Cinetica Quimica

INDICE.

INTRODUCCION

Teoría de velocidad………………………………………………………….. 4

Teoría de las colisiones ……………………………………………………... 4

Frecuencia de colisión………………………………………………………. 7

Factor estérico……………………………………………………………….. 8

Sección eficaz de reacción…………………………………………………... 9

Teoría de complejo activado………………………………………………….

Mecanismo de reacción ……………………………………………. 11

11

CONCLUSION

INTRODUCCION

 La velocidad de una reacción depende de la naturaleza de las sustancias, temperatura y concentración de los reactivos. Un incremento de temperatura produce casi invariablemente un aumento de velocidad; el aumento de la concentración inicial origina una aceleración en la velocidad.

Para dar inicio a una reacción es necesario el suministro de energía, a ésta se le denomina Energía de Activación. La Teoría de las Colisiones considera que las partículas de las sustancias deben chocar en forma efectiva para poder reaccionar, para esto las partículas deben tener la debida orientación y chocar con suficiente energía hasta alcanzar la energía de activación, que las capacita para reaccionar entre sí

TEORIA DE VELOCIDAD.

Velocidad de reacción es una medida de la rapidez con la que se consume un reactivo o se forma un producto, donde las concentraciones de las sustancias reaccionantes varían con el tiempo, es decir, -dC/dt, donde C es la concentración del reactivo y t el tiempo. El signo menos usado indica que la concentración disminuye con el tiempo. Esta dependencia viene dada por la ley de acción de masas, que se expresa de la forma siguiente: la velocidad de una reacción en cada instante es proporcional a la concentración de los reactivos con cada concentración elevada a una potencia igual al número de moléculas de cada especie participe en el proceso.

La velocidad de reacción se expresa de la siguiente forma:

Velocidad = moles o gramos de sustancias que reaccionan por litro (1)

tiempo en segundos

Velocidad = moles o gramos de sustancias obtenidas por litro (2)

tiempo en segundo

TEORÍA DE LAS COLISIÓN.

“Las reacciones químicas se producen mediante choques entre los átomos, moléculas o iones que constituyen los reactivos provocando la ruptura de ciertos enlaces y una redistribución de átomos, electrones y enlaces, que implica la formación de nuevas especies químicas”

La teoría de las colisiones es una teoría propuesta por Max Trautz y William Lewisen 1916 y 1918, que explica cualitativamente cómo ocurren las reacciones químicas y porqué las velocidades de reacción difieren para diferentes reacciones. Para que una reacción ocurra las partículas reaccionantes deben colisionar. Solo una cierta fracción de las colisiones totales causan un cambio químico; estas son llamadas colisiones exitosas. Las colisiones exitosas tienen energía suficiente (energía de activación) al momento del impacto para romper los enlaces existentes y formar nuevos enlaces, resultando en los productos de la reacción. El incrementar la concentración de los reactivos y aumentar la temperatura lleva a más colisiones y por tanto a más colisiones exitosas, incrementando la velocidad de la reacción.

Mayor concentración de especies mayor n° de colisiones por unidad de

No todas las colisiones

Son efectivas

No todas dan como

resultado una reacción

Para que dos moléculas puedan chocar entre si y no verificarse reacción alguna. Para que un choque sea eficaz, se produzca una reacción, hace falta dos condiciones:

Que las moléculas posean suficiente energía (cinética), para que al chocar puedan romperse algunos enlaces (o relajarse mucho). Estas moléculas se llaman moléculas activadas, y la energía mínima requerida se llama energía de activación.

Que el choque se verifique con una orientación adecuada. Aunque las moléculas tengan la suficiente energía, puede suceder que el choque no sea eficaz, por tener lugar con una orientación desfavorable.

Teoría de colisiones para las reacciones gaseosas.

Las velocidades de reacción se han medido en soluciones gaseosas, líquidas y Sólidas. Las más investigadas son las líquidas debido a su importancia pero desde un punto de vista teórico es más asequible un enfoque mediante la teoría estadística de gases. La primera teoría postula para reacciones gaseosas que para tener reacción, las moléculas deben aproximarse unas a otras de modo que colisionen. En ciertas ocasiones dicha interacción produce una reorganización de los enlaces químicos, formando nuevas moléculas a partir de las primeras. La velocidad de reacción equivale al número de choques por segundo, multiplicado por la fracción de choques que se puedan considerar efectivos para producir el cambio químico.

La idea fundamental es que las reacciones ocurren durante las colisiones entre las moléculas gaseosas cuando un arreglo determinado de los enlaces químicos forma nuevas moléculas con las viejas

• v = factor de frecuencia x factor de activación

• Factor de frecuencia = nº colisiones /tiempo

• v = nº colisiones /tiempo x factor de activación

FRECUENCIA DE COLISION.

La frecuencia de colisiones de una reacción química se refiere al número de choques entre las moléculas que participan en la reacción química. Aumentar la frecuencia de colisiones significa aumentar el número de choques por unidad de tiempo entre las moléculas. Su símbolo es Z. A diferencia del factor de pre exponencial A, que es una magnitud empírica, Z es una magnitud teórica, calculada desde un principio, cuánto más se acerque a la Z, mejor una determinada teoría de la cinética química.

Para una fase de gas de reacción bi-molecular Z

Donde:

NA es el número de Avogadro.

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