Tema 10 Cinètica química.

Presentación del tema: "Tema 10 Cinètica química."— Transcripción de la presentación:

1 Tema 10 Cinètica química

2 Reaccions químiques Tema 2 Termoquímica Tema 3 Espontaneïtat Tema 4
Desprén calor? Quina quantitat? Per què es produeix? En quina direcció? Tema 2 Termoquímica Tema 3 Espontaneïtat Tema 4 Equilibri Quan s’arriba? Com es modifica? Tema 10 Cinètica Quina velocitat té? De què depén? Tema 11 Mecanismes Té diverses etapes? Com l’accelerem? Tipus Tema 5 Eq. de fases Tema 8 Eq. solubilitat Tema 7 Eq. àcid-base Tema 9 Eq. redox Tema 6 Dissolucions

3 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.

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

6 Factors dels quals depén v
La naturalesa dels reactius La concentració dels reactius La temperatura La presència d’un catalitzador Altres: * Si és en dissolució: el dissolvent * Si són gasos: la pressió total * Si són sòlids: l’àrea superficial

7 2 DEPENDÈNCIA DE LA VELOCITAT DE REACCIÓ AMB LA CONCENTRACIÓ.
v = k [A]m [B]n Equació de velocitat

8 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 Unitats de k M1-(m+n) s-1 Es determinen experimentalment i no tenen relació amb l’estequiometria de la reacció.

9 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.

10 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

11 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.

12 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

13 Tema 11 Mecanismes de reacció

14 CONTINGUT 1.- Mecanismes de reacció. 2.- Influència de la temperatura sobre la velocitat de reacció. 3.- Catàlisi.

15 1 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

16 a) Aproximació de l’etapa determinant.
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.

17 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.

18 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: Factor de freqüència 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)

19

20 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):

21 7 CATÀLISI. Què és un catalitzador? Com actua? Tipus de catàlisi:
- Homogènia - Heterogènia - Enzimàtica [Petrucci, tema 15, p ]