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Presentacion cinética y equilibrio químico 2006
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Presentacion cinética y equilibrio químico 2006

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  • 1. Velocidad de reacción
    • La velocidad de reacción se expresa de la siguiente forma:
    Por ejemplo: HCl + NaOH ------- NaCl + H 2 O Para esta ecuación la expresión de velocidad es: 1) Moles o gramos de HCl o de NaOH por litro y por segundo. 2) Moles o gramos de NaCl o de H 2 O por litro y por segundo. Los moles o gramos de sustancia por litro de solución es la concentración, expresada como molaridad o simplemente en g/l. Por lo tanto, la velocidad de reacción se puede expresar como: V = C/t (3) Velocidad = moles o gramos de sustancias que reaccionan por litro (1) tiempo en segundos Velocidad = moles o gramos de sustancias obtenidas por litro (2) tiempo en segundos
  • 2. Consideremos la reacción: A 2 + B 2 -> 2AB A medida que la reacción ocurre las concentraciones de A 2 y B 2 disminuye gradualmente, mientras la concentración de los productos AB aumenta en la misma proporción Velocidad de reacción
  • 3. Teoría de las colisiones La energía necesaria, para que se de una reacción se llama Ea (energía de activación) y es la diferencia entre la energia de los reaccionantes y el complejo activado. Mientras mayor sea la Ea menor será la velocidad de reaccion. Por lo tanto la velocidad de reacción depende: * Numero de choques por segundo * Numero de choques efectivos * De la Ea de las moléculas para formar el complejo activado.
  • 4. Mecanismo de Reacción D: Energía de los reactivos: 10 Kcal F: Energía de los productos: 15 Kcal E: Energía o calor de la reacción: 5 Kcal G: Ea1 directa : B – A; 25 – 10 = 15 H: Ea2 inversa: B – C; 25 – 15 = 10 B: Complejo activado: 25 Kcal Reacción ENDOTERMICA la Ea de los productos (F) es mayor que la de los reactivos (D), en consecuencia hay absorción de calor. En cambio en una Reacción EXOTERMICA la energía de los productos es menor que la de los reactivos, en este caso hay liberación de calor.
  • 5. Factores que afectan la velocidad de reacción
    • Naturaleza de los reactantes
    • Superficie de contacto.
    • Agitación
    • Temperatura
    • Luz
    • Concentración de los reactivos
    • Catalizadores
  • 6. La naturaleza de los reactantes involucrados en una reacción determina el tipo de reacción que se efectúa. Las reacciones en las cuales se redistribuyen enlaces o se transfieren electrones pueden ser más lentas que las que no involucran estos cambios. Las reacciones iónicas se efectúan inmediatamente, esto se debe a las frecuentes colisiones entre iones con cargas opuestas. Superficie de contacto Cuando una o todas las sustancias que se combinan se hallan en estado sólido, la velocidad de reacción depende de la superficie expuesta en la reacción. Cuando los sólidos están molidos o en granos, aumenta la superficie de contacto y por consiguiente, aumenta la posibilidad de choque y la reacción es más veloz.
  • 7. Temperatura La velocidad de una reacción crece, en general, con la temperatura, y se duplica, aproximadamente, por cada 10 ºC que aumenta la temperatura. Agitación La agitación es una variante del punto anterior, lo que se logra agitando las sustancias reaccionantes, es mezclar íntimamente los reactivo aumentando la superficie de contacto entre ellos. Luz Hay reacciones que en la oscuridad son muy lentas, como por ejemplo, la combinación del hidrógeno con el cloro. La luz solar acelera la reacción de modo tal, que a la luz solar directa, la reacción se hace explosiva
  • 8. Concentración de los reaccionantes La velocidad de una reacción aumenta a mediada que aumenta la concentración de los reaccionantes. La velocidad de una reacción química es proporcional a la concentración en moles por litro (moles/litro), de las sustancias reaccionantes. Tenemos la siguiente reacción: H 2 + I 2 ↔ 2 HI Velocidad de reacción directa: V = K [H 2 ]* [I 2 ] Velocidad de reacción reversa: V = K [HI] 2 Si en la reacción directa se duplica la concentración de hidrogeno y se tríplica la de yodo, la velocidad de reacción se hará seis veces mayor con respecto ala velocidad original.
  • 9. Concentración de los reactivos Ley de acción de las masas GULDBERG Y WAAGE “ LA VELOCIDAD DE UNA REACCION ES PROPORCINAL AL PRODUCTO DE LA CONCENTRACION DE CADA SUSTANCIA EN LA REACCION, ELEVADA EN LA POTENCIA DE SU COEFICIENTE ESTEQUIOMETRICO” Para la reacción química general: aA + bB -> cC + dD Velocidad de la reacción de producción: V = K [A] a * [B] b Velocidad de la reacción reversa : V = K [C] c * [D] d Cuando la reacción alcanza un equilibrio químico entonces la velocidad de las dos reacciones se hace igual: Kd [A] a * [B] b = Kr [C] c * [D] d La constante de equilibrio para esta reacción es: Keq = Kd = [C] c * [D] d Kr [A] a * [B] b
  • 10. catalizadores
    • Se llaman catalizadores a las sustancias que intervienen en las reacciones, acelerándolas o retardándolas y que siguen presentes al finalizar la reacción, es decir que no se consumen en esta, no son parte de los productos reaccionantes. Las sustancias que retardan la velocidad de reacción se denominan inhibidores.
    Heterogéneos : No reaccionan químicamente con las sustancias del sistema: adsorben en su superficie, las moléculas de esas sustancias reaccionantes, aumentan, por consiguiente, el número de choques entre ellas y aceleran la reacción . Homogéneos: Estos catalizadores actúan interviniendo en la reacción y luego se regeneran al finalizar la misma . Un catalizador homogéneo se encuentra en la misma fase (estado) que los reactantes. Son características de los catalizadores: a) Gran desproporción entre la masa de las sustancias que reaccionan y la pequeña masa del catalizador. b) El catalizador se halla igual al final del proceso, que al comienzo de él. c) Un catalizador no produce una reacción que sin él no se realiza, solo modifica la velocidad de la misma. d) Los catalizadores son específicos de cada reacción o de un cierto grupo de reacciones.
  • 11. Equilibrio químico El equilibrio químico es el estado en el cual dos reacciones exactamente opuestas se realizan a la misma velocidad. Las reacciones se llaman reversibles cuando los productos pueden reaccionar para formar los reactantes. Cuando el estado de las concentraciones son constantes el equilibrio químico se ha alcanzado .
  • 12. Equilibrio químico
    • Se caracteriza por:
    • ser dinámico: la situación se mantiene estable por la igualdad de las velocidades en los procesos directo y reverso.
    • Ser espontáneo: buscan el equilibrio espontáneamente.
    • Ser único: el equilibrio se consigue según las propiedades y naturaleza del estado
    PRINCIPIO DE LE CHATELIER:
    • Cuando en un sistema en equilibrio, se modifica cualquiera de los factores, se afecta la velocidad de reacción y el punto de equilibrio se desplaza en la dirección que tienda a contrarrestar el efecto primario de dicha alteración.
    • Efectos de:
    • la concentración
    • la temperatura
    • la presión
  • 13. Efecto de la concentración en el equilibrio Efecto de la temperatura “ cuando se aumenta la concentración de una de las sustancias, el equilibrio se desplaza en el sentido de consumirse la sustancia agregada” Para la reacción: A + B ↔ C + D Si se aumenta la concentración de A, se rompe el equilibrio y la reacción se desplazara hacia la derecha para producir mas producto y alcanzar nuevamente el equilibrio. Si por el contrario, se aumenta la concentración de C, la reacción se desplaza hacia la izquierda. Dependiendo el tipo de reacción, (Endotérmica o exotérmica), si se aumenta la temperatura, el sistema reacciona en el sentido de gastar el calor añadido: así; si la reacción es endotérmica se desplaza hacia os productos, y si es exotérmica se desplaza hacia los reactivos.
  • 14. Efecto de la presión Este se hace evidente en las reacciones gaseosas. Recordemos a Boyle….“el volumen de un gas es inversamente proporcional a la temperatura” Para la reacción: N 2(g) + 3H 2(g) ↔ 2NH 3(g) 4 volúmenes de reaccionantes -> 2 volúmenes de producto Si se aumenta la presión en el sistema, el equilibrio se desplazará hacia donde hay menor volumen, es decir se formará mas amoníaco, si por el contrario la presión se disminuye, el equilibrio se desplazará hacia donde hay mayor volumen, es decir se formará más nitrógeno e hidrogeno.
  • 15. Constante de equilibrio
    • K e ≥ 1= la concentración de los productos es mayor que la concentración de los reactivos. De manera que el cociente de [ P ] / [ R ] es mayor que la unidad. La reacción es favorable en el sentido de formación. (exergonica- espontanea)
    • K e ≤1= la concentración de los productos es menor que la concentración de los reactivos. En este caso predomina la formaciuon de reactivos . La reacción es reversible. (endergonica- no espontanea)
    • K e = 1= el valor de la constate es igual a uno, lo que significa que la relación P-R es similar y no desfavorece la formación de ninguno

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