Cinetica Quimica2013 II
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ChemicalKinetics
Cinética Química
.
E. F.C . 2013
Chemistry, The Central Science, 10th editionTheodore L. Brown; H. Eugene LeMay, Jr.;
and Bruce E. Bursten
ChemicalKinetics
Cinética
• Estudia la velocidad con que se producen las reacciones químicas.
• Tambien brinda información de los mecanismos de reacción(exactamente como la reacción ocurre)
ChemicalKinetics
Contenido: Cinética
Velocidad de reacciónCómo nosotros podemos medir la velocidad.
Leyes de la velocidadCómo la velocidad depende de la cantidad de los reactantes.
Leyes integradas de la velocidad
Cómo calcular la cantidad o tiempo para lograr la formación de producto.
Tiempo de vida mediaCuánto toma la reacción para reaccionar el 50% de los reactantes.
Ecuación de ArrehniusCómo la velocidad cambia con la temperatura..
MecanismosNexo entre la velocidad y procesos a escala molecular.
ChemicalKinetics
Factores que afectan la velocidad de Reacción
• Concentración de Reactantes Cuando la concentración aumenta esto hace que haya mayor
cantidad de colisiones
• Temperatura A altas temperaturas , las moléculas de los reactantes se
mueven más rapidamente, tienen mayor energía cinética y colisionan más a a menudo con gran energía.
• Catalizadores Ellos cambian el mecanismo de la reacción.
ChemicalKinetics
Velocidad de la Reacción
La velocidad de la reacción puede ser determinada monitoreando el cambio en la concentración de cualquiera de los reactantes y los productos en función del tiempo [A] vs t
ChemicalKinetics
Velocidad de Reacción
En ésta reacción la concentración del cloruro de butilo , C4H9Cl, fue medido a determinados tiempos, t.
C4H9Cl(aq) + H2O(l) C4H9OH(aq) + HCl(aq)
[C4H9Cl] M
ChemicalKinetics
Velocidad de Reacción
La velocidad promedio de la reacción en cada intervalo es el cambio de la concentración dividido entre el cambio del tiempo :
C4H9Cl(aq) + H2O(l) C4H9OH(aq) + HCl(aq)
Average Rate, M/s
ChemicalKinetics
Velocidad de reacción
• Note que la velocidad promedio disminuye a medida que la reacción procede.
• Esto es como resultado de la poca colisión entre las moléculas de los reactantes.
C4H9Cl(aq) + H2O(l) C4H9OH(aq) + HCl(aq)
ChemicalKinetics
Velocidad de Reacción
• Al graficar concentración vs. tiempo para esta reacción muestra la siguiente curva.
• La pendiente es la línea recta, tangente a la curva en un punto a una velocidad instantánea en un determinado tiempo
C4H9Cl(aq) + H2O(l) C4H9OH(aq) + HCl(aq)
ChemicalKinetics
Velocidad de Reacción
• La reacción se hace lenta con el tiempo debido a la disminución de la concentración de los reactantes.
C4H9Cl(aq) + H2O(l) C4H9OH(aq) + HCl(aq)
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Velocidad de Reacción y Estequiometría
• Para la reacción:
aA + bB cC + dD
Reactantes (disminuye) Productos (aumentan)
ChemicalKinetics
Concentración y Velocidad
Cada reacción tiene su propia ecuación de velocidad, dicha velocidad esta en función de la concentración de los reactantes.
esto es denominado como Ley de Velocidad
ChemicalKinetics
Concentración y Velocidad
Compare los Experimentos 1 y 2:Cuando [NH4
+] se duplica, la velocidad inicial tambien se duplica.
ChemicalKinetics
Concentración y velocida
De otro lado, compare Experimentos 5 y 6:
Cuando [NO2-] es el doble , la velocidad inicial
tambien se duplica.
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Concentración y velocidad
Esta ecuación es llamada la ley de la velocidad, y k es la constante de velocidad.
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Leyes integrales de la Velocidad
Considerar una reacción simple de 1er order : A B
Integrando:
Forma diferencial:
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Leyes integrales de la Velocidad
La forma integrada de la reacción de 1er orden:
Se puede arreglar asi:
[A]0 es la concentración inicial de A (t=0).[A]t es la concentración de A a un determinado tiempo, t, durante el curso de la reacción.
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Leyes integrales de la Velocidad
Arreglando ésta ecuación da como resultado:
…el cual tiene la forma y = mx + b
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Procesos de Primer orden
Si la reacción es de primer orden , al graficar ln [A]t vs. t resultará una línea recta con una pendiente -k.
Entonces se usará gráficas para determinar el orden de la reacción
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Procesos de Primer ordenConsiderar el siguiente proceso donde el metil isonitrilo es convertido a acetonitrilo
CH3NC CH3CN
Cómo sabemos si es una reacción de primer orden?
ChemicalKinetics
Procesos de Primer orden
Estos datos fueron colectados a 198.9°C.
CH3NC CH3CN
La velocidad v=k[CH3NC] es la misma para todos los intervalos de tiempo?
ChemicalKinetics
Procesos de primer orden
• Cuando ln P es ploteado en función del tiempo , resulta una línea recta.El proceso es de primer orden.k es la pendiente negativa: 5.1 10-5 s-1.
ChemicalKinetics
Procesos de Segundo orden
De similar forma :
También en la forma:y = mx + b
Rearreglando, e integrando:
ChemicalKinetics
Procesos de Segundo orden
Para un proceso de segundo orden, plotear 1/[A] vs. t el cual dará como resultado una línea recta con pendiente k.
ChemicalKinetics
Determinando orden de Reacción
La descomposición de NO2 a 300°C es descrita por la ecuación:
NO2 (g) NO (g) + 1/2 O2 (g)
y los datos:
Time (s) [NO2], M
0.0 0.01000
50.0 0.00787
100.0 0.00649
200.0 0.00481
300.0 0.00380
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Graficando ln [NO2] vs. t :
Time (s) [NO2], M ln [NO2]
0.0 0.01000 -4.610
50.0 0.00787 -4.845
100.0 0.00649 -5.038
200.0 0.00481 -5.337
300.0 0.00380 -5.573
• Al plotear no se tiene una línea recta entonces no es de primer orden.
Determinando orden de Reacción
No resulta ser recta si graficamos :
ChemicalKinetics
Proceso de Segundo OrdenUna gráfica de 1/[NO2] vs.
t da:
Time (s) [NO2], M 1/[NO2]
0.0 0.01000 100
50.0 0.00787 127
100.0 0.00649 154
200.0 0.00481 208
300.0 0.00380 263
• Este es una línea recta, entonces es de segundo orden en [NO2].
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Tiempo de vida media
• Tiempo en la cual la concentración final es la mitad de la concentración inicial
[A]t = 0.5 [A]0.
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Tiempo de vida media Para un proceso de primer orden, [A]t=0.5 [A]0 al
integrar la velocidad de reacción resulta:
NOTA: Para un proceso de primer orden, el tiempo de vida media no depende de [A]0.
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Temperatura y velocidad
• Generalmente, cuando la temperatura aumenta la velocidad tambien lo hace.
• Esto es porque k depende de la temperatura
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El Modelo de colisión
• En una reacción química se rompen enlaces y se forman otros.
• Las moléculas sólo pueden reaccionar si colisionan unos con otros.
ChemicalKinetics
El modelo de colisión
Además las moléculas deben colisionar con la correcta orientación y con suficiente energía para causar rompimiento de enlaces y la formación de otros.
http://www.dlt.ncssm.edu/core/Chapter15-Kinetics/Chapter15-Animations/Molecular_collision_Ea.html
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Energía de Activación• La suficiente energía o una energía mínima
requerida para la reacción se denomina Energía de Activación, , Ea.
• http://www.dlt.ncssm.edu/core/Chapter15-Kinetics/Chapter15-Animations/Energy_of_Activation.html
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Ecuación de Arrhenius
Svante Arrhenius desarrolló una relación matemática entre k y Ea:
Donde A es un factor de frequencia, un número que representa la probabilidad con que pueden ocurrir las colisiones con la adecuada orientación de la reacción.
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Ecuación de Arrhenius
Tomando logaritmos a ambos lados se obtiene:
1RT
y = mx + b
Donde k es determinado experimentalmente a diferentes temperaturas , Ea puede ser calculada de la pendienteal plotear ln k vs. 1/T.
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Resumen: Cinética
Primer orden Segundo orden Segundo orden
Ley de velocidad
Integración de la ley de velocidad
complicado
Tiempo de vida media complicado
k(T)
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Mecanismos de reacción
La secuencia de eventos que describen el proceso actual en el cual los reactantes se convierten en productos son denominados como mecanismos de reacción.
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Catalizadores
• Catalizadores incrementan la velocidad de una reacción ya que hacen disminuir la energía de activación de la reacción .
• Catalizadores cambian el mecanismo por el cual el proceso ocurre.
ChemicalKinetics
Catalizadores
Una forma de que los catalizadores aceleren la reacción es colocarlos junto a los reactantes de tal manera que ayuden a romper los enlaces.
• http://www.dlt.ncssm.edu/core/Chapter15-Kinetics/Chapter15-Animations/Catalyst_1.html