Aspectos Cinéticos de los Procesos Químicos

Aspectos Cinéticos de los Procesos Químicos

1. Velocidad de Reacción

   • Variación de concentración de un reactante o producto por unidad de tiempo
   • Velocidad Promedio
     • Δ[A]/Δt
   • Velocidad Instánea
     • d[A]/dt
   • aA + bB -> cC + dD
     • v=-(1/a)(Δ[A]/Δt)
     • v=(1/d)(Δ[D]/Δt)

2. Tipos de Reacciones

   • Sencillas
     • 1 solo paso
   • Complejas
     • 2 o más pasos
     • Etapa lenta
       • Etapa determinante
         • Determina la velocidad de la reacción

3. Ley de Velocidad

   • v=k[A]^n[B]^m
     • n, m: Ordenes parciales de la reacción
     • n+m: Orden global
     • k: Constante de velocidad

4. Ecuaciones Integradas de velocidad

   • Orden Cero
     • [A] = [A]o - kt
     • Tmed = [A]o/(2k)
     • v=k[A]^0
   • Primer Orden
     • ln[A] = ln[A]o - kt
     • Tmed = ln(2) / k
     • v=k[A]^1
   • Segundo Orden
     • (1/[A]) - (1/[A]o) = kt
     • Tmed = 1/(k[A]o)
     • v=[A]^2

5. Catálisis

   • Participación de un catalizador
     • Se consume y vuelve a formarse
     • Enzimas
   • Aumenta la velocidad de la reacción
     • Disminuye la Energía de activación
   • Altera el mecanismo de reacción
     • No altera espontaneidad ni entalpía

6. Teoría de Colisiones

   • A más colisiones, mayor velocidad de racción
     • + Temperatura -> + Velocidad
       • Ec. Arrhenius k=A.e^(-Ea/RT)
         • ln(k2/k1)=(Ea/R){(1/T1)-(1/T2)}
   • Energía de Activación (Ea)
     • Energía necesaria para que los reactivos choquen y reaccionen
   • Colisiones eficacez
     • Suficiente Energía
     • Buena Orientación de las moléculas

7. Teoría del Estado de Transición

   • Complejo Activado
     • Especie intermedia
     • De alto nivel de Energía
     • Pseudomolécula

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