Velocidad de reacción: concepto y expresión cinética

QUIMICA

• ACTIVIDAD :8
• VELOCIDAD DE REACCION
• CONSTANTE CINETICA
• CINETICA QUIMICA
• CATALISIS
• MAESTRA MARGARITA MURILLO
• ALUMNA . MARICELA LIRA CHAVARRIA

velocidad de reaccion

• La velocidad de reacción
• se define como la cantidad de sustancia que se transforma en una determinada
• reacción por unidad de volumen y tiempo. Por ejemplo, la oxidación
• del hierro bajo condiciones atmosféricas es una reacción lenta que puede tardar
• muchos años, pero la combustión
• del butano en un fuego es una reacción que sucede en fracciones de segundos.

Folie 3

• La velocidad de una reacción química relaciona el cambio en la concentración de reactivos o productos con el tiempo y se expresa, usualmente, en mol/l × s.
• Durante
• el transcurso de una reacción, las moléculas de reactivos van
• desapareciendo, al tiempo que se forman los productos. La velocidad de
• la reacción se puede estudiar observando la disminución de la
• concentración de reactivos o el aumento de la concentración de
• productos. En la reacción:
• Br2 (ac) + H - COOH (ac) ® 2 HBr (ac) + CO2 (g)
• su
• velocidad se establece midiendo la variación de la concentración de los
• reactivos o de los productos con el tiempo. Si se selecciona un
• producto, la expresión de la velocidad tiene signo positivo, ya que la
• variación de su concentración siempre es positiva.
• Si se selecciona el reactivo Br2, su velocidad de desaparición tendrá signo negativo:

Folie 4

• Para la reacción EJEMPLO
• 2
• H
• 2
• (
• g
• )
• +
• 2
• N
• O
• (
• g
• )
• →
• N
• 2
• (
• g
• )
• +
• 2
• H
• 2
• O
• (
• g
• )
• {\displaystyle 2H_{2}(g)+2NO(g)\rightarrow N_{2}(g)+2H_{2}O(g)}
• La ecuación de velocidad es4 :
• v
• =
• k
• [
• H
• 2
• ]
• [
• N
• O
• ]
• 2
• {\displaystyle v=k[H_{2}][NO]^{2}\,}
• La ecuación de velocidad no refiere simplemente los coeficientes
• estequiométricos de los reactantes en la reacción global: es de primer
• orden en H2, aunque el coeficiente estequiométrico es 2, y es de segundo orden en NO.
• En cinética química, se suele proponer que la reacción global ocurre a
• través de una serie discreta de pasos elementales. No todos los pasos
• afectan la velocidad de reacción; normalmente sólo el paso elemental más
• lento es el que afecta la velocidad de reacción. Por ejemplo, en:
• 2
• N
• O
• (
• g
• )
• ⟵
• →
• N
• 2
• O
• 2
• (
• g
• )
• {\displaystyle 2NO(g)\ {\overrightarrow {\longleftarrow }}\ N_{2}O_{2}(g)}
• (equilibrio rápido)
• N
• 2
• O
• 2
• +
• H
• 2
• →
• N
• 2
• O
• +
• H
• 2
• O
• {\displaystyle N_{2}O_{2}+H_{2}\rightarrow N_{2}O+H_{2}O}
• (lenta)
• N
• 2
• O
• +
• H
• 2
• →
• N
• 2
• +
• H
• 2
• O
• {\displaystyle N_{2}O+H_{2}\rightarrow N_{2}+H_{2}O}
• (rápida)
• Las reacciones 1 y 3 son muy rápidas comparadas con la segunda, por
• lo que es la reacción más lenta la que es reflejada en la ecuación de
• velocidad. El paso lento es considerado la etapa limitante de la velocidad. Los órdenes de la ecuación de velocidad son aquellos de la etapa limitante.

CONSTANTE CINETICA

• En cinética química, la constante k que aparece en las ecuaciones de velocidad es función de T y P, y recibe el nombre de constante de velocidad o coeficiente de velocidad. Algunos científicos emplean el primer término cuando se cree que la reacción es elemental y el último cuando se sabe que la reacción ocurre en más de una etapa.
• Las unidades de la constante de velocidad o el coeficiente de
• velocidad varían con el orden de la reacción. Supóngase, por ejemplo,
• que una reacción es de primer orden, es decir:
• v
• =
• k
• [
• A
• ]
• {\displaystyle v=k[A]\,}
• En este caso la constante cinética tendría como unidad el s-1.

Folie 6

• La constante de proporcionalidad se designa con
• la letra k y se denomina constante de
• velocidad. Formalmente, es la velocidad de la reacción cuando
• las concentraciones de todos los reactivos son la unidad.
• La constante de velocidad es específica para
• cada reacción química y depende de la temperatura.
• Las unidades de k vienen
• determinadas por el orden de la reacción y deben adaptarse a la condición de
• que la velocidad debe expresarse en las unidades mol/l
• × s (variación de la concentración por unidad de tiempo).
• Determinación de la ecuación de velocidad
• La ecuación de velocidad puede determinarse de
• forma sencilla mediante el método de la
• velocidad inicial, cuando las concentraciones de los reactivos
• son todavía elevadas y puede medirse la velocidad instantánea. La estrategia
• consiste en estudiar cómo se modifica la velocidad variando la concentración de
• uno de los reactivos, manteniendo constante la del resto.
• Variación de la
• concentración de Br2 en función del tiempo.

Folie 7

• Las unidades de k vienen determinadas por la
• forma de la ecuación de velocidad y por el hecho de que la velocidad debe
• expresarse como cambio de
• concentración por unidad de tiempo (usualmente en mol/l × s). Por ejemplo, para la reacción:
• 2NO (g) + Cl2 (g) ®2NOCl (g)
• a 25 oC
• es:
• k = 1,2 x 102 mol-2
• l2 s-1
• ya que
• velocidad = k [NO]2 [Cl2]
• y el producto
• mol-2 l2 s-1(mol l-1)2 mol
• l-1
• tiene unidades de
• velocidad mol
• l-1 s-1.

CINETICA QUIMICA

• La cinética química es un área de la fisicoquímica
• que se encarga del estudio de la rapidez de reacción, cómo cambia la
• rapidez de reacción bajo condiciones variables y qué eventos moleculares
• se efectúan mediante la reacción general (difusión, ciencia de superficies, catálisis). La cinética química es un estudio puramente empírico y experimental; el área química que permite indagar en las mecánicas de reacción se conoce como dinámica química

OBTINE

• la ley de la rapidez de formación es la siguiente:
• v
• R
• =
• −
• d
• c
• A
• d
• t
• {\displaystyle v_{R}=-{\frac {dc_{\mathrm {A} }}{dt}}}
• v
• R
• {\displaystyle v_{R}}
• es la rapidez de la reacción,
• (
• −
• d
• c
• A
• )
• {\displaystyle (-dc_{\mathrm {A} })}
• la disminución de la concentración del reactivo A en un tiempo
• d
• t
• {\displaystyle dt}
• . Esta rapidez es la rapidez media de la reacción, pues todas las moléculas necesitan tiempos distintos para reaccionar.
• La rapidez de aparición del producto es igual a la rapidez de
• desaparición del reactivo. De este modo, la ley de la rapidez se puede
• escribir de la siguiente forma:
• v
• R
• =
• −
• d
• c
• A
• d
• t
• =
• d
• c
• B
• d
• t
• =
• d
• c
• C
• d
• t
• {\displaystyle v_{R}=-{\frac {dc_{\mathrm {A} }}{dt}}={\frac {dc_{\mathrm {B} }}{dt}}={\frac {dc_{\mathrm {C} }}{dt}}}

EJEMPLO

• En la reacción de obtención del amoniaco a partir de sus componentes han desaparecido 85 mol/L de nitrógeno en 45 s. Calcula la velocidad de reacción en ese intervalo de tiempo, referida a los reactivos y al producto.3 H2(g) + g2(g)2 NH3(g)Resolución:VR=1/3 d[H2]/dt =1/1 d[N2]/dt = ½ d[NH3]/dtVR= 1/3 VH2= VN2= ½ VNH3De última ecuación podemos deducir:VH2= 3 VN2VNH3= 2 VN2VN2=∆[N2]/∆t = 85 mol . L-1/ 45 s =1,88 mol . L-1. s-1VH2= 3 VN2= 3 . 1,88 mol . L1. s1=5,64 mol . L1. s1
• VNH3= 2 VN2 = 2 . 1,88 mol . L1. s1
• =3,76 mol . L1. s1

CATALISIS

• catálisis es el proceso por el cual se aumenta la velocidad de una reacción química, debido a la participación de una sustancia llamada catalizador y aquellas que desactivan la catálisis son denominados inhibidores.
• Una característica importante es que la masa de catalizador no se
• modifica durante la reacción química, lo que lo diferencia de un reactivo, cuya masa va disminuyendo a lo largo de la reacción.
• En la síntesis de muchos de los productos químicos
• industriales más importantes existe una catálisis, ya que esta puede
• disminuir el tiempo que requiere. El envenenamiento de los
• catalizadores, que generalmente es un proceso no deseado, también es
• utilizado en la industria química. Por ejemplo, en la reducción del etino a eteno, el catalizador paladio (Pd) es "envenenado" parcialmente con acetato de plomo (II), Pb(CH3COO)2. Sin la desactivación del catalizador, el eteno producido se reduciría posteriormente a etano.1 2

COMO SE OBTIENE CATALISIS

• Los catalizadores generalmente reaccionan con uno o más de los
• reactivos para formar productos intermedios que, posteriormente,
• conducen al producto final de reacción. En el proceso se regenera el
• catalizador. El siguiente esquema es típico de una reacción catalítica,
• donde C representa el catalizador, X e Y son los reactivos, y Z es el producto de la reacción de X con Y:
• X + C → XC (1)Y + XC → XYC (2)XYC → CZ (3)CZ → C + Z (4)
• Aunque el catalizador es consumido por la reacción 1, posteriormente
• es producido por la reacción 4, por lo que la reacción global es:
• X + Y → Z
• Como el catalizador se regenera en una reacción, a menudo bastan
• pequeñas cantidades del catalizador para incrementar la velocidad de una
• reacción. Sin embargo, en la práctica los catalizadores son algunas
• veces consumidos en procesos secundarios.

EJEMPLO DE CATALISIS

• ejemplo de este proceso, en 2008, investigadores daneses revelaron por primera vez la secuencia de sucesos cuando el oxígeno y el hidrógeno se combinan en la superficie del dióxido de titanio (TiO2, o titania) para producir agua. Con una serie de imágenes de microscopía de efecto túnel a intervalos, determinaron que las moléculas sufren adsorción, disociación y difusión antes de reaccionar. Los estados intermedios de reacción fueron: HO2, H2O2, luego H3O2 y el producto final de la reacción (dímeros de la molécula de agua), tras lo cual la molécula de agua se desorbe de la superficie del catalizador.6