Universidad Tecnológica de Tula- Tepeji Técnico Superior Universitario en Mecatrónica Área Automatización Cinética Química Química Básica Ing. Merri Sandy Jiménez Barrera Jehieli Flores Zamudio 2MCA-G3 abril 2020 1 ÍNDICE Introducción…………………………………………………………………… 3 Cinética de reacción…………………………………………………………. 4 Teoría de colisiones………………………………… 4 Teoría de transición……………………………….. 5 Velocidad de reacción……………………………………………………….. 8 Ejemplos 1 y 2……………………………………. 9 Energía de activación………………………………………………………… 10 Conclusión……………………………………………………………………… 11 Bibliografía……………………………………………………………………… 11 2 INTRODUCCIÓN La cinética química se refiere normalmente a la velocidad con la que se producen las reacciones químicas, en contraste con la termodinámica, que se trata únicamente de la viabilidad o de la espontaneidad de una reacción, en el sentido de que esta reacción pueda ocurrir, pero no garantizado que esta reacción ocurra en un intervalo finito de tiempo. La cinética química tiene por finalidad responder a las siguientes preguntas: ¿Cuándo estará la reacción completa? ¿Con qué velocidad se producirá la reacción? Además de saber la respuestas a las dos preguntas anteriores, también necesitamos conocer otros aspectos más detallados si queremos alcanzar una compresión completa de cómo se producen las reacciones y, eventualmente, predecir teóricamente las velocidades de la reacción. De este modo, necesitaremos una información específica que nos permita determinar: El mecanismo por el que se produce la reacción. La dependencia de la velocidad de la reacción con la concentración. La dependencia de la velocidad de reacción con la temperatura. 3 Cinética de reacción ¿Qué es? La cinética de reacción o también conocida como cinética química es la se encarga de la rapidez de las reacciones químicas, además, como objetivo el estudio de los factores que influyen en la rapidez de un proceso químico, como lo son la temperatura, los cambios de concentración de reactantes, la adición de catalizadores, modificación de pH; fuerza iónica, constante dieléctrica, etc. Existen dos teorías que explican este suceso conocido como cinética de las reacciones químicas, estas teorías son: Teoría de las colisiones Teoría del estado de transición La Teoría de las colisiones se basa en la idea de que para que pueda tener lugar una reacción química, las moléculas de las sustancias deben chocar previamente entre sí y, por lo tanto: “La velocidad de una reacción es proporcional al número de colisiones producidas por unidad de tiempo entre las moléculas de los reactivos.” De acuerdo con esta teoría, cualquier factor que haga aumentar la frecuencia con la que tienen lugar dichas colisiones, deberá aumentar la velocidad de la reacción (o lo que es lo mismo, su constante cinética). Aunque debemos dejar en claro que no todas las colisiones que tienen lugar entre las moléculas de los reactivos van a dar lugar a productos, ya que no todas las colisiones son efectivas, también debemos saber que la mayoría de estas son demasiado lentas debido a que las colisiones producidas no son efectivas y no por ende no forman productos. Para que las colisiones sean efectivas hay tres puntos que deben hacerse: Las reacciones deben tener una energía mínima necesaria conocida como energía de activación. Las colisiones deben romper y formar nuevos enlaces. Las colisiones deben tener una orientación adecuada 4 Ejemplo de los puntos anteriores La Teoría del estado de transición es el complemento de la teoría de las colisiones, con la diferencia que esta teoría estudia los cambios energéticos. En esta e hace presenta la existencia del complejo activo. El complejo activado tiene una estructura química entre los reactivos y los productos, en el cual de debilitan los enlaces principales y se forman los nuevos, también es muy inestable por su elevada energía descomponiéndose casi inmediatamente en los productos de dicha reacción. La energía de activación es la diferencia entre la energía del complejo activado y los reactivos. Si esta energía es pequeña las moléculas alcanzaran el estado de transición y la reacción será rápida. La reacción será exotérmica cuando el estado energético de los reactivos es MAYOR que el de los productos. La reacción será endotérmica cuando el estado energético de los reactivos es MENOR que el de los productos. 5 Ejemplo de Cinética de reacción Ilustración 1 Teoría de colisiones Ilustración 3 Teoría del estado de transición 6 Velocidad de reacción Para poder estudiar la cinética de una reacción, es decir, la velocidad con la que se produce, en primer lugar, hay que determinar si es espontánea o no y si el grado de reacción es lo suficientemente grande como para que se pueda observar su desarrollo. La velocidad de una reacción química es la velocidad con que se forman los productos (o con que desaparecen los reactivos). Entonces la velocidad de una reacción química atendiendo a la variación de la masa o de los moles de reactivos o productos en relación al tiempo que tarda en producirse esa reacción; no obstante, se prefiere usar la variación de las concentraciones. Para la relación: 𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 → 𝑐𝐶 Se determina por: 𝑉 = 𝐾𝐶𝐴𝑛1 𝐶𝐵𝑛2 K= constante de rapidez de la reacción Se tiene que tener un orden para determinar su velocidad, aunque no define en mecanismo para resolverlo, para ello solo se puede hacer de manera experimental. Ejemplo 1: 4 HBr (g) + O2 (g) → 2 Br2 (g) + 2 H2O (g) Suponga que, en un instante determinado durante la reacción, el oxígeno molecular desaparece a la velocidad de 0,062 M / s. a) ¿Cuál es la velocidad a la que se forma el Br2? VR = - ¼ (Δ⌈HBr⌉/Δt) = – (Δ⌈O2⌉/Δt) = ½ (Δ⌈Br2⌉/Δt) = ½ (Δ⌈H2O⌉/Δt) De esta expresión se encuentra: 7 – (Δ⌈O2⌉/Δt) = ½ (Δ⌈Br2⌉/Δt) Donde: – (Δ⌈O2⌉/Δt): Velocidad a la desaparece el oxígeno molecular M/s. Por lo tanto, (Δ⌈Br2⌉/Δt) = 2 * – (Δ⌈O2⌉/Δt) = 2 * 0,062 M/s. La velocidad a la que se forma el Br2 = 0,124 M/s. b) ¿Cuál es la velocidad a la que desaparece el HBr (g)? De la expresión de velocidad se tiene: – (Δ⌈O2⌉/Δt) = - ¼ (Δ⌈HBr⌉/Δt) Por lo tanto, (Δ⌈HBr⌉/Δt) = 4 * – (Δ⌈O2⌉/Δt) = 4 * 0,062 M / s. La velocidad a la que desaparece el HBr = 0,248 M / s. c) ¿Cuál es la velocidad de la reacción? De la expresión de velocidad se tiene: VR = – (Δ⌈O2⌉/Δt) Por lo tanto, VR = – (Δ⌈O2⌉/Δt) = 0,062 M/s. La velocidad de la reacción, VR = 0,062 M / s. 8 = 0,062 Energía de activación Es la energía que posee un cuerpo debido a su movimiento. Todo cuerpo que ejerce un movimiento tiene energía cinética. Como toda energía se mide en joule, y la física la define como la cantidad de trabajo (w) que necesita el cuerpo (con una masa determinada) en estado de reposo para acelerar y alcanzar una velocidad determinada. La energía de activación de una reacción química se relaciona estrechamente con su velocidad. Mientras mayor sea la energía de activación, más lenta será la reacción química. Esto se debe a que las moléculas solo pueden completar la reacción una vez que han alcanzado la cima de la barrera de la energía de activación. Mientras más alta es la barrera, menos moléculas tendrán energía suficiente para superarla en cualquier momento dado. El proceso de aceleración de una reacción mediante la disminución de su energía de activación se conoce como catálisis y el factor que se añade para bajar la energía se llama catalizador. Los catalizadores biológicos se denominan enzimas Catalizadores son sustancias que disminuyen la energía de activación para una dada reacción, sin alterar el ΔH de la misma. “Enzimas: moléculas orgánicas que actúan como catalizadores de reacciones químicas, es decir, aceleran la velocidad de reacción. Comúnmente son de naturaleza proteica” Complejo activado: Es una estructura intermedia entre los reactivos y los productos, con enlaces intermediarios entre los dos reactivos y los dos productos. La energía de activación de la reacción corresponde a la energía necesaria para que la reacción se efectúe con menos energía de los reactivos. Cuanto más baja fuese la energía de activación de una reacción, más elevada será la velocidad de la misma. es necesario un primer aporte de energía para iniciar la combustión auto sostenida. Una pequeña cantidad de calor aportada puede bastar que se desencadene una combustión, haciendo la energía calórica aportada las veces de energía de activación y por eso a veces a la energía de activación se la llama fuente de consagración. Según el origen de este primer aporte de energía lo clasificamos como: Químico: La energía química exotérmica desprende calor, que puede ser empleado como fuente de ignición. 9 Eléctrico: El paso de una corriente eléctrica o un chispazo produce calor. Nuclear: La fusión y la fisión nuclear producen calor. Mecánico: Por compresión o fricción, la fuerza mecánica de dos cuerpos puede producir calor. El acontecimiento de una reacción química está obligatoriamente relacionado con el contacto entre moléculas reactivas y a una energía mínima necesaria. Esta energía mínima para el acontecimiento de la reacción es llamada como energía de activación. Si la energía es suficiente, se vence la repulsión y las moléculas se aproximan lo suficiente para que se produzca una reordenación de los enlaces de las moléculas. La ecuación de Arrhenius proporciona la base cuantitativa de la relación entre la energía de activación y la velocidad a la que se produce la reacción. El estudio de las velocidades de reacción se denomina cinética química. Ejemplos de Energía de Activación: 2N2O5 → 2N2O4 + O2 (Ea = 6,6·10-7 KJ/mol) CO + NO2 → CO2 + NO (Ea = 116 KJ/mol) H2 + I2 → 2HI (Ea = 180 KJ/mol) SIN CATALIZADOR H2 + I2 → 2HI (Ea = 60 KJ/mol) CON CATALIZADOR Ejemplo 2: Para una reacción entre los reactivos A y B, la constante de velocidad a 327 0C es y a 443 0C es . Calcula: a) La energía de activación. b) El factor de frecuencia. c) La constante de velocidad a 500 0C. Formula: 10 Conclusión: Como vimos en este tema la cinética química estudia la velocidad o rapidez con la que ocurre una reacción me parece que este estudio es de suma importancia porque gracias a este podemos predecir la velocidad que tendrá una reacción en unas condiciones determinadas, la temperatura con la que es mejor trabajar cada reacción porque sabiendo esto podemos determinar si nuestra reacción será espontanea o no, nos permite también saber la concentración y sobre todo nos ayuda determinar y comprender el mecanismo por el que tiene lugar una reacción. Referencias Gonzalez, M. (4 de agosto de 2010). Energía de activación. Obtenido de https://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/energia-deactivacion Gonzalez, M. (26 de mayo de 2010). Teoría de las Colisiones. Obtenido de https://quimica.laguia2000.com/reacciones-quimicas/teoria-delas-colisiones J., C., V., L., & s, R. J. (s.f). Velcidad de reacción. Obtenido de http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/22velocidad-de-reaccion.html s.n. (s.f.). Teoría del estado de transición. Obtenido de http://educativa.catedu.es/44700165/aula/archivos/repositorio/4750/48 49/html/21_el_estado_de_transicin.html s.n. (s.f.). Ley de Arrhenius. . Obtenido de http://www.qb.uson.mx/cl2dqb/cl2d/cqw/C3/C309Ea.aspx 11
