keila ferreira y zenndlli villamil profesoras en formación inicial universidad pedagógica nacional

CINETICA Y EQUILLIBRIO QUIMICO

Keila Ferreira y Zenndlli Villamil

Profesoras en formación inicial Universidad Pedagógica Nacional

DEFINICIÓN La cinética química es la parte de la química que trata de la velocidad con que

suceden las reacciones, de los factores que influyen en ella y del mecanismo a través del cual los reactivos se transforman en productos.

El estudio de una reacción química puede hacerse desde el punto de vista termodinámico o desde el cinético. A continuación se presentan algunas diferencias:

Term

od

inám

ica • Permite conocer la

espontaneidad ó no espontaneidad de las reacciones

• los sistemas termodinámicos se desarrolla a través de las interacciones entre las partículas que los componen y entre ellas y las exteriores

Cin

éti

ca

• Informa sobre la rapidez con que tendrá lugar el proceso de transformación de los reactivos en productos

• Estima propiedades macroscópicas observables (composición, T, P, V ytiempo)

∆G0 reacción = ∑n ∆G0 productos – ∑n ∆G0 reactivos

COMPRENDE

Velocidad de reacción Representa la rapidez con que tiene lugar la transformación

química de los reactivos en los productos. Mientras la concentración de los reactivos desciende, la concentración de los productos aumenta.

aA + bB → cC + dD

La ecuación de velocidad o ley de velocidad es una expresión matemática que relaciona la velocidad instantánea de una reacción en un momento dado con las concentraciones de los reactivos presentes en ese momento.

v = K.[A]^x .[B]^y .

EJEMPLO

El orden de reacción global es la suma de los exponentes de todos los términos de concentración. El orden de reacción no se relaciona con los coeficientes estequiométricos de la reacción.

¿Cómo ocurrenlas reacciones químicas y qué condiciones se requieren para ello?

A. Teoría de las colisionesPropone que para que pueda producirse una reacción química entre átomos, iones o moléculas, es preciso que éstos experimenten primeramente colisiones. Según esta teoría, la velocidad de la reacción dependerá de otros factores:

• La frecuencia de los choques efectivos (concentración, estado de los reactivos, temperatura (velocidad), etc)

• La frecuencia de los choques con energía suficiente para llegar al estado de transición (temperatura).

COLISIONES EFECTIVAS O ELÁSTICAS

Las moléculas, átomos, iones, ... de las especies reaccionantes deben tener una energía mínima necesaria (energía de activación), dado casi todas las reacciones implican una ruptura de enlaces que requieren un aporte energético.

La orientación relativa de las especies que colisionan debe ser la adecuada para que la interacción sea efectiva.

Concentración del reactivoMayor numero de colisionesReacción lenta

Energía de activación: es la energía adicional que deben absorber las moléculas de los reactivos para que, al colisionar, lleguen a formar el complejo activado.Cuando las moléculas de los reactivos se aproximan, experimentan una deformación que, en el choque, da lugar a un estado intermedio de alta energía y corta duración: el complejo activado.

FACTORES QUE INCLUYEN EN LA CINÉTICA QUÍMICA

Temperatura: Por regla general, la elevación de la temperatura produce un importante aumento de la velocidad de reacción.

Concentración: Un aumento de la concentración de los reactivos favorece la velocidad de reacción.

Naturaleza de los reactivos: la tendencia a reaccionar que muestran algunas sustancias con otras se relaciona con la distribución y estructura tridimensional de los electrones periféricos.

Superficie de contacto: mientras mas puntos haya entre los puntos reaccionantes, la reacción ocurrirá mas rápido.

CATALIZADOR Uso de catalizador. Un

catalizador es una sustancia que, estando presente en una reacción química, produce una variación en la energía de activación, y como consecuencia una variación de su velocidad, sin ser consumida durante el transcurso de aquella.

CATALISIS HOMOGENEA Tienen lugar cuando el catalizador está presente en la misma fase que los reactivos

CATALISIS HETEROGENEA. El catalizador esta presente en una fase diferente de las moléculas que reaccionan, normalmente un sólido en contacto con reactivos gaseosos o en disolución.

CATALIZADORES BIOLOGICOS

Son moléculas de origen proteico o ácidos nucleicos (RNA autocatalítico). Son altamente específicas de su sustrato y de la reacción que catalizan.

Además son saturables. Son regulables por algunas sustancias. Actúan sólo cuando son necesarias.

USOS

Síntesis de productos básicos (ácido sulfúrico, ácido nítrico, etc.)

Refinación del petróleo y la petroquímica Síntesis de productos farmacéuticos, en la

industria de los alimentos

EQUILIBRIO QUÍMICO

Es el estado que se alcanza cuando las concentraciones

de los reactivos y los productos permanecen

constantes a lo largo del tiempo.

REACCIONES REVERSIBLES E IRREVERSIBLES

Reacciones químicas en las que los productos resultantes reaccionan entre sí para regenerar las sustancias de partida. Se emplea una doble flecha que indica el sentido de las 2 reacciones: directa e inversa

La reacción de síntesis del amoníaco es una reacción reversible. El H2 se combina con el N2 formándose NH3, pero éste a su vez se descompone, regenerando las sustancias de partida.

Las reacciones reversibles no finalizan nunca, pues los reactivos se están regenerando continuamente.

REACCIONES REVERSIBLES

Reacciones químicas en las que los productos obtenidos en ellas no tienen tendencia a reaccionar entre sí para regenerar las sustancias de que proceden

La reacción del NaCl con el AgNO3 es una reacción irreversible, pues los productos del mismo, no reaccionan entre sí regenerando los reactivos de partida.

Las reacciones irreversibles finalizan cuando se agota alguno de los reactivos.

REACCIONES IRREVERSIBLES.

CONSTANTE DE EQUILIBRIO

A partir de una reacción reversible general:

Donde a, b, c y d son los coeficientes estequiométricos.

Ecuación de equilibrio

Constante de equilibrio

Productos

Reactivos

Expresión de la constante de equilibrio

Tendencia de reacción

Kc (constante de equilibrio).

1 Kc'=

Kc

EJEMPLO

ΔH=-92.2 KJ

USO DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO

Estimación del grado de transformación de una reacción.

Muy pequeño

Muy grande

En el equilibrio hay concentraciones apreciables tanto de reactivos como de

productos.

La reacción avanza casi

hasta completarse.

Casi no hay

reacción.

Cuanto mayor sea el valor de la constante de equilibrio Kc, la reacción avanza más hacía la derecha para alcanzar el estado de equilibrio

10-3 1 103

Cociente de reacción Si Qc<Kc, la reacción neta se efectúa

de izquierda a derecha. Si Qc>Kc, la reacción neta se efectúa

de derecha a izquierda. Si Qc=Kc, no se efectúa reacción neta

alguna.

EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS

Son aquellos en los que todos los reactivos y productos están presentes en más de una

fase.

Como regla general, las concentraciones de los sólidos puros y los líquidos puros no se

incluyen al escribir una ecuación de equilibrio.

FACTORES QUE ALTERAN LA COMPOSICIÓN DE UNA MEZCLA EN EQUILIBRIO

El principio de Le Chatelier “Si se produce una perturbación a una

mezcla de reacción en equilibrio, la reacción neta avanza en la dirección que contrarresta esta perturbación”.

Hay varios factores que se pueden aprovechar para alterar la composición

de una mezcla en equilibrio:

Cambiar la concentración de reactivos o productos.

Cambiar la presión y el volumen. Cambiar la temperatura

Adición de un catalizador.

ALTERACIÓN DE UNA MEZCLA EN EQUILIBRIO

Cambios en la concentración.

La perturbación en la concentración, causada por la

adición de un reactivo o un producto, hace que la

reacción evolucione en la dirección en que se consuma

la sustancia agregada. La perturbación en la

concentración, causada por la eliminación de un reactivo o un producto, provoca que la reacción neta evolucione en la dirección que aumente la

concentración de la sustancia que se eliminó.

EJEMPLO Para la siguiente

reacción en equilibrio:

Supongamos que una mezcla en equilibrio contiene 3.00 M de NO, 0.50 M de O2 y 1.98 M de NO2 y el equilibrio se perturba al aumentar la concentración de O2 hasta 1.50 M.


Cambios de presión y volumen.

Un aumento en la presión, reduciendo el volumen,

favorecerá una reacción neta en la dirección que

disminuyan los moles de gas. Una disminución en la

presión, aumentando el volumen, favorecerá una

reacción neta en la dirección que incremente los moles de

gas.

EJEMPLO

Kc=0.291 a 700 K


Cambios de temperatura. Si una vez alcanzado el equilibrio

aumentamos la temperatura, el sistema, se opone a ese aumento de energía calorífica y el equilibrio

se desplaza en el sentido que absorbe calor, es decir, hacía la

izquierda. Si se desciende la temperatura, el

equilibrio se desplaza hacia la derecha, pues así desprende el

calor oponiéndose al descenso de temperatura.

TEORÍAS ÁCIDO-BASE ARRHENIUS BRONSTED-LOWRY LEWIS

Ácido Es toda sustancia que en solución acuosa produce

iones hidrógeno (protones).

H2SO4 HSO4- + H+

Es un ion que cede un protón.

HCl (g) +H2O (l) -----> H3O+(ac) + Cl–(ac)

Sustancia que acepta un par de electrones y se llama electrófilo.

Base Sustancia que en solución acuosa produce iones OH

(hidróxido).

Es un ion que acepta un protón.

NH3 (g) + H2O (l) -----> NH4+ + OH–

Sustancia que cede un par de electrones y se llama nucleófilo.

DISOCIACIÓN DEL AGUA

Una de las propiedades más importantes del agua es su capacidad de funcionar como

ácido y como base.

Disociación del agua

Constante del producto iónico del agua

ÁCIDA [H3O+]>[OH-]

NEUTRA [H3O+]=[OH-]

BÁSICA [H3O+]<[OH-]

SÍNTESIS DE OSTWALD

4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O K = 10168

2 NO + O2 2 NO2

3 NO2 + H2O 2 HNO3 + NO NO2 + NO + H2O 2 HNO2

HNO2 + 1/2 O2 HNO3

EQUILIBRIO QUÍMICO

Es el estado que se alcanza cuando las concentraciones

de los reactivos y los productos permanecen

constantes a lo largo del tiempo.

REACCIONES REVERSIBLES E IRREVERSIBLES

Reacciones químicas en las que los productos resultantes reaccionan entre sí para regenerar las sustancias de partida. Se emplea una doble flecha que indica el sentido de las 2 reacciones: directa e inversa

La reacción de síntesis del amoníaco es una reacción reversible. El H2 se combina con el N2 formándose NH3, pero éste a su vez se descompone, regenerando las sustancias de partida.

Las reacciones reversibles no finalizan nunca, pues los reactivos se están regenerando continuamente.

REACCIONES REVERSIBLES

Reacciones químicas en las que los productos obtenidos en ellas no tienen tendencia a reaccionar entre sí para regenerar las sustancias de que proceden

La reacción del NaCl con el AgNO3 es una reacción irreversible, pues los productos del mismo, no reaccionan entre sí regenerando los reactivos de partida.

Las reacciones irreversibles finalizan cuando se agota alguno de los reactivos.

REACCIONES IRREVERSIBLES.

CONSTANTE DE EQUILIBRIO

A partir de una reacción reversible general:

Donde a, b, c y d son los coeficientes estequiométricos.

Ecuación de equilibrio

Constante de equilibrio

Productos

Reactivos

Expresión de la constante de equilibrio

Tendencia de reacción

Kc (constante de equilibrio).

1 Kc'=

Kc

USO DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO

Estimación del grado de transformación de una reacción.

Muy pequeño

Muy grande

En el equilibrio hay concentraciones apreciables tanto de reactivos como de

productos.

La reacción avanza casi

hasta completarse.

Casi no hay

reacción.

Cuanto mayor sea el valor de la constante de equilibrio Kc, la reacción avanza más hacía la derecha para alcanzar el estado de equilibrio

10-3 1 103

Cociente de reacción Si Qc<Kc, la reacción neta se efectúa

de izquierda a derecha. Si Qc>Kc, la reacción neta se efectúa

de derecha a izquierda. Si Qc=Kc, no se efectúa reacción neta

alguna.

EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS

Son aquellos en los que todos los reactivos y productos están presentes en más de una

fase.

Como regla general, las concentraciones de los sólidos piros y los líquidos puros no se

incluyen al escribir una ecuación de equilibrio.

FACTORES QUE ALTERAN LA COMPOSICIÓN DE UNA MEZCLA EN EQUILIBRIO

El principio de le chatelier “Si se produce una perturbación a una

mezcla de reacción en equilibrio, la reacción neta avanza en la dirección que contrarresta esta perturbación”.

Hay varios factores que se pueden aprovechar para alterar la composición

de una mezcla en equilibrio:

Cambiar la concentración de reactivos o productos.

Cambiar la presión y el volumen. Cambiar la temperatura

Adición de un catalizador.


Cambios en la concentración.

La perturbación en la concentración, causada por la

adición de un reactivo o un producto, hace que la

reacción evolucione en la dirección en que se consuma

la sustancia agregada. La perturbación en la

concentración, causada por la eliminación de un reactivo o un producto, provoca que la reacción neta evolucione en la dirección que aumente la

concentración de la sustancia que se eliminó.

EJEMPLO Para la siguiente

reacción en equilibrio:

Supongamos que una mezcla en equilibrio contiene 3.00 M de NO, 0.50 M de O2 y 1.98 M de NO2. y el equilibrio se perturba al aumentar la concentración de O2 hasta 1.50 M.