View
7
Download
0
Category
Preview:
Citation preview
Cinètica i equilibri químic0
Cinètica químicaS’encarrega de l’estudi de la rapidesa amb la que es produeixen les reaccions químiques.
Cinètica química1
Una explosió és un exemple d’una reacció ràpida (fraccions de
segon)
L’oxidació d’un clau de ferro és una reacció espontània que
necessita anys per a produir-se.
Velocitat de reaccióVariació de la concentració d’un reactiu o producte amb el temps. La seva unitat en el SI és mol·L-1·s-1
Velocitat de reacció1
Exemple. Transformació d’una substància A (color negre) en B (color verd) amb el temps.
Velocitat de reacció1
Velocitat mitjana desaparició substància A:
Velocitat mitjana aparició substància B:
Velocitat de reacció1
Gràficament s’observa com la velocitat mitjana NO és constant durant tota la reacció química. La velocitat mitjana disminueix fins a ser nul·la quan la reacció és completa.
Velocitat de reacció1
Velocitat mitjana generalInclou la relació estequiomètrica entre les diferents substàncies que participen en la reacció.
D’aquesta forma la velocitat mitjana no depèn del reactiu que considerem i sempre serà de signe positiu
Velocitat de reacció1
Velocitat mitjana desaparició substància A:
Velocitat mitjana aparició substància B:
Aplicant la fórmula a l’exemple anterior obtenim:
Velocitat de reacció1
Velocitat instantàniaÉs la velocitat que posseeix la reacció en un moment donat. Això succeeix quan el temps tendeix a zero.
Velocitat de reacció1
1
Velocitat de reacció1
2
3
Velocitat de reacció1
Per a la reacció N2O5 —> N2O4 + 1/2 O2 hem obtingut els valors de concentració següents de N2O5 en funció del temps:
Calcula la velocitat mitjana de reacció en els intervals de temps 0 a 3 minuts i de 3 a 5 minuts.
[N2O5](mol/L) 0,233 0,200 0,180 0,165 0,155
Temps (s) 0 180 300 540 840
Teoria de col·lisions2
Teoria de col·lisionsLes reaccions químiques es produeixen per xocs eficaços entre les molècules dels reactius. Un xoc és eficaç quan: - L’energia cinètica és adequada per a la ruptura dels enllaços dels reactius - Quan l’orientació de les molècules és l’adequada
Energia d’activació és l'energia mínima necessària perquè les partícules en xocar es combinin les unes amb les altres i es pugui iniciar la reacció química
Teoria del complex activitat2
Teoria del complex d’activitatSegons aquesta teoria les molècules dels reactius s’acosten experimentant una deformació que dóna lloca a un estat transitori anomenat complex activat o estat de transició amb una alta energia on s’inicia la formació d’uns enllaços i la ruptura d’altres.
Teoria del complex activitat2
L’energia d’activació segons aquesta teòria és l’energia necessària perquè es formi el complex activat.
Teoria del complex activitat2
Representació de l’energia enfront de l’avanç de la reacció en una reacció endotèrmica i una exotèrmica.
Teoria del complex activitat2
4
Equació de velocitat3
La velocitat de la reacció s’incrementa en augmentar la concentració dels reactius, ja que augmenta el nombre de xocs entre elles.
Equació de velocitat3
Equació de velocitatEs defineix com l’equació, determinada experimentalment, que serveix per predir la dependència de la velocitat d’una reacció química amb les concentracions dels reactius.
Per a la reacció: L’equació de la velocitat serà:
constant de velocitat
ordres parcials
concentracions molars dels reactius
Els ordres parcials s’han de determinar experimentalment. L’ordre global de la reacció serà la suma dels ordres parcials dels reactius: α + β La constant de velocitat depèn factors com la temperatura o la presència de catalitzadors i és diferent per a cada reacció química.
Equació de velocitat3
Determinació de l’ordre de reacció: El mètode per determinar els ordres parcials de la reacció consisteix en utilitzar una concentració molt elevada d’un dels reactius, de forma que es mantengui gairebé constant durant tot el procés, i analitzar l’efecte que té sobre la velocitat la modificació de la concentració de l’altre reactiu.
Exemple de com afecta a la velocitat inicial la duplicació de la concentració d’un reactiu (A):
Ordre parcial Equació Velocitat inicial
Zero No canvia
Un La velocitat inicial es duplica
Dos La velocitat inicial es quadriplica
Tres La velocitat inicial es multiplica per vuit
Equació de velocitat3
Exemple determinació de l’ordre de reacció:
Equació de velocitat3
Equació de velocitat3
5 D’una reacció entre dues substàncies, A i B, es coneixen les dades següents:
Calcula:a) L’ordre de reacció de cada un dels reactiusb) L’expressió de la llei de velocitatsc) La constant específica de la reacciód) La velocitat inicial de la reacció quan les concentracions d’ambós
reactius són 1·10-3 M
[A] inicial (mol·L-1) [B] inicial (mol·L-1) Velocitat inicial (mol·L-1·s-1)
1 0,005 0,1 1,25·10-6
2 0,01 0,05 2,50·10-6
3 0,02 0,02 4,00·10-6
4 0,05 0,1 1,25·10-4
5 0,005 0,005 6,25·10-8
Equació de velocitat3
6 La reacció A + 2B —> 2C + D és de primer ordre respecte a cadascun dels reactius.
a) Escriu l’equació de la velocitatb) Indica l’ordre total de la reaccióc) Indica les unitat de la constant de velocitat
7
Equació de velocitat3
8
Equació de velocitat3
Mecanisme de reacció Cadascuna de les etapes per les quals transcorr un reacció es denomina procés elemental. Mecanisme de reacció és el conjunt de processos elementals pel quals transcorr la reacció global. El procés elemental que transcorr més lentament es denomina etapa limitant i determina l’equació de velocitat de la reacció global.
Ener
gia
Avanç de la reacció
Factors que afecten a la velocitat de reacció4
1) Concentració dels reactiusCom ja hem vist, la concentració de reactius afecta a la velocitat de la reacció. A més concentració, més xocs entre les molècules i, per tant, major velocitat.
En augmentar la concentració de reactius s’incrementa la velocitat de reacció.
Factors que afecten a la velocitat de reacció4
2) Naturalesa de reaccióAlgunes substàncies reaccionen més ràpid que altres com a conseqüència de les seves propietats químiques. Per exemple, les substàncies iòniques reaccionen més ràpid que les substàncies covalents.
3) Estat físicLa llibertat de moviment afavoreix la col·lisió entre partícules. Per aquest motiu reaccionen més ràpid les substàncies en estat gasós que les que es troben en dissolució i aquestes, a la vegada, ho fan més ràpid que les que es troben en estat sòlid.
Factors que afecten a la velocitat de reacció4
4) PressióUn augment de la pressió afavoreix el xoc entre molècules incrementant-se la velocitat de reacció.
En augmentar la pressió s’incrementa la velocitat de reacció.
Factors que afecten a la velocitat de reacció4
5) TemperaturaLa velocitat de les reaccions químiques augmenta amb la temperatura (major energia cinètica, més xocs eficaços)
La relació entre la velocitat de reacció i la temperatura va ser establida per Arrhenius:
factor de freqüència
energia d’activació
constant universal dels gasos
temperaturaconstant de velocitat
Factors que afecten a la velocitat de reacció4
6) CatalitzadorsSubstància que augmenta la velocitat de la reacció, sense ser consumida durant el procés. Un catalitzador crea un nou camí per a la reacció amb una energia d’activació menor.
- Els catalitzadors disminueixen la Ea. - Els catalitzadors no canvien la ΔH de la
reacció. - Els catalitzadors no alteren el rendiment
de la reacció, només permeten obtenir els productes més ràpidament.
Factors que afecten a la velocitat de reacció4
6) CatalitzadorsCom actuen?
Els reactius s’adsorbeixen al catalitzador afavorint el transcurs de la reacció química
catalitzador
Factors que afecten a la velocitat de reacció4
6) CatalitzadorsCom actuen?
Els enzims són biocatalitzadors que formen un compost intermedi (complex enzim-substrat) que facilita el transcurs de la reacció. Els enzims es caracteritzen per una alta eficiència i una gran especificitat.
Factors que afecten a la velocitat de reacció4
9
10
Factors que afecten a la velocitat de reacció4
11
Equilibri químic5
Reaccions reversiblesLa majoria de les reaccions químiques ocorren en ambdós sentits. Per aquest fet els productes poden formar novament reactius, que fan que la reacció no es completi. Aquestes reaccions s’anomenen reaccions reversibles i s’indiquen amb una doble fletxa.
Equilibri químicL’equilibri químic s’assoleix quan els reactius i els productes es consumeixen i es formen alhora.
Equilibri químic5
Explicació cinètica de l’equilibri
A l’inici de la reacció: - Vd màxima per una alta concentració de
reactius. - Vi nul·la per l’absència de productes.
Durant el transcurs de la reacció: - Vd disminueix a mesura que es van consumint
els reactius - Vi augmenta a mesura que es van formant els
productes.
A l’equilibri: - Vd i Vi s’igualen. En aquest moment les
quantitats de reactius consumits per formar productes es compensen amb els produïts per la reacció inversa.
Constant d’equilibri6
Constant d’equilibri, KcA partir de les equacions de velocitat directa e inversa, s’obté l’expressió per obtenir la constant d'equilibri. Kc = K1/K2
Kc és diferent per cada reacció química i únicament depèn de la temperatura. Les unitats de Kc freqüèntment no s’indiquen.
Constant d’equilibri6
Constant d’equilibri6
12
PAU JUNY 2015
Constant d’equilibri6
13
14
La constant d’equilibri, Kc, per a la reacció:
N2 + O2 <—> 2 NO
és 8,8·10-4 a 2200º K. Si 1 mol de N2 i 2 mols de O2 s’introdueixen en un recipient de 3 L i s’escalfa a 2200º K, calculeu els mols de cadascuna de les espècies en l’equilibri.
En un recipient de 5 L s’introdueixen 1 mol de SO2 i un mol de O2 i s’escalfa a 727º C i s’estableix l’equilibri següent:
2 SO2 + O2 <—> 2 SO3
En aquest equilibri es troben 0,15 mols de SO2. Calculeu:a) Quantitat de grams de SO3 format.b) Valor de Kc.
Constant d’equilibri6
Magnitud de la constant d’equilibriEl valor numèric de la constant d’equilibri informa del sentit de la reacció.
Major concentració de productes que de reactius (reacció desplaçada cap a la formació de productes).
Major concentració de reactius que de productes (reacció desplaçada cap a la formació de reactius).
Kc > 1
Kc < 1
Constant d’equilibri6
Grau de dissociació (α)Ens indica la quantitat en tant per un de reactiu que haurà reaccionat.
El grau de dissociació també es pot expressar en tant per cent α% = 100α
Si α pròxim a 1 —> equilibri tendrà un alt rendiment cap a la dreta (formació de productes. Si α pròxim a 0 —> reacciona poca quantitat de reactiu, per tant, el rendiment de la reacció serà baix.
Constant d’equilibri6
Constant d’equilibri6
15 En un matràs de 5 L s’introdueix una mescla de 0,92 mols de N2 i 0,51 mols de O2. S’escalfa la mescla fins a 2200 K i s’estableix l’equilibri:
N2 + O2 <—> 2 NO
Tenint en compte que en aquestes condicions reacciona l’ 1,09 % del nitrogen inicial. Calcula.a) Concentració de tots els composts en l’equilibri a 2200 K.b) El valor de la constant d’equilibri Kc.
Constant d’equilibri6
Quocient de reaccióEn un moment qualsevol de la reacció es defineix quocient de reacció com:
El quocient de reacció ens permet determinar cap a on es desplaçarà la reacció quan els reactius i els productes es troben a concentracions diferents a les que tenen a l’equilibri.
Constant d’equilibri6
Q < Kc
Q > Kc
La reacció evolucionara d’esquerra a dreta per augmentar la concentració de productes.
La reacció evolucionarà de dreta a esquerra per augmentar la concentració de reactius.
Constant d’equilibri6
Constant d’equilibri6
16 Per a la reacció,
PCl5 <—> PCl3 + Cl2 Kc = 0,042 a 250 ºC
Si s’omple un recipient amb aquest gasos, de manera que les concentracions inicials siguin [PCl3] = 0,1 M, [Cl2] = 0,2 M i [PCl5] = 5,5 M, mantenint la temperatura a 250 ºC. En quin sentit tendrà lloc la reacció?
17 Sabent que, en un recipient de 2 L a 500 ºK, tenim 2 mol de N2, 3 mol de H2 i 2 mol de NH3, i que la constant d’equilibri per aquesta reacció és de 0,9 M-2. Indica si el sistema està en equilibri i, si no ho està, quin és el sentit de la reacció en aquest moment?
N2 + 3 H2 <—> 2 NH3 Kc = 0,9 a 500 ºK
Constant d’equilibri6
Recordatori:
Llei de Dalton: la pressió total d’una mescla de gasos és igual a la suma de les pressions parcials que exerceix cada un d’ells
Constant d’equilibri6
Constant d’equilibri, KpConstant d’equilibri expressada en funció de les pressions parcials (només vàlida per a gasos). La expressió de Kp és anàloga a Kc però utilitzant les pressions parcials en lloc de les concentracions.
Kp és diferent per cada reacció química i únicament depèn de la temperatura.
Constant d’equilibri6
Relació entre Kc i KpA partir de les expressions de Kc i Kp i la llei dels gasos ideals es pot deduir la relació entre ambdues. L’expressió de la relació entre les constants d’equilibri Kp i Kc és:
Quan Δn = 0 es compleix que Kp = Kc
Constant d’equilibri6
Constant d’equilibri6
18
PAU SET 16
Constant d’equilibri6
19
PAU JUNY 16
Constant d’equilibri6
20
PAU JUNY 15
Constant d’equilibri6
21
PAU SET 14
Constant d’equilibri6
22
Constant d’equilibri6
23
PAU JUNY 13
Factors que modifiquen l’equilibri7
Principi de Le ChâtelierQuan es sotmet un sistema en equilibri a una modificació de la concentració, de la pressió o de la temperatura, el sistema respon i assoleix un nou equilibri que contraresta l’efecte de la modificació.
Principi de Le Châtelier7
reactiusproductes
Q > Kc
Si disminueix la concentració de reactius o augmenta la concentració de productes
El sistema evoluciona cap a la formació de reactius (esquerra)
Modificació de la concentració
Principi de Le Châtelier7
reactiusproductes
Q < Kc
Si augmenta la concentració de reactius o disminueix la concentració de productes
El sistema evoluciona cap a la formació de productes (dreta)
Modificació de la concentració
Principi de Le Châtelier7
Modificació de la temperatura
Augment de la temperatura
Disminució de la temperatura
Reacció evoluciona cap a l’absorció de calor (endotèrmic)
Reacció evoluciona cap a l’alliberació de calor (exotèrmica)
Exemple:
augment Tdisminució T
Principi de Le Châtelier7
Modificació de la pressió o el volum
Augment de la pressió (disminució del volum)
Disminució de la pressió (augment del volum)
Direcció que faci disminuir el nombre de mols de gas
Direcció que faci augmentar el nombre de mols de gas
IMPORTANT: si Δn = 0, la modificació de la pressió NO
afecta a l’equilibri
Principi de Le Châtelier7
Resum principi de Le Châtelier
Si augmenta la concentració d’una
substància
el sistema evoluciona en
el sentit
en el qual es consumeix aquesta substància
Si augmenta la pressió del sistema
en el qual disminueix la quantitat de gasos
Si augmenta la temperatura
en el qual s’absorbeix calor (endotèrmic)
Principi de Le Châtelier7
Principi de Le Châtelier7
Principi de Le Châtelier7
Influència de la pressió i la temperatura en el procés Haber-Bosch per a l’obtenció industrial d’amoníac
Principi de Le Châtelier7
24
PAU JUNY 16
25
PAU SET 12
Equilibris heterogenis8
Equilibris heterogenisSón aquells en els quals reactius i productes no es troben en la mateixa fase. En els equilibris heterogenis, no s’inclouen les concentracions dels sòlids, ja que la seva concentració és pràcticament constant i s’engloba dins el valor de Kc.
Equilibris heterogenis8
26 Considera el sistema en equilibri següent:
CO2(g) + C(s) <—> 2 CO(g)
a) Escriu les expressions de les constants Kc i Kp.b) Estableix la relació entre ambdues constants d’equilibri
Equilibri de solubilitat (equilibri heterogeni)9
Dissolució insaturada
Es pot dissoldre més sòlid
Dissolució saturadaEl sistema està en
equilibri. Presenta la màxima quantitat de solut
en dissolució
Dissolució sobresaturada
L’excés de sal precipitarà fins assolir l’equilibri
Precipitat
Equilibri de solubilitat (equilibri heterogeni)9
Equilibri de solubilitatLa constant d’equilibri d’una sal en dissolució es denomina producte de solubilitat (Kps) i el seu valor depèn de la temperatura. Al tractar-se d’un equilibri heterogeni el seu valor depèn únicament de les concentracions dels ions en la dissolució.
SolubilitatConcentració de solut en una dissolució saturada. Normalment s’expressa en mols de solut per litre de dissolució.
Exemple:
Equilibri de solubilitat (equilibri heterogeni)9
Alguns exemples de la relació entre la solubilitat molar i Kps
Equilibri de solubilitat (equilibri heterogeni)9
Equilibri de solubilitat (equilibri heterogeni)9
27
28
Equilibri de solubilitat (equilibri heterogeni)9
Precipitat
La constant del producte de solubilitat ens permet determinar si es formarà precipitat quan es mesclin dues dissolucions. Per determinar si la sal precipitarà es necessari calcula el quocient de reacció (Q).
Q < Kps Q > KpsQ = Kps
Dissolució insaturada
Dissolució saturada
Dissolució sobresaturada
Equilibri de solubilitat (equilibri heterogeni)9
Recommended