Nathaly Ayala Lipán

1. Cinética y Equilibrio Nathaly Ayala Lipán

3. Δ[c] Δt Velocidad= Velocidad de reacción • La velocidad de reacciónes una magnitud positiva que expresa cómo cambia la concentración de un reactivo o producto con el tiempo. EJ. 2N2O5(g) 4NO2(g) + O2(g)

4. Velocidad de reacción Es el cambio en la concentraciónde un reactivo (o de un producto) que tiene lugar en un período de tiempo unidad(1 segundo) - Unidades: mol·L-1·s-1 • La concentraciónde los reactivos disminuye con t. • La concentración de los productos aumenta con t.

5. Teoría de las colisiones • Las reacciones químicas se producen por los choques eficaces entre las moléculas de reactivos Veamos la reacción de formación del HI a partir de I2 e H2 I I H H H HI + HI H eficaz I I H Choque I H I H No eficaz I H I2 + H2 I I H I H I2 H2 Además del choque adecuado las moléculas tienen que tener una energía suficiente, esta energía mínima se denomina energía de activación.

6. Factores que influyen en la velocidad • LA NATURALEZA DE LAS SUSTANCIAS • LA CONCENTRACIÓN • LA TEMPERATURA • LA PRESIÓN • LOS CATALIZADORES

7. LA NATURALEZA DE LAS SUSTANCIAS: • Las reacciones entre iones en disolución son muy rápidas; • Las reacciones homogéneas en las que intervienen líquidos y gases son más rápidas que aquellas en las que intervienen sólidos. • La reacción es más rápida si aumenta la superficie de contacto o si elevamos el nivel de agitación

8. LA CONCENTRACIÓN DE LOS REACTIVOS • En las reacciones en las que intervienen sustancias gaseosas o sustancias en disolución, un aumento de la concentración de los reactivos provoca un incremento en la velocidad de la reacción. • aA + bBcC + dD • A y B reactivos de la reacción • a y b son los coeficientes estequiométricos para balancer la ecuación química

9. Mientras mayor sea la concentración de cada reactante que se utilice en una determinada reacción, mayor será la velocidad con que se formen el o los productos. • Esto porque a mayor concentración habrá más opciones de choque entre las moléculas, por lo tanto, más velocidad de reacción. • Por ejemplo, al encender el carbón para la parrilla: • Si se aplica aire (oxígeno) con un cartón o un secador de pelo, estamos aumentando la concentración de oxígeno, entonces más rápidamente se encenderá el carbón. • Por el contrario, si dejamos que el carbón encienda solo, se demorará más tiempo en estar listo para comenzar a cocinar nuestro asado

10. LA TEMPERATURA • La rapidez de las reacciones químicas aumenta conforme aumenta la temperatura. • Es decir, si aumentamos la temperatura a una reacción química, la obtención del o de los productos se dará en menor tiempo. • Esto porque a mayor temperatura, aumenta la energía de las moléculas, entonces aumenta su velocidad y hay más choques entre ellas, por lo tanto, aumenta la velocidad de reacción.

11. Por ejemplo, al hacer un queque: • Si lo dejamos a temperatura ambiente, jamás estará listo. • Pero si lo colocamos en el horno entre 150º y 200º, estará listo en unos 40 minutos.

12. LA PRESIÓN • En el caso de que los reactantes sean gases al aumentar la presión del gas, que participa en la reacción, se aumenta la concentración de este y por lo tanto aumenta la velocidad de la reacción química • Si se disminuye el volumen del recipiente las partículas se encuentran más fácilmente y la velocidad es mayor

13. La presencia de catalizadores • La velocidad de las reacciones químicas se puede modificar agregando una sustancia llamada catalizador. • Lo interesante de los catalizadores es que estos no se consumen durante la reacción, sino que siguen presentes cuando esta termina, sin ser por ello parte de los productos.

14. Un catalizador aumenta o retarda la velocidad de reacción, afectando la energía de activación. • La energía de activación es la energía mínima necesaria para que la reacción tenga efecto. • En otras palabras, se podría decir que la energía de activación, es el límite de energía requerido para que la reacción tenga efecto

15. 4. Ecuación de velocidad • Para la reacción : aA + bB cC + dD • k constante de velocidad (depende de la naturaleza reactivos y la temperaura) • [A] concentración del reactivo A, en mol/L • [B] concentración del reactivo B, en mol/L • a orden de reacción respecto al reactivo A • b orden de reacción respecto al reactivo B • a + b orden de reacción total

16. 4. Ecuación de velocidad • Ej: I2(g) + H2(g) → 2 HI (g) • la reacción es de segundo orden (el orden total de reacción es 2) • la reacción es de primer orden respecto al yodo (el orden de reacción respecto al yodo es 1) • la reacción es de primer orden respecto al hidrógeno (el orden de reacción respecto al hidrógeno es 1)

17. 4. Ecuación de velocidad • Ej: 2SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(g) • orden de reacción ___________ • si se mantiene constante la concentración de O2 y se duplica la de SO2 entonces la velocidad de reacción se hace ______________

18. Equilibrio Químico • El concepto de equilibrio es fundamental para conocer y entender la química y el comportamiento de las sustancias. • En la constante de equilibrio se refleja la tendencia que tienen las sustancias de reaccionar, así como también, la dirección y magnitud del cambio químico. • Todas las reacciones químicas pueden ser descriptas bajo una condición de equilibrio.

19. Todos los sistemas químicos alcanzan en el tiempo la condición de equilibrio • El estado de equilibrio químico es de naturaleza dinámica y no estática.

20. El equilibrio en sistemas químicos • Cuando se coloca en un recipiente de volumen conocido a temperatura constante una muestra de 2N2O5(g), éste se descompone: • 2N2O5(g) 4NO2(g) + O2(g) • Cuando la concentración de los productos aumenta los mismos se convierten en reactantes: • 4NO2(g) + O2(g) 2N2O5(g)

21. Reacciones Reversibles • Finalmente, las dos reacciones evolucionan de modo tal que sus velocidadesse igualan, estableciéndose un equilibrio químico. • Bajo estas condiciones la reacción es reversible y se representa de la siguiente manera: 2N2O5(g) 4NO2(g) + O2(g) • En una reacción reversible, la reacción ocurresimultáneamente en ambasdirecciones. • Lo anterior se indicapormedio de una dobleflecha En principio, casitodas las reacciones son reversibles en ciertamedida.

22. Constante de equilibrio, Keq • Una vez alcanzado el equilibrio las concentraciones de reactantes y productos no cambian en el tiempo. • El equilibrio dinámico establece que a medida que el reactante se descompone, los productos se combinan entre sí para mantener las concentraciones constantes, las cuales se relacionan en la siguiente ecuación (productos en el numerador, reactivos en el denominador):

23. La velocidad de reacción es directamente proporcional a la concentración de los reactivos. • Las reacciones son el resultado de las colisiones entre moléculas de reactivos. Cuanto mayor es [moléculas], mayor es el número de colisiones por unidad de tiempo, por lo que la reacción es más rápida. Cuando el reactivo limitante se consume, la velocidad es cero.

24. - Expresión de la velocidad de reacción para la descomposición de N2O5 Velocidad = k [N2O5] k =constante de velocidad

25. Expresión general de Keq • Considere la siguiente reacción: aA + bBcC + dD [C]c x [D]d [A]a x [B]b ( [ ] = mol/litro ) Keq =

26. Las constantes de equilibrio proporcionaninformación muy útilsobre si la reacción se desplazahacia la formación de productos o hacia la formación de reactivos. • Keq > 1, se desplazahacia la formación productos, predominan los productos en el equilibrio, reacción directa • Keq < 1, se desplazahacia la formación de reactivos, predominan los reactantes en el equilibrio, reacción inversa • Keq = 1 , reactante y productos en igual concentración

27. Ejemplo de equilibrio químico El equilibrio del sistema N2O4-NO2 N2O4 congelado es incoloro A temperatura ambiente el N2O4 se descompone en NO2 (marrón) El equilibrio químico es el punto donde las concentraciones de todas las especie son constantes

28. El punto en el cual la velocidad de descomposición: • N2O4(g) 2NO2(g) • es igual a la velocidad de dimerización: • 2NO2(g) N2O4(g) • es un equilibrio dinámico. • El equilibrio es dinámico porque la reacción no ha parado: Las velocidades de los dos procesos son iguales • V reacción directa = V reacción inversa

29. En el equilibrio, el N2O4 reacciona para formar una determinada cantidad NO2, y esta misma cantidad de NO2(g) reacciona para volver a formar N2O4. • Equilibrio químico dinámico N2O4(g) 2NO2(g)

30. Principio de Le Chatelier • Establece que si un sistema en equilibrio es sometido a una perturbacion o tensión, el sistema reaccionará de tal manera que disminuirá el efecto de la tensión. • Hay 3 formas de alterar la composición en el equilibrio de una mezcla de reacción en estado gaseoso para mejorar el rendimiento de un producto:

31. ¡Sólo reacciones en fase gas!

32. Cambio en la concentración Ej:CO(g) + 3H2(g) CH4(g) + H2O(g) ¿Qué sucederá si se elimina el vapor de agua en la reacción anterior? Resp: Se desplaza hacia la derecha - Si se extrae cualquier sustancia el sistema reacciona formando dicha sustancia. - Cuando las sustancias son sólidas o líquidos puros y se saca alguna no hay cambio, no hay desplazamiento

33. Efecto del cambio de temperatura • La temperatura tiene un efectosignificativosobre la mayoría de reacciones químicas. • Las velocidades de reacción normalmente se incrementan al aumentar la temperatura. Consecuentemente, se alcanza más rapidamente el equilibrio. • Los valores de la constante de equilibrio (Keq) cambian con la temperatura. • Ej : a 25°C 3H2 + N2 2NH3 K = 5x108 • a 300°C 3H2 + N2 2NH3 K = 9,6

34. Consideremos al calor como un producto en la reacción exotérmica o como un reactivo en las reacciones endotérmicas. • Según lo anterior, podemos observar que si se aumenta la temperatura en una reacción exotérmica es lo mismo que si agregaramos más producto, por lo que la reacción se desplaza hacia la izquierda. • Si se aumenta la temperatura en una reacción endotérmica es similar a agregar más reactivos, por lo que la reacción se desplaza hacia la derecha.

35. Para una reacción endotérmica: • Calor + reactante productos ΔH (+) • Incrementar la temperatura sería análogo a agregar más reactivos. • De acuerdo al principio de Le Chatelier, cuando la temperatura aumenta, el equilibrio se desplaza hacia la formación de productos. • Si se disminuye la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la formación de reactivos.

36. Para una reacción exotérmica. • Reactante Productos + calor ΔH (-) • Incrementar la temperatura sería análogo a agregar más producto. • De acuerdo al principio de Le Chatelier, si se aumenta la temperatura el equilibrio se desplazará hacia la formación de reactivos. • Si se disminuye la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la formación de productos.

37. Dependencia de la Keq de la temperatura • La constante deequilibrio depende de la temperatura a la que se lleva a cabo la reacción química. • En la tabla se observacomovaría la Keq con la temperatura para la siguiente reacción. • CO(g) + 3H2(g) CH4(g) + H2O(g) ΔH = -206.2 kJ

38. Complejo activado Complejo activado Energía de activación Energía de activación Energía potencial Energía potencial Productos Reactivos H>0 H<0 Reactivos Productos Transcurso de la reacción Transcurso de la reacción Reacción exotérmica Reacción endotérmica

39. Efecto del cambio de presión • Los cambios de presión pueden afectar los sistemas gaseosos homogéneos en equilibrio. • Los cambios de presión no afectan sistemas homogéneos sólidos o líquidos, pero afectan los sistemas heterogéneos en los que interviene un gas. • (1)Si aumenta la presión de un gas participante en la reacción es como si aumentara la concentración de este y por tanto se desplaza hacia el lado contrario de este aumento • Ej: N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) Si la presión de N2 = [N2] y se desplaza hacia la derecha

40. Un aumento en la presión externa hace evolucionar al sistema en la dirección del menor número de moles de gas y viceversa. • Un aumento en la presión del siguiente sistema: N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) • obliga a que el sistema se desplace hacia la derecha, hay cuatro moles a la izquierda y solo dos a la derecha.

41. CO(g) + 3H2(g) CH4(g) + H2O(g) Al aumentar la presión, el equilibrio se desplazahacia la derecha (menornúmero de moles)

42. Efecto de un catalizador • Los catalizadores modifican las velocidades de reacción sin consumirse. • Si se agrega un catalizador a un sistema en equilibrio este puede modificar la velocidad directa e inversa, pero no modifica la posición del equilibrio ni tampoco la constante de equilibrio. • El catalizador actúa cambiando la trayectoria de la reacción, disminuyendo la energía de activación necesaria y aumentando la velocidad de reacción.

43. Reacción no catalizada Reacción catalizada Complejo activado Complejo activado Energía de activación Energía de activación E.A Energía potencial Energía potencial Productos Reactivos H>0 H<0 Reactivos Productos Transcurso de la reacción Transcurso de la reacción Reacción exotérmica Reacción endotérmica Los catalizadores cambian la energía de activación de una determinada reacción, y por lo tanto incrementan la velocidad de reacción

44. E.A sin catalizador E.A con catalizador negativo E.A con catalizador positivo Los catalizadores negativos aumentan la energía de activación Complejo activado Complejo activado Los catalizadores positivos disminuyen la energía de activación Energía de activación Energía de activación Energía Energía E.A E.A Productos Reactivos H>0 H<0 Reactivos Productos Transcurso de la reacción Transcurso de la reacción Reacción exotérmica Reacción endotérmica

45. Ejercicios En relación a las siguientes reacciones, indique la constante de equilibrio. N2 + 3H2 = 2NH3 CO2 + H2O = H2CO3 2Al + 3O2 = 2AlO3