CINETICA QUÍMICA 2013

1. CINETICA QUÍMICA2013 A-Velocidad de reacción B- Equilibrio Químico

2. Cinética Química Concepto: parte de la química, que se encarga de el estudio de las velocidades de reacción y los factores que la afectan. Para que una reacción ocurra, los reactivos, deben experimentar colisiones ó choques. A esto se le conoce como “ Teoria de las colisiones ó choques”

3. Teoría de las colisiones Para que una reacción química, tenga lugar, es necesario que los átomos, iones ó moléculas, de los reactivos, entren en contacto es decir “choquen” ó “colisionen” entre sí. En la colisión, se deforman las nubes electrónicas. Luego hay un redistribución electrones y núcleos y se forman los productos. Si hay formación de productos, se denominan “Colisiones exitosas”.

4. Esquema de cómo ocurren las Colisiones

5. Condiciones para que una colisión sea efectiva, es decir lleve a la formación de productos. A- Orientación:los reactivos deben alinearse de manera adecuada para romper y formar enlaces. B-Energía: La colisión debe proporcionar la energía necesaria de activación para que se de la formación de productos “Energía de activación”

6. Energía de activación • Energía necesaria para que se produzca la ruptura de los enlaces de los reactivos después de colisionar. • Si la energía que resulta de la colisión es menor que la energía de activación, los reactivos, chocan y rebotan, pero no se transforman en productos, es decir no hay reacción.

7. Velocidad de reacción Cambio de concentraciones en un tiempo determinado. Generalmente es el número de choques exitosos que ocurren cada segundo en una unidad de volumen. Se puede medir por: - Disminución de la concentración de reactivos[ Reactivos ]↓ -Aumento de concentración de productos. ↑ [ Productos]

8. Acercandose al equilibrio Alcanzando el Equilibrio

9. Factores que afectan la velocidad de una reacción A- TEMPERATURA: Al incrementarla, se incrementa la velocidad de la reacción. Temperatura y velocidad de reacción, son directamente proporcionales. ↑ Temperatura  ↑ Velocidad de reacción El incremento de temperatura, aumenta la energía cinética de las partículas, se mueven más rápido, hay más colisiones, incrementa la velocidad de la reacción. Un incremento en 10°C, puede duplicar la velocidad de la reacción.

10. Cont. Fact. Afect. Vel reacción B- Concentración de reactivos Un incremento en la concentración de reactivos, incremente la velocidad de la reacción. Pues al haber más partículas de reactivos, habrán más colisiones. Por lo tanto, la concentración de reactivos es directamente proporcional a la velocidad de reacción. ↑ [ Reactivos]  ↑ Velocidad de reacción

11. C- Catalizadores: Al agregar un catalizador, se incrementa la velocidad de la reacción. El catalizador, disminuye la energía de activación, los reactivos alcanzan más fácilmente esa barrera y forman productos. Catalizador: sustancia que acelera la velocidad de la reacción, sin transformarse. ( En los sistemas vivos, los catalizadores son las ENZIMAS).

12. Efecto del catalizador en la disminución de la Energía de Activación Insert figure 15.8

13. Reacciones reversibles • Una reacción reversible, ocurre en ambos sentidos: • Hay una reacción directa (hacia la derecha) y una reacción inversa ( hacia la izquierda). • A + B  C + D

14. Equilibrio químico Las reacciones reversibles , establecen con el tiempo un equilibrio, que mantendrá prácticamente constantes (NO iguales) las concentraciones de los reactivos y de los productos.

15. Clasificación del equilibrio químico, de acuerdo al estado físico en que se hallan reactivos y productos • A.- Equilibrio Homogéneo Sistema en el cual tanto reactivos y productos están en un mismo estado físico. Generalmente todos se hallan en fase gaseosa. Ej. • CO2 (g)+ H2(g) CO (g) + H2O (g) 2 NH3(g) N2(g) + 3 H2(g)

16. Equilibrio heterogéneo: Cuando los reactivos y productos están en diferentes estados físicos.Ej.note hay unos en fase sólido y otros en fase gaseosa. CaCO3(s ) CaO (s) + CO2(g) Si (s) + 2 Cl2(g) SiCl4( g )

17. Constante de equilibrio y su expresión • Cuando una reacción reversible llega al equilibrio, las concentraciones de reactivos y productos se mantienen constantes; podemos expresar la relación de las concentraciones de productos / reactivos a través de la Keq.

18. Guía para escribir la expresión Keq 1- Escriba la reacción balanceada. 2- Coloque en el numerador las concentraciones molares de los productos y en el denominador la de los reactivos. Siel equilibrio es heterogéneo, NO incluyasólidos, ni líquidos, solo gases. Coloque los coeficientes que balancean cada sustancia como exponentes de la misma.

19. Expresión de Keq. • aA + b B  c C + d D Keq = [ C ] c [ D ] d [ A ] a [ B ] b Note se multiplican las concentraciones molares,de los productos elevados a una potencia igual al coeficiente que le pertenece a ese producto en la ecuación balanceada. Y se dividen entre el producto de las concentraciones molares de los reactivos elevados a las potencias respectivas, que son los coeficientes que cada sustancia posee en la ecuación b alanceada. Los corchetes cuadrados [ ], indican concentraciones molares : mol / Litro

20. Ejemplos A) 2 SO3(g) + CO2 ( g ) CS2 (g ) + 4 O2(g) Keq = [ CS2 ] [ O2 ]4 [SO3 ]2 [CO2 ] B) Si (s) + 2 Cl2 (g) SiCl4(g) Keq = [ SiCl4] nota: no se incluyen sóli- [ Cl2]2 dos ni líquidos. ( g

21. Ejercicio:Complete la siguiente tabla .

22. Cálculo de Keq Calcule Keq para la siguiente reacción: H2 (g) + Br2 (g)  2HBr (g) Si las concentraciones en el equilibrio son : [ H2] = 0.3 [ Br2] = 0.2 [ HBr] = 0.8 Keq = [ HBr ]2 Entonces [H2] [Br2] Keq = (0,8)2 / (0.3) (0.2) = 10.67

23. Calcule la [H2], para la siguiente reacción si Keq = 2.3 y la concentraciones en el equilibrio son: [CO] = 0.2 [H20] = O.15 [CO2] = 0.25 • CO2(g) + H2(g)  CO (g) + H2O(g) • Resolución: Keq = [CO] [H2O] • [CO2][H2] • Despejar [H2] = [CO] [H2O] • [CO2] Keq • [H2] = (0.2)(0.15) • (0.25) (2.3) • [H2] =0.052. = 5.2 x 10 -2

24. Calcule [CO] en el equilibrio, si la Keq= 19.5 de acuerdo a la siguiente reacción: CO(g) + H2O(g)  CO2 (g) + H2 (g)

25. Factores que afectan el equilibrio 1- Cambio en las concentraciones de reactivos y productos. 2- Cambios en la presión. 3- Cambios en la temperatura. Para predecir como afectan éstos cambios al equilibrio, se recurre al principio de Le Chatelier

26. Principio de Le Chatelier Cuando provocamos un cambio en un sistema en equilibrio (alteración del equilibrio), el equilibrio se desplaza de tal manera que disminuya el efecto del cambio y se restablezca nuevamente el equilibrio.

27. Aplicaciones principio Le Chatelier • Para predecir hacia donde se desplaza el equilibrio, debemos de aplicar la premisa “sedesplaza contra el aumento y a favor de la disminución “. Es decir: • Si aumentamos algo que está en la derecha, se desplazará a la izquierda. • Si disminuimos algo que esté en la derecha, se desplaza hacia la derecha.

28. Le Chatelier aplicado a cambios en la temperatura. Reacciones exotérmicas (liberan calor), el calor se coloca como un producto.( lado derecho) Reactivos  Productos + Calor Entonces: • Aumento de la temperatura( aumentamos la derecha) el equilibrio se desplaza hacia la izquierda. ( Se va en contra del aumento ) • ↑ Temperatura  Equilibrio hacia  ( izquierda) • Disminución de la temperatura ( disminuimos la derecha) el equilibrio se desplaza a la derecha.( se va a favor de la disminución) • ↓ Temperatura  Equilibrio  ( derecha)

29. Reacciones endotérmicas ( absorben ó hay que proporcionarles calor ). El calor se coloca como un reactivo es decir del lado izquierdo. Reactivos + calor Productos Entonces: • Aumenta la temperatura ( aumenta izquierda), el equilibrio se desplaza a la derecha. • ↑Temperatura ( izq)  Equilibrio  ( derecha) • ↓ Temperatura( izq)  Equilibrio  (izquierda)

30. Le Chatelier aplicado a cambios en la concentración de reactivos • Aumentamos [Reactivos] ( izquierda) . El equilibrio se desplaza a la derecha. • Disminuimos [Reactivos]( izquierda).El equilibrio se desplaza a la izquierda. • Aumentamos [Productos] ( derecha), equilibrio se desplaza a la izquierda. • Disminuimos [ Productos ] ( derecha), el equilibrio se desplaza a la derecha.

31. Le Chatelier aplicado a cambios en la presión. • Si aumentamos la presión, el equilibrio se desplaza hacia donde haya menor número de moles de gases. • Si disminuimos la presión, el equilibrio se desplaza hacia donde hay mayor número de moles de gases.

32. Afectando la posición del equilibrio por el aumento de presión y disminución del volumen en un sistema cerrado. Insert figure 15.17

33. Uso de la Keq Nos ayuda a predecir , hacia donde se desplaza mayoritariamente la reacción. Keq = 1 reacción moderada Keq > 1 reacción desplazada hacia productos, esencialmente completa. Keq < 1 reacción desplazada hacia reactivos, tiene lugar poca reacción.

34. Ejs, de predicción del desplazamiento del equilibrio usando Lechatelier Para la siguiente reacción: 2SO3(g) + CO2(g) CS2(g) + 4 O2(g) Hacía donde se desplaza el equilibrio si: A-Aumentamos la presión: a la izquierda Porque en la izquierda hay 3 moles de gases (2+1) y en la derecha hay 5 ( 4+1), esto lleva A que ↑ [SO3] y [CO2] y ↓ [CS2] y [ O2] B-Disminuimos [SO3] : a la izquierda Porque el SO3 está en la izquierda y el equilibrio se desplaza hacia donde ocurre la disminución. Asi que: ↑ [SO3] y [CO2] y ↓ [CS2] y [O2] (

35. C- Disminuimos concentración de O2 • El equilibrio se desplaza hacia la derecha, ya que el equilibrio se desplaza hacia el lado donde ocurre la disminución( el O2 está en la derecha) . Asi que: • ↓ [SO3 ] y [CO2] y ↑ [O2] y [CS2]

36. D- Disminuimos la Presión: • El equilibrio se desplaza hacia la derecha pues allí hay mayor número de moles de gases ( 4 +1= 5). Entonces : • ↑ [CS2] y [O2] y ↓ [SO3] y [CO2]

37. Ejercicio :Considere el siguiente sistema: C2H6 (g) C2H4(g) + H2(g) + Calor Prediga hacia donde se desplaza el equilibrio si: a) Aumentamos la temperatura_________ b) Disminuimos [ C2H4]______________ c) Aumentamos [ H2 ].____________ d) Disminuimos la presión: _______ e) Disminuimos la temperatura____

38. Cont. Ejercicios del uso de Le Chatelier. Para la reacción : CH4 (g) + H2O (g) 3 H2 (g) + CO (g) La [ CO ], disminuye cuando: a- Disminuimos la presión :_______ b-Aumentamos [ H2O]: __________ c-Aumentamos [ H2] : ___________ d- Aumentamos [ CH4 ] : _________

39. Comente la sección Química y salud, pág. 196 “Bolsas calientes y bolsas frias”