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Cinética Química

Enviado por germanluis_2003



Indice
1. Introducción
2. La concentración de los reactivos
3. La temperatura a la cual se lleva a cabo la reacción
4. La presencia de catalizadores
5. El área superficial de los reactivos o catalizadores sólidos y líquidos
6. Velocidad de Reacción

1. Introducción

La química, por su misma naturaleza, se ocupa del cambio. Las reacciones químicas convierten sustancias con propiedades bien definidas en otros materiales con propiedades diferentes.
Gran parte del estudio de las reacciones químicas se ocupa de la formación de nuevas sustancias a partir de un conjunto dado de reactivos. Por lo tanto, es necesario entender la rapidez con que pueden ocurrir las reacciones químicas.
La experiencia nos dice que hay reacciones más rápidas que otras, debido a este fenómeno, debemos comprender los factores que controlan o influyen en la velocidad.
Por ejemplo: Que determina la rapidez con que se oxida el acero?,. Que determina la rapidez con que se quema el combustible de un motor de un automóvil?.
El área de la química que estudia la velocidad o rapidez con que ocurren las reacciones químicas se denomina cinética
química.
Veremos que la velocidad de las reacciones químicas están afectadas por varios factores, es decir, factores que influyen en la velocidad de dichas reacciones:

2. La concentración de los reactivos

Casi todas las reacciones químicas avanzan con más rapidez si se aumenta la concentración de uno o más de los reactivos.
Por ejemplo: la lana de acero arde con dificultad en el aire el cual contiene 20% de oxígeno, pero enciende con llama blanca y brillante en oxígeno puro.
Es decir, que al variar la concentración de oxígeno se manifiesta un comportamiento diferente.
Dependencia de la velocidad con la concentración: la disminución de la velocidad de reacción con el paso del tiempo, es muy típica de las reacciones. La velocidad de reacción disminuye conforme se reduce la concentración de los reactivos, y a la inversa, la velocidad aumenta cuando se incrementa la combinación de los reactivos.
Una forma de estudiar el efecto de la concentración sobre la velocidad de reacción es determinar que de forma la velocidad al comienzo de una reacción depende de las concentraciones iniciales.
Por ejemplo:
NH4+(ac) + NO2-(ac) N2(g) + 2 H2O

Se podría estudiar la velocidad de esa reacción midiendo la concentración de NH4+ o NO2- en función del tiempo o midiendo el volumen de N2 que se produce.

Una vez que se ha determinado la velocidad inicial de la reacción (en t=0) para diversas concentraciones iniciales de NH4+ y NO2- se pueden calcular las velocidades con diferentes concentraciones de NH4+ y NO2-

Concentración inicial de NH4+

Concentración inicial de NO2-

Velocidad inicial observada

0.0100 M

0.200 M

5.4 x 10-7

0.0200 M

0.200 M

10.8 x 10-7

0.0400 M

0.200 M

21.5 x 10-7

0.200 M

0.0202 M

10.8 x 10-7

0.200 M

0.0404 M

21.6 x 10-7

0.200 M

0.0606 M

32.4 x 107-

Estos datos inician que al variar la concentración de NH4+ NO2- la velocidad cambia.
Puede observarse que mientras que si duplica la concentración de NH4+ y mantenemos constante la concentración de NO2-, la velocidad se duplica.
Cuando hacemos variar la concentración de NO2- de forma similar mientras mantenemos constante la concentración de NH4+, la velocidad se ve afectada de la misma manera.
Se puede expresar la dependencia respecto de la concentración con la siguiente ecuación:
Velocidad = K (NH4+) (NO2-)
Para el primer dato de la tablas:
5,4 x 10-7 M/S = K (0.0100 M) (0.200 M)
K = 5,4 x 10-7 M/S__
(0.100 M) (0.200 M)
K = 5,4 x 10-7 M/S__
0,002
K = 0.00027 M-1 S-1 o 2.7 x 10-4 M-1S-1

3. La temperatura a la cual se lleva a cabo la reacción

La rapidez de las reacciones químicas aumenta confirme se eleva la temperatura.
Por ejemplo: las reacciones bacterianas que conducen a la descomposición de la leche se llevan a cabo con mayor rapidez a temperatura ambiente que a temperaturas bajas.
La medición de velocidades re reacción deben efectuarse a temperaturas constantes porque el calentamiento las modifica. Se estima con gran aproximación que un aumento de 10°C en la temperatura provoca la duplicación de la velocidad de reacción.
Ejemplo: En la reacción del carbonato de calcio (CaCO3) con ácido clorhídrico (HCl) se desprende un determinado volumen de dióxido de carbono (CO2) gaseoso.
CaCO3 + 2 HCl CO2 + CaCl2 + H2O

Cuando se toman 10 gr. de carbonato de calcio ,1 mol, se desprenden al completarse la reacción 2,24 lt. De dióxido de carbono en CNTP.

Si a 25°C dicho vi}volumen gaseoso se desprende en 4 minutos, a 35°C por duplicares la velocidad se concretará en la mitad del tiempo: 2 minutos; y a 45°C por duplicarse nuevamente la velocidad de reacción, el tiempo necesario se reduce a la mitad del anterior.: 1 minuto.

4. La presencia de catalizadores

La rapidez de muchas reacciones se puede aumentar agregando una sustancia que se conoce como catalizador.
Para que se lleve a cabo una reacción química es necesario un cierto nivel de energía, esto se conoce como energía de activación.
Un catalizador acelera la velocidad de la reacción disminuyendo la energía de activación y sin modificar el producto y sin ser consumido durante la reacción.
Las enzimas son catalizadores biológicos, moléculas de proteínas que actúan como catalizadores aumentando la velocidad de reacciones bioquímicas específicas.

5. El área superficial de los reactivos o catalizadores sólidos y líquidos

Catalizador homogéneo: es aquel que esta presente en la misma fase que las moléculas que reaccionan.
Por ejemplo: la descomposición del peróxido de hidrógeno (H2O2) en H2O y O2
Ec I
2 H2O2(ac) 2 H2O + O2
En ausencia de un catalizador esta reacción ocurre con extrema lentitud. Ahora bien, utilizando el ion Br- como catalizador,
Ec II


2 Br-(acc) + H2O2(ac) + 2 H- Br2(ac) + 2 H2O
El color pardo que se observa en esta reacción es un indicador de la formación de Br2(ac). Si esta fuera la reacción completa, e ion bromuro no sería un catalizador porque sufre un cambio químico durante la reacción. Sin embargo, el peróxido de hidrógeno también reacciona con el Br2(ac)
Ec II
Br2(ac) + H2O2(ac) 2 Br-(ac) + 2 H+(ac) + O2(g)
La suma de las ec. II y III es simplemente la ec. I
2 H2O2(ac) 2 H2O + O2(g)
Cuando todo el H2O2 se ha descompuesto, queda una solución incolora de Br-(ac). El ion Br- es un efecto un catalizador de
la reacción porque acelera la reacción global sin sufrir él mismo un cambio neto.

Catalizador heterogéneo: es aquel que existe en una fase diferente a la de las moléculas que reaccionan, comúnmente como un sólido en contacto con reactivos gaseosos o con reactivos en una solución líquida
Por ejemplo: las moléculas de hidrocarburos se rearreglan para formar gasolina con ayuda de la de lo que se conoce como catalizadores pirolíticos
Los catalizadores heterogéneos suelen estar compuestos de metales en óxidos metálicos
El paso inicial de la catálisis heterogénea es ordinariamente la adsorción de los reactivos. La adsorción se refiere a la adhesión de las moléculas de los reactivos. La absorción se refiere a la adhesión de las moléculas en el interior de otra sustancia.
Un ejemplo de catálisis heterogénea es el hidrógeno gaseoso con etileno para formar etano gaseoso.
C2H4(g) + H2(g) C2H6(g)
Esta reacción, además de exotérmica, es muy lenta en ausencia de catalizador. En presencia de un metal finamente pulverizado como níquel, la reacción se lleva a cabo con bastante facilidad a temperatura ambiente.
El etileno y el hidrógeno se adsorben ambos en sitios activos sobre la superficie del metal. Al ocurrir al adsorción en enlace H-H del hidrógeno se rompe y deja los dos átomos de hidrógeno unidos a la superficie del metal.
Los átomos de hidrógeno pueden moverse con relativa libertad por la superficie del metal, cuando uno de ellos se cruza con una molécula de etileno adsobida en el metal, puede formar un enlace sigma con uno de los átomos de carbono, con lo cual se destruye el enlace pi C-C y queda formado un grupo etilo (C2H5) unido a la superficie por un enlace sigma de metal a carbono. Este enlace es relativamente débil, de modo que el otro átomo de carbono también encuentra un átomo de hidrógeno, se forma con facilidad un sexto enlace sigma C-H y se libera la molécula de etano de la superficie del metal. El sitio activo queda listo para adsober otra molécula de etileno y comenzar otra vez el ciclo.

6. Velocidad de Reacción

La velocidad de un suceso se define como el cambio que tiene lugar en un intervalo de tiempo.
Las aplicaciones de la química son innumerables, ya que, por ejemplo:

  • en la elaboración de un producto interesa la obtención de la mayor masa posible en el menor tiempo
  • la conservación de una sustancia en buenas condiciones mejora cuando se consigue disminuir la velocidad con la que se altera la misma.

En química, la velocidad de reacción se calcula mediante la masa de sustancia, consumida u obtenida en un unidad de tiempo.
Velocidad de reacción = _masa_
Tiempo
Consideremos ahora una reacción hipotética
A B
Supongamos que comenzamos con 1 mol de A en un recipiente. Después observamos las cantidades de A y B en tiempos posteriores.
A los 10 minutos hay ,54 mol de A y 0,46 mol de B (como se observa la suma de A y B sigue siendo 1 mol porque se produce una molécula de B por cada molécula de A que reacciona).
Después de 40 minutos tenemos 0,30 mol de A y 0,70 mol de B.
Supongamos que el número de moles de A y B fueran medidos cada 10 minutos durante 1 hora después del inicio de la reacción (será t=0 "tiempo cero")
La velocidad de reacción es una medida de la rapidez con la que se consume A o se produce B para un intervalo de tiempo dado, entonces:
velocidad media = cambio de n° de moles de B
cambio de tiempo
velocidad media = ^ moles de B
^ t
Por lo tanto ^ t (delta tiempo) es el cambio entre el principio y el final de un intervalo específico de tiempo, y está dado por:
^ t = (tiempo final del intervalo) – (tiempo inicial)
El ^ moles (delta moles>) está dado por:
^ moles B = (moles B en tiempo final) – (moles B en el inicio)
Como el número de moles de B aumenta al avanzar la reacción, el ^ moles B es un número positivo.
Si quisiéramos calcular la velocidad media a lo largo del intervalo de t=0 a t=10 intervalo comprendido entre el inicio de la reacción y hasta los 10 minutos) será:
velocidad media = ^ moles B
^ t
velocidad media = (moles B en t=10) – (moles de B en t=10)
10 min. – 0 min.
velocidad media = 0,46 mol - 0 mol
10 min – 0 min
velocidad media = 0,046 mol/min.

Ecuación cinética
La proporcionalidad entre la velocidad de reacción y las concentraciones molares de los reactivos da origen a la ecuación cinética de los reactivos da origen a la ecuación cinética cuando el signo de dicha proporcionalidad se sustituye por el de igualdad, acompañado de una constante de proporcionalidad K
Velocidad de reacción = K <A> <B>
donde: <> significa concentración
K constante de velocidad y es especifica para cada reacción

  • síntesis de ioduro de hidrógeno estando ambos reactivos en estado gaseoso.

ecuac. química I2(g) + H2(g) 2 IH(g)
ecuac. cinética veloc. de reac = K <I2> <H2

  • descomposición térmica del ioduro de hidrógeno gaseoso

ecuac. química 2 IH(g) I2(g) + H2(g)
2
ecuac. cinética veloc. de reac. = K’ <IH>
La concentración molar del ioduro de hidrógeno figura elevado al cuadrado por ser molécula descompuesta. Se escribe K’ remarcar que en este caso K’ es distinta de K.

 

 

Autor:


Germán L. Puigdomenech


Técnico Superior en Micobiología y Biotecnología
Agosto de 2003.


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