Tema 4. Cinética y equilibrio químico

Tema 4. Cinética y equilibrio químico

1. Velocidad de reacción:

   • Reactivo consumido o producto formado por unidad de tiempo.
   • Factores que le influyen
     • Modificación de las concentraciones de los reactivos
     • Presencia de un catalizador que no aparece en la ecuación estequiométrica.

2. Ley de velocidad

   • Cuando hay un reactivo, es proporcional a la concentración; si hay dos se usa el método de vel. inicial.
   • Depende mucho de la temperatura; la ecuación de Arrhenius lo demuestra.
   • Métodos de cálculo
     • Método de velocidad inicial:
       • Se utiliza para saber el orden de reacción
         • Orden 0 = no hay cambios.
         • Orden 1 = duplica la velocidad.
         • Orden 2 = cambios proporcionales exponencialmente 2^2.
     • Ley de velocidad integrada:
       • Saber la concentración de un reactivo en un determinado momento.
   • V=K·[A]^m·[B]^n
     • Cte. de velocidad "k":
       • El valor es elevado en reacciones rápidas.
       • Es bajo en reacciones lentas.
     • [A], [B] : Concentraciones de reactivos.
     • m, n ,... :Órdenes de reacción. El orden global es igual a la suma de todos.
       • 0 => no cambia la velocidad al modificar las concentraciones.
       • 1=> cambios proporcionales.
         • 2, 3, ... => duplica, triplica, etc; la velocidad.
       • 2 => proporcional exponencialmente 2^2=4
   • Se tiene que determinar experimentalmente; no se puede a partir de la ecuación estequimétrica.

3. Teoría de las colisiones

   • Choques de moléculas = reacción
   • Más choques por unidad de tiempo = mayor velocidad de reacción.
   • En gases: si aumenta la temp. aumenta la velocidad de las moléculas y la frecuencia de choques (+ velocidad de reacción).
   • Orientación adecuada = colisión efectiva.
   • E. activación: E. mínima generada en el choque para que dos moléculas reaccionen.

4. Complejo activado

   • Estado intermedio en la reacción.
   • E. mínima para que se forme: E. activación.
   • Se forma en el punto máximo de energía y es inestable.
   • Es el paso en el que se rompen los enlaces de los reactivos y forman los enlaces de los productos.
   • Aunque para la formación se suministra energía, la reacción global puede ser endotérmica o exotérmica.

5. Catalizadores

   • Aumentan la velocidad de reacción.
     • Porque disminuyen la energía de activación.
     • No varían ningún otro factor, sólo la velocidad.
   • No se consumen y se pueden volver a usar.
   • No aparecen en la ecuación estequimétrica.
   • Son específicos; no valen para cualquier reacción.
   • Fases:
     • Homogénea: Mismo estado que reactivos.
     • Heterogénea: distinto estado que reactivos.
       • Cuando se usa un sólido en una reacción entre gases, se realiza en la superficie del sólido y se llama catálisis superficial.

6. Mecanismo de reacción.

   • Proceso por el que se desarrolla una reacción.
   • Se realiza en varias etapas = procesos elementales.
   • Se crean componentes intermedios
     • Se consumen en la reacción.
     • Tienen concentraciones muy bajas.
     • Muy reactivos y muy importantes en la reacción.
     • Suelen ser especies con nº impar de electrones.
   • En función del nº de moléculas pueden ser unimoleculares, bimol., trimol., etc

7. Ley de velocidad y mecanismo de reacción.

   • Los exponentes de la ecuación  de velocidad de un proceso elemental (una sola etapa) coinciden con los coeficientes estequiométricos de este proceso ajustado
   • Las etapas tienen velocidades distintas.
   • La etapa más lenta es la determinante: velocidad limitante.
   • Proceso unimolecular: orden 1 en la reacción global.
   • Proceso bimolecular: orden 2 en la reacción global.
   • Puedo saber cual es la vel. lenta contrastando la La ley de el. con cada proceso.

8. Equilibrio químico.

   • Equilibrio dinámico: coexisten reactivos y productos.
   • Reacción directa e inversa: desarrollo a la misma velocidad.
   • Cálculos: tabla ICE.
   • Se puede predecir la dirección con el cociente de reacción Q.
   • Ctes. de equilibrio.
     • Kc : cte. de concentración.
     • Kp: cte. de presiones parciales.
     • Las dos se relacionan entre sí (fórmula).
     • Sólo se calculan los elementos en estado gaseoso.
   • Factores que afectan al equilibrio.
     • Cambio de concentraciones en reactivos o productos.
     • Cambios de temperatura.
     • Cambio de presión.