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Lic. Quím. Jenny Fernández Vivanco
CICLO 2012-I Módulo: IUnidad: IV Semana: 7
QUIMICA GENERAL
ORIENTACIONES
Se recomienda revisar las bases teóricas en su guía didáctica de química general.
Es necesario que dedique dos horas diarias a su estudio, consultando los libros o textos de lectura obligatorios y el material impreso que se le ha entregado.
Es obligatorio que revise los videos complementarios que se le adjunta sus respectivos link en internet.
Reacciones químicas
•Una reacción está gobernada por dos Una reacción está gobernada por dos aspectos:aspectos:
•La rapidez con la que se realiza: La rapidez con la que se realiza: aspecto cinéticoaspecto cinético CINÉTICA QUÍMICA CINÉTICA QUÍMICA
•La posibilidad de su realización: La posibilidad de su realización: aspecto termodinámicoaspecto termodinámico EQUILIBRIO EQUILIBRIO
QUÍMICO QUÍMICO
Formación del agua
• Hidrógeno y oxígeno son colocados en un globo en proporción 2:1,2H2(g) + O2(g) 2H2O(g)– Esta mezcla tiene la
posibilidad de formar agua, sin embargo la reacción no ocurrirá hasta colocar una pequeña llama en la base del globo.
– Los dos gases reaccionan explosivamente para formar agua.
– La reacción es altamente exotérmica, de modo que el agua formada estará en fase gaseosa antes que en líquido.
Rapidez de una reacción (r)
Indica la rapidez con la que se Indica la rapidez con la que se forman los productos o aquella forman los productos o aquella con la que se consumen los con la que se consumen los reactantes. Indica como cambia reactantes. Indica como cambia la concentración de los la concentración de los reactantes o de los productos en reactantes o de los productos en la unidad de tiempo.la unidad de tiempo.
Rapidez de una reacción (r)
[B][B]• Reactantes Reactantes B r B rBB = =
tt
[A][A](ii) A (ii) A productos productos r rAA = - = -
tt
[X] = concentración molar de X (mol/L)[X] = concentración molar de X (mol/L)
∆∆
∆∆
∆∆
∆∆
Rapidez de formación de BRapidez de formación de B
Rapidez de desaparición de ARapidez de desaparición de A
EjemploSea la rxn:Sea la rxn: NN22(g) + 3 H(g) + 3 H22 2 NH 2 NH33
• La rapidez de consumo de HLa rapidez de consumo de H22 es el triple de la es el triple de la
del consumo de Ndel consumo de N22
rrH2H2 = 3 r = 3 rN2N2 r rN2N2 = (1/3) r = (1/3) rH2H2
• También:También:rrNH3NH3 = 2 r = 2 rN2N2 r rN2N2 = (1/2) r = (1/2) rNH3NH3
• Luego:Luego:rrN2N2 = (1/3) r = (1/3) rH2H2 = (1/2) r = (1/2) rNH3NH3
Expresión de la rapidez
• En general, para la rxn: En general, para la rxn:
a A + b B → c C + d D
rA rB rC rD
= = =
a b c d
Δ[A] Δt
1a
= -Δ[B]
Δt1b
- =Δ[C]
Δt1c
=Δ[D]
Δt1d
= r= rrxnrxn
Ley diferencial de la velocidadLey diferencial de la velocidad
Un ejemplo
N2O5 2 NO2 1/2 O2+
0 2 4 6 8 10tiempo (min)
0.08
0.16
0.24
0.32
[M]
[N2O5]
[NO2]
[O2]
-Δ[N2O5]
Δt
Δ[NO2]
Δt=
1
2
Δ[O2]
Δt=
1
1/2rapidez =
CINETICA QUIMICA
Una reacción química tiene dos características importantes:
1. La posición de equilibrio2. La velocidad de reacción.
La cinética estudia la velocidad de las reacciones
VELOCIDAD DE REACCION
Es la cantidad de materia que se consume o se produce por unidad de tiempo.Describe que tan rápido cambia con el tiempo las concentraciones de reactivos y productos (mol/litro)
Factores que influyen en la velocidad de reacción
1. Naturaleza de los reaccionantes.2. Concentración de los reaccionantes.3. Temperatura4. Catalizadores
Núm
ero
de m
oléc
ulas
Tiempo (segundos)
A
B
Velocidad de reacción
BA ⇒
[ ] [ ]tB
tA
velocidad∆
∆=∆
∆−=
Si la reacción fuera: BA ⇒2
[ ] [ ]tB
tA
velocidad∆
∆=∆
∆−=21
En general: dDcCbBaA +⇒+
[ ] [ ] [ ] [ ]tD
dtC
ctB
btA
avelocidad
∆∆=
∆∆=
∆∆−=
∆∆−= 1111
Leyes de la velocidad
la velocidad inicial α la concentración inicial
dDcCbBaA +⇒+Si:
[ ] [ ] yx BAkvelocidad =
k = constante de velocidad específica de la reacción
[A], [B] = concentraciones molares
x + y = orden global de la reacción
x, y = orden con respecto a cada reactivo
Nota: x, y no dependen de los coeficientes estequiométricos
Relación entre las concentraciones de los reactivos y el tiempo
Reacciones de Primer Orden
Si:
productosA ⇒
[ ][ ] ktAAo =ln
Entonces:
Tiempo de vida mediaReacciones de primer orden
kt
2ln2/1 =
Independiente de la concentración de A
Energía de Activación
Es la mínima cantidad de energía que se requiere para iniciar una reacción química.
Las moléculas formadas temporalmente por la colisión antes de formar los productos se denomina “complejo activado”
¿Por qué ocurren las reacciones?Las reacciones químicas se producen por los choques eficaceseficaces entre las moléculas de reactivos
I
I
H
H
Choque eficaz
No eficaz
I
I
I
I
H
H
H
H
I
I
H
H
I
I
H
H
I2 + H2
HI + HI
I2 H2
Veamos la reacción de formación del HI a partir de I2 e H2
Además del choque en la dirección adecuada las moléculas tienen que tener una energía suficiente; esta energía mínima se denomina energía de activación.
Teoría de las colisiones
CH3Br + Cl- CH3Cl + Br-
Esta reacción se Esta reacción se sustitución simple sustitución simple ocurrirá sólo si el ocurrirá sólo si el ClCl-- ataca al ataca al sustrato por sustrato por detrás del enlace detrás del enlace C-Br, es decir se C-Br, es decir se presenta en la presenta en la posición posición adecuada.adecuada.
Modelo del estado de transiciónDiagramas de energía de activación
• durante la reacción se forman especies inestables y
de alta energía: los complejos activados.
• El complejo activado de mayor energía se conoce
como estado de transición, intermedio entre los
reactivos y los productos.• El modelo del estado de transición supone que el
estado de transición:• está en equilibrio, a muy bajas concentraciones, con los
reactivos.• puede descomponerse en productos, si posee la energía
adecuada, o por el contrario convertirse de nuevo en
reactivos si no contiene la energía suficiente.
Perfil de una reacción
• El transcurso de una reacción puede ser representado mediante un diagrama de energía (energía potencial vs avance de la reacción), en el cual se aprecia la variación de energía durante la reacción.
Perfil de una reacciónA s í , l a s r e a c c i o n e s e x o t e r m i c a s y e n d o t é r m i n a s p u e d e n r e p r e s e n t a r s e c o m o :
R e a c c i ó n e x o t é r m i c a
E n e r g í a d e a c t i v a c i ó n
E n e r g í a p o t e n c i a l
a v a n c e d e l a r e a c c i ó n
R e a c t i v o s
P r o d u c t o s
∆ H < 0
E s t a d o d e T r a n s i c i ó n
E n e r g í a p o t e n c i a l
a v a n c e d e l a r e a c c i ó n
R e a c t i v o s
P r o d u c t o s
E s t a d o d e T r a n s i c i ó n
∆ H > 0
E n e r g í a d e a c t i v a c i ó n
R e a c c i ó n e n d o t é r m i c a
R R P + calor P + calor R + calor R + calor P P
Reacciones exotérmicas endotérmicas
FeFe22OO33 + 2 Al + 2 Al 2Fe + Al 2Fe + Al22OO33 + energía + energía 2NH2NH44SCN + Ba(OH)SCN + Ba(OH)22 + calor + calor
NHNH33 + 2H + 2H22O + Ba(SCN)O + Ba(SCN)22
Diagrama de energía
En el diagrama se aprecian:En el diagrama se aprecian:EEaa = energía de activación = energía de activación
∆∆H = entalpía de reacción H = entalpía de reacción
H = entalpía = contenido de energía H = entalpía = contenido de energía almacenada en las sustancias (energía almacenada en las sustancias (energía potencial)potencial)∆∆H = HH = Hproductosproductos – H – Hreactantesreactantes
En una reacción exotérmica En una reacción exotérmica ∆∆H < 0H < 0En una reacción endotérmica En una reacción endotérmica ∆∆H > 0H > 0
Dada por Guldberg y Waage:Dada por Guldberg y Waage:
“ “ La velocidad de una reacción es proporcional a las La velocidad de una reacción es proporcional a las concentraciones de los reactantes elevadas a ciertos concentraciones de los reactantes elevadas a ciertos exponentes”exponentes”
Sea la rxn: Sea la rxn: 3A + 2B 3A + 2B C + D C + D rrAA r rBB
rrrxnrxn = = = r = = = rCC = r = rD D = k [A] = k [A]αα[B][B]ββ
3 23 2k = cont. Específica de velocidadk = cont. Específica de velocidadα, βα, β = entero o fracción, obtenido = entero o fracción, obtenido experimentalmenteexperimentalmenteα + βα + β = orden global = orden global
de la reacciónde la reacción
Ley de acción de masas
A mayor número de moléculas A mayor número de moléculas de reactantes, mayor será el de reactantes, mayor será el número de choques, y mayor la número de choques, y mayor la rapidez de la reacción !!rapidez de la reacción !!
Reacciones elementales
• Es aquella que ocurre en una sola etapa, es decir su ecuación muestra que especies chocan directamente para dar los productos.
Ejemplo de reacción elemental
Estado de Estado de transicióntransición
Complejos Complejos activadosactivados
NN22O + NO O + NO N N22 + NO + NO2 2 + 139 kJ+ 139 kJ
Reacciones complejas o por etapas
• Son las que ocurren en varias etapas. Es decir su ecuación no muestra las especies que chocan directamente.
• Ejemplo:
H2O2 + 2 Br- + 2H+ Br2 + 2 H2O
• Etapas (mecanismo):(i) Br- + H+ + H2O2 HOBr + H2O
(ii) H+ + HOBr + Br- H2O + Br2
H2O2 + 2Br- + 2H+ Br2 + 2 H2O
Es imposible pensar en el choque simultáneo de más de 3 especies!!Es imposible pensar en el choque simultáneo de más de 3 especies!!
Una reacción por etapas
• Las soluciones A y B producen una solución roja. Luego, al adicionar la solución C, la solución se torna blanca lechosa, la que luego de un tiempo se vuelve azul.
Nota
• Solo en reacciones elementales, el orden de la rxn se obtiene de la estequiometría.
• Rxn unimolecular: A prod rrxn = k[A]
• Rxn bimolecular: A + B prod rrxn = k[A][B]
• Rxn bimolecular: 2 A prod rrxn = k[A]2
• Rxn trimolecular: 3A prod rrxn = k[A]3
• Rxn trimolecular: A + 2B prod rrxn = k[A][B]2
Factores que afectan la rrxn
1.- Estado físico de los reactivos1.- Estado físico de los reactivos
2.- Concentración de los 2.- Concentración de los reactivosreactivos
Las reacciones son más rápidas si los reactivos son gaseosos o están en solución. En las reacciones heterogéneas la velocidad
dependerá de la superficie de contacto entre ambas fases, siendo mayor cuanto mayor es el estado de división.
A mayor número de moléculas, mayor número de choques A mayor número de moléculas, mayor número de choques efectivos, y por tanto mayor rapidez de la reacción.efectivos, y por tanto mayor rapidez de la reacción.
Son aquellos que modifican el número de choques Son aquellos que modifican el número de choques efectivosefectivos
Factores que afectan la rrxn
3.- Temperatura3.- Temperatura
Un incremento de la temperatura provoca un incremento en la energía cinética de las moléculas, lo que hace que sea mayor el número de moléculas que alcanza la energía de activación, aumentando también la probabilidad de choques efectivos.4.- Catalizadores4.- Catalizadores
Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de
reacción sin consumirse.
El catalizador actúa cambiando la trayectoria (el mecanismo)
de la reacción, disminuyendo la energía de activación
necesaria y aumentando la velocidad de reacción.
Energía de activación
En
ergí
a p
oten
cial
Transcurso de la reacción
Complejoactivado
Reactivos
∆H<0
Energía de activación
Transcurso de la reacción
Complejoactivado
Reactivos
∆H>0En
ergí
a p
oten
cial
Reacción exotérmica Reacción endotérmica
Productos
Productos
E.A
Los catalizadores cambian la energía de activación de una determinada reacción, y por lo tanto incrementan la velocidad de reacción
Reacción no catalizadaReacción catalizada
Energía de activación
En
ergí
a
Transcurso de la reacción
Complejoactivado
Reactivos
∆H<0
Energía de activación
Transcurso de la reacción
Complejoactivado
Reactivos
∆H>0
En
ergí
a
Reacción exotérmica Reacción endotérmica
Productos
Productos
E.A
E.A
Los catalizadoresnegativos aumentan laenergía de activación
Los catalizadorespositivos disminuyenla energía de activación
E.A sin catalizadorE.A con catalizador negativoE.A con catalizador positivo
Descomposición catalítica del H2O2
HH22OO22 (ac) (ac) O O22(g) + 2 H(g) + 2 H22O(l)O(l)
Un catalizador cambia el perfil de una reacción
PROBLEMAS APLICATIVOS EN CINETICA QUIMICA
1. Una cierta reacción es de primer orden. Sabiendo que luego de 70s ha reaccionado el 40% del reactivo
¿Calcular el periodo de vida media? • Como es una reacción de primer orden:
• Cuando t = 70s, reaccionado el 40,0%
• queda el 60% ( del inicial)
• Despejando : K = 7,29x10-3s-
• t1/2 =?, t1/2 = ln2/K t1/2 = 0,693/
7,29x10-3s-
• Despejando: t1/2= 95,06s
ln (CA /C₀ A) = Kt
ln (CA /0,60C₀ A ₀) = K(70s)
2. Se tiene que la concentración molar de A es 4,5 M. si luego de 180 minutos la concentración es 1,8M. Si la reacción sigue una cinética de Orden Cero. Calcular:a)El periodo de vida media.b)El tiempo que debe transcurrir para que la concentración de A sea 0,5M.
• Reacción de orden cero:
----- (1)
La concentración inicial es 4,5M
La concentración es 1,8M cuando el t = 180min, reemplazando en la ecuación:
Despejando K = 0,015M/min
a) t1/2 = C A₀ /2K t1/2 = 4,5M/2(0,015M/min) t1/2 = 150min
b) En la (1) : 4,5M – 0,5M = 0,015M/min(t)
despejando t= 266,67 min.
C A₀ - CA = Kt
4,5M - 1,8M = K(180min)
3. A 25°C,la descomposición del pentaóxido de dinitrógeno en dióxido de nitrógeno y oxígeno proporcionó los siguientes datos: Determine la concentración cuando t =950
t(min) 0 400 600 800
[N2O5] (moles/l) 15,0 6,2 4,0 2,5
Cuando no se conoce el orden, se asume:Considerando que es de primer orden:
Como la constante K presenta valores similares, se concluye que la reacción es de primer orden. ln (15/CA) = 2,2x10-3 (950min) CA = 1,86moles/L
Ln (Ca /Ca) = Kt ₀Ln (15/6,2) = K(400min) K = 2,2x10-3
Ln (15/4,0) = K(600min) K = 2,2x10-3
Ln (15/2,5) = K(800min) K = 2,2x10-3
4. A 310° C y presión inicial de 784.3 torr, se descompone una muestra de arsenamina según la reacción de primer orden AsH3 (g) As(s) + 3/2 H2 (g). Sabiendo que a las tres horas la presión alcanza el valor de 878.5 torr, calcular: a) la constante k de velocidad ; b) t1/2
• Sabemos que• Como PV = RTn, P/RT = n/V = C CA = P₀ A /RT , C₀ A = PA
/RT Reemplazando en Ecuación de primer orden:
Datos: PA = 784,3torr , P₀ T = 878,5 torr, nos falta conocer la PA ?
• AsH3 (g) As(s) + 3/2 H2 (g)• P inicial 784,3 ---• P cambio - x 3/2 x• P final 784,3 – x 3/2x
• PT = 878,5 torr = 784,3 – x + 3/2x
• x = 188,4
ln (Ca /Ca) = Kt ₀
ln (PA₀ /RT / PA RT ) = Kt
ln (PA₀ / PA ) = Kt
PAsH3 = PA = 784,3 – 188,4 = 595,9Reemplazando en ln (PA₀ / PA ) = Kt ln (784,3 / 595,9 ) = K(3hr) K = 0,0915 hr –
•t 1/2 = ln 2/k = 0,693/ 0,0915 hr –
t 1/2 = 7,57 hrs.
5. La vida media para la descomposición radiactiva de primer orden del 14C es 5730 años. En una muestra arqueológica se
encuentra madera que posee tan sólo el 72% del 14C que tienen los árboles vivos. ¿Cuál es la edad de la muestra?
• Reacción de primer orden:
• t 1/2 = ln 2/k K = ln2/ t ½ = 0,693/5730años
K = 1,209 x 10-4 años-1
Sabemos: ln (CA₀ /CA ) = Kt ln (CA₀ / 0,72 CA₀) = 1,209 x 10-4
años-1 t
Despejando: t = 2717,15 años
a) De la gráfica : t ½ = 9,9min = 10 min.
b)K = ln2/ t ½ K = 0,693/10 min = 0,0693min-
c)Velocidad=K[A]
Velocidad =0,0693(1/min)(0,4x10-2 mol/L) Velocidad = 2,772x10- 4 mol/L min
De la gráfica la CA₀ = 0,8 x10-2 M
el t ½ es cuando la concentración final es la
mitad de la concentración inicial
CA = 0,4 x10-2 M
6. Considerando que se tiene una reacción de primer orden , determine el periodo de vida media.
7. Una reacción de primer orden, cuando ha transcurrido 80s la presión inicial del reactante ha disminuido en un 20% . Calcular el periodo de vida media y cuanto será la presión del reactante si ha
pasado 120s.• Reacción de Primer orden
La presión ha disminuido 20%, queda 80%
ln(PA₀/0,80PA₀ ) = K(80s) K = 2,79x10-3 s-
t1/2 =?, t1/2=ln2/K t1/2 = 0,693/2,79x10-3 s-
• Despejando: t1/2= 248,38s. b) ln(PA₀/XPA₀ ) = 2,79x10-3 s-(120s)
Despejando X = 0,7142,
La presión del reactante será 71,42% De la Presión Inicial
ln (PA₀ / PA ) = Kt
8. En presencia de CCl4 , el N2O5 se disocia en oxígeno y dióxido de nitrógeno. Si la cinética de este proceso es de orden uno y su constante de velocidad, a 30 ºC, es 1,23 x 10-5:a) ¿Cuáles son las unidades de k?b) ¿Cuál será el valor de la velocidad a 30 ºC si la concentración inicial de reactivo es 0,5 M?c) Si la reacción fuese a 50 ºC, ¿aumentaría la velocidad de reacción?d) Si la concentración inicial del reactivo fuese 0,001 M, ¿cuál sería la velocidad del proceso?
a) Velocidad = K CA
M/s = K (M) K = 1/s
b) Velocidad = 1,23x10-5(1/s) (0,5M)
Velocidad = 6,25 x10-5 (M/s)
c) Si cuando se incrementa la T, la velocidad de reacción aumenta.
d) Velocidad = 1,23x10-5(1/s) (0,001M)=1,23x10-8 M/s
9. La velocidad de reacción del proceso A + B C, sigue la ecuación:
V = K[A]2[B]
A partir de estos datos responde a las siguientes cuestiones:
a) Indica el orden parcial de cada reactivo y el orden total de la reacción.
Es una reacción de Segundo Orden para A y de primer Orden para B.
el orden Total es 3.
b) Si aumentamos la temperatura del sistema, ¿afectaría a esta reacción?
Si aumentamos la temperatura, la Velocidad de reacción sería mayor porque las moléculas se encuentran energetizadas (>EK )
c) Si duplicamos la concentración inicial de A, ¿cómo variará la velocidad del proceso? ¿Y si triplicamos la concentración inicial de B?
Sabemos que la velocidad del proceso es: V = K[A]2[B] Si duplicamos la concentración de A: V = K[2A]2[B]= 4
K[A]2[B]
La velocidad se cuadruplica. Si triplicamos la concentración de B: V = K[A]2[3B]=
3K[A]2[B]
La velocidad se triplica.
10.En un recipiente de 5L que contiene inicialmente 0,4 moles de A, según la reacción:
• 2A B + 2C, al cabo de 200 s quedan 0,2 moles de A.
• Calcular la velocidad media de la reacción en ese periodo de tiempo.
VeloMedia: - ½(ΔCA/Δt) = -1/2(0.2/5 -0,4/5)/200 =
0.0001M/s
• Determinar la concentración de B y C.
- ½(ΔCA/Δt) = (ΔCB/Δt) 0,0001M/s = ΔCB/200s
ΔCB = 0,02M = CB - CB como C₀ B = 0, ₀ CB = 0,02M
De la ecuaciòn B + 2C, la C C = 0,04M
CONCLUSIONES Y/O ACTIVIDADES DE INVESTIGACIÓN SUGERIDAS
Investigar lo siguiente:
3. Control de la velocidad de reaccion en la conduccion de la corriente electrica en funcion al voltaje de corrientes:
a) Bajo voltaje
b) Medio voltaje
c) Alto voltaje
GRACIAS
