant diversos mitjans de transport, el mes lent o el de menys freqüència, és el que s'ha de controlar per a arribar a temps). En aquest cas la fase Lenta té una energia d'activació de 50 kJ/mol, en el pas 1, mentre que en el pas 2, només de 10 kJ/mol . La reacció és endotèrmica (el contingut energètic dels productes és major que el dels reaccionants i la calor de reacció és de 10kJ/mol. El factor de Boltzmann es calcula en el pas 1.

11 Una reacció típica que ocorre en diverses etapes és l'obtenció de iodur d'hidrogen a partir de iode
i hidrogen en fase gasosa. Els seus passos (cada pas correspon a una muntanya o barrera energètica) (figura) serien els següents. Pas 1 I2 → 2I fase no molt ràpida Pas 2 I+H2 → H2I fase ràpida Pas 3 H2I + I → 2HI fase lenta Aquesta última seria la determinant per a controlar la cinètica i les molècules activades, doncs és la que té major barrera energètica. Totes aquestes fases integren l'anomenat mecanisme d'una reacció química.

12 5. CATÀLISI Molt abans que s'estudiaren els factors generals que influïen en una reaccio quimica, s'havia observat que determinades substancies semblaven intervindre en elles, sols per a modificar la seua velocitat, en principi les accelerava. BERZELIUS en 1835 les definí com catalitzadors perquè exercien una “força catalítica”, del grec KATALYEIN (DISSOLDRE) que feia que els REACCIONANTS trencaren les unions. No fon l'únic nom; un any abans MITSCHERLINCH l'havia anomenat “acció de contacte”, perquè s'estudià a través de contacte d'alguns metalls sobre mescles de gasos. La CATÀLISI que accelerava les reaccions se la denominà positiva, mentres que la que les retardava, negativa. Esta CATÀLISI encara que no ho semble és molt important, especialment en l'industria de conservació dels aliments.

13 El paper del catalitzador positiu és facilitar la reacció química
El paper del catalitzador positiu és facilitar la reacció química. Com ho fa? Debilitant les unions químiques que s’han de trencar perquè la reacció s'efectuï, i orientant els reaccionants perquè les repulsions que impedeixen l'acostament quan es va a efectuar la col·lisió, siguin el menor possible. Això es tradueix en una disminució de l'energia d'activació, amb la qual cosa la fracció de molècules capaços de xocar (factor de Boltzmann) augmenta. Cal observar les figures. La primera gràfica el perfil energètic es presenta sense catalitzar (vermell) i catalitzada positivament (blau) . En la segona apareix la població molecular en fase gasosa que va a efectuar la reacció. Només una petita fracció donada per la superfície en vermell llimitada per la corba pot xocar. No obstant això, en rebaixar la energia d'activació (perfil blau), l'augment de la població molecular (superfície blava), és considerable. És interessant fixar-se que l'energia despresa en la reacció química en aquest cas, és independent que la reacció sigui o no catalitzada. Només depèn de l'estat inicial i del final.

14 En el cas d'una catàlisi negativa, el procés seria invers, ja que l'energia d'activació augmentaria
disminuint el factor de Boltzmann. Qualsevol compost que es combini preferentment amb el catalitzador, sense intervenir en la reacció serà un "verí" del catalitzador, anul·lant la seva acció. La catàlisi també pot ser homogènia (si el catalitzador està en el mateix estat físic que els reaccionants, i heterogènia si ho està en diferent. En les reaccions en diversos passos, el catalitzador s'ha d'introduir en el pas amb major energia de activació, és a dir, en la fase lenta, per accelerar-la. Un cas específic de la catàlisi és la enzimàtica És curiós que si volguéssim hidrolitzar una proteïna fora del cos humà, trencant els seus enllaços, necessitaríem moltes hores escalfant molt per sobre dels 37ºC, amb HCl 1M. sense això el nostre cos ho fa a 37ºC en menys de dues hores. Com és possible? Doncs senzillament perquè tenim els catalitzadors adequats per fer-los. Aquests són els enzims, nom proposat per Künhe en La seva rendibilitat es basa en seva especificitat. El model proposat per explicar l'acció catalítica, proposat per Fischer en 1935, es denomina per aquest motiu; clau-pany. El enzim ha d'encaixar perfectament en l'estructura del reactiu o substrat, interaccionant en els llocs actius. A vegades requereixen la col·laboració d'altres substàncies trucades coenzims, que ajuden a trencar els enllaços.