Cinética Química

Rama de la química que estudia:

1. Cuantitativamente la rapidez de reacción.

2. Los factores que determinan o controlan la rapidez de un cambio químico.

Velocidad de Reacción

Cantidad de reactivo que se consume o la cantidad de producto que se forma, en una unidad de tiempo determinado.

La cantidad de sustancia se debe expresar en unidades de concentración [ ]

Teoría de Colisiones Propuesta en 1920 por Gilbert N. Lewis

1. Para que ocurra un cambio químico es necesario que las moléculas de la sustancia o sustancias iniciales entren en contacto mediante una colisión o choque.

2. Pero no todos los choques son iguales. El choque que provoca la reacción se denomina choque eficaz y debe cumplir estos dos requisitos:

a) Que el choque genere la suficiente energía para romper los enlaces entre los átomos.

b) Que el choque se realice con la orientación adecuada para formar la nueva molécula.

Orientación Positiva Negativa Positiva

Energía Insuficiente Insuficiente Suficiente

Tipo de Choque

Ineficaz Ineficaz Eficaz

Hay dos tipos de colisiones: Horizontal – Colisión más lenta Vertical – Colisión más rápida, colisión

efectiva Colisión Horizontal: Observemos que luego

de la primer colisión existe formación de apenas una molécula de HCl. La segunda molécula se formará en la segunda colisión.

Colisión Vertical:La primera colisión forma el complejo activado (dos moléculas de HCl). Esta colisión sucede con mucha velocidad y por tanto más rápida y más efectiva. Torna la reacción química más rápida.

ENERGÍA DE ACTIVACION (Ea)

Es la energía mínima que los reactivos precisan para que inicie la reacción química. Esta energía mínima es necesaria para la formación del complejo activado.

Complejo Activado: es un estado de transición donde hay un alto valor de energía involucrado.

Cuanto mayor la energía de activación, más lenta es la reacción porque aumenta la dificultad para que el proceso suceda.

Factores

1. Concentración: Los choques efectivos cuando se incrementa la concentración, aumentan los choques y la velocidad de r(x).

2. Temperatura: Al aumentar la t° hay un mayor n° de moléculas reaccionantes que alcanzan E.A.

3. Catalizador:aumentan o disminuyen la rapidez de una reacción sin transformarse.

Los Catalizadores se clasifican en 2:

a) Homogéneos: Catalizador se encuentra en la misma fase que los reactantes.

b) Heterogéneos: Catalizador se encuentra en distinta fase que los reactantes.

Expresión de Velocidad:

I2 (g) + H2 (g) ------- 2 HI(g)

V = K [I2 ] [H2 ]

a [I2 ] = 1 ; ß [H2 ] = 1

Orden de la Reacción (a + ß) es 2

(Reacción de Segundo Orden)

Equilibrio Químico Es una reacción reversible , es decir, que

se produce en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos).

Cuando las concentraciones de cada unade las sustancias que intervienen (reactivos o

productos) se mantienen constantes, es decir, ya no varían con el tiempo, se dice que la reacción ha alcanzado el EQUILIBRIO QUÍMICO

Constante de equilibrio (Kc) En una reacción cualquiera:

a A + b B c C + d Dla constante Kc tomará el valor:

para concentraciones en el equilibrio La constante Kc cambia con la temperatura ¡ATENCIÓN!: Sólo se incluyen las especies

gaseosas. Las especies en estado sólido o líquido tienen concentración constante y por tanto, se integran en la constante de equilibrio.

[ ] [ ]

[ ] [ ]

c d

c a b

C DK

A B

1. Sólo alcanza el equilibrio un sistema cerrado.2. Las propiedades observables del sistema (masa, temperatura), no varían en el tiempo.

Ke = 1 Equilibrio - Ke menor que 1= Favorece la formación de Reactantes.- Ke es mayor que 1= Favorece la formación de productos

Principio de Le Chatelier

“Un cambio o perturbación en cualquiera de las variables que determinan el estado de equilibrio químico produce un desplazamiento del equilibrio en el sentido de contrarrestar o minimizar el efecto causado por la perturbación”.

Variaciones en el equilibrio [reactivos] > 0 [reactivos] < 0 [productos] > 0 [productos] < 0 T > 0 (exotérmicas) T > 0 (endotérmicas) T < 0 (exotérmicas) T < 0 (endotérmicas) p > 0 Hacia donde menos nº moles de

gases p < 0 Hacia donde más nº moles de gases

MUY IMPORTANTE

MUY IMPORTANTE

MUY IMPORTANTE

MUY IMPORTANTE

Variación en el

equilibrio

http://quimicalibre.com/acidos-y-bases/

Ácidos y BasesTeoría de Arrhenius

1887 el químico sueco S. Arrhenius explicó que la conducción eléctrica a través de soluciones ácidas y básicas.

Ácidos = son aquellas sustancias que ceden protones en solución acuosa.

HA -------- A- + H+EJ: HF(ac) ------ H+ + F-

Bases = son aquellas sustancias que ceden Hidróxidos en solución acuosa.

BOH --------- B+ + OH-Ej: NaOH ------- Na + + OH-

Teoría de Bronsted - Lowry

Teoría que explica todos los acidos y bases (no solo las sustancias que poseen H+ y OH-)

Ácido: Sustancia que cede protones

HBr ----- H+ + Br- Base: Sustancias que captan o aceptan

protones.

Reacciones ácido – base Ácido I + Base II ------ base + ácido Conjugada I Conjugado IIEjemplo:HA + B ------ A- + BH+

HCl + H2O ------- Cl - + H3O+

(ácido) (Base) (B. Conj) (A. Conj)

H2O + NH3 ------ OH - + NH4+

Medidad de Acidez y Basicidad Es posible matemáticamente, pero

tambien se pueden medir a traves de instrumentos especializados como paple Ph universal o peachimetro.

PH = Es una medidad de acidez de las sustancias.

Existe una escala de Ph propuesta por Sörensen (rango de 0 a 14)

Formula para calcular el pH:

Para calcular el pOH:

La escala de pH distingue tres zonas:

Indicadores Son Compuestos orgánicos. Cambian de color en presencia de un

ácido o una base. Son utiles en la Titulación de ácidos y

bases. Ejemplos:Fenolftaleina, Naranja de

metilo, Azul de Bromotimol, Papel de Tornazol.

Neutralización Reacción Qca entre un ácido y una base.

Ácido + Base ------ Sal + agua Posee un pH igual a 7 (Neutro) Los ácidos y las bases se disocian en

solución acuosa. Ejemplo:

HCl + NaOH ------ NaCl + H2O

H+ + Cl- + Na+ + OH- ----- Na+ Cl- + H+ + Cl- + Na+ + OH- ----- Na+ Cl- + HH22OO