Trabajo Semestral de Fisicoquimica

29
UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN CRISTÓBAL DE HUAMANGA FACULTAD: ING. QUÍMICA Y METALURGIA E. F. P: ING. EN INDUSTRIAS ALIMENTARIAS CINÉTICA QUIMICA ASIGNATURA: FISICOQUÍMICA PROFESOR: ING. SUÁREZ ACOSTA, Héctor INTEGRANTES: ALBITES VILLALOBOS, Daniela BARRIENTOS GARCÍA, Hamilton SÁNCHEZ CARREÑO, Naysha YUCRA RÚA, Diana CICLO ACADÉMICO: 2012 – II

description

informe

Transcript of Trabajo Semestral de Fisicoquimica

Page 1: Trabajo Semestral de Fisicoquimica

UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN CRISTÓBAL DE HUAMANGA

FACULTAD: ING. QUÍMICA Y METALURGIA

E. F. P: ING. EN INDUSTRIAS ALIMENTARIAS

CINÉTICA QUIMICA

ASIGNATURA: FISICOQUÍMICA

PROFESOR: ING. SUÁREZ ACOSTA, Héctor

INTEGRANTES:

ALBITES VILLALOBOS, Daniela BARRIENTOS GARCÍA, Hamilton SÁNCHEZ CARREÑO, Naysha YUCRA RÚA, Diana

CICLO ACADÉMICO: 2012 – II

Page 2: Trabajo Semestral de Fisicoquimica

2

DEDICATORIA.

Este trabajo va dedicado a la persona más importante que existe en mi vida, mi madre, que con el cariño y apoyo que nos brinda seguimos adelante hasta lograr nuestras metas

Page 3: Trabajo Semestral de Fisicoquimica

3

INTRODUCCIÓN.

Para que una reacción química tenga lugar no sólo es necesario que esté favorecida termodinámicamente, sino que además, es necesario que se dé a una velocidad suficiente.

La combustión del fósforo de una cerilla es un fenómeno rápido, pero el fósforo permanece en contacto con el oxígeno del aire sin alterarse, a menos que el calor del roce inicie el proceso.

En algunos casos interesa acelerar las reacciones químicas, como en los procesos industriales de fabricación de productos. En otras ocasiones interesa retardar los procesos, como en la conservación de alimentos. La cinética química estudia la velocidad a la que ocurren las reacciones químicas, los factores que la determinan, las leyes que las rigen y teorías que las explican. 

En este tema estudiaremos la velocidad en la que ocurren las reacciones, los factores que modifican dicha velocidad y las teorías que permiten explicar dichos factores. Veremos los distintos tipos de catalizadores y su mecanismo de actuación, así como algunas de sus aplicaciones industriales.

Page 4: Trabajo Semestral de Fisicoquimica

4

CINÉTICA QUIMICA

1. VELOCIDAD DE UN REACCIONE QUÍMICA

DEFINICIÓN. En una reacción química los reactivos desaparecen progresivamente en el transcurso de la reacción, mientras los productos aparecen. La velocidad de reacción permite medir cómo varían las cantidades de reactivos y productos a lo largo del tiempo.Utilizando la concentración como medida de la cantidad de sustancia se define la velocidad de reacción como la variación de concentración de reactivo o producto por unidad de tiempo.

Para una reacción genérica expresada por: aA+bB→cC+dD

Definimos la velocidad de reacción como:

V=−d [ A ]

dtV=

−d [B ]dt

Puesto que los reactivos desaparecen d[A]/dt será negativa y por tanto la definición implica un valor positivo de la velocidad de reacción.

Las unidades de la velocidad de reacción son mol·l-1s-1.

2. ECUACIÓN DE LA VELOCIDAD.

La velocidad de reacción se obtiene experimentalmente. A partir de las velocidades iniciales de reacción para los reactivos y variando sus concentraciones iniciales, se puede determinar la expresión matemática que relaciona la velocidad con las concentraciones. A esta expresión se le conoce como ley diferencial de velocidad o ecuación de velocidad.

V=K [ A ]α [B ]β

k constante de velocidad (depende de la naturaleza reactivos y la temperatura)

[A] concentración del reactivo A, en mol∙L1 [B] concentración del reactivo B, en mol∙L1 α orden de reacción respecto al reactivo A β orden de reacción respecto al reactivo B

Page 5: Trabajo Semestral de Fisicoquimica

5

α+β orden de

reacción total

La constante k se denomina constante de velocidad. Su valor es característico de cada reacción y depende de la temperatura de reacción. Las unidades  de la constante deben deducirse de la expresión experimental obtenida para la velocidad de reacción.

3. TEORÍAS DE REACCIONES QUÍMICAS

a. TEORÍA DE COLISIONES

EJEMPLO:Para la reacción A → B se han obtenido los siguientes datos experimentales: Determina la ecuación de velocidad y la constante de velocidad.

Concentración inicial de A (mol/l) Velocidad inicial (mol/l·s)

0,05 2·10-4

0,10 8·10-4

0,20 32·10-4

SoluciónLa ecuación de velocidad será de la forma v = k[A]α.Para comprobarlo observamos que al duplicar la concentración del reactivo la velocidad se cuadruplica. Esto indica que el coeficiente α debe valer 2. Podemos comprobarlo si dividimos la expresión de la velocidad para una pareja de datos.

V 1

V 2

=[ A ]1

α

[ A ]2α

Tomando logaritmos:

log(V 1

V 2)=αlog( [ A ]1

[ A ]2 )log (4 )=αlog (2 )α=2

Page 6: Trabajo Semestral de Fisicoquimica

6

En una reacción química se rompen enlaces de las moléculas de reactivos y se forman nuevos enlaces, dando lugar a las moléculas de los productos. Este proceso implica que las moléculas reaccionantes entren en contacto, es decir, choquen. Esta idea constituye la base de las distintas teorías de las reacciones químicas. La teoría de colisiones fue enunciada por Lewis en 1918.Según esta teoría para que las moléculas de dos reactivos reaccionen se debe producir un choque entre ellas. Ahora bien, dos moléculas pueden chocar entre si y no dar lugar a reacción alguna. Para que esto ocurra, el choque debe ser eficaz, debe cumplirse además: Que las moléculas posean suficiente energía cinética, para que al chocar puedan romperse algunos enlaces. Las moléculas que cumplen esta condición se dice que están activadas y la energía mínima requerida se denomina energía de activación. Que el choque se verifique en una orientación adecuada, para que sea eficaz.

Además del choque adecuado las moléculas tienen que tener una energía suficiente, esta energía mínima se denomina energía de activación.

b. TEORÍA DEL COMPLEJO ACTIVADO

Una modificación de la teoría de colisiones fue enunciada por H. Eyring en 1835, que completa la anterior teoría. Esta modificación se conoce como teoría del estado de transición o del complejo activado.

Según esta teoría la reacción transcurre a través de un intermedio, complejo activado, formado por moléculas que han chocado y en el que algunos enlaces se han relajado y se han empezado a formar otros. En este estado la energía del complejo es elevada, por lo que es inestable, y rápidamente se descompone formando los productos de reacción.

Page 7: Trabajo Semestral de Fisicoquimica

7

La formación del complejo activado supone que hay que remontar una barrera energética para que la reacción transcurra. La energía necesaria para pasar desde los reactivos al estado de transición se llama energía de activación. Si la energía de activación es baja habrá muchas moléculas que superen esta barrera y la reacción será rápida.

Por otra parte, aAunque la reacción sea exotérmica, si la energía de activación es alta, habría muy pocas moléculas que las superen y es necesario dar a los reactivos una cantidad de energía mínima para que la reacción se inicie. Una vez iniciada el calor de reacción es suficiente para mantener la reacción.

Page 8: Trabajo Semestral de Fisicoquimica

8

4. MOLECULARIDAD DE UNA REACCIÓN.

Es el número de moléculas que intervienen en cada paso de una reacción química.

Se llama reacción monomolecular cuando solo una molécula reacciona a un tiempo. Puede romperse en partes más pequeñas, como en la disociación del bromo a elevadas temperaturas: Br2↔2Br

También puede sufrir una modificación en su estructura.

Se llama reacción bimolecular cuando dos moléculas reaccionan en un instante. Puede ser de diferentes sustancias, como en la formación del yoduro de hidrogeno. H 2+ I 2↔2HI , o de la misma sustancia, como ocurre en la disociación del mismo yoduro de hidrogeno a una temperatura más elevada.

Se llama reacción trimolecular cuando se combina tres moléculas iguales o distintas, ejemplo: oxidación del óxido nítrico.

2NO+O2↔2NO2

Este tipo de reacciones son escasas y casi nunca se encuentran en la práctica las reacciones que comprenden choques simultáneos de moléculas de más de tres reacciones.

5. ORDEN DE UNA REACCIÓN.

El orden de una reacción está dado por la suma de los exponentes de las concentraciones que figuran en la expresión de la velocidad de la reacción directa. Si la velocidad de la reacción es directamente proporcional a la primera potencia de la concentración de una sustancia reaccionante se dice que la reacción es de primer orden con respecto a aquella sustancia. Cuando la velocidad depende sobre la primera potencia de la concentración de una sustancia, se dice que la reacción es de segundo orden. Finalmente, en una reacción de tercer orden la velocidad es proporcional al producto de las concentraciones de tres moléculas reaccionantes, distintas o iguales todas o solo dos.

Primer orden, velocidad=k [ A ]

Page 9: Trabajo Semestral de Fisicoquimica

9

Segundo orden, velocidad=k [ A ]2ok [ A ] [B ]

Tercer orden, velocidad=k [ A ]3ok [ A ]2 [ B ] ok [ A ] [ B ] [C ]

6. MECANISMO DE REACCIÓN.

Se llama mecanismo de reacción al proceso a través del cual transcurre una reacción. Una reacción es simple cuando el transcurso de la misma puede representarse mediante una sola ecuación estequiométrica, es decir, se realiza en una sola etapa.

A+B→AB

Una reacción es compleja cuando el transcurso de la misma se representa por varias ecuaciones estequiométricas, las cuales representan varias etapas. Así, por ejemplo, para la reacción global.

A+2 B→ A B2

Si transcurre en dos etapas, que podrían estar representadas por:

A+B→AB primera etapaBA+B→ A B2 segundaetapa

La ecuación de velocidad depende de las etapas que intervienen en el proceso.Se denomina molecularidad al número de moléculas que intervienen en una etapa de reacción.

a. reacciones con una etapa.Estas reacciones transcurren en una sola etapa.Sea la reacción.

A2+B2→2 AB

Esta reacción se produce por el choque de una molécula de A con una molécula de B. Esta reacción tiene una molecularidad de 2. Para estas reacciones simples el orden de reacción suele coincidir con la molecularidad y los órdenes parciales de reacción α y β con los coeficientes estequiométricos.

En este caso la ecuación de velocidad toma la expresión:

V=k [A2 ] [B2 ]b. reacciones con varias etapas.

Page 10: Trabajo Semestral de Fisicoquimica

10

Cuando una reacción transcurre en varias etapas se presenta la dificultad de no poder observar fácilmente los productos intermedios, para estudiar su cinética.Por otra parte la velocidad vendrá determinada por aquella etapa que presente menor velocidad, la cual limita las concentraciones de reactivos y productos. En estos casos la ecuación de velocidad tiene una expresión compleja y los órdenes de reacción son diferentes a los coeficientes estequiométricos, e incluso, pueden ser fraccionarios.Así por ejemplo, para la reacción

A2+B2→2 AB

Podemos suponer que transcurre en las siguientes etapas:

A2↔2 AV 1=k1 [ A2 ]A+B2↔AB+BV 2=k2 [ A ] [B2 ]A+B↔ABV 3=k 3 [ A ] [B ]

Si la primera reacción es lenta y las otras dos muy rápidas, experimentalmente, se observará que la velocidad de reacción es de orden 1 respecto de A2 y de orden 0 respecto de B.Si por el contrario la reacción es rápida y las otras dos lentas, la velocidad no va a depender de la concentración de A2.

EJEMPLOS:Para la reacción de oxidación del bromuro de hidrógeno, si el proceso se verificara en una sola etapa, la velocidad vendría dada por la expresión v = k[HBr]4[O2].

4 HBr(g)+O2 (g)→2Br (g)+H 2O (g)

Sin embargo, se ha obtenido experimentalmente un orden de reacción dos para la velocidad, v= k [HBr][O2]

Si el proceso se realizara según la ecuación de reacción sería necesaria el choque simultáneo de cuatro moléculas de HBr y una de O2, cosa prácticamente imposible. Por eso se ha propuesto un mecanismo en varias etapas:

HBr+O2↔HBrOO lentaHBrOO+HBr↔2HBrO rápida2¿

Se observa que en todos los procesos son necesarias dos moléculas para verificarse y que la primera reacción de la cadena es lenta, determinando por tanto la velocidad global de la reacción.

Page 11: Trabajo Semestral de Fisicoquimica

11

7. REACCIÓN DE PRIMER ORDEN.

Se ha dicho que una reacción de primer orden es aquella en la cual se encuentra experimentalmente que, a una temperatura dada, la velocidad de la reacción es directamente proporcional a la concentración de la única sustancia reaccionante, esto puede expresarse por la relación matemática siguiente:

−dcdt

=k . c

Donde “c” es la concentración del reaccionante, que para soluciones es moles/litro; “t” el tiempo; -dc/dt es el régimen de variación de la concentración del reactivo con el tiempo; y “k” es un factor de proporcionalidad especifica de reacción o velocidad de reacción para la unidad de concentración.

En la que el signo negativo indica que la concentración c decrece mientras el tiempo (t) aumenta. La constante de proporcionalidad k, recibe el nombre de constante de velocidad o velocidad específica, ya que mide la velocidad de reacción por unidad de concentración, y tiene un valor de-finido para cada reacción y a una temperatura dada si llamamos c0 ala concentración

inicial del reactante en el instante t 0=0 y c a la concentración del mismo al tiempo (t) ordenando e integrando la ecuación anterior.

−∫C0

Cdcc

=k∫0

t

dtlnC0C

=ktk=1tlnC0

C

Usualmente la ecuación no se expresa en función de los moles de reactante que se con-sumen sino en función de los moles del mismo que quedan. Si llamamos a al número de moles de reactante presente inicialmente en la unidad de volumen del sistema que reacciona y x al número de moles por unidad de volumen que han reaccionado al tiempo t, a - x representará el número de moles por unidad de volumen que quedan sin reaccionar al cabo de dicho lapso. Por lo tanto, c0 es proporcional a a y

c es proporcional a a-x de manera que la ecuación anterior se transforma en:

k=1tln

aa−x

=2.303t

loga

a−x

Page 12: Trabajo Semestral de Fisicoquimica

12

Para las reacciones de primer orden es costumbre usar solamente la constante “k” de velocidad, sino también una cantidad relacionada llamada periodo de vida media, que es el tiempo necesario para que la concentración (o una cantidad) inicial se reduzca a la mitad. Cuando esto ha tenido lugar, c=1/2 c0; y reemplazando en la ecuación anterior donde t=t 1/2, que es la representación de periodo de vida media tenemos.

t 1/2=0.693k

8. REACCIÓN DE SEGUNDO ORDEN.

Se considera una reacción de segundo orden a aquella cuya velocidad de reacción es proporcional al cuadrado de la concentración de un único reactivo o al producto de las concentraciones de dos especies de reaccionantes, la segunda condición conduce a las mismas concentraciones iniciales iguales y se gastan con la misma velocidad. Para estas situaciones, la ecuación cinética es la siguiente:

−dcdt

=k . c2

Donde “c” es la concentración del único reaccionante o de uno de los dos reaccionantes. Por integración tenemos:

k∫0

t

dt=−∫co

cdcc2

=−∫co

c

c−2dc

Cuya resolución es:

kt=1c− 1c0

De la ecuación anterior resulta que una reacción del tipo considerado será de segundo orden si la comparación grafica de 1/c contra t da una línea recta. La pendiente de esta recta es igual a la constante de velocidad ”k”. El tiempo para que la concentración inicial se reduzca a la mitad o periodo de

vida media, se halla sustituyendo la ecuación: −dcdt

=k . c2 c=1 /2c0.

t 1/2=1

k . c0

Page 13: Trabajo Semestral de Fisicoquimica

13

Y, si expresamos esta ecuación en función de las concentraciones de A que van quedando, nuevamente llamamos a a la concentración inicial y a-x al número de moles por unidad de volumen que quedan sin reaccionar al cabo del tiempo t:

k=1t

xa(a−x)

Veamos ahora el caso de la reacción de segundo ordenA+B→productos cuando las concentraciones iniciales de las dos reaccionantes son diferentes. La ecuación cinética será hallada en términos de las siguientes cantidades:

a=concentración inicial de A

b= concentración inicial de B

x=disminución de concentración de A o B en el tiempo t

=concentración del producto formado en el tiempo t

a-x= concentración de A en el tiempo t

b-x=concentración de B en el tiempo t

−d cA

dt=

−d cB

dt=k c A cB

O sino lo siguiente:

dxdt

=k (a−x )(b−x)

La integración de esta última ecuación por el método de las fracciones parciales conduce al resultado.

k= 2.30t(a−b)

logb (a−x)a (b−x)

9. REACCIÓN DE TERCER ORDEN.

En la reacción de tercer orden siguiente:A+B→productos

Page 14: Trabajo Semestral de Fisicoquimica

14

−d cA

dt=

−d cBdt

=−dcC

dt=k cA . cB . cC

Si las concentraciones iniciales de las sustancias reaccionantes se hallan indicadas por “a”, “b”, “c”; “x” indica la concentración de cada que ha sido transformada en el intervalo de tiempo t, la velocidad de las reacción estará representada por la ecuación diferencial.

dxdt

=k (a−x )(b−x)(c−x )

Y su periodo de vida media:

t 1/2=3

2k .a2

O sea, que el tiempo de duración de la semirreacción es inversamente proporcional al cuadrado de la concentración inicial.

10.REACCIONES DE ORDEN CERO.

La denominación de “orden cero” proviene de que la concentración no ejerce influencia en la marcha de estas reacciones. Son reacciones en las cuales la velocidad no es afectada por la concentración, sino por algún otro factor límite, tal como la absorción de la luz en ciertas reacciones fotoquímicas. En tales reacciones, la concentración de la sustancia permanece, como en una solución saturada. Son algunos procesos como la electrolisis, ciertas oxigenaciones e hidrogenaciones (generalmente en presencia de catalizadores) y determinadas fotolisis.

11.FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD.

a. EFECTO DE LA TEMPERATURA .

La velocidad de todas las reacciones químicas aumenta al elevar la temperatura.Este efecto puede explicarse a partir de la teoría de colisiones, dado que al aumentar la temperatura aumenta la energía cinética media de las moléculas y con ello el número de choques. El aumento de la energía cinética de las moléculas conlleva además un mayor número de moléculas que, en el choque, superan la barrera energética que

Page 15: Trabajo Semestral de Fisicoquimica

15

supone la energía de activación, con lo que aumenta considerablemente la velocidad de reacción.De acuerdo con la ecuación de Arrhenius:

k=Ae−E a

RT

Al elevarse la temperatura aumenta exponencialmente el valor de la constante de velocidad. Aplicando la anterior ecuación para dos temperaturas y tomando logaritmos:

ln (k )=ln ( A )−Ea

RTln ( k2k1 )=

−Ea

R ( 1T2− 1T1 )

EJEMPLO:

La constante de velocidad de una reacción a 25 ºC es 3,46·10-2 ¿Cuál será la constante de velocidad a 350 K sabiendo que la energía de activación de la misma es 50,2 kJ/mol? Solución

De acuerdo con la ecuación de Arrhenius   y tomando logaritmos para cada temperatura:

ln ( k2k1 )=−Ea

R ( 1T2− 1T1 )

Sustituyendo los valores resulta:

Page 16: Trabajo Semestral de Fisicoquimica

16

b. ENERGÍA DE ACTIVACIÓN:

La energía de activación mide la dferencia de entalpía entre el complejo activado y los reactivos.En 1899 Arrhenius propuso una interpretación cuantitativa de la variación de la velocidad de reacción con la temperatura. Propuso para la constante específica de velocidad la siguiente expresión:

Siendo R la constante de los gases, A una constante llamada factor de frecuencia y Ea la energía de activación. Esta ecuación puede interpretarse de acuerdo con la teoría del complejo activado.El factor de frecuencia A mide el número de choques con la orientación

adecuada, mientras   determina la fracción de moléculas que superan la energía de activación.

El factor exponencial es responsable de que ante un aumento de la temperatura la velocidad de reacción aumente mucho. Esto se debe a que el número de moléculas que superan la energía de activación aumenta con la temperatura.

c. EFECTO DE CONCENTRACIÓN Y PRESIÓN.

De acuerdo con la teoría de colisiones, para que se produzca una reacción química tienen que chocar entre sí las moléculas reaccionantes. El número de choques será proporcional a la concentración de cada uno de los reactivos. Este hecho viene recogido en la expresión de la ecuación de velocidad, ya que ésta es proporcional a las concentraciones elevadas a su orden de reacción.

V=K [ A ]α [B ]β

En reacciones entre gases, la velocidad de reacción depende de la presión a que se ven sometidos los reactivos y puede deducirse experimentalmente

Page 17: Trabajo Semestral de Fisicoquimica

17

que al aumentar la presión parcial de los gases aumenta la velocidad de reacción. La presión es proporcional al número de moléculas, por lo que si aumentamos la presión aumentaremos los choques entre las moléculas y con ello la velocidad de reacción.

En aquellas reacciones donde se aplica un exceso de reactivo, aunque no se consiga aumentar la cantidad total de producto, se consigue un aumento de velocidad al haber una mayor concentración de reactivo, o una mayor presión.

d. EFECTO DE SUPERFICIE Y CONTACTO.

En las reacciones heterogéneas, donde los reactivos están en diferentes fases, la reacción se produce en la superficie de contacto. En estos casos la velocidad de reacción dependerá del área de dicha superficie.

En el caso de un reactivo sólido, la velocidad aumentará cuanto mayor sea el grado de división. Así las reacciones pueden ser muy rápidas si los reactivos sólidos están finamente divididos

Las condiciones más propicias para que una reacción sea rápida es que se verifique entre gases o en disolución, ya que entonces la división alcanza su grado máximo

e. EFECTO DE NATURALIDAD DE LA SUSTANCIA.

Si se compara la velocidad de varias reacciones de diferente naturaleza se observa como ésta influye en la velocidad de reacción. Así las reacciones de transferencia de electrones (redox) suelen ser rápidas ya que solo implica un intercambio de electrones, sin la ruptura de enlaces.

Page 18: Trabajo Semestral de Fisicoquimica

18

Las reacciones que requieren ruptura y formación de enlaces son, en general más lentas.

Por otra parte, puesto que para que tenga lugar la reación química es condición necesaria que se produzca el choque de las moléculas, todos los factores que favorecen la movilidad de las moléculas aumentan la velocidad de reacción. 

Así, las reacciones con reactivos sólidos transcurren lentamente pero si están disueltas o en estado gaseoso la reacción es más rápida.

f. EFECTO DE CATALIZADORES.

Intervienen en alguna etapa de la reacción pero no se modifican, pues se recuperan al final y no aparecen en la ecuación global ajustada. Modifican el mecanismo y por tanto la Ea de la reacción.

Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de reacción sin experimentar al final de la transformación

Variaciones en su estructura o en su concentración. Los catalizadores son específicos de cada reacción.

Sin embargo, no modifican las constantes de los equilibrios. Pueden ser:

Positivos: hacen que “v” aumente, pues consiguen que EA disminuya. Negativos: hacen que “v” disminuya, pues consiguen que EA aumente.

EJEMPLOS:

Fe2+ + Cu2+ → Fe3+ + Cu+

2 NO(g) + O2 (g) → 2 NO2 (g)

Page 19: Trabajo Semestral de Fisicoquimica

19

Los catalizadores también pueden clasificarse en:

homogéneos: en la misma fase que los reactivos.

Un catalizador es una sustancia que, incluso en cantidades muy pequeñas, modifica mucho la velocidad de una reacción, sin sufrir ella misma ninguna alteración química permanente. Este fenómeno se denomina catálisis.

Aunque el catalizador no se consume en la reacción tiene un papel activo en la misma, ya que cambia el mecanismo de la reacción, proporcionando un mecanismo de reacción cuya energía de activación es menor.

Es necesario indicar que un catalizador disminuye la energía de activación también de la reacción inversa, pero no alteran en absoluto los valores de la entalpia y energía libre de la reacción. Por tanto no altera el equilibrio químico, tan sólo disminuye el tiempo en alcanzar ese equilibrio

Heterogéneos: se encuentra en distinta fase.

En las reacciones catalizadas por catalizadores en estado sólido el mecanismo de reacción transcurre por un proceso donde la primera etapa consiste en la adsorción de las moléculas reactivas en unos puntos denominados puntos activos. Una vez las moléculas han quedado adsorbidas se produce una relajación de los enlaces y el choque con orientación adecuada de moléculas de los otros reactivos. Posteriormente se produce la desorción de los productos de reacción quedando el punto activo del catalizador libre para catalizar nuevamente el proceso.

Page 20: Trabajo Semestral de Fisicoquimica

20

12.BIBLIOGRAFÍA:

GASTÓN PONS MUZZO-1985, “ FISICOQUÍMICA” –UNMSM- sexta edición LIMA – PERÚ

http://recursostic.educacion.es/newton/web/materiales_didacticos/

cinetica_quimica/pag52.html?4&1

http://ciencia-basica-experimental.net/1er-curso/edith.htm

http://www.uv.es/~baeza/cqtema3.html

Page 21: Trabajo Semestral de Fisicoquimica

21

CONTENIDO

INTRODUCCIÓN ……………………………………………………… ………3

VELOCIDAD DE UN REACCIONE QUÍMICA………………………………... 4

DEFINICIÓN………………………………………………………………………. 4

ECUACIÓN DE LA VELOCIDAD……………………………………….. ………4

TEORÍAS DE REACCIONES QUÍMICAS………………………………………6

TEORÍA DE COLISIONES………………………………………………………. 6

TEORÍA DEL COMPLEJO ACTIVADO………………………………………… 6

MOLECULARIDAD DE UNA REACCIÓN…………………………………….. 8

ORDEN DE UNA REACCIÓN…………………………………………………... 9

MECANISMO DE REACCIÓN………………………….. ………………………9

Reacciones con una etapa………………………………………………………. 10

Reacciones con varias etapas……………………………………………………10

REACCIÓN DE PRIMER ORDEN……………………………………………… 11

Page 22: Trabajo Semestral de Fisicoquimica

22

REACCIÓN DE SEGUNDO ORDEN…………………………………………… 12

REACCIÓN DE TERCER ORDEN………………………………………………14

REACCIONES DE ORDEN CERO……………………………………………...14

FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD………………………….. 15

EFECTO DE LA TEMPERATURA ………………………………………………15

ENERGÍA DE ACTIVACIÓN…………………………………………………….. 16

EFECTO DE CONCENTRACIÓN Y PRESIÓN……………………………….. 17

EFECTO DE SUPERFICIE Y CONTACTO……………………………………. 17

EFECTO DE NATURALIDAD DE LA SUSTANCIA…………………………... 18

EFECTO DE CATALIZADORES……………………………………….. ……… 19

Homogéneos……………………………………………………………………… 19

Heterogéneos…………………………………………………………………….. 20

BIBLIOGRAFÍA……………………………………………………………...... 21