Cinietica Quimica Y Nanotecnologia

DESARROLLO

CINETICA QUIMICA Y NANOTECNOLOGIA

 CINETICA QUIMICA: VELOCIDADES DE REACCION Y MECANISMOS DE REACCION

La cinética química es el estudio de las velocidades de las reacciones

Químicas y de los mecanismos mediante los que tienen lugar.

La Cinética Química introduce la variable tiempo en el estudio de las reacciones químicas y estudia el camino que siguen los reactivos para convertirse en productos.

La velocidad de reacción es la rapidez con que se modifica la concentración de

un producto o un reactivo al transcurrir el tiempo.

Factores que influyen en la velocidad de reacción

1.- Estado físico de los reactivos

Las reacciones son más rápidas si los reactivos son gaseosos o están en disolución. En las reacciones heterogéneas la velocidad dependerá de la superficie de contacto entre ambas fases, siendo mayor cuanto mayor es el estado de .división.

2.- Concentración de los reactivos

La velocidad de la reacción se incrementa al aumentar la concentración de los reactivos, ya que aumenta el número de choques entre ellos.

3.- Temperatura

Un incremento de la temperatura provoca un incremento en la energía cinética de las moléculas, lo que hace que sea mayor el número de moléculas que alcanza la energía de activación.

4.- Catalizadores

Los catalizadores cambian la energía de activación de una determinada reacción, y por lo tanto varían la velocidad de reacción

Dependencia de las velocidades de reacción con la temperatura

Dependencia de las velocidades de reacción con un catalizador

MECANISMOS DE REACCIÓN

Conjunto de reacciones elementales que satisface los hechos experimentales.

1. Suposición de equilibrio

Supone una o más reacciones reversibles que permanecen cercanas al Equilibrio durante la mayor parte de la reacción, seguidas por una etapa limitante relativamente lenta.

Velocidad 1 = Velocidad -1

k1 y k-1 >>> k2

2. Suposición de estado estacionario

Durante la mayor parte de la reacción la concentración de todos los intermediarios de reacción es constante y pequeña. La variación de la concentración del intermediario es cero.

 LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO

En el equilibrio las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en determinadas condiciones de presión y temperatura. A la relación que hay entre estas concentraciones, expresadas en molaridad [mol/L],se le llama constante de equilibrio.

El valor de la constante de equilibrio depende de la temperatura del sistema, por lo que siempre tiene que especificarse. Así, para una reacción reversible, se puede generalizar:

aA + bB cC + dD

[C]c [D]d

Keq = ▬▬▬▬

[A]a [B]b

En esta ecuación Keq es la constante de equilibrio para la reacción a una temperatura dada. Ésta es una expresión matemática de la ley de acción de masas que establece: para una reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante Keq.

En el equilibrio, las concentraciones de los reactivos y productos pueden variar, pero el valor de Keq permanece constante si la temperatura no cambia.

De esta manera, el valor de la constante de equilibrio a una cierta temperatura nos sirve para predecir el sentido en el que se favorece una reacción, hacia los reactivos o hacia los productos, por tratarse de una reacción reversible.

Un valor de Keq > 1, indica que el numerador de la ecuación es mayor que el denominador, lo que quiere decir que la concentración de productos es más grande, por lo tanto la reacción se favorece hacia la formación de productos. Por el contrario, un valor de Keq < 1, el denominador es mayor que el numerador, la concentración de reactivos es más grande, así, la reacción se favorece hacia los reactivos.

Conocer el valor de las constantes de equilibrio es muy importante en la industria, ya que a partir de ellas se pueden establecer las condiciones óptimas para un proceso determinado y obtener con la mayor eficiencia el producto de interés.

Cuando todos los reactivos y productos están en disolución, la constante de equilibrio se expresa en concentración molar [moles/L]. Si se encuentran en fase gaseosa es más conveniente utilizar presiones parciales (P). Los sólidos y los líquidos puros no intervienen en la constante, por considerar que su concentración permanece constante. Generalmente al valor de la constante no se le ponen unidades.

[C]c [D]d

Keq = Kc = ▬▬▬▬

[A]a [B]b

(Pc)c (Pd)d

Keq = Kp = ▬▬▬▬

(Pa)a (Pb)b

ejemplo:

Una mezcla de hidrógeno y nitrógeno reaccionan hasta alcanzar el equilibrio a 472 0C. Al analizar la mezcla de gases en el equilibrio se encuentra que la presión ejercida por el hidrógeno es 7.38 atm, la del nitrógeno es 2.46 atm y la del amoniaco 0.166 atm. Calcular el valor de la constante de equilibrio de acuerdo a la siguiente reacción:

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

(Pc)c (Pd)d

Keq = Kp = ▬▬▬▬

(Pa)a (Pb)b

(NH3)2 (0.166)2

Keq = Kp = ▬▬▬▬ = ▬▬▬▬▬▬

(N2) (H2)3 (2.46) (7.38)3

Keq = Kp = 2.79 x 10-5

Como el valor de K < 1, a 472 0C la concentración de los reactivos es mayor.

 PRINCIPIO DE LE CHATELIER

Un sistema en equilibrio puede ser alterado si se modifican las condiciones que se establecieron para lograr el equilibrio. Esto es, puede haber cambios en las concentraciones de los reactivos y/o productos, la presión, el volumen y la temperatura del sistema y romper el equilibrio.

Estos cambios en los sistemas en equilibrio fueron estudiados por el Químico Industrial Henri Louis Le Chatelier, quien estableció: si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura, presión o concentración, el sistema se desplazará en la dirección que contrarreste al mínimo dicha perturbación, lográndose un nuevo estado de equilibrio.

• Cambios de concentración. Cuando se agrega una sustancia a un sistema en equilibrio, reactivo o producto, éste se desplazará en el sentido que lo contrarreste consumiendo la sustancia adicionada y conseguir un nuevo estado de equilibrio.

•

• Si por el contrario, se extrae del sistema reactivo o producto, el sistema se dirigirá en la dirección que se forme más de la sustancia retirada.

En la reacción:

2NO(g) + O2(g) 2NO2(g)

a) Si se agrega NO y/o O2 o ambos, la reacción se desplaza en el sentido que se consuman, hacia la formación de NO2.

b) Se adiciona NO2, la reacción se desplaza hacia la formación de reactivos.

c) Si se retira NO y/o O2 o ambos, el sentido de la reacción que se favorece es hacia la formación de la sustancia o sustancias retiradas, hacia la izquierda.

d) Se extrae NO2, la reacción se orienta a la formación de éste, hacia la derecha.

• Cambios en el volumen y la presión. Un sistema en equilibrio a temperatura constante en el que se reduce el volumen origina un aumento en la presión total, de tal forma que el equilibrio se desplazará en el sentido que disminuya la presión ejercida por las moléculas, es decir, donde haya menor número de moles gaseosos. Los cambios de presión no afectan a los líquidos ni a los sólidos por ser prácticamente incompresibles.

Si se produce el cambio contrario, un aumento en el volumen, la presión disminuye, entonces la reacción se desplaza hacia donde exista mayor número de moles gaseosos. En un sistema con igual número de moles gas en reactivos y productos, un cambio de presión no afecta la posición del equilibrio.

Para la reacción anterior:

a) Un aumento en la presión, reduce el volumen y por consiguiente el número total de moles gas por unidad de volumen es mayor. Para contrarrestar este aumento de concentración se orienta hacia la disminución del número de moles, a la producción de NO2.

b) Disminuir la presión en este sistema aumenta el volumen y se favorece la formación de reactivos, hacia el aumento en el número de moles gas.

• Cambios en la temperatura. Los cambios de concentración, presión y volumen sólo alteran la posición del equilibrio y

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