¿Cómo de rápido ocurren las reacciones químicas?

CINÉTICA QUÍMICA: estudia de la rapidez con que se producen las reacciones químicas

¿Cómo de rápido ocurren las reacciones químicas?

Dpto. Física y Química

IES Turaniana

La cinética química se ocupa del estudio de la rapidez con que se producen las reacciones químicas

Hay reacciones químicas que queremos que sean más lentas y otras más rápidas :

Nos interesa que la

putrefacción de los alimentos

transcurra lentamente para que duren más.

Por eso los metemos en el

frigorífico

También nos interesa

disminuir la velocidad con

que se deteriora la capa de

ozono, o con la que se oxidan ciertos metales

Por otro lado, puede

interesarnos acelerar ciertas

reacciones, como la síntesis de amoníaco en

la industria química

El funcionamiento del airbag de los coches, es una reacción muy

rápida: descomposición

del NaN3.(acida de

sodio)


IES Turaniana

ÍNDICE:

1. MECANISMOS DE REACCCIÓN:

1.1. Teoría de las colisiones1.2. Teoría del complejo activado

2. VELOCIDAD DE REACCIÓN

3. ECUACIÓN DE VELOCIDAD O LEY DE VELOCIDAD

4. FACTORES QUE AFECTAN A LA VELOCIDAD DE REACCIÓN:

4.1. Naturaleza, estado físico y grado de división de los reactivos.4.2. Concentración de los reactivos.4.3. Temperatura de la reacción.4.4. Presencia de catalizadores.


IES Turaniana

Existen dos teorías que explican cómo ocurren las reacciones químicas

Teoría de las colisiones

Gilbert N. Lewis (1918)

Teoría del complejo activado

Henry Eyring (1935)

¿Cómo ocurren las reacciones químicas?

MECANISMOS DE REACCIÓN

Lejos de contradecirse la una a la otra, lo que hacen es

que se complementan ambas teorías.


IES Turaniana

1.1. TEORÍA DE LAS COLISIONES: Gilbert N. Lewis (1918)

Para que una reacción química tenga lugar, las

partículas de los reactivos deben de

chocar unas con otras de manera eficaz, de

manera que se rompan unos enlaces y se

originen otros nuevos dando lugar a diferentes

moléculas.

Sin embargo, la mayoría de los choques no son eficaces. Para que sean eficaces

deben de reunir dos condiciones

Deben de producirse con la suficiente violencia como para romper los enlaces. Es decir,

deben de chocar con la suficiente energía cinética

Además, las partículas de los reactivos deben de chocar con la

orientación adecuada

1. MECANISMOS DE REACCIÓN


IES Turaniana


IES Turaniana

1.1. TEORÍA DE LAS COLISIONES: Gilbert N. Lewis (1918)


1.2. TEORÍA DEL COMPLEJO ACTIVADO Henry Eyring (1935)

Cuando las partículas de los reactivos se acercan experimentan una deformación y dan lugar a un

ESTADO INTERMEDIO TRANSITORIO de alta energía y

corta duración, llamado COMPLEJO ACTIVADO, en la

que se están rompiendo y formando enlaces.


IES Turaniana


Para que el sistema llegue a formar el complejo activado se necesita mucha

cantidad de energía, denominada energía de activación Ea

Cuando se produce la reacción inversa el sistema tiene que pasar por el

mismo complejo activado,hablándose entonces de

energía de activación inversa E’a

Reactivos Complejo activado

ProductosEa

E’a


IES Turaniana

1.2. TEORÍA DEL COMPLEJO ACTIVADO Henry Eyring (1935)


Según se trate de reacciones exotérmicas o endotérmicas,los DIAGRAMAS ENTÁLPICOS serán diferentes

Observa que siempre se cumple que: H = Ea – E’a

E’aEa

Ea

E’a



IES Turaniana


En una reacción química desaparecen unas sustancias y aparecen otras nuevas. Por tanto, la velocidad de una reacción química es una magnitud

relacionada con la cantidad de reactivo que desaparece o con la cantidad de producto que aparece por unidad de tiempo.

Así pues, en una reacción homogénea entre gases,como es la síntesis del amoníaco:

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

podríamos expresar la velocidad media de la reacción en un intervalo de tiempo t de tres maneras diferentes:

[ ]3m

NHv

t

=

[ ]2m

Nv

t

=

[ ]2m

Hv

t

=

[NH3] será positivo[N2] y [H2] serán negativos Dpto. Física y Química

IES Turaniana

Por tanto, para una reacción química homegénea general:aA + bB cC + dD

definimos la velocidad de dicha reacción en cada instante como:

[ ] [ ] [ ] [ ]1 1 1 1d A d B d C d Dv

a dt b dt c dt d dt=- =- =+ =+

Así definida, las unidades para la velocidad de una reacción son

mol/L·s, o bien, mol·L-1·s-1


IES Turaniana


Para la reacción de síntesis del amoniaco, tendremos la velocidad media e instantánea:

[ ] [ ] [ ]3 2 21 1 1

2 3 1m

NH H Nv

t t t

= =- =-

[ ] [ ] [ ]3 2 21 1 1

2 3 1

d NH d H d Nv

dt dt dt= =- =-

La velocidad de reacción se relaciona con la concentración de los reactivos

mediante la ECUACIÓN DE VELOCIDAD (se determina

experimentalmente)

aA + bB cC + dD

v = k · [A]n · [B]m

- v es velocidad de reacción [mol/L·s].

- k es la constante de velocidad de la reacción, depende de la reacción química y de la temperatura.

- [A] y [B] son las concentraciones molares de los reactivos [mol/L].

- n y m son los órdenes parciales de la reacción, son números enteros. Se determinan experimentalmente y no tienen por qué coincidir con los coeficientes estequiométricos (solo coinciden cuando se trate de una REACCIÓN ELEMENTAL).

- (n+m) es el orden total de la reacción.


IES Turaniana

3. ECUACIÓN DE VELOCIDAD (Ley de velocidad)

Por ejemplo, para la reacción

NO2(g) + CO(g) NO(g) + CO2(g)

Se demuestra experimentalmente que la ecuación de velocidad es

v = k · [NO2]2

La reacción es de orden 2 respecto al NO2 y de orden 0 respecto al CO

El orden total de la reacción es 2

Las unidades de k son, en este caso:

k = v / [NO2]2 mol·L-1·s-1 / (mol·L-1)2

mol-1·L·s-1


IES Turaniana


¿Cómo se determina experimentalmente el orden de una reacción?

Por el método de las VELOCIDADES INICIALES

Consiste en variar la concentración inicial de uno de los reactivos mientras se mantienen constantes las concentraciones de los demás reactivos

(control de variables)

Entonces se estudia cómo afecta la concentración de ese reactivo a la velocidad inicial de la reacción.


IES Turaniana


MÉTODO DE LAS VELOCIDADES INICIALES

[A]0 (mol/L) [B]0 (mol/L) v0 (mol/L·s)

1 0,005 0,1 1,25x10-6

2 0,01 0,05 2,50x10-6

3 0,02 0,02 4,00x10-6

4 0,05 0,1 1,25x10-4

5 0,005 0,005 6,25x10-8

De una reacción entre dos sustancias A y B se conocen los siguientes datos:

EJERCICIO

Calcula:

a) El orden de la reacción respecto a cada reactivo

b) La expresión de la ley de velocidades

c) La constante específica k de la reacción

d) La v0 de la reacción cuando [A] = [B] = 0,001 M


IES Turaniana


4. FACTORES QUE AFECTAN A LA VELOCIDAD DE REACCIÓN

Son 4 los factores

fundamentales que afectan a

la velocidad de las reacciones

químicas:

4.1. NATURALEZA, ESTADO FÍSICO Y GRADO DE DIVISIÓN DE LOS REACTIVOS

4.2. CONCENTRACIÓN DE LOS REACTIVOS

4.3. TEMPERATURA DE LA REACCIÓN

4.4. PRESENCIA DE CATALIZADORES


IES Turaniana


4.1. NATURALEZA, ESTADO DE AGREGACIÓN Y GRADO DE DIVISIÓN DE LOS REACTIVOS

Las reacciones que ocurren entre reactivos en estado gaseoso, al tener estos gran movilidad, el nº de colisiones será elevado y la velocidad será mayor.

También son reacciones rápidas cuando los reactivos son iones en disolución, ya que así las moléculas poseen mayor libertad de movimiento y se ponen de manera más sencilla en contacto con otras.

Cuando los reactivos son líquidos y sobre todos sólidos, donde hay muy poca movilidad de las partículas, habrá pocos choques y la reacción será lenta.

La velocidad de reacción es dependiente de la superficie de contacto entre las dos fases, siendo mayor cuando mayor sea el estado de división. (ejemplo: el cinc en polvo reacciona con ácidos, como el ácido clorhídrico de manera más rápida, que si éste estuviese en virutas).


IES Turaniana

Al aumentar el número de partículas de reactivos, habrá un mayor

número de dichas partículas con la energía suficiente para alcanzar el

complejo activado

Al aumentar la concentración de los reactivos, aumenta el nº de partículas por unidad de volumen, con lo que la frecuencia de los choques es mayor

4.2. CONCENTRACIÓN DE LOS REACTIVOS

La velocidad de una reacción química se relaciona con las concentraciones de los reactivos, según la ecuación de velocidad:

v = k · [A]n · [B]m

En general, al aumentar la concentración de los reactivos, aumenta la velocidad de la reacción (excepción: orden 0 respecto a un reactivo).

¿Por qué?



IES Turaniana

Además, cuanto mayor sea la Tª mayor será el número de partículas de reactivos con la

energía suficiente para alcanzar el complejo

activado.


Nuestra experiencia diaria nos demuestra que la velocidad de

las reacciones químicas aumenta al aumentar la Tª, y disminuye al disminuir la Tª

Esta se explica con la teoría de las colisiones o la teoría del

complejo activado

Cuanto mayor sea la Tª mayor será la violencia de los choques entre

partículas de reactivos y, consecuentemente,

mayor será el número de choques eficaces.



IES Turaniana

La relación entre la constante de velocidad y la Tª fue establecida por Svante Arrhenius.

Según la expresión, a mayor Tª, mayor será la constante y por tanto, mayor la velocidad.

k = A·e-Ea/RT

A: FACTOR DE FRECUENCIA, (frecuencia de colisiones):- Su valor es independiente de la Tª- Sus unidades coinciden con las de k y, por tanto, dependen del orden total de la reacción

Ea es la ENERGÍA DE ACTIVACIÓN:- Su valor es independiente de la Tª- Sus unidades son kJ/mol

cte de los gases: R = 8,31 J/K·mol

¡¡C

uid

ad

o!!



IES Turaniana


k = A·e-Ea/RTk

T(ºK)

A

E a menor

E a mayor

T1



IES Turaniana


k = A·e-Ea/RT v = A·e-Ea/RT·[A]n·[B]m

Analizando esas expresiones podemos observar que ..…

La velocidad de reacción es directamente proporcional a la frecuencia de las

colisiones, como predice la teoría de las colisiones

Cuanto menor sea la energía de activación

mayor será la velocidad de reacción, como

predice la teoría del complejo activado

Cuanto mayor sea la Tª mayor será la velocidad

de reacción, como predicen ambas teorías



IES Turaniana



Un CATALIZADOR es una sustancia que aumenta la velocidad de la reacción pero sin ser consumida en el proceso.

La reacción 2H2(g) + O2(g) 2H2O(g) prácticamente no tiene lugar a Tª ambiente. Pero, si añadimos un poco de platino en polvo, la mezcla

explotará rápidamente. Decimos que el platino actua como catalizador.

Se distinguen dos tipos de catálisis

CATÁLISIS HOMOGÉNEA

Reactivos, productos y catalizador en la misma fase

2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)NO

CATÁLISIS HETEROGÉNEA

Cuando las sustancias están en distinta fase

2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)Pt


Los mecanismos de actuación de los catalizadores son variados

Pueden actuar formando un compuesto intermedio

2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)NO

Por ejemplo, para la reacción

al añadir NO la reacción se produce de la siguiente manera:

2NO(g) + O2(g) 2NO2(g)

2NO2(g) + 2SO2(g) 2SO3(g) + 2NO(g)

2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)


El catalizador logra crear un nuevo camino para la reacción

con una energía de activación menor


IES Turaniana


Avance de la reacción

H<0

Los catalizadores disminuyen la Ea

Los catalizadores no cambian la Hr

Los catalizadores actúan tanto en la reacción directa

como en la inversa

Los catalizadores sólo permiten obtener los

productos más rápidamente



IES Turaniana


Existen también sustancias que disminuyen la velocidad de reacción

A estas sustancias se les llama INHIBIDORES

Muchos conservantes alimenticios, como el ácido benzoico, son inhibidores de las reacciones que degradan los alimentos

A los catalizadores que aumentan la velocidad de reacción se les

denominan

catalizadores positivos

Por el contrario, a los que disminuyen la velocidad de

reacción se les llama

catalizadores negativos



IES Turaniana


Las ENZIMAS son catalizadores producidos por los seres vivos que sirven para acelerar las reacciones fundamentales de la vida

Los sistemas biológicos ocurren a Tª bajas, si no existieran las enzimas las reacciones en los seres vivos se producirían muy

lentamente

Al contrario de los catalizadores inorgánicos, la acción de las enzimas presenta una gran especificidad y una alta eficiencia:

Gran especificidad: cada enzima cataliza una reacción bioquímica muy determinada

Alta eficiencia: son capaces de aumentar la velocidad de

las reacciones entre un millón y un billón de veces

Ejemplo de catálisis enzimática:

Lactosa Glucosa + GalactosaLactasa



IES Turaniana


Documents

¿Cómo de rápido ocurren las reacciones químicas?