CINETICA Y EQUILLIBRIO QUIMICO

Presentación del tema: "CINETICA Y EQUILLIBRIO QUIMICO"— Transcripción de la presentación:

1 CINETICA Y EQUILLIBRIO QUIMICO
Keila Ferreira y Zenndlli Villamil Profesoras en formación inicial Universidad Pedagógica Nacional

2 Definición Termodinámica Cinética
La cinética química es la parte de la química que trata de la velocidad con que suceden las reacciones, de los factores que influyen en ella y del mecanismo a través del cual los reactivos se transforman en productos. El estudio de una reacción química puede hacerse desde el punto de vista termodinámico o desde el cinético. A continuación se presentan algunas diferencias: Termodinámica Permite conocer la espontaneidad ó no espontaneidad de las reacciones los sistemas termodinámicos se desarrolla a través de las interacciones entre las partículas que los componen y entre ellas y las exteriores Cinética Informa sobre la rapidez con que tendrá lugar el proceso de transformación de los reactivos en productos Estima propiedades macroscópicas observables (composición, T, P, V ytiempo)

3 ∆G0 reacción = ∑n ∆G0 productos – ∑n ∆G0 reactivos

4

5 comprende

6 Velocidad de reacción Representa la rapidez con que tiene lugar la transformación química de los reactivos en los productos. Mientras la concentración de los reactivos desciende, la concentración de los productos aumenta. aA + bB → cC + dD La ecuación de velocidad o ley de velocidad es una expresión matemática que relaciona la velocidad instantánea de una reacción en un momento dado con las concentraciones de los reactivos presentes en ese momento. v = K.[A]^x .[B]^y .

7

8 Ejemplo El orden de reacción global es la suma de los exponentes de todos los términos de concentración. El orden de reacción no se relaciona con los coeficientes estequiométricos de la reacción.

9 ¿Cómo ocurren las reacciones químicas y qué condiciones se requieren para ello?
Teoría de las colisiones Propone que para que pueda producirse una reacción química entre átomos, iones o moléculas, es preciso que éstos experimenten primeramente colisiones. Según esta teoría, la velocidad de la reacción dependerá de otros factores: • La frecuencia de los choques efectivos (concentración, estado de los reactivos, temperatura (velocidad), etc) • La frecuencia de los choques con energía suficiente para llegar al estado de transición (temperatura).

10 Colisiones efectivas o elásticas
Las moléculas, átomos, iones, ... de las especies reaccionantes deben tener una energía mínima necesaria (energía de activación), dado casi todas las reacciones implican una ruptura de enlaces que requieren un aporte energético. La orientación relativa de las especies que colisionan debe ser la adecuada para que la interacción sea efectiva.

11 Concentración del reactivo Mayor numero de colisiones Reacción lenta
Energía de activación: es la energía adicional que deben absorber las moléculas de los reactivos para que, al colisionar, lleguen a formar el complejo activado. Cuando las moléculas de los reactivos se aproximan, experimentan una deformación que, en el choque, da lugar a un estado intermedio de alta energía y corta duración: el complejo activado.

12 Factores que incluyen en la cinética química
Temperatura: Por regla general, la elevación de la temperatura produce un importante aumento de la velocidad de reacción. Concentración: Un aumento de la concentración de los reactivos favorece la velocidad de reacción. Naturaleza de los reactivos: la tendencia a reaccionar que muestran algunas sustancias con otras se relaciona con la distribución y estructura tridimensional de los electrones periféricos. Superficie de contacto: mientras mas puntos haya entre los puntos reaccionantes, la reacción ocurrirá mas rápido.

13 CATALIZADOR Uso de catalizador. Un catalizador es una sustancia que, estando presente en una reacción química, produce una variación en la energía de activación, y como consecuencia una variación de su velocidad, sin ser consumida durante el transcurso de aquella. CATALISIS HOMOGENEA Tienen lugar cuando el catalizador está presente en la misma fase que los reactivos CATALISIS HETEROGENEA. El catalizador esta presente en una fase diferente de las moléculas que reaccionan, normalmente un sólido en contacto con reactivos gaseosos o en disolución.

14 CATALIZADORES BIOLOGICOS
Son moléculas de origen proteico o ácidos nucleicos (RNA autocatalítico). Son altamente específicas de su sustrato y de la reacción que catalizan. Además son saturables. Son regulables por algunas sustancias. Actúan sólo cuando son necesarias.

15 Usos Síntesis de productos básicos (ácido sulfúrico, ácido nítrico, etc.) Refinación del petróleo y la petroquímica Síntesis de productos farmacéuticos, en la industria de los alimentos

16 Es el estado que se alcanza cuando las concentraciones de los reactivos y los productos permanecen constantes a lo largo del tiempo. Equilibrio químico

17 Reacciones reversibles e irreversibles
Reacciones químicas en las que los productos resultantes reaccionan entre sí para regenerar las sustancias de partida. Se emplea una doble flecha que indica el sentido de las 2 reacciones: directa e inversa La reacción de síntesis del amoníaco es una reacción reversible. El H2 se combina con el N2 formándose NH3, pero éste a su vez se descompone, regenerando las sustancias de partida. Las reacciones reversibles no finalizan nunca, pues los reactivos se están regenerando continuamente. REACCIONES IRREVERSIBLES. Reacciones químicas en las que los productos obtenidos en ellas no tienen tendencia a reaccionar entre sí para regenerar las sustancias de que proceden La reacción del NaCl con el AgNO3 es una reacción irreversible, pues los productos del mismo, no reaccionan entre sí regenerando los reactivos de partida. Las reacciones irreversibles finalizan cuando se agota alguno de los reactivos.

18 CONSTANTE DE EQUILIBRIO
A partir de una reacción reversible general: Donde a, b, c y d son los coeficientes estequiométricos. Ecuación de equilibrio Productos Reactivos Constante de equilibrio Expresión de la constante de equilibrio

19 Kc (constante de equilibrio).
Tendencia de reacción Kc (constante de equilibrio). 1 Kc'= Kc

20 Ejemplo ΔH=-92.2 KJ

21 USO DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO
Estimación del grado de transformación de una reacción. Cuanto mayor sea el valor de la constante de equilibrio Kc, la reacción avanza más hacía la derecha para alcanzar el estado de equilibrio Muy pequeño Muy grande 10-3 1 103 La reacción avanza casi hasta completarse. Casi no hay reacción. En el equilibrio hay concentraciones apreciables tanto de reactivos como de productos.

22 Cociente de reacción Si Qc<Kc, la reacción neta se efectúa de izquierda a derecha. Si Qc>Kc, la reacción neta se efectúa de derecha a izquierda. Si Qc=Kc, no se efectúa reacción neta alguna.

23 Equilibrios heterogéneos
Son aquellos en los que todos los reactivos y productos están presentes en más de una fase. Como regla general, las concentraciones de los sólidos puros y los líquidos puros no se incluyen al escribir una ecuación de equilibrio.

24 Factores que alteran la composición de una mezcla en equilibrio
El principio de Le Chatelier “Si se produce una perturbación a una mezcla de reacción en equilibrio, la reacción neta avanza en la dirección que contrarresta esta perturbación”. Hay varios factores que se pueden aprovechar para alterar la composición de una mezcla en equilibrio: Cambiar la concentración de reactivos o productos. Cambiar la presión y el volumen. Cambiar la temperatura Adición de un catalizador.

25 Alteración de una mezcla en equilibrio
Cambios en la concentración. La perturbación en la concentración, causada por la adición de un reactivo o un producto, hace que la reacción evolucione en la dirección en que se consuma la sustancia agregada. La perturbación en la concentración, causada por la eliminación de un reactivo o un producto, provoca que la reacción neta evolucione en la dirección que aumente la concentración de la sustancia que se eliminó.

26 Ejemplo Para la siguiente reacción en equilibrio:
Supongamos que una mezcla en equilibrio contiene M de NO, M de O2 y M de NO2 y el equilibrio se perturba al aumentar la concentración de O2 hasta 1.50 M.

27 Alteración de una mezcla en equilibrio
Cambios de presión y volumen. Un aumento en la presión, reduciendo el volumen, favorecerá una reacción neta en la dirección que disminuyan los moles de gas. Una disminución en la presión, aumentando el volumen, favorecerá una reacción neta en la dirección que incremente los moles de gas.

28 Ejemplo Kc=0.291 a 700 K

29 Alteración de una mezcla en equilibrio
Cambios de temperatura. Si una vez alcanzado el equilibrio aumentamos la temperatura, el sistema, se opone a ese aumento de energía calorífica y el equilibrio se desplaza en el sentido que absorbe calor, es decir, hacía la izquierda. Si se desciende la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la derecha, pues así desprende el calor oponiéndose al descenso de temperatura.

30 Teorías ácido-base Ácido
ARRHENIUS BRONSTED-LOWRY LEWIS Ácido Es toda sustancia que en solución acuosa produce iones hidrógeno (protones). H2SO4     HSO4- + H+ Es un ion que cede un protón.  HCl (g) +H2O (l) -----> H3O+(ac) + Cl–(ac) Sustancia que acepta un par de electrones y se llama electrófilo. Base Sustancia que en solución acuosa produce iones OH (hidróxido). Es un ion que acepta un protón. NH3 (g) + H2O (l) -----> NH4+ + OH– Sustancia que cede un par de electrones y se llama nucleófilo.

31 Constante del producto iónico del agua
Disociación del agua Una de las propiedades más importantes del agua es su capacidad de funcionar como ácido y como base. Disociación del agua Constante del producto iónico del agua

32 ÁCIDA [H3O+]>[OH-] NEUTRA [H3O+]=[OH-] BÁSICA [H3O+]<[OH-]

33 Síntesis de ostwald 4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O K = 10168
 2 NO + O2          2 NO2 3 NO2 + H2O      2 HNO3 + NO NO2 + NO + H2O          2 HNO2 HNO2 + 1/2 O2     HNO3

34 Es el estado que se alcanza cuando las concentraciones de los reactivos y los productos permanecen constantes a lo largo del tiempo. Equilibrio químico

35 Reacciones reversibles e irreversibles
Reacciones químicas en las que los productos resultantes reaccionan entre sí para regenerar las sustancias de partida. Se emplea una doble flecha que indica el sentido de las 2 reacciones: directa e inversa La reacción de síntesis del amoníaco es una reacción reversible. El H2 se combina con el N2 formándose NH3, pero éste a su vez se descompone, regenerando las sustancias de partida. Las reacciones reversibles no finalizan nunca, pues los reactivos se están regenerando continuamente. REACCIONES IRREVERSIBLES. Reacciones químicas en las que los productos obtenidos en ellas no tienen tendencia a reaccionar entre sí para regenerar las sustancias de que proceden La reacción del NaCl con el AgNO3 es una reacción irreversible, pues los productos del mismo, no reaccionan entre sí regenerando los reactivos de partida. Las reacciones irreversibles finalizan cuando se agota alguno de los reactivos.

36 CONSTANTE DE EQUILIBRIO
A partir de una reacción reversible general: Donde a, b, c y d son los coeficientes estequiométricos. Ecuación de equilibrio Productos Reactivos Constante de equilibrio Expresión de la constante de equilibrio

37 Kc (constante de equilibrio).
Tendencia de reacción Kc (constante de equilibrio). 1 Kc'= Kc

38 USO DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO
Estimación del grado de transformación de una reacción. Cuanto mayor sea el valor de la constante de equilibrio Kc, la reacción avanza más hacía la derecha para alcanzar el estado de equilibrio Muy pequeño Muy grande 10-3 1 103 La reacción avanza casi hasta completarse. Casi no hay reacción. En el equilibrio hay concentraciones apreciables tanto de reactivos como de productos.

39 Cociente de reacción Si Qc<Kc, la reacción neta se efectúa de izquierda a derecha. Si Qc>Kc, la reacción neta se efectúa de derecha a izquierda. Si Qc=Kc, no se efectúa reacción neta alguna.

40 Equilibrios heterogéneos
Son aquellos en los que todos los reactivos y productos están presentes en más de una fase. Como regla general, las concentraciones de los sólidos piros y los líquidos puros no se incluyen al escribir una ecuación de equilibrio.

41 Factores que alteran la composición de una mezcla en equilibrio
El principio de le chatelier “Si se produce una perturbación a una mezcla de reacción en equilibrio, la reacción neta avanza en la dirección que contrarresta esta perturbación”. Hay varios factores que se pueden aprovechar para alterar la composición de una mezcla en equilibrio: Cambiar la concentración de reactivos o productos. Cambiar la presión y el volumen. Cambiar la temperatura Adición de un catalizador.

42 Alteración de una mezcla en equilibrio
Cambios en la concentración. La perturbación en la concentración, causada por la adición de un reactivo o un producto, hace que la reacción evolucione en la dirección en que se consuma la sustancia agregada. La perturbación en la concentración, causada por la eliminación de un reactivo o un producto, provoca que la reacción neta evolucione en la dirección que aumente la concentración de la sustancia que se eliminó.

43 Ejemplo Para la siguiente reacción en equilibrio:
Supongamos que una mezcla en equilibrio contiene M de NO, M de O2 y M de NO2. y el equilibrio se perturba al aumentar la concentración de O2 hasta 1.50 M.

44 Alteración de una mezcla en equilibrio
Cambios de presión y volumen. Un aumento en la presión, reduciendo el volumen, favorecerá una reacción neta en la dirección que disminuyan los moles de gas. Una disminución en la presión, aumentando el volumen, favorecerá una reacción neta en la dirección que incremente los moles de gas.

45 Ejemplo Kc=0.291 a 700 K

46 Alteración de una mezcla en equilibrio
Cambios de temperatura. Si una vez alcanzado el equilibrio aumentamos la temperatura, el sistema, se opone a ese aumento de energía calorífica y el equilibrio se desplaza en el sentido que absorbe calor, es decir, hacía la izquierda. Si se desciende la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la derecha, pues así desprende el calor oponiéndose al descenso de temperatura.

47 Ejemplo ΔH=-92.2 KJ

48 Constante del producto iónico del agua
Disociación del agua Una de las propiedades más importantes del agua es su capacidad de funcionar como ácido y como base. Disociación del agua Constante del producto iónico del agua

49 ÁCIDA [H3O+]>[OH-] NEUTRA [H3O+]=[OH-] BÁSICA [H3O+]<[OH-]

50 bibliografía http://www2.uah.es/edejesus/resumenes/QB/Tem a3.pdf
o5b.htm