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Cinética química

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Cinética química

  1. 1. Cinética Química <ul><li>Para que ocurra una R(x) Química los atomos, moleculas o iones, deben chocar o colisionar entre sí. </li></ul><ul><li>Mientras mayor sea el n° de impactos, mayor va a ser la probabilidad de choques efectivos. </li></ul><ul><li>Ademas es necesario que las partículas se acerquen e impacten con una orientación adecuada y que alcancen una minima de energía requerida para que ocurra la reacción. </li></ul>
  2. 2. Teoría de las Colisiones <ul><li>Postula que para que una R(x) se produzca, los atomos deben chocar entre si en la orientación correcta y con la energía suficiente para romper los enlaces. </li></ul><ul><li>Es decir, se deben reordenar los átomos y para ello las moleculas reaccionantes deben chocar, a fin de producir ruptura de enlaces y formar nuevos. </li></ul><ul><li>Aun cuando los choques sean efectivos no todos se producen con la misma velocidad . </li></ul>
  3. 3. Velocidad de Reacción <ul><li>Corresponde a la cantidad de reactante consumido o a la cantidad de producto formado, en un tiempo determinado. </li></ul><ul><li>Para que los choques sean efectivos se necesita una minima energía (ENERGÍA DE ACTIVACIÓN) </li></ul>
  4. 4. ENERGÍA DE ACTIVACIÓN <ul><li>Es la responsable de que las moléculas reaccionantes rompan enlaces que unen sus átomos y posteriormente se reordenen para formar los productos, es decir permite la transformación de Reactantes a Productos. </li></ul><ul><li>Durante el proceso de transformacion se alcanza un estado intermedio llamado COMPLEJO ACTIVADO O ESTADO DE TRANSICIÓN (#). </li></ul>
  5. 5. <ul><li>El (#) es muy inestable y da curso a la formación de productos. </li></ul><ul><li>Si el choque entre partículas es adecuado, y posee una E.d.A mayor se forman los productos. </li></ul><ul><li>Si la E.d. A es menos no se forman los productos. </li></ul>
  6. 6. Factores que influyen en la Velocidad de Reacción <ul><li>1.Temperatura </li></ul><ul><li>2. Concentración </li></ul><ul><li>3. Estado de División </li></ul><ul><li>4. Efecto Catalizadores </li></ul>
  7. 7. 1. Temperatura <ul><li>La Velocidad de R(x) se duplica cuando la T° aumenta en 10°C, es decir si elevamos la T° aumenta la velocidad de R(x). </li></ul><ul><li>A medida que aumentamos la T° las moleculas se desplazan con mayor rapidez( Aumenta la Energía Cinética ), lo que provoca mayor cantidad de choques alcanzando la Energía de Activación. </li></ul>
  8. 8. 2. Concentración <ul><li>La velocidad de R(X)aumentará si elevamos la [ ] de uno de los reactivos, ya que el n° de choques entre atomos es más frecuente. </li></ul><ul><li>Si se duplica la [Reactivos], la velocidad de la reacción tambien se duplica. </li></ul>
  9. 9. Gráfico: Producción de Hidrógeno
  10. 10. 3. Estado de División de Reactantes <ul><li>La velocidad de R(x) será mayor cuando más divididos se encuentren los reactantes en estado sólido, por que de esta manera aumenta la superficie de contacto entre las moleculas, y por ende la probabilidad de choques. </li></ul>
  11. 11. 4. Efecto Catalizadores <ul><li>Catalizador: Sustancia que aceleran la velocidad de una reacción.Participan en el pero no se consumen. </li></ul><ul><li>El efecto de un Catalizador es bajar la energía de activación de las partículas reaccionantes.Para que un mayor n° de particulas choquen efectivamente(Rompan sus enlaces y formen nuevos). </li></ul>
  12. 12. <ul><li>Los Catalizadores se clasifican en 2: </li></ul><ul><li>Homogéneos: Catalizador se encuentra en la misma fase que los reactantes. </li></ul><ul><li>b) Heterogéneos: Catalizador se encuentra en distinta fase que los reactantes. </li></ul>
  13. 13. Velocidad de Reacción <ul><li>Ecuación de Velocidad: A ------ B </li></ul><ul><li>K= Constante de Velocidad </li></ul><ul><li>[Concentración de Reactantes] </li></ul><ul><li>Unidad de medida de Velocidad = M/s </li></ul>
  14. 14. Ley de Velocidad <ul><li>a A + b B ------ c C + d D </li></ul><ul><li>La velocidad disminuye a medida que transcurre el proceso, ya que disminuye la [Reactantes ]. </li></ul><ul><li>La V es proporcional a las [ ] de reactantes. </li></ul>
  15. 15. <ul><li>Donde: </li></ul><ul><li>K = Constante </li></ul><ul><li>a = orden parcial de la reaccion respecto al reactante A </li></ul><ul><li>ß = orden parcial de la reaccion respecto al reactante B </li></ul><ul><li>La suma de los ordenes parciales, se denomina ORDEN TOTAL DE LA REACCIÓN. </li></ul>
  16. 16. <ul><li>Ejemplo: </li></ul><ul><li>I 2 (g) + H 2 (g) ------- 2 HI(g) </li></ul><ul><li>V = K [ I 2 ] [ H 2 ] </li></ul><ul><li>a [ I 2 ] = 1 ; ß [ H 2 ] = 1 </li></ul><ul><li>Orden de la Reacción (a + ß) es 2 (Reaccion de Segundo Orden) </li></ul>
  17. 17. Representación Gráfica del Orden de Reacción <ul><li>Dependencia de la velocidad con la concetración del reactante: </li></ul><ul><li>Reacción de Orden 0 : En este caso la Velocidad no depende de la [Reactantes]. </li></ul>
  18. 18. <ul><li>b) Reacción de Orden 1: La velocidad aumenta linealmente con la [Reactantes], la velociadad es directamente proporcional a la [ ]. </li></ul>
  19. 19. <ul><li>c) Reacción de Orden 2 : La recta representa una parábola, la velocidad crece exponencialmente. </li></ul>
  20. 20. Ejercicios <ul><li>Calcular la velocidad de Reacción: </li></ul><ul><li>O 3 (g) + O(g) ------ 2 O 2 (g) </li></ul><ul><li>K = 8 * 10 5 </li></ul><ul><li>[O 3 ] = 1,25 * 10 –7 M </li></ul><ul><li>[O] = 1,0 * 10 –5 M </li></ul><ul><li>V = K [O 3 ] [O] </li></ul><ul><li>Resp : V = 1 * 10 –6 M/s </li></ul>

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