presentación de powerpoint - junta de andalucía · 2h2o2 (l) 2h2o(l) +o2(g) ea= 22,9 kj/mol en...
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IR AL LABORATORIO
La cinética química basa sus conclusiones en métodos experimentales
La termodinámica predice la evolución de una reacción, mientras que la cinética permite conocer la velocidad a la que tendrá lugar la reacción.
En medio ácido, el agua oxigenada oxida al yoduro a yodo.
Debes de estudiar como varía la velocidad de reacción:
a) Con la concentración de los reactivos
b) Con la temperatura
ACTIVIDAD EXPERIMENTAL
1.1 Velocidad de reacción
La La velocidad instantánea de reacción es la variación en un instante determinado,
de la concentración de cada una de las sustanciasque intervienen en el proceso por unidad de tiempo
Ejemplo: Para la reacción
aA + bB cC + dD
La velocidad de la reacción se puede expresar:
v=−1ad [A ]dt
=−1bd [B ]dt
=1cd [C ]dt
=1dd [D ]dt
con
cen
trac
ión
t
reactivos
productos
La velocidad de reacción se mide en mol/Ls
A-3
1.2. Ecuación de velocidad
La ecuación de velocidad es una ecuación que facilita la velocidad de una reacciónen un determinado instante en función de las concentraciones de las sustancias
presentes en ese momento
a A + b B c C +d D
v= k [A]α [B]β
k se denomina constante de velocidad Los exponentes α e β (distintos , en general de a y b), se denominan ordenes parciales de la reacción (α+β) orden global de reacción
La unidades de k dependen del orden global de la reacción
1.2. Ecuación de velocidad
0 0,02 0,04 0,06 0,08 0,1 0,12 0,14
0
5
10
15
20
25
30
35
40f(x) = 2248,05 x 2̂
velocidad de reacción
concentración de nitrógeno
velo
cid
ad
de
re
acc
ión
0 0,02 0,04 0,06 0,08 0,1 0,12 0,14
0
2
4
6
8
10
12
14
16
velocidad de reacción
concentración de hidrógeno
velo
cid
ad
de
re
acc
ión
α =2 β=1
V= k[N2]2 [H
2]
Ejemplo
Determinamos la ecuación de velocidad para la reacción
N2 + 3 H
2 → 2 NH
3
A-4
Reacciones de orden 1
2 N2O5 4NO2 + O2
v= k [N2O5]
con
cen
trac
ión
t
velo
cida
d
Concentración reactivo
Reacciones de orden 2
2 NO2 2NO + O2
v= k [NO2]2
con
cen
trac
ión
t
velo
cida
d
Concentración reactivo
Reacciones de orden 0
Pd;Q
2 NH3 3 H2 + N2
v= k
conc
entr
ació
n
t
velo
cida
d
Concentración reactivo
Ordenes de reacción
Experimento [A](M) [B](M) V (M/min)
1 2,00 1,00 2 10-3
2 0,50 1,00 0,5 10-3
3 1,00 2,00 4 10-3
APLICACIÓN 1
Para la reacción A + B→ productos se obtienen los datos de la tabla. Determine los órdenes parciales y el orden global.
APLICACIÓN 2Para la reacción A + B→ productos , se han realizado cuatro experimentos para determinar las velocidades iniciales de la reacción correspondientes a diferentes concentraciones de reactivos. Los resultados figuran en la tabla:
Experimento [A] (M) [B] (M) V (M/s)
1 1,0 0,5 1,2 10-3
2 2,0 1,0 9,610-3
3 1,0 1,0 2,4 10-3
4 2,0 0,5 4,810-3
a) Orden parcial respecto a A α = Orden parcial respecto a B β = Orden global =
b) Ecuación de velocidad v=k[A] [B]
c) Valor y unidades de k
d) Velocidad de la reacción si las concentraciones iniciales son [A]=[B]= 1,5 mol/L
A-5 y 6
2 Mecanismos de reacción
▷ Reacciones elementales o de mecanismo concertadoLa reacción se produce en un sólo paso
Cl2 + H2 2 HCl
productosReacción unimolecular
productosReacción bimolecular
productos
molecularidad
▷ Reacciones en varias etapas
* Cada etapa se denomina reacción elemental* Pueden aparecer intermediarios de reacción Br2 + H2 2 HBr luz
Iniciación : Br2 Br . (intermedio de reacción)
Propagación: Br. + H2 HBr + H . H . + Br2 HBr + Br. (lenta)
Terminación 2Br . Br2
2 H . H2
Br . + H . Hbr
v= k [H][HBr]
Mecanismo de reacción:Conjunto de reacciones sencillas(etapas elementales) que representan el avance de la reacciónMolecularidad: nº de especies químicas que intervienen en el proceso
A 7 y 9
3. Teorías sobre la reacción química3-1 Teoría de las colisiones
Las reacciones químicas se producen por los choques eficaces entre las moléculas de reactivos. (Lewis. 1.918)
I
I
H
H
Choqueeficaz
No eficaz
I
I
I
I
H
H
H
H
I
I
H
H
I
I
H
H
I2 + H2
HI + HI
I2 H2
Veamos la reacción de formación del HI a partir de I2 e H2
Además del choque adecuado las moléculas tienen que tener una energía suficiente, esta energía mínima se denomina energía de activación.
Energía de activación
H
Transcurso de la reacción
Complejoactivado
Reactivos
H<0
Energía de activación
Transcurso de la reacción
Complejoactivado
Reactivos
H>0
H
Reacción exotérmica Reacción endotérmica
Productos
Productos
3-2 Teoría delcomplejo activado Eyring. 1.935
I
I
H
H
I
I
H
H
I
I
H
H+
+
3-2 Teoría del complejo activado
rápida
lenta
H
Avance de la reacción
reactivos
productos
Diagrama de entalpía para un proceso no elemntal
Intermedio de reacción
Ea1
Ea2
ΔH
3-3 Ecuación de Arrhenius
El químico sueco Svante Arrhenius dedujo a partir de hechos experimentales la relación entre la energía de activación (Ea) y la constante de velocidad (k)
k = A e-Ea/RT
ln k
1/T
ln A
Pendiente -Ea/R
1/T
ln k
Ea < Ea < Ea
A Factor de frecuencia. Mide la proporción de choques que son eficaces. (Tiene las mismas unidades que k
Para una energía de activación de 50 kJ/mol y 25ºC por cada mil millones de choques, menos de dos son eficaces
Si tomamos logaritmos neperianos (naturales)
ln K = ln A - Ea/RT
4- Factores que afectan a la velocidad de reacción
4-1 La temperatura
Ea
E
% d
e m
oléc
ulas
con
una
ener
gía
E
e-Ea/RT
Cuanto mayor sea la temperatura, mayor será la energía cinética media de las partículas, y por tanto, habrá mas probabilidad de que las colisiones tengan la energía necesaria para romper los enlaces
4-2 La concentración y la presión
A 1 atm y 25 ºC una moléculachoca con otra cada 10-10 s
Al aumentar la concentración de los reactivos aumenta el número de coques entre moléculas y por tanto la velocidad.Si en la reacción intervienen gases, al aumentar la presión, aumenta la velocidad ya que P= cRT
4-4 Grado de división (superficie de contacto)
4- Factores que afectan a la velocidad de reacción
4-2 Naturaleza de los reactivos
La naturaleza de los reactivos determina el tipo de enlaces que se deben romper para que se alcance el estado de transición o se produzca la colisión eficaz.En general las reacciones entre iones son más rápidas que las reacciones entre moléculas.
H+ + OH- →H2O rápida
N2 + 3H
2 → 2NH
3 lenta
S= 6 l2 S= 8X6 (l/2)2
12 l2
En las reacciones heterogéneas la reaccion se produce en la superficie de contacto entre el sólido y el gas o la disolución. Al aumentar la superficie de contacto (grado de división) aumenta la velocidad
4-5 Presencia de catalizadores
Complejoactivado
Reactivos
H>0
En
ergí
a
Productos
Ea
Reacción sin catalizarReacción con catalizador positivoReacción con catalizador negativo (inhibidor)
Son sustancias que sin intervenir, aparentemente, en la reacciónsu presencia acelera considerablemente la velocidad de ésta.
2Ce4+ + Tl+→2 Ce3+ + Tl3+ es muy lenta (supone el choque de 3 iones)si se adiciona una pequeña cantidad de Mn2+ la reacción se hace muy rápida
Ce4+ + Mn2+ →Ce3+ + Mn3+
Ce4+ Mn3+ → Ce3+ + Mn4+
Mn4+ + Tl+ → Mn2+ + Tl3+
Los catalizadores son sustancias que:- Alteran la velocidad de reacción- No experimentan cambios químicos permanentes- Alteran el mecanismo de reacción, cambiando eltipo de complejo activado y la energía de activación necesaria para llegar a él
4- Catalizadores
5. Tipos de catalizadores.
Catálisis homogéneaLos reactivos y el catalizador se encuentranen la misma fase.
H2O2 (l) + I- (aq) H2O (l) + IO-(aq)
IO-(aq) + H2O2 (l) H2O(l) + I-
(aq) + O2 (g)
2H2O2 (l) 2H2O(l) +O2(g)
Catálisis heterogéneaEl catalizador y los reactivos se encuentran en distinta fase.
C
C
H
H
H
H
C
C
H
H
H
H
C
C
H
H
H
H
Los catalizadores puden sufrir “envenenamiento” o inactivación cuando alguna sustanciase adsorbencon tanta intensidad sobre el catalizador que bloquea su superficie. (El As envenana al Pt)
2 SO2 + O2 2SO3 Proceso que se utiliza desde 1875 para la síntesis del H2SO4
N2 + 3 H2 2NH3 Proceso de Haber-Bosch
V2O5
Fe, Mo, Al2O3
Catálisis enzimática
sustrato
Enzima
Centro activo
Complejo enzima-sustrato
Sustratotransformado
Los biocatalizadores son proteinas, altamente especializadas y eficaces en la catálisis:2H2O2 (l) 2H2O(l) +O2(g) Ea= 75 kJ/mol2H2O2 (l) 2H2O(l) +O2(g) Ea= 56,25 kJ/mol en presencia de iones I-
2H2O2 (l) 2H2O(l) +O2(g) Ea= 22,9 kJ/mol en presencia de catalasa.
cofactor
Tripsina lisis de proteinascitocromos transporte electrónicoSuccinato deshidrogenasa Ciclo de KrebsDNA-polimerasa Replicación del ADNureasa descomposición de la urea
IMPORTANCIA DE LOS CATALIZADORES EN LA INDUSTRIA
Energía ypetroquímica
Abonos y agroquímicos
Tratamiento de residuos y contaminates
Polímeros
Detergentes
Cosméticos
Industria química básica
Catálisis
Fármacos
● Más del 80% de los productos químicos manufacturados requieren por los menos una etapa catalítica (es decir, emplean al menos un catalizador)
● La catálisis química es una ciencia central en una sociedad tecnológicamente avanzada
● La investigación en catálisis es indispensablepara el desarrollo sostenible del planeta
)
)
PROCESO DE HABER-BOSCH
1909
1/2 N2 + 3/2 H2 NH3 (15-25% conversión!)
Catalizador: 90% Fe() y promotores (K2O, Al2O3, MgO, SiO2)
Wilhem Ostwald
OXIDACIÓN DEL AMONIACO
NH3 + 2 O2 HNO3 + H2O H= - 309 kJ·mol-1
Catalizador: malla de Pt, 5% Rh, 5% Pd
1902
Catalizador actual
S(s) + O2 (g) → SO2 (g)
SO2(g) + ½ O2(g) → SO3(g) (catalizada con V2O5
SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq)
OBTENCIÓN DEL ÁCIDO SULFÚRICO
Método de contacto
Método de la cámara de plomo
SO2(g) + NO2(g) → SO3(g) + NO(g)
NO(g) + ½ O2(g) → NO2(g)
CONVERTIDORES CATALÍTICOS DE LOS AUTOMÓVILES
relación aire / combustible
contaminates (%)
NOxCxHy+ CO
CxHy + CO O2
Pt CO2 + H2O
Módulo de oxidación
NOx Rh1/2 N2 + x/2 O2
Módulo de reducción
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