CINÉTICA QUÍMICA QUÍMICA 2º BACHILLERATO

CINÉTICA QUÍMICA                   QUÍMICA 2º BACHILLERATO 

[pic 1]

1.- Velocidad de reacción  

1.1. Expresión de la velocidad de una reacción química.

2.- Ecuación y constante de velocidad.  

2.1. Orden de reacción.  

2.2. Forma de determinar la ecuación de velocidad.

3.- Mecanismos de reacción. Molecularidad.

4.- Teoría de las colisiones. Energía de activación (Ea).

5.- Factores de los que depende la velocidad de una reacción química

[pic 2] 

1.-VELOCIDAD DE REACCIÓN. 

Cuando se produce una reacción química, las concentraciones de cada uno de los reactivos y productos va variando con el tiempo, hasta que se produce el equilibrio químico, en el cual las concentraciones de todas las sustancias permanecen constantes.

[  ] La velocidad de una reacción es la derivada de la concentración de un reactivo o producto con respecto al tiempo tomada siempre como valor positivo. [pic 3]

Es decir, es el cociente de la variación de la concentración de algún reactivo o producto por unidad de

        t (s)         tiempo cuando los intervalos de tiempo

tienden a 0.

        ∆[Sustancia]        d[Sustancia]

        v = lim        =[pic 4]

        ∆ →t        0        ∆t         dt        

1.1.-Expresión de la velocidad de una reacción química En la reacción estándar: a A +b B → c C +d D

v = −1 d[A] = −1 d[B] = 1 d[C] = 1 d[D] [pic 5][pic 6]

        a        dt        b        dt        c dt        d        dt

Como la velocidad es positiva según transcurre la reacción hacia la derecha, es decir según va desapareciendo los reactivos, es necesario poner un signo “–” delante de las concentraciones de éstos.

Ejemplo: 

Expresar la velocidad de la siguiente reacción química en función de la concentración de cada una de las especies implicadas en la reacción: 4 NH3 (g) + 3 O2 (g) →  2 N2 (g) + 6 H2O (g)

v = −1 d[NH3] = −1 d[O2] = 1 d[N2] = 1 d[H2O] [pic 7]

        4        dt        3        dt        2        dt        6        dt

2.-ECUACIÓN DE VELOCIDAD 

En general, la velocidad depende de las concentraciones de los reactivos siguiendo una expresión similar a la siguiente para la reacción estándar: a A + b B          c C + d D [pic 8]

V=k [A] m[B]n 

Es importante señalar que “m” y “n” no tienen porqué coincidir con los coeficientes estequiométricos “a” y “b”, sino que se determinan experimentalmente.  

A la constante “k” se le denomina constante de velocidad (No confundir con KC o KP)

Ejemplos: 

Las reacciones: a) H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (g) y b) H2 (g) + Br2 (g) → 2 HBr (g)           tienen ecuaciones de velocidad diferentes: a) v = k [H2]  [I2]    b) v = k  [H2]  [Br2]1/2 

Nota: El valor de “k” depende de cada reacción.

2.1.-Orden de reacción 

En la expresión: v = k [A]n [B]m  se denomina orden de reacción al valor suma de los exponentes “n + m”.

Se llama orden de reacción parcial a cada uno de los exponentes. Es decir, la reacción anterior es de orden “n” con respecto a A y de orden “m” con respecto a B.

Ejemplo: 

Determina los órdenes de reacción total y parciales de las reacciones anteriores:        a) H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (g) v = k  [H2] [I2]    

b) H2 (g) + Br2 (g) → 2 HBr (g)         v = k  [H2] [Br2]1/2           

1. H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (g)          v = k  [H2]  [I2]  

• Reacción de segundo orden  (1 + 1)
• De primer orden respecto al H2 y  de primer orden respecto al I2.

1. H2 (g) + Br2 (g) → 2 HBr (g)  v = k  [H2]  [Br2]1/2 

• Reacción de orden 3/2  (1 + ½)
• De primer orden respecto al H2 y  de orden ½  respecto al Br2.

2.2.-Determinación de la ecuación de velocidad 

Consiste en medir la velocidad inicial manteniendo las concentraciones de todos los reactivos constantes excepto la de uno y ver cómo afecta la variación de éste al valor de la velocidad.

Si por ejemplo, al doblar la concentración de un reactivo la velocidad se multiplica por cuatro, podemos deducir que el orden parcial respecto a ese reactivo es “2”.

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