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estudio de la velocidad de reaccion

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    cinetica quimica cinetica quimica Presentation Transcript

      • 6ª UNIDAD
      • CINETICA QUIMICA
      • TEMAS: SL/ HL
      • Velocidad de reacción
      • Teoría de las colisiones
      • Factores que afectan la Velocidad de reacción
      • Orden de reacción y vida media
      • Ecuación de Arrhenius
      • Mecanismos de reacción
      • OBJETIVOS DE LA UNIDAD (HL)
      • Velocidad de reacción
      • 1) Definir velocidad de reacción
      • 2)Diseñar procedimientos experimentales para medir velocidad de reacción
      • 3) Analizar datos obtenidos en experimentos de velocidad
      • 4) Distinguir los términos constante de velocidad y orden de reacción
      • 5) Deducir ecuación de velocidad
      • 6) Resolver problemas relacionados con la ecuación de velocidad
      • 7) Analizar graficas de reacciones de primer , segundo y orden cero
      • Teoría de las colisiones
      • 8)Describir la teoría cinética desde el punto de vista del movimiento de partículas cuya energía es proporcional a la temperatura
      • 9)Definir el termino energía de activación Ea
      • 10)Explicar la teoría de las colisiones
      • 11) Predecir y explicar en base a la teoría de las colisiones los efectos sobre la velocidad de los cambios de concentración, temperatura, tamaño de las partículas, y la presión
      • 12) Explicar cualitativamente las curvas de distribución de Maxwell-Bolstzmann
      • 13) Describir el efecto de los catalizadores sobre la velocidad de reacción
      • Mecanismos de reacción
      • 14) Explicar que la etapa lenta determina la velocidad de reacción
      • 15) Describir relación entre re mecanismo de reacción y orden de reacción
      • VELOCIDAD DE REACCION
      • La cinética
      • Es el área de la química que estudia la rapidez o velocidad con que ocurren las reacciones
      • Se define Velocidad de reacción como el cambio de concentración de un reactivo o producto por unidad de tiempo, la cual se expresa en moles/litro (M/s)
      • V = cambio de concentración
      • tiempo
      • Ejemplos de reacciones comunes que justifican su estudio
      • 1) La fotosíntesis y las reacciones nucleares son muy rápidas, entre 1x10 -12 a 1x10 -6 seg.
      • 2) La transformación de carbón grafito en el otro externo requiere millones de años para convertirse en diamante.
      • 3) El conocimiento de la velocidad de las reacciones químicas es muy importante en muchas industrias especialmente en el control de la contaminación ambiental, conservación de los alimentos, o fabricación de medicamentos
      • Los factores que afectan la velocidad de reacción:
      • a) los cambios de concentración
      • b) la temperatura
      • c) la presencia de un catalizador
      • d) la presencia de luz
      • e) la superficie de contacto
      • f) el estado de la materia
      • g) el grado de fraccionamiento de la materia
      • Recuerde: La prueba es el 7 de agosto
      • a) Efecto que tienen los cambios de concentración sobre la velocidad de una reacción
      • Para una reacción simple donde un reactivo A se transforma en B
      • A B
      • (negro) (rojo)
      • Como se muestra en la figura, a medida que pasa el tiempo la concentración del reactivo A disminuye y la reacción se va haciendo cada vez mas lenta, mientras que B crece cada vez con mayor vigor y en la figura se ven mas moléculas rojas
    •  
      • Actividad practica n° 1
      • Demostrar el efecto de los cambios de concentración sobre la velocidad de la reacción entre bromo (Br 2 ) y acido fórmico (HCOOH)
    • Hacer un grafico de tiempo v/s concentración usando la siguiente tabla de datos.
    • Si ya hizo el grafico, ahora calcular la velocidad promedio en tres puntos distintos de la curva
    •  
      • Ahora, completar el siguiente cuadro, para explicar dependencia entre la velocidad de la reacción y la concentración de Br 2
      Tiempo (s) [ Br 2 ] (M) Velocidad (M/s) K = velocidad/[ Br2 ] (s -1 ) 0 0.01200 50 0.01010 100 0.00846 150 0.00710 200 0.00596 250 0.00500 300 0.00420 350 0.00353 400 0.00296
      • Completar el siguiente cuadro, para explicar dependencia entre la velocidad de la reacción y la concentración de Br 2
      • Actividad practica n° 2
      • Construir un segundo grafico de velocidad v/s concentración
      • velocidad (M/S)
      • [ Br 2 ] (M)
      • REVISION DE LA PRIMERA PARTE DE LA TAREA
      • MAÑANA SE REVISA LA SEGUNDA PARTE
    •  
      • Análisis del grafico:
      • 1) si la velocidad se define como el cambio de concentración por unidad de tiempo, entonces la reacción entre bromo y acido fórmico depende directamente de la concentración de Br 2
      • 2) la expresión de velocidad para esta reacción es: V = K [ Br 2 ]
      • 3) donde la constante de proporcionalidad directa K es = V/ [ Br 2 ]
      • 4) la unidad de la constante K en este caso es = 1/s
      • Ley de velocidad
      • Los datos obtenidos de los gráficos permiten afirmar que la velocidad es proporcional a la concentración y que la constante de proporcionalidad k , recibe el nombre de constante de velocidad.
      • La ley de velocidad expresa la relación entre la constante, la velocidad de una reacción y la concentración de los reactivos elevados a alguna potencia como se describe a continuación en el ejemplo:
      • Para la reacción :
      • “ a” moles de A -> “b” moles de B
      • La ley de velocidad expresada en función del reactivo que se gasta durante la reacción será
      • V = k [A] x
      • Donde x es el orden de la reacción
      • Orden de reacción
      • Para la reacción : aA + bB -> cC + dD
      • La ley será : V = k [A] x [B] y
      • x e y corresponden al orden de la reacción, que normalmente tiene valores 0. 1, y 2 los cuales son determinados experimentalmente.
      • El orden cero es descrito para reacciones en que no hay relación entre velocidad y concentración
      • El orden uno para reacciones en que velocidad y concentración son directamente proporcionales
      • El orden dos para reacciones donde la relación es logarítmica
      • Orden de reacción grafica
    • EJEMPLO DE CÓMO OBTENER LA LEY DE VELOCIDAD Al realizar un experimento para obtener la ley de velocidad de descomposición del pentoxido de dinitrogeno (N 2 O 5 ) N 2 O 5 (g) N 2 O 4 (g) + ½ O 2 (g) se obtuvieron los siguientes datos [ N 2 O 4 ] (M) V(M/S) 1.2x10 -3 2x10 -5 3.6x10 -3 6x10 -5 Use estos datos para averiguar el orden de la reacción y el valor de la constante de velocidad
      • OBTENCION DE LA LEY DE VELOCIDAD
      • Use los siguientes datos para averiguar el orden de la reacción y el valor de la constante de velocidad
      • F 2 (g) + ClO 2 (g) -> 2FClO 2 (g)
      • exp [ F 2 ] [ ClO 2 ] V(M/s)
      • 1 0,10 0,010 1,2x10 -3
      • 2 0,10 0,040 4,8x10 -3
      • 3 0,20 0,010 2,4x10 -3
      • Procedimiento:
      • 1) Seleccione una de las variables (concentración)
      • 2) Observe lo que pasa a la otra variable cuando la escogida no cambia.
      • 3) Relacione con la velocidad
      • 4) Las veces que cambia la concentración en relación con la velocidad es el orden de la especie.
      • 5) Haga lo mismo con la otra variable y tendrá la ley de velocidad
      • Ejercicios de practica
      • 1) Considere la siguiente reacción:
      • A + B productos
      • A partir de los siguientes datos, obtenidos a cierta temperatura, determine el orden de la reacción y calcular la constante de velocidad:
      • [ A] (M) [ B] (M) velocidad (M/s)
      • 1.50 1.50 3.20x10 -1
      • 1.50 3.00 3.20x10 -1
      • 3.00 1.50 6.40x10 -1
      • 2) Considere la siguiente reacción:
      • X + Y Z
      • A partir de los siguientes datos, obtenidos a cierta temperatura, determine : (A) el orden de la reacción y (B) Determinar la velocidad inicial de desaparición de X cuando su concentración es 0,30 M e Y es 0,40 M
      • Velocidad inicial de
      • desaparición de X (M/s) [ X] (M) [ Y] (M)
      • 0,053 0,10 0,50
      • 0,127 0,20 0,30
      • 1,020 0,40 0,60
      • 0,254 0,20 0,60
      • 0,509 0,40 0,30
      • PREGUNTAS
      • ¿Qué hecho importante en el desarrollo de las ciencias se conmemora hoy?
      • ¿Qué beneficios ha tenido el desarrollo de la energía nuclear para las personas?
    • LA ENERGIA NUCLEAR El hecho hoy se conmemoran 64 años de la primera explosión nuclear, el día 6 de agosto de 1945. Aquel día una bomba de 10 ton fue dejada caer sobre la ciudad de Hiroshima, murieron 140 mil personas y dejo 70 mil heridos. Tres días después en Nagasaki cayo una segunda bomba que dejo 50 mil muertos y 30 mil heridos. Se estima que hasta el año 2020 todavía se sentirán sus efectos en estas ciudades. La enseñanza El desarrollo de la energía nuclear debe ser enfocado desde dos puntos de vista: El primero es obviamente el daño irreparable causado a las personas; pero también ha sido de gran importancia como fuente energética y de gran ayuda a la medicina. El futuro De cada uno de ustedes en su área de influencia dependerá que hacer con ella. Video El Hombre Que Sobrevivio a 2 Bombas Atomicas ,
    •  
      • 2) Teoría de las colisiones
      • En la mayoría de las reacciones cuando aumenta la temperatura aumenta la velocidad de reacción
      • Para explicar como esto sucede los químicos se valen de la teoría de las colisiones de la cinética química, según la cual la velocidad es directamente proporcional al numero de colisiones moleculares por unidad de tiempo o a la frecuencia de las colisiones moleculares.
      • Velocidad α Numero de colisiones
      • segundo
      • Según la teoría de las colisiones no todos los choques entre moléculas de reactivos son efectivos .
      • Se estima que a presión normal (1 atm) y temperatura de
      • 25 ºC (298 K) ocurre 1x10 27 choques efectivos en 1 mL entre dos moléculas simples de líquidos y su numero puede ser mayor si son gases.
      • Para que los choques sean efectivos las moléculas deben tener la energía suficiente. Esta es la Energía de Activación (Ea)
      • La energía de Activación es la mínima energía que se requiere para iniciar una reacción química.
      • Cuando las moléculas pasan este umbral, chocan y forman un complejo activado (AB ‡ ) , que es una etapa intermedia donde coexistente reactivos y productos al mismo tiempo
      • Si los productos son mas estables que los reactivos se libera calor y la reacción es exotérmica, y al revés si tienen menos energía la reacción será endotérmica.
      • Teoría de las colisiones en forma grafica
      • La ecuacion de Arrhenius.
      • Svante Arrhenius, quimico sueco vivio
      • entre 1859 y 1927 , premio nobel en 1903
      • Autor de la siguiente ecuación que lleva su nombre. Es la opción mas usada para explicar cuantitativamente la dependencia de la velocidad con la temperatura.
      • Donde :
      • Ea, es la energía de activación en KJ/mol
      • R, es la constante universal de los gases (8,314 J/Kmol)
      • T, es la temperatura Kelvin
      • E, es la base de los logaritmos naturales (2,72)
      • A, llamado factor de frecuencia , representa la frecuencia de las colisiones
      • No es necesario su derivación (tarea para matemáticos)
      • Esta ecuación indica que:
      • la constante de velocidad es directamente proporcional con la con A.
      • La constante disminuye cuando aumenta la energía de activación Ea.
      • La constante aumenta con un aumento de la temperatura
      • La forma mas común de la ecuación de Arrhenius es la siguiente:
      • ejemplo
      • Curva de Distribución de Maxwell-Boltzmann
      • El movimiento de las partículas de gas o liquido en una reacción no es igual para todas, algunas moléculas son mas rápidas que otras, su rapidez depende de su energía cinética, como se puede observar en el siguiente grafico:
      • El grafico muestra a tres gases distintos a 300 K.
      • Se puede concluir que a una determinada temperatura las moléculas de He se mueven mas rápido. ¿Por qué ?
      • Responda aqui…………………………………………………………….
      • Análisis del grafico
      • El primer grafico muestra el nitrógeno gaseoso (N 2 ), a tres temperaturas distintas. El peak mas alto indica la velocidad del mayor numero de moléculas. La velocidad mas probable aumenta conforme aumente la temperatura.
      • El área debajo de la curva es una clara señal que a menor temperatura (100 K), son menos las moléculas que alcanzan el peak mas alto; mientras que a 700 K son mas las moléculas que alcanzan el peak mas alto.
      • 3) Los factores que afectan la velocidad de reacción:
      • a) los cambios de concentración
      • b) la temperatura
      • c) la presencia de un catalizador
      • d) la superficie de contacto
      • e) la presencia de luz
      • f) el estado de la materia
      • g) el grado de fraccionamiento de la materia
      • (a) Efecto de los cambios de temperatura sobre la velocidad de la reacción de carbonato de calcio (CaCO 3 ) con acido clorhídrico (HCl)
      • (b) Efecto de los cambios de concentración de HCl sobre la velocidad de la reacción
      • (c ) Efecto de la presencia de un catalizador sobre la velocidad de reacción
      • (d) Efecto de la superficie de contacto sobre la velocidad de la reacción
      • Estudio de las reacciones de primer orden
      • En las reacciones de primer orden la velocidad depende de la concentración elevada a la primera potencia
      • Para la reacción: A ->B
      • a) La velocidad de reacción es: V = - Δ [A]
      • Δ t
      • b) Para la reacción: A ->B ; La ley es : V = k [A]
      • c) Juntando ambas expresiones se tiene lo siguiente:
      • - Δ [A ] = k [A]
      • Δ t
      • d) La solución de esta ecuación es: ln [A] = - kt
      • [A] 0
      • e) re-ordenada ln [A] = -kt + ln [A] 0
      • ec de la recta y = m x + b
      • Donde:
      • ln es logaritmo natural
      • [A] 0 es la concentración inicial
      • [A] es la concentración en un cierto momento
      • K la constante de velocidad
      • t es el tiempo
      • el signo menos para indicar que la reacción va en decrecimiento
      • Gráficamente es lo siguiente:
      • [A] ln [A]
      • pendiente = -K
      • t t
      • Ejercicio de practica:
      • La conversión de ciclopropano (compuesto orgánico) de formula C 3 H 6 en fase gaseosa es una reacción de primer orden, con una constante de velocidad de 6,7x10 -4 s -1 a 500 ºC
      • CH 2 CH 3 CH CH 2
      • CH 2 CH 2
      • A) Si la concentración inicial del reactivo fue 0,25 M.
      • ¿Cuál será después de 8,8 mn?
      • B) ¿Cuánto tiempo deberá transcurrir para que su
      • concentración disminuya de 0,25 M a 0,15 M?
      • C) ¿Cuánto tiempo tomara para se transforme el 74%?
      • Respuesta :
      • A) ln [A] = - (6,7x10 -4 s -1 )(528 S )
      • 0,25M
      • [ A] = 018 M
      • B) ln 0,15M = - (6,7x10 -4 s -1 ) x t
      • 0,25M
      • t = 13 min
      • C) ln 0,26 = - (6,7x10 -4 s -1 ) x t
      • 1,00
      • t = 33 min
      • Para practicar:
      • Dada la siguiente reacción: 2N 2 O 5 (g) -> 4NO 2 (g) + O 2 (g)
      • y los siguientes datos:
      • t (s) [ N 2 O 5 ] ln [ N 2 O 5 ]
      • 0 0,91 -0,094
      • 300 0,75 -0,290
      • 600 0,64 -0,450
      • 1200 0,44 -0,820
      • 3000 0,16 -1,830
      • A) hacer un grafico de ln [ N 2 O 5 ] contra t para determinar la constante de velocidad
      • Respuesta: 5,7x10 -4 s -1
      • La vida media (t 1/2 )
      • La vida media es el tiempo requerido para que la concentración de uno de los reactivos disminuya a la mitad.
      • La vida media sigue una cinética de primer orden por lo tanto se puede obtener una ecuación para t 1/2 a partir de esta expresión:
      • t = 1 ln [A]
      • k [A] 0
      • por definicion de vida media, se tiene que cuando : t = t 1/2
      • [A] = [A] 0 /2, por lo que :
      • t 1/2 = 1 ln [A] 0
      • k [A] 0 /2
      • t 1/2 = 1 ln 2 = 0,693
      • k k
      • La vida media de una reacción de primer orden es independiente de la concentración inicial del reactivo, por lo tanto toma igual tiempo bajar de 1 M a 0,5M, que 0,5 M a
      • 0,25 M
      • La vida media sirve para calcular la constante de velocidad de una reacción de primer orden.
      • La vida media es inversa con la constante de proporcionalidad, a mayor t 1/2 menor es k. Este hecho es muy útil en medicina nuclear donde siempre es muy importante que los radoisotopos tengan corta vida media para desaparezcan lo mas rápido del cuerpo humano.
      • Ejemplos de practica:
      • 3) La descomposición del etano (C 2 H 6 ), en radicales metil es una reacción de primer orden, cuya constante de velocidad es 5,36x10 -4 s -1 a 700 ºC. Calcule la vida media de la reacción en min (21,5 min)
      • 2) La desintegración radioactiva del Tl-206 a Pb-206 tiene una vida media de 4,2 min. Comenzando con 5x10 22 átomos de Tl-206. Calcule el numero de átomos que quedan después de 42 min. (4,9x10 19 )
      • 3) una sustancia radioactiva decae de la siguiente manera:
      • Tiempo (días) masa (g)
      • 0 500
      • 1 389
      • 2 303
      • 3 236
      • 4 184
      • 5 143
      • 6 112
      • Calcule la constante de velocidad de desintegración de primer orden y la vida media. ( 2,77 d)
      • La constante de velocidad y su dependencia de la energía de activación y de la temperatura
      • En la mayoría de las reacciones cuando aumenta la temperatura aumenta la velocidad de reacción
      • Para explicar como esto sucede los químicos se valen de la teoría de las colisiones de la cinética química, según la cual la velocidad es directamente proporcional al numero de colisiones moleculares por unidad de tiempo o a la frecuencia de las colisiones moleculares.
      • Velocidad α Numero de colisiones
      • segundo
      • Según la teoría de las colisiones no todos los choques entre moléculas de reactivos son efectivos .
      • Se estima que a presión normal (1 atm) y temperatura de
      • 25 ºC (298 K) ocurre 1x10 27 choques efectivos en 1 mL entre dos moléculas simples de líquidos y su numero puede ser mayor si son gases.
      • Para que los choques sean efectivos las moléculas deben tener la energía suficiente. Esta es la Energía de Activación (Ea)
      • La energía de Activación es la mínima energía que se requiere para iniciar una reacción química.
      • Cuando las moléculas pasan este umbral, chocan y forman un complejo activado , que es una etapa intermedia donde coexistente reactivos y productos al mismo tiempo
      • Si los productos son mas estables que los reactivos se libera calor y la reacción es exotérmica, y al revés si tienen menos energía la reacción será endotérmica.
      • Aplicación de la ecuacion de Arrhenius:
      • 1)
      • 2)
      • L
      • La
    •  
      • Mecanismos de reacción
      • Es el conjunto de pasos elementales, o una serie de reacciones sencillas que conducen a la reacción global a nivel molecular.
      • El mecanismo es el camino que sigue la reacción hasta su fin.
      • Dicho en otros términos el mecanismo de reacción es la propuesta teórica de cómo se conducen las reacciones químicas
      • Ejemplo de un mecanismo de reacción
      • Se ha propuesto el siguiente mecanismo para la reacción entre oxido nítrico y oxigeno
      • 2 NO(g) + O 2 (g) 2 NO 2 (g)
      • Los estudios de esta reacción han demostrado que los productos no se forman directamente y que durante el proceso aparece una especie intermediaria el N 2 O 2 .
      • Suponga que la reacción se lleva a cabo en dos etapas:
      • 1) 2 NO(g) N 2 O 2 (g)
      • 2) N 2 O 2 (g) + O 2 (g) 2 NO 2 (g)
      • En la primera etapa elemental 2 moléculas de NO chocan para formar 1 molécula de N 2 O 2 , después sigue la reacción entre N 2 O 2 y O 2 para formar 2 moléculas de NO 2 .
      • La reacción global será:
      • Paso 1 NO + NO N 2 O 2
      • Paso 2 N 2 O 2 + O 2 2 NO 2
      • Global 2 NO + N 2 O 2 + O 2 N 2 O 2 + 2 NO 2
      • El N 2 O 2 es una especie intermediaria aparecen en el mecanismo solo con el propósito de ajustar la ecuación.
      • Esta especie debe desaparecer al final del proceso.
      • La llamada molecularidad de una reacción es el numero de moléculas que reaccionan en un paso elemental.
      • La reacción descrita es bimolecular por que
      • involucran 2 moléculas reaccionantes.
      • Las leyes de velocidad y los pasos elementales
      • Cuando se estudia una reaccion que tiene mas de un paso elemental, la ley de velocidad para el proceso global esta dada por la etapa mas lenta
      • ¿Qué vehiculo determina la velocidad en una carretera?
      • Ejemplo de practica
      • Se cree que la descomposición del oxido nitroso (N 2 O), en fase gaseosa procede en dos pasos elementales:
      • k1
      • Paso 1 N 2 O N 2 + O
      • k2
      • Paso 2 N 2 O + O N 2 + O 2
      • Experimentalmente se demostró que la velocidad de reacción es: V = k[N 2 O]
      • 1) escriba la ecuación global
      • 2)identificar los intermediarios
      • 3)¿Cuál es la etapa que determina la velocidad de reacción?
      • Respuesta:
      • 1) al sumar ambas ecuaciones se tiene la ecuación global
      • 2 N 2 O 2 N 2 + O 2
      • 2) el intermediario es el O por que no aparece en la ecuación global
      • 3) el primer paso es la etapa lenta, la que determina la ley de velocidad, solo así se justifica que la ley de velocidad sea V = k 1 [N 2 O]
      • Catálisis
      • Los catalizadores son sustancias químicas que aumentan la velocidad de reacción sin involucrarse en el proceso, vale decir que son los iniciadores de la reacción pero posteriormente se retiran dejando que el proceso continué solo
      • Ejemplo:
      • La preparación de oxigeno molecular en el laboratorio se hace calentando clorato de potasio.
      • 2 KClO 3 (s) 2 KCl(s) + 3 O 2 (g)
      • Este proceso es muy lento en ausencia de catalizador, de hecho es común usar una pequeña cantidad de oxido de manganeso (MnO 2 ) para activar el proceso.
      • Los catalizadores aumentan la velocidad de reacción disminuyendo la energía de activación (Ea), acortando el camino para llegar al final de la reacción
    •  
      • Catálisis heterogénea
      • El ejemplo mas conocido es la síntesis de Haber para obtener amoniaco
      • El amoniaco es un químico de múltiples usos en la industria, sirve para fabricar fertilizantes y explosivos. Se obtiene de la reacción entre nitrógeno (N 2 ) obtenido del aire y el hidrogeno (H2) se obtiene de la reacción entre vapor de agua y carbón
      • H 2 O(g) + C(s) CO(g) + H 2 (g)
      • N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) Δ H = -92,6 KJ
      • Pero la velocidad de la reacción es muy lenta a temperatura ambiente. Para una producción en gran escala se necesita aumentar la temperatura.
      • En 1905 Fritz Haber descubrió que el hierro y un
      • pequeño porcentaje de oxido de potasio y de aluminio cataliza
      • la reacción a 500 °C
      • Catálisis Homogénea
      • En la catálisis homogénea los reactivos y el catalizador estan en una sola fase, generalmente liquida.
      • Las catálisis acida y básica son los tipos mas importantes
      • A modo de ejemplo la reacción entre acetato de etilo con agua para formar acido acético y lenta es muy lenta para ser estudiada en el laboratorio
      • O O
      • CH 3 -C – O – C 2 H 5 + H 2 O CH 3 - C - OH + C 2 H 5 OH
      • Acetato de etilo acido acético etanol
      • En ausencia de catalizador la ley de velocidad es:
      • V = k[ CH 3 COOC 2 H 5 ]
      • Pero esta reacción puede ser catalizada por acido
      • Clorhídrico (HCl). La velocidad aumenta y la ley queda así:
      • V = kc[ CH 3 COOC 2 H 5 ] [H + ]
      • kc>k
      • rrrr
    •