Tema 5 (1ª part) Cinètica química.

Presentación del tema: "Tema 5 (1ª part) Cinètica química."— Transcripción de la presentación:

1 Tema 5 (1ª part) Cinètica química

2 Termodinàmica química
Estudia l’espontaneïtat dels procesos químics i assenyala el sentit en què evolucionen. No informa de la rapidesa amb què es produeixen Cinètica química Part de la química que estudia la velocitat amb què transcorren les reaccions químiques.

3 CONTINGUT 1.- Velocitat de reacció.
2.- Dependència de la velocitat de reacció amb la concentració. Equació de velocitat. 3.- Equacions integrades de cinètiques senzilles. 4.- Determinació experimental de l’equació de velocitat. 5.- Mecanismes de reacció. 6.- Influència de la temperatura sobre la velocitat de reacció. 7.- Catàlisi.

4 1 VELOCITAT DE REACCIÓ. NO (g) + O3 (g) ® NO2 (g) + O2 (g)
aA + bB ® cC + dD

5 Factors dels quals depén velocitat de reacció
La naturalesa dels reactius La concentració dels reactius: més concentració, major velocitat La temperatura La presència d’un catalitzador/inhibidor Altres: * Si és en dissolució: el dissolvent * Si són gasos: la pressió total * Si són sòlids: l’àrea superficial

6 Ordres parcials de reacció
2 DEPENDÈNCIA DE LA VELOCITAT DE REACCIÓ AMB LA CONCENTRACIÓ. v = k [A]m [B]n Equació de velocitat Constant de velocitat Ordres parcials de reacció m+n Ordre total de reacció Es determinen experimentalment i no tenen relació amb l’estequiometria de la reacció. Unitats de k M1-(m+n) s-1

7 3 EQUACIONS INTEGRADES DE CINÈTIQUES SENZILLES. Equació diferencial
Seria útil disposar d’equacions integrades, que donaren la variació de la concentració amb el temps. p.ex.: A ® Productes ; Ordre 1 Temps de vida mitjana (t1/2): temps necessari perquè [A] es reduïsca a la meitat.

8 Ordre 1 2 Equació integrada [A]=[A]0-kt ln[A]=ln[A]0-kt 1/[A]=1/[A]0+kt Unitats de k M×s-1 s-1 M-1×s-1 t1/2 [A]0/2k ln2/k 1/k[A]0

9 Com obtindre, a partir d’eixes dades, la constant de velocitat
4 DETERMINACIÓ EXPERIMENTAL DE L’EQUACIÓ DE VELOCITAT. Experimentalment mesurem la variació de la concentració (o una magnitud relacionada amb ella) amb el temps. Com obtindre, a partir d’eixes dades, la constant de velocitat i l’ordre de reacció? a) Mètode de les velocitats inicials Experiment 1: v0,1 = k [A]0,1n Experiment 2: v0,2 = k [A]0,2n v0,1/v0,2 = ([A]0,1/[A]0,2)n n conegut n, aïllem k. Es pot utilitzar també per a A + B ® Productes, mantenint constant la concentració d’un reactiu i modificant l’altra.

10 Suposem un ordre qualsevol i determinem quina variació
b) Mètode de les equacions integrades Suposem un ordre qualsevol i determinem quina variació s’ajusta millor a una línia recta. Ordre 0 Ordre 1 Ordre 2

11 5 MECANISMES DE REACCIÓ. De quina forma les molècules de reactiu es converteixen en productes? Com podem explicar l’ordre d’una reacció? Reaccions en una sola etapa: NO (g) + O3 (g) ® NO2 (g) + O2 (g) Reaccions en diverses etapes: H2O2 + 2 Br- + 2 H+ ® Br2 + 2 H2O H2O2 + Br- + H+ ® HOBr + H2O HOBr + Br- + H+ ® Br2 + H2O Mecanisme: Conjunt d’etapes per les quals transcorre una reacc. qca. Cada etapa del mecanisme Þ Procés elemental Br-, H2O2, H+ : reactius Br2, H2O: productes HOBr: Intermedi de reacció

12 Molecularitat: Nombre de molècules que participen com a reactius en un procés elemental.
Importància: En un procés elemental, l’ordre coincideix amb la molecularitat. Permet determinar la llei de velocitat a partir del mecanisme de reacció. a) Aproximació de l’etapa determinant. b) Aproximació de l’estat estacionari.

13 p.ex.: reacció global: 2 NO2 + F2 ® 2 NO2F v = k[NO2][F2]
a) Aproximació de l’etapa determinant. Prendre com a velocitat de la reacció global la velocitat de l’etapa elemental més lenta (etapa determinant). NO2 + F2 ® NO2F + F (lenta) NO2 + F ® NO2F (ràpida) p.ex.: reacció global: 2 NO2 + F2 ® 2 NO2F v = k[NO2][F2] k1 k2 vet. determ. = k1 [NO2][F2] = v b) Aproximació de l’estat estacionari. Suposar que la concentració dels intermedis de reacció es manté constant durant la major part de la reacció.

14 6 INFLUÈNCIA DE LA TEMPERATURA SOBRE LA VELOCITAT DE REACCIÓ.
Moltes reaccions s’acceleren a mesura que augmenta T. Com varia k amb T? Equació d’Arrhenius En molts casos: A = Factor de freqüència Ea =Energia d’activació (relacionat amb la freqüència de les col×lisions i la probabilitat de que tinguen una orientació favorable) (Energia mínima que es requereix per a iniciar una reacció química)

15

16 Si tenim valors de k a diverses temperatures:
ln k 1/T Pendent = -Ea/R O.Origen = ln A Si tenim valors de k (k1 i k2) a dos temperatures (T1 i T2):

17 7 CATÀLISI. Què és un catalitzador?
- espècie química que intervé en la reacció sense consumir-se ni formar part dels productes, és a dir, roman inalterada. - afecta a la velocitat a què té lloc la reacció. Com actua? - Modifica el camí pel que transcorre la reacció, i per tant, canvia el valor de l’energia d’activació necessaria. Tipus de catàlisi: - Homogènia: catalitzador en la mateixa fase que els reactius. - Heterogènia - Enzimàtica