1-3 Guía Cinética y Equilibrio Químico PDF

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Guía 1-3: Cinética y equilibrio químico. Química 11

ASIGNATURA: QUÍMICA

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I.E. BICENTENARIO de la Independencia de la Republica de Colombia

CÓDIGO: F-AC-21

GUÍA 4.1: CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO

VERSIÓN: 02

GRADO: 11-

DOCENTE: Ing. KAROL KRISTINA CÁCERES

ESTUDIANTE: ___________________________________________ COD: ______________ CALIF: ________

TEMA: CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO

Indicador de Logro: 103. Identifica condiciones para controlar la velocidad de cambios químicos y los caracteriza en condiciones de equilibrio.

El estudio de la velocidad de las reacciones, así como de los factores que determinan esta velocidad, se lleva a cabo dentro de la rama de la química: cinética química, se estudian con especial interés las reacciones reversibles (aquellas en las que los reactivos interactúan para dar lugar a los productos, de la misma forma como éstos regeneran los reactivos), en las cuales, puede alcanzarse un equilibrio donde las velocidades de descomposición de los reactivos y de formación de los productos presentan valores similares. Esto se conoce como equilibrio químico. Estos serán nuestros temas de estudio.

CINÉTICA Química

2H2 (g)

+

O2 (g)

———>

2H2O (g)

Para que se forme el producto, se requiere: Es el estudio de la manera como se producen las reacciones y de su velocidad.

Teoría de las Colisiones Para que dos sustancias reacciones, sus partículas deben acercarse lo suficiente para que sus electrones de valencia interactúen. Esta interacción es posible cuando las partículas de los reaccionantes chocan o colisionan entre sí, pero no siempre una colisión conduce a una reacción. Para que la reacción se produzca, las moléculas deben chocar, pero para que la reacción se realice, las moléculas deben producir una energía cinética suficientemente elevada. La energía necesaria para que sea posible una reacción se denomina energía de activación (EA), es una propiedad de cada reacción y depende de la clase de enlaces que se tengan que romper durante la misma. Ej: Si dos moléculas H2 e I2 chocan, pueden presentarse los siguientes casos:

-Para que la reacción sea efectiva, las moléculas de H2 en el momento de chocar con las de yodo deben llevar una orientación adecuada, que permita la ruptura de los enlaces H-H e I-I, y la formación de los enlaces H-I. -Aunque las moléculas estén bien orientadas, una colisión puede no ser efectiva (no formar productos). Si el choque se efectúa entre dos moléculas que se están moviendo a baja velocidad, ellas simplemente rebotan debido a la repulsión que se produce entre las nubes electrónicas. (EA insuficiente) -Si las moléculas son más energéticas (se mueven a más alta velocidad), las fuerzas de colisión pueden ser vencidas y las moléculas interactúan para formar los productos. (EA suficiente) En los choques efectivos, las moléculas involucradas forman una sustancia intermedia (de alta energía) llamada complejo activado. La EA corresponde a la diferencia

1

Que se rompan los enlaces H—H y O—O, para que se formen los enlaces H—O.

2

Para que esto suceda, el nivel de energía de las moléculas de H2 y O2 debe ser igual o superior a la EA y además debe cumplirse que la orientación de la colisión sea la adecuada.

En el esquema se puede apreciar que esta reacción libera energía; por lo tanto, se clasifica como exotérmica.

entre las energías de los reactivos y complejo activado. Ej: la formación de agua a partir de hidrógeno y oxígeno gaseosos:

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Velocidad de Reacción La velocidad de reacción química es la cantidad de reactivos que desaparecen o productos que se forman por unidad de volumen y unidad de tiempo. Se expresa en términos del cambio de la concentración de los reactivos o productos con el tiempo: moles por litro en cada unidad de tiempo (segundo o minuto).

Donde, V es la velocidad de reacción (para la desaparición de los reactivos), [A] y [B] son las concentraciones de las especies A y B, respectivamente, expresadas en mol/litro, K es la constante de proporcionalidad, denominada constante específica de velocidad y x y y son exponentes, que representan la magnitud de la proporcionalidad, por lo que pueden ser números enteros o fracciones, así como de signo positivo o negativo, según el ca so. Es to s ex po ne nte s d ebe n d ete rm ina rs e experimentalmente, ya que no siempre son iguales a los coeficientes. Estos planteamientos se resumen en lo que se conoce como la ley de acción de masa.

Figura 1. Variación de las concentraciones de las sustancias en relación con el tiempo

Ej: se ha determinado que la ecuación de velocidad para la reacción: 2NO2 ———> 2NO + O2, es: v = K[NO2]2 Mientras que para la reacción: 2N2O5 (g) ———> 4NO2 (g) + O2 (g), es: v = K[N2O5]

Ej: La reacción de un trozo de zinc con ácido clorhídrico: Zn + 2HCl ———> ZnCl2 + H2 Solución: Disminución de la concentración de Zn Velocidad=

Intervalo de tiempo d[Zn] Velocidad=

1

dt

Aumento de la concentración de ZnCl2 Intervalo de tiempo d[ZnCl2] Velocidad=

Naturaleza de los Reactivos

Factores que afectan Vrx

O también: Velocidad=

La velocidad de reacción se determina experimentalmente a través del registro de cambios de color o de presión en el sistema en reacción, resultado de la aparición de los productos. Ej: en la primera reacción, es posible evidenciar la desaparición del dióxido de nitrógeno (NO2) que es un gas de color café. De la misma manera, en el segundo ejemplo, este gas aparece como producto, con lo cual es posible cuantificar la tasa de formación del mismo.

dt

La tendencia a reaccionar que muestran unas sustancias con otras se relaciona con la distribución y estructura tridimensional de los electrones periféricos, con la energía de los enlaces que unen los diferentes átomos y con la afinidad entre átomos, moléculas o iones presentes. Por ejemplo, las sustancias en formas moleculares reaccionan más lentamente que las iónicas.

En general: A2 + B2 ———> 2AB Velocidad=

2

Velocidad=

S uper f ic ie de Con t ac t o

Factores que afectan Vrx

Figura 1. Variación de las concentraciones de las sustancias en relación con el tiempo

Mientras más puntos de contacto haya entre los reactivos, la reacción ocurrirá más rápido. Ej: un terrón de azúcar es atacado por bacterias y levaduras, más lentamente que si se hallará disuelto en una solución acuosa

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Figura 2. La velocidad de reacción se incrementa al aumentar la superficie de contacto

Concentración de los Reactivos

Factores que afectan Vrx

LA VELOCIDAD DE REACCIÓN DEPENDE:! del número de choques por segundo, del número de choques efectivos, de la orientación con la cual ocurren los choques, de la energía que posean las moléculas en el momento de la colisión y de cuánta energía hace falta para alcanzar el valor crítico o EA. Las ecuaciones de velocidad de las reacciones químicas están planteadas para la reacción global, generalmente es igual a la velocidad de la etapa más lenta en la secuencia de reacción y proporcional a las concentraciones de los reactivos. La ecuación de velocidad para la reacción genérica: aA + bB cC + dD Es la siguiente: V = K[A]

x.

[B]

y

La velocidad es proporcional a la concentración de las especies químicas, ya que al aumentar la concentración de los reactivos, se aumenta la probabilidad de choque entre sus moléculas y por tanto la cantidad de colisiones efectivas. Ej: un trozo de carbón arde con dificultad si la combustión se realiza en presencia de poco oxígeno, pero si aumentamos la concentración de este gas, la combustión se realiza rápidamente con producción de luz. Cuando los reactivos son gases, un aumento en la presión del sistema genera un aumento del número de moléculas por unidad de área, lo que se traduce en un aumento de la concentración que lleva a su vez a una aceleración del proceso. La magnitud en la cual se aumenta la velocidad, con cada

aumento de concentración depende de la reacción y se d b d t i í i t

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Temperatura

Factores que afectan Vrx Con base en la teoría de colisiones, así como en la teoría cinético-molecular, un aumento en la temperatura del sistema en reacción lleva a un aumento proporcional en la velocidad de reacción. A mayor temperatura, mayor energía cinética poseerán las moléculas y por tanto más cerca estarán de alcanzar el valor crítico, EA. Así mismo, a mayor energía cinética, la frecuencia de choques se verá también incrementada, y por tanto, la probabilidad de choques efectivos aumentará. Experimentalmente se ha observado que por cada 10 °C de aumento en la temperatura, la velocidad de reacción se duplica. No obstante, la realidad es un poco más compleja, pues la magnitud del incremento en la velocidad debido a la temperatura depende de la constante específica de la reacción y de la energía de activación.

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EQUILIBRIO Químico Es el estado final de una reacción reversible, en el que las velocidades directa e inversa son iguales, en el cual las concentraciones de las sustancias son constantes. El estado de equilibrio se caracteriza por:

SER DINÁMICO! Su situación se mantiene estable por la igualdad de las velocidades en los procesos directo e inverso.

SER ESPONTÁNEO! Los sistemas químicos avanzan hacia el estado de equilibrio en forma espontánea

Catalizadores

Factores que afectan Vrx Gran número de reacciones que son muy lentas cuando se combinan los reactivos, se pueden agilizar adicionando al sistema otra y otras sustancias llamadas catalizadores, los cuales se recuperan sin que sufran alteraciones al final de la reacción.

Catálisis es el proceso que modifica la velocidad de una

reacción bien sea aumentándola o disminuyéndola, mediante el empleo de un catalizador.

SER ÚNICO! Las propiedades y la naturaleza del estado de equilibrio son las mismas, sin que sean afectadas por la dirección (directa o inversa) desde que se alcanza el estado de equilibrio.

Reacción reversible Es la reacción en la que los productos pueden reaccionar para formar nuevamente los reactantes. Ej: 2HI (g) H2 (g) + I2 (g) Al calentar a 400 ºC, en un matraz cerrado, una cantidad de HI se descompone en I2 y H2, pero no totalmente, pues en un momento dado las cantidades relativas de HI, I2 y H2 son constantes. Si en el mismo matraz, en las mismas condiciones, colocamos I2 y H2 se forma algo de HI, con lo cual se llegaría a las mismas concentraciones finales de HI, I2 y H2. La reacción directa se expresa hacia la derecha, la reacción inversa ocurre una vez que se ha formado I2 y H2.

Constante de Equilibrio Figura 3. Efecto del catalizador en la reacción

La acción aceleradora de un catalizador se debe a que propicia una nueva ruta para la reacción, la cual supone una EA más baja. De esta manera son muchas más las partículas que están en capacidad de entrar en reacción e un momento dado, ya que la “barrera energética” se hace más fácilmente franqueable. Cuando el catalizador es positivo, la velocidad de la reacción aumenta; si el catalizador es negativo, el proceso es más lento. En los organismos vivos se producen muchas reacciones debido a la acción de las enzimas que actúan como catalizadores biológicos. En la industria, la catálisis se utiliza en la síntesis del amoníaco, del ácido sulfúrico, entre otros. c at ál i s is h om o g én e a c at á l i si s h e t e ro gé n e a Cuando los reactivos y el Cuando los reactivos son

catalizador se hallan en fase homogénea, por ej: en fase líquida, la reacción de esterificación entre algún ácido orgánico y un alcohol, utilizando el ácido sulfúrico como catalizador.

sólidos y el catalizador se encuentra en fase líquida o gaseosa, por ej: la hidrogenación del eteno en fase gaseosa, catalizada por platino o por níquel divididos en partes muy pequeñas.

El estudio de las reacciones en equilibrio fue realizado primero por los científicos noruegos Cato M. Guldberg (1836-1902) y Peter Waage (1833-1900), quienes en 1864, desarrollaron una expresión matemática que relaciona la concentración de las diferentes sustancias presentes en el equilibrio:

En la cual A, B, C, D… representan las distintas sustancias participantes y a, b, c, d…, los respectivos coeficientes de la ecuación balanceada. Los corchetes indican las concentraciones molares de las respectivas especies, Kc es la constante de equilibrio. La ecuación completa es la representación matemática de la ley de equilibrio o ley de acción de masas, también llamada ley de Guldberg y Waage en honor a los científicos que la propusieron. Ej: REACCIÓN 2H2 + O2 2H2O

LEY DE EQULIBRIO Kc = [H2O]2 / [H2]2[O2]...