Quimica.docx

CELAM CENTRO EDUCATIVO “LAS AMERICAS” INSCRITO M.E. BAJO Nº PD07281608 MATURIN ESTADO MONAGAS

Docente: __Milagros Salazar Gil_ Lapso: ______Segundo_______ Grado: _______4to__________ Sección: _______ B,C,D_______ Asignatura: ____Química_____ Año: _______2018-2019______ GUÍA DE ESTUDIO.

OBJETIVO 3: CINÉTICA QUIMICA VELOCIDAD DE REACCIÓN

Los cambios químicos no son instantáneos. Hay reacciones que se completan en fracciones de segundo, como ciertas explosiones, y otras que tardan miles o millones de años, como la formación de diamantes en la corteza terrestre. La cinética química es la rama de la química que estudia la velocidad de los procesos químicos: desde la rapidez con la que actúa un medicamento o se agota la capa de ozono, hasta el descubrimiento de sustancias que aceleren ciertos procesos industriales 1. VELOCIDAD DE REACCIÓN Las unidades convencionales de la velocidad (“distancia/tiempo”) nos dicen cuánta distancia recorre un cuerpo en un determinado tiempo. En química estas unidades no nos sirven, ya que los cuerpos, a nivel macroscópico, no se mueven. Sin embargo, usaremos unidades las de “concentración/tiempo”, con el objetivo de expresar el cambio en la concentración de un reactivo o de un producto con respecto al tiempo. Imaginemos la siguiente reacción, en la que la sustancia A, de color negra, se transforma en B, de color verde, en un recipiente de 1 L:

A→B Al inicio de la reacción sólo tendremos moles de A. Representemos esto según el gráfico mostrado a continuación. Al inicio (tiempo = 0 segundos), sólo vemos moles de A (esferas de color negro). Sin embargo, transcurrido un intervalo de tiempo (en nuestro ejemplo, 10 minutos) hasta el tiempo t1, algunas moles de A se han transformado ya en B. Asimismo, el número de moles de B es mayor al tiempo t2:

Nuestras expresiones de velocidad promedio para la reacción las podemos expresar en función tanto a A como a B:

Donde: Δ[A] , Δ[B]= cambio de concentraciones del reactivo y del producto respectivamente (mol/L) Δt= cambio del tiempo (seg) Nota: recordar que Δ significa la medida final menos la medida inicial de la magnitud que corresponda. Ejemplo:

Δt= tf - ti

Si graficamos las concentraciones de las sustancias involucradas en la reacción versus el tiempo, obtendríamos un gráfico como el mostrado a continuación:

Estos gráficos nos ayudan a entender cómo transcurre la reacción con el tiempo: al inicio de la reacción, sólo tenemos al reactivo A y nada de B. Con el trascurrir del tiempo, la concentración de A va disminuyendo, mientras que la de B va creciendo. Estas variaciones ocurren hasta un cierto punto, donde la velocidad disminuye notablemente hasta que casi no cambia más. Este instante viene dado por el final de la reacción: el momento en que todo el reactivo se transformó en producto. Como verás, la velocidad depende del instante en que analicemos la reacción: está claro que la velocidad al inicio no es la misma que al final. Al calcular la velocidad promedio de la reacción en intervalos de tiempo más cortos, podemos obtener la velocidad en un determinado instante de la reacción, lo cual proporciona la velocidad instantánea. La principal diferencia entre estas dos velocidades es que la velocidad promedio se calcula para un intervalo de tiempo, mientras que la velocidad instantánea se determina en un momento dado. En forma gráfica, la velocidad instantánea está dada por la pendiente de la recta tangente a la curva a un determinado tiempo. En forma matemática (y obviando el signo), podemos expresarlas así:

La variación de la velocidad de reacción con los reactivos se expresa, de manera general, en la forma:

v = k [A]α [B]β Donde α y β son coeficientes que no coinciden necesariamente con los coeficientes estequiométricos de la reacción general antes considerados. La constante de velocidad k, depende de la temperatura.

1.1. VELOCIDAD DE REACCIÓN Y ESTEQUIOMETRÍA En general, para la siguiente reacción hipotética balanceada: xA + yB→ zC + wD podemos afirmar que la velocidad media o promedio está dada por:

Y la velocidad instantánea está dada por:

Donde a=x, b=y, c=z, y d=w son los coeficientes estequiométricos de la reacción. 2. FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN ¿De qué depende que una reacción sea rápida o lenta? ¿Cómo se puede modificar la velocidad de una reacción? Una reacción química se produce mediante colisiones eficaces entre las partículas de los reactivos, por tanto, es fácil deducir que aquellas situaciones o factores que aumenten el número de estas colisiones implicarán una mayor velocidad de reacción. 2.1. Temperatura Al aumentar la temperatura, también lo hace la velocidad a la que se mueven las partículas y, por tanto, aumentará el número de colisiones y la violencia de estas. El resultado es una mayor velocidad en la reacción. Se dice, de manera aproximada, que por cada 10 °C de aumento en la temperatura, la velocidad se duplica. Esto explica por qué para evitar la putrefacción de los alimentos los metemos en la nevera o en el congelador. Por el contrario, si queremos cocinarlos, los introducimos en el horno o en una cazuela puesta al fuego. 2.2. Grado de pulverización de los reactivos Si los reactivos están en estado líquido o sólido, la pulverización, es decir, la reducción a partículas de menor tamaño, aumenta enormemente la velocidad de reacción, ya que facilita el contacto entre los reactivos y, por tanto, la colisión entre las partículas. Por ejemplo, el carbón arde más rápido cuanto más pequeños son los pedazos; y si está finamente pulverizado, arde tan rápido que provoca una explosión. 2.3. Naturaleza química de los reactivos que intervienen en la reacción Dependiendo del tipo de reactivo que intervenga, una determinada reacción tendrá una energía de activación:  Muy alta, y entonces será muy lenta.  Muy baja, y entonces será muy rápida. Así, por ejemplo, si tomamos como referencia la oxidación de los metales, la oxidación del sodio es muy rápida, la de la plata es muy lenta y la velocidad de la oxidación del hierro es intermedia entre las dos anteriores. 2.4. Concentración de los reactivos Si los reactivos están en disolución o son gases encerrados en un recipiente, cuanto mayor sea su concentración, más alta será la velocidad de la reacción en la que participen, ya que, al haber más partículas en el mismo espacio, aumentará el número de colisiones. El ataque que los ácidos realizan sobre algunos metales con desprendimiento de hidrógeno es un buen ejemplo, ya que este ataque es mucho más violento cuanto mayor es la concentración del ácido. 2.5. Catalizadores Los catalizadores son sustancias que facilitan la reacción modificando el mecanismo por el que se desarrolla. En ningún caso el catalizador provoca la reacción química; no varía su calor de reacción. Los catalizadores se añaden en pequeñas cantidades y son muy específicos; es decir, cada catalizador sirve para unas determinadas reacciones. El catalizador se puede recuperar al final de la reacción, puesto que no es reactivo ni participa en la reacción.

3. TEORÍA DE LAS COLISIONES La teoría de colisiones, propuesta hacia 1920 por Gilbert N. Lewis (1875-1946) y otros químicos, afirma que 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.

Pero no todos los choques son iguales. El choque que provoca la reacción se denomina colisión efectiva y debe cumplir estos dos requisitos:  Que el choque genere la suficiente energía para romper los enlaces entre los átomos.  Que el choque se realice con la orientación adecuada para formar la nueva molécula. Los choques que no cumplen estas condiciones y, por tanto, no dan lugar a la reacción, se denomina colisión no efectiva.

A veces, el paso de reactivo a producto se realiza mediante la formación de un compuesto intermedio o complejo activado que se transformará posteriormente en los productos.

Reactivos

Productos

4. ENERGÍA DE ACTIVACIÓN La energía de activación (Ea) en química es la energía que necesita un sistema antes de poder iniciar un determinado proceso. La energía de activación suele utilizarse para denominar la energía mínima necesaria para que se produzca una reacción química dada. Para que ocurra una reacción entre dos moléculas, éstas deben colisionar en la orientación correcta y poseer una cantidad de energía mínima.

El estado intermedio de reacción, es decir, donde se forma el complejo activado, es un estado de transición donde hay un alto valor de energía involucrado. En dicho estado los enlaces originales se alargan y debilitan y los nuevos empiezan a formarse, por lo que es la especie química con mayor valor energía en toda la reacción química, pero también es muy inestable y da lugar a los productos de la reacción. Debido que para formar el complejo activado los reactivos deben vencer las fuerzas de repulsión, la energía del complejo activado es más alta que las energías de los reactivos y de los productos.

5. TIPO DE REACCIONES Podemos deducir la energía de reactantes y productos de una reacción, a partir de su perfil y sabiendo también, si es una reacción exotérmica o endotérmica:

Cuando la reacción es exotérmica, los productos serán energéticamente más estables que los reactantes, es decir, se libera energía en forma de calor, ya que los reactantes presentan mayor energía que los productos.

Cuando la reacción es endotérmica, se puede decir, que los productos de la reacción son energéticamente menos estables que los reactantes, por lo tanto, se absorbe calor, lo que genera que los reactantes tengan menor energía que los productos